Castilla y León PAU Chemistry key terms

Entero que fija el nivel de energía de un electrón y, por tanto, su tamaño orbital aproximado; cuanto mayor es n, mayor es la distancia media al núcleo y mayor la energía.

Valor entero que va de 0 a n−1 y determina la forma del orbital y el subnivel (s, p, d, f); también fija el módulo del momento angular orbital del electrón.

Entero comprendido entre −l y +l que describe la orientación espacial de un orbital dentro de un subnivel y explica el desdoblamiento de niveles en presencia de un campo magnético externo.

Momento angular intrínseco del electrón, con valores +1/2 o −1/2; explica que cada orbital admita como máximo dos electrones y es la base del principio de exclusión de Pauli.

Distribución de los electrones de un átomo entre sus orbitales, escrita por subniveles y ordenada según energía creciente; determina las propiedades químicas y la posición del elemento en la tabla periódica.

Regla según la cual los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía, siguiendo el orden 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d, para obtener la configuración electrónica fundamental de un átomo.

Ningún par de electrones de un mismo átomo puede compartir los cuatro números cuánticos; en consecuencia, cada orbital aloja como máximo dos electrones con espines opuestos.

Al llenar orbitales de igual energía, los electrones se colocan primero desapareados con el mismo espín, minimizando la repulsión electrostática y dando la configuración de menor energía.

Distancia media entre el núcleo y la capa electrónica externa de un átomo; disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar en un grupo de la tabla periódica.

Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso aislado en su estado fundamental; crece hacia la derecha en un periodo y disminuye al descender en un grupo.

Variación de energía cuando un átomo gaseoso aislado capta un electrón; un valor muy negativo indica gran tendencia a formar aniones, como ocurre en los halógenos.

Tendencia relativa de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace químico; la escala de Pauling la cuantifica y permite predecir la polaridad de los enlaces.

Atracción electrostática entre cationes y aniones formados por transferencia de electrones entre elementos de electronegatividad muy distinta; origina redes cristalinas de alto punto de fusión.

Energía liberada al formarse un mol de compuesto iónico sólido a partir de sus iones gaseosos; su magnitud aumenta con la carga iónica y disminuye al crecer el radio de los iones.

Unión entre átomos que comparten uno o más pares de electrones; puede ser simple, doble o triple, y suele formarse entre no metales con electronegatividades parecidas.

Representación de una molécula en la que los electrones de valencia se muestran como puntos o cruces y los enlaces como pares compartidos, permitiendo predecir geometría y carga formal.

Tendencia de los átomos a rodearse de ocho electrones de valencia en la capa externa, compartiendo o ganando electrones para alcanzar la configuración estable del gas noble más próximo.

Mezcla matemática de orbitales atómicos de energía parecida para formar orbitales híbridos equivalentes (sp, sp², sp³) que explican la geometría molecular observada experimentalmente.

Disposición espacial de los átomos de una molécula deducida repeliéndose los pares de electrones enlazantes y no enlazantes del átomo central; predice ángulos como 109,5°, 120° o 180°.

Separación de carga que aparece cuando dos átomos de distinta electronegatividad comparten electrones, generando un dipolo; si los dipolos no se anulan, la molécula entera es polar.

Atracción fuerte entre un átomo de hidrógeno unido a F, O o N y un par de electrones libres de otra molécula; explica el elevado punto de ebullición del agua y del amoniaco.

Conjunto de interacciones intermoleculares débiles, como las de dispersión de London y las dipolo-dipolo, que mantienen unidas las moléculas neutras y condicionan sus puntos de fusión y ebullición.

Calor intercambiado a presión constante en una reacción química; es negativa en procesos exotérmicos y positiva en endotérmicos, y suele expresarse en kJ por mol.

La variación de entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino seguido; permite sumar entalpías de etapas conocidas para calcular una desconocida.

Aplicación de la ley de Hess que combina sublimación, ionización, disociación y afinidad electrónica para obtener la energía reticular de un compuesto iónico a partir de datos medibles.

Energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en estado gaseoso; cuanto mayor es, más fuerte es el enlace y más estable la molécula formada.

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 elevar la temperatura.

Función termodinámica definida como ΔG = ΔH − TΔS; si es negativa el proceso es espontáneo, si es positiva no lo es y si vale cero el sistema está en equilibrio.

Carácter de un proceso que ocurre sin aporte externo de energía; en condiciones de presión y temperatura constantes se cumple cuando la variación de energía libre de Gibbs es negativa.

Cambio de concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo; depende de la concentración, la temperatura, la superficie de contacto y la presencia de catalizadores.

Expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones de los reactivos elevadas a sus órdenes de reacción, determinados experimentalmente y no por la estequiometría.

Barrera energética mínima que deben superar las moléculas para que una colisión sea eficaz; los catalizadores la disminuyen sin alterar la entalpía global del proceso.

Sustancia que acelera una reacción proporcionando un camino de menor energía de activación y se recupera sin consumirse; no modifica la posición del equilibrio ni la constante de equilibrio.

Cociente entre el producto de las concentraciones o presiones de los productos elevadas a sus coeficientes y el de los reactivos, medido en el equilibrio; solo depende de la temperatura.

Si un sistema en equilibrio se perturba cambiando concentración, presión o temperatura, evoluciona en el sentido que contrarresta esa perturbación hasta alcanzar un nuevo equilibrio.

Especie que se disocia completamente en disolución acuosa, como HCl o HNO₃; su concentración de protones coincide con la concentración inicial del ácido y el pH se calcula directamente.

Especie que se ioniza solo parcialmente en agua y establece un equilibrio descrito por su constante de acidez Ka; para calcular el pH se necesita la raíz de Ka por la concentración inicial.

Constante de equilibrio de la disociación de un ácido en agua; cuanto mayor es, más fuerte es el ácido, y su logaritmo negativo pKa indica la acidez de forma cómoda.

Logaritmo decimal cambiado de signo de la actividad de los iones hidrógeno en disolución; a 25 °C, un pH menor que 7 indica medio ácido y mayor que 7 medio básico.

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

Relación pH = pKa + log([base conjugada]/[ácido]) que permite calcular el pH de una disolución amortiguadora y diseñar tampones con un pH determinado.

Reacción de los iones de una sal disuelta con el agua que modifica el pH; las sales de ácido débil y base fuerte dan disoluciones básicas y las de ácido fuerte y base débil, ácidas.

Constante de equilibrio de la disolución de un compuesto poco soluble, igual al producto de las concentraciones molares de sus iones elevadas a sus coeficientes estequiométricos.

Disminución de la solubilidad de una sal al añadir a la disolución otro compuesto que aporta uno de sus iones; el equilibrio de solubilidad se desplaza hacia el sólido.

Formación de un sólido insoluble al superarse el producto de solubilidad; permite separar iones de una disolución ajustando las condiciones, como en la precipitación selectiva.

Carga hipotética que tendría un átomo si los electrones del enlace se asignaran al elemento más electronegativo; permite identificar procesos redox y ajustar sus ecuaciones.

La oxidación es la pérdida de electrones y la reducción su ganancia; ambas ocurren simultáneamente en una reacción redox, con igual número de electrones cedidos y captados.

Cada una de las dos partes de una reacción redox, una de oxidación y otra de reducción, que se ajustan por separado en masa y carga antes de sumarse para obtener la ecuación global.

Diferencia de potencial, medida en voltios, de una semipila frente al electrodo estándar de hidrógeno; un valor más positivo indica mayor tendencia a reducirse.

Dispositivo que convierte energía química en eléctrica mediante una reacción redox espontánea; su fuerza electromotriz es la diferencia entre los potenciales de cátodo y ánodo.

Expresión que corrige el potencial de una pila según las concentraciones o presiones de las especies: E = E° − (RT/nF) ln Q, donde Q es el cociente de reacción.

Proceso no espontáneo en el que una corriente eléctrica externa provoca una reacción redox en una celda electrolítica; la cantidad de sustancia depositada depende de la carga según Faraday.

Conjunto de átomos que confiere a un compuesto orgánico sus propiedades químicas características; ejemplos son el hidroxilo, el carbonilo, el carboxilo y el grupo amino.

Fenómeno por el que compuestos con la misma fórmula molecular tienen distinta estructura o disposición espacial, dando lugar a isómeros de cadena, posición, función, geométricos u ópticos.

Átomo de carbono unido a cuatro grupos diferentes; genera isomería óptica porque la molécula y su imagen especular no son superponibles, formando enantiómeros con actividad óptica opuesta.

Reacción en la que un átomo o grupo de una molécula es reemplazado por otro; típica de alcanos, derivados halogenados y compuestos aromáticos, puede ser radicalaria, nucleófila o electrófila.

Reacción en la que dos especies se unen formando un solo producto, característica de los alquenos y alquinos; puede ser electrófila, nucleófila o radicalaria y sigue la regla de Markovnikov.

Reacción en la que una molécula pierde dos átomos o grupos, normalmente de carbonos adyacentes, generando un enlace doble o triple; compite con la sustitución nucleófila.

Unión repetida de unidades pequeñas llamadas monómeros para formar macromoléculas; puede ser por adición, sin pérdida de átomos, o por condensación, con liberación de agua u otra molécula.