PAU Chemistry (Aragón) flashcards

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Masa molar

Masa en gramos de un mol de entidades (átomos, moléculas o iones). Se obtiene sumando las masas atómicas relativas de la fórmula; permite convertir masa en moles mediante n = m/M.

Mol

Cantidad de sustancia que contiene 6,022·10²³ entidades elementales (número de Avogadro). Es la unidad del SI para cantidad de sustancia y conecta masa, volumen de gas y número de partículas.

Reactivo limitante

Reactivo que se consume por completo y determina la cantidad máxima de producto. Se identifica comparando los cocientes entre moles disponibles y coeficientes estequiométricos de cada reactivo.

Rendimiento de reacción

Cociente entre la cantidad de producto realmente obtenida y la máxima teórica, expresado en porcentaje. Suele ser menor del 100 % por reacciones secundarias, pérdidas o equilibrio incompleto.

Molaridad

Moles de soluto disueltos por litro de disolución total, no de disolvente. Depende de la temperatura porque el volumen varía; se usa en cálculos de valoraciones y diluciones.

Molalidad

Moles de soluto por kilogramo de disolvente. No depende de la temperatura y es la unidad adecuada para propiedades coligativas como ascenso ebulloscópico y descenso crioscópico.

Fracción molar

Relación entre los moles de un componente y los moles totales de la mezcla; es adimensional y la suma de todas las fracciones molares vale uno. Aparece en la ley de Raoult y en constantes de equilibrio.

Dilución

Proceso de añadir disolvente para reducir la concentración sin cambiar los moles de soluto. Se cumple M₁V₁ = M₂V₂ si las concentraciones se expresan en molaridad y los volúmenes en la misma unidad.

pH

Menos el logaritmo decimal de la actividad de iones hidronio, aproximada por su concentración molar. A 25 °C, pH menor que 7 indica disolución ácida y mayor que 7, básica.

Constante de acidez Ka

Constante de equilibrio de la disociación de un ácido débil en agua. Cuanto mayor es K_a, más fuerte es el ácido; su pK_a = -log K_a facilita comparaciones y cálculos de tampones.

Producto iónico del agua

Constante Kw = [H₃O⁺][OH⁻], que vale 1,0·10⁻¹⁴ a 25 °C. Aumenta con la temperatura; permite relacionar pH y pOH mediante pH + pOH = 14 a esa temperatura.

Grado de disociación

Fracción de moles de ácido o base débil que se ionizan respecto a los iniciales; se simboliza α y suele expresarse en porcentaje. Aumenta al diluir la disolución, según la ley de Ostwald.

Disolución amortiguadora

Mezcla de un ácido débil y su base conjugada, o de una base débil y su ácido conjugado, que resiste cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base fuertes.

Ecuación de Henderson-Hasselbalch

Relación pH = pK_a + log([base conjugada]/[ácido]) para un tampón. Permite calcular el pH a partir de las concentraciones del par conjugado o diseñar un tampón con el pK_a adecuado.

Hidrólisis de una sal

Reacción de los iones de una sal disuelta con el agua, que modifica el pH. Depende de la fuerza relativa del ácido y la base que originan la sal; se cuantifica con la constante de hidrólisis.

Producto de solubilidad Ks

Constante de equilibrio de la disolución de una sal poco soluble, expresada como producto de las concentraciones molares de sus iones elevadas a sus coeficientes estequiométricos. Solo depende de la temperatura.

Efecto del ion común

Descenso de la solubilidad de una sal poco soluble al añadir otro compuesto que aporta uno de sus iones. Se explica por el principio de Le Châtelier al desplazar el equilibrio hacia el sólido.

Constante Kp

Constante de equilibrio expresada con presiones parciales de gases, elevadas a sus coeficientes estequiométricos. Se relaciona con K_c mediante K_p = K_c(RT)^Δn, con Δn de especies gaseosas.

Cociente de reacción Q

Expresión con la misma forma que la constante de equilibrio pero con concentraciones o presiones instantáneas. Si Q < K la reacción avanza hacia productos; si Q > K, hacia reactivos.

Principio de Le Châtelier

Ante una perturbación externa, un sistema en equilibrio se desplaza en el sentido que atenúa dicha perturbación. Se aplica a cambios de concentración, presión, volumen y temperatura.

Entalpía de reacción

Variación de calor a presión constante entre productos y reactivos. Es negativa en reacciones exotérmicas y positiva en endotérmicas; se calcula con entalpías de formación o con la ley de Hess.

Ley de Hess

La entalpía de una reacción global es la suma de las entalpías de las etapas en que puede descomponerse, invirtiendo el signo al invertir una etapa y multiplicando al escalarla.

Entropía

Magnitud termodinámica que mide el desorden o número de microestados accesibles de un sistema. Aumenta al pasar de sólido a líquido y a gas, y al aumentar la temperatura.

Energía de Gibbs

Función G = H - TS; su variación a presión y temperatura constantes determina la espontaneidad: ΔG < 0 proceso espontáneo, ΔG = 0 equilibrio y ΔG > 0 no espontáneo.

Relación entre ΔG y K

ΔG° = -RT ln K, con R = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹ y T en kelvin. Una K grande implica ΔG° negativo y una reacción muy desplazada hacia los productos en condiciones estándar.

Velocidad de reacción

Cambio de concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo, dividido por su coeficiente estequiométrico. Depende de concentración, temperatura, superficie de contacto y catalizadores.

Ecuación de Arrhenius

k = A·e^(−Ea/RT), donde Ea es la energía de activación y A el factor preexponencial. Al aumentar la temperatura o disminuir Ea con un catalizador, la constante de velocidad crece.

Orden de reacción

Suma de los exponentes de las concentraciones en la ley de velocidad experimental. No coincide necesariamente con los coeficientes estequiométricos salvo en etapas elementales.

Catalizador

Sustancia que aumenta la velocidad de reacción disminuyendo la energía de activación, sin consumirse globalmente. No altera la constante de equilibrio ni la entalpía de la reacción.

Semirreacción de oxidación

Parte de una reacción redox en la que una especie pierde electrones y aumenta su número de oxidación. Se escribe como oxidación en el ánodo de una pila galvánica.

Potencial estándar de reducción

Diferencia de potencial de una semirreacción de reducción frente al electrodo estándar de hidrógeno, a 25 °C y actividad unidad. Permite predecir la espontaneidad con E°celda = E°cátodo − E°ánodo.

Electrólisis

Proceso no espontáneo en el que una corriente eléctrica externa fuerza una reacción redox en una cuba electrolítica. En el cátodo se produce reducción y en el ánodo, oxidación.