Andalusia PAU Chemistry flashcards

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Configuración electrónica

Distribución de los electrones de un átomo entre orbitales siguiendo el orden de energía creciente, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund para orbitales degenerados.

Electronegatividad

Tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace. Aumenta hacia arriba y a la derecha en la tabla periódica; el flúor es el elemento más electronegativo.

Hibridación sp3

Combinación de un orbital s y tres p que genera cuatro orbitales equivalentes orientados hacia los vértices de un tetraedro, con ángulos de 109,5 grados, como en el metano.

Puente de hidrógeno

Fuerza intermolecular entre un átomo muy electronegativo (N, O o F) y un hidrógeno unido a otro de esos átomos. Explica los puntos de ebullición anómalamente altos del agua y del amoniaco.

Mol

Cantidad de sustancia que contiene 6,022·10^23 entidades elementales. Su masa en gramos coincide numéricamente con la masa molar expresada en g/mol.

Reactivo limitante

Reactivo que se consume por completo y determina la cantidad máxima de producto. Se identifica dividiendo los moles de cada reactivo entre su coeficiente estequiométrico y eligiendo el menor cociente.

Molaridad

Concentración expresada como moles de soluto por litro de disolución. Depende de la temperatura porque el volumen de la disolución varía con ella.

Fórmula empírica

Fórmula que muestra la proporción entera más sencilla entre los átomos de un compuesto. Se obtiene dividiendo los moles de cada elemento por el menor de ellos.

Ley de Hess

La entalpía de una reacción es la suma de las entalpías de las etapas en que se puede descomponer, ya que la entalpía es una función de estado.

Entalpía de formación

Variación de entalpía al formarse un mol de compuesto a partir de sus elementos en su estado estándar. Es cero para elementos puros en su forma más estable.

Entropía

Función de estado que mide el desorden de un sistema. Aumenta al pasar de sólido a líquido y a gas, al incrementar los moles gaseosos y al disolver un sólido.

Energía de Gibbs

Función definida como G = H − T·S. Su variación indica espontaneidad: negativa para procesos espontáneos, nula en el equilibrio y positiva en los no espontáneos.

Calorimetría

Técnica que mide el calor intercambiado mediante q = m·c·ΔT. A presión constante el calor medido corresponde a la variación de entalpía del proceso.

Ley de velocidad

Expresión v = k·[A]^m·[B]^n que relaciona la velocidad con las concentraciones. Los órdenes m y n se determinan experimentalmente y no coinciden necesariamente con la estequiometría.

Ecuación de Arrhenius

Relación k = A·e^(−Ea/RT) que describe cómo la constante de velocidad crece con la temperatura y disminuye al aumentar la energía de activación.

Principio de Le Châtelier

Cuando se modifica un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido que contrarresta parcialmente la perturbación de concentración, presión o temperatura.

Kp y Kc

Constantes de equilibrio expresadas con presiones parciales o con concentraciones. Se relacionan mediante Kp = Kc·(RT)^Δn, donde Δn es la variación de moles gaseosos.

Catalizador

Sustancia que aumenta la velocidad de reacción rebajando la energía de activación, sin consumirse ni alterar la entalpía de reacción ni la posición del equilibrio.

pH

Medida de acidez definida como pH = −log[H3O+]. A 25 °C, pH + pOH = 14 y una disolución neutra tiene pH igual a 7.

Ácido débil

Especie que se disocia parcialmente en disolución acuosa y alcanza un equilibrio caracterizado por su constante Ka. Cuanto menor es Ka, más débil es el ácido.

Disolución amortiguadora

Mezcla de un ácido débil y su base conjugada que resiste cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. Su pH se calcula con Henderson-Hasselbalch.

Hidrólisis de una sal

Reacción de los iones de una sal con el agua que modifica el pH. Las sales de ácido débil y base fuerte dan pH básico; las de ácido fuerte y base débil, pH ácido.

Indicador ácido-base

Sustancia cuyo color cambia en un intervalo de pH próximo a su pKa. Debe elegirse el indicador cuyo intervalo contenga el pH del punto de equivalencia.

Número de oxidación

Carga hipotética que tendría un átomo si los electrones del enlace se asignaran al más electronegativo. Su aumento indica oxidación y su disminución, reducción.

Ánodo y cátodo

En una pila, el ánodo es el electrodo donde ocurre la oxidación y tiene signo negativo; el cátodo es donde ocurre la reducción y tiene signo positivo.

Potencial de pila

Diferencia entre el potencial de reducción del cátodo y el del ánodo. Si resulta positivo, la reacción es espontánea y la pila funciona como generador.

Ecuación de Nernst

Expresión E = E° − (0,059/n)·log Q que corrige el potencial de una pila según las concentraciones o presiones de las especies reaccionantes.

Leyes de Faraday

La masa depositada en una electrólisis es proporcional a la carga que circula: m = M·I·t/(n·F), con F = 96485 C/mol.

Isomería óptica

Propiedad de moléculas con un carbono unido a cuatro grupos distintos (quiral), que existen como dos enantiómeros no superponibles que desvían la luz polarizada en sentidos opuestos.

Regla de Markovnikov

En la adición de un halogenuro de hidrógeno a un alqueno, el hidrógeno se une al carbono con más hidrógenos y el halógeno al carbono más sustituido.

Esterificación

Reacción reversible entre un ácido carboxílico y un alcohol, catalizada por ácido, que produce un éster y agua. Su inversa en medio básico es la saponificación.

Polímero de condensación

Macromolécula formada por unión de monómeros con pérdida de una molécula pequeña por cada enlace nuevo, como ocurre en poliamidas y poliésteres.