Canary Islands PAU Chemistry cheat sheet

Números cuánticos: n = 1,2,3…; l = 0…n−1 (s, p, d, f); m_l = −l…+l; m_s = ±½. Dos electrones de un átomo no pueden compartir los cuatro valores (Pauli).

Orden de llenado (Aufbau): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p; la regla n+l menor primero y, a igual n+l, menor n.

Configuración de la primera serie de transición: el catión M²⁺ pierde primero los electrones 4s, no los 3d (Fe: [Ar]3d⁶4s² → Fe²⁺: [Ar]3d⁶).

Regla de Hund: en orbitales degenerados se coloca un electrón por orbital con espines paralelos antes de aparear; explica el paramagnetismo de O₂.

Radio atómico disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar un grupo; el radio del catión es menor y el del anión mayor que el del átomo neutro.

Energía de ionización y afinidad electrónica aumentan en general hacia la derecha y hacia arriba; las excepciones son los grupos 2, 15 y el gas noble.

Electronegatividad (Pauling): F = 4,0 es el máximo; crece en el mismo sentido que la energía de ionización. Enlace iónico si ΔEN > ~1,7; covalente polar si 0,4 < ΔEN < 1,7.

Niveles de energía del hidrógeno: Eₙ = −13,6/n² eV; transición emite fotón de energía hν = |E_final − E_inicial|; la serie de Balmer (n→2) es visible.

TRPECV: los pares de electrones se repelen y se separan al máximo. AX₂ lineal (180°), AX₃ triangular plana (120°), AX₄ tetraédrica (109,5°), AX₅ bipiramidal trigonal, AX₆ octaédrica.

Cada par libre (L) reduce el ángulo: AX₃L pirámide trigonal (~107° en NH₃), AX₂L₂ angular (~104,5° en H₂O), AX₄L₂ plano cuadrado.

Hibridación según el número de pares σ + libres: 2 → sp (lineal), 3 → sp² (plana), 4 → sp³ (tetraédrica). El enlace múltiple usa orbitales p sin hibridar.

Polaridad molecular: un enlace polar no garantiza molécula polar; CO₂ (lineal) es apolar y H₂O (angular) es polar porque los dipolos no se cancelan.

Fuerzas intermoleculares por intensidad: ion-dipolo > puente de hidrógeno > dipolo-dipolo > dispersión de London. El puente de H requiere H unido a N, O o F.

Punto de ebullición: aumenta con la masa molar y con la polaridad; H₂O (100 °C) supera a H₂S (−60 °C) por los puentes de hidrógeno.

Sólidos: iónicos (altos puntos de fusión, fundidos conductores), covalentes atómicos (diamante, SiO₂: muy duros e inertes), moleculares (blandos, volátiles) y metálicos (conductores, dúctiles).

Energía reticular (Born-Landé): aumenta con la carga de los iones y disminuye con el radio; explica que MgO funda mucho más alto que NaCl.

Primer principio: ΔU = q + w. Criterio de signos IUPAC: q > 0 si el sistema absorbe calor; w > 0 si el entorno realiza trabajo sobre el sistema.

Trabajo de expansión reversible isoterma: w = −nRT ln(V₂/V₁); a presión externa constante, w = −p·ΔV.

Entalpía: ΔH = ΔU + Δ(pV); a presión constante q_p = ΔH. Reacción exotérmica ΔH < 0; endotérmica ΔH > 0.

Ley de Hess: ΔH es función de estado; se suman las entalpías de las etapas. ΔH°_reacción = ΣΔH°_f(productos) − ΣΔH°_f(reactivos).

Entalpía de enlace: ΔH ≈ Σ(enlaces rotos) − Σ(enlaces formados), usando valores positivos de disociación.

Entropía (segundo principio): ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_entorno > 0 para un proceso espontáneo; ΔS_entorno = −ΔH/T a T y p constantes.

Energía de Gibbs: ΔG = ΔH − TΔS. Espontáneo si ΔG < 0; equilibrio si ΔG = 0; no espontáneo si ΔG > 0.

Relación con la constante de equilibrio: ΔG° = −RT ln K; ΔG° = −nFE°_celda. Un ΔG° negativo implica K > 1.

Temperatura de inversión: si ΔH y ΔS tienen el mismo signo, T = ΔH/ΔS marca el cambio de espontaneidad.

Velocidad media de reacción referida a un componente i: v = −(1/ν_i)·d[i]/dt para reactivos y +(1/ν_i)·d[i]/dt para productos, con ν_i el coeficiente estequiométrico.

Ley de velocidad experimental: v = k[A]^m[B]^n; los órdenes m y n se determinan experimentalmente y no coinciden necesariamente con los coeficientes.

Orden total y unidades de k: orden 0 → mol·L⁻¹·s⁻¹; orden 1 → s⁻¹; orden 2 → L·mol⁻¹·s⁻¹.

Ecuación de Arrhenius: k = A·e^(−Ea/RT); ln(k₂/k₁) = (Ea/R)(1/T₁ − 1/T₂). Un aumento de 10 °C duplica aproximadamente la velocidad a temperatura ambiente.

Mecanismo: la etapa determinante es la más lenta; la molecularidad se refiere a una etapa elemental, no a la ecuación global. Un catalizador rebaja Ea sin alterar ΔH ni K.

Equilibrio: K_c = Π[productos]^ν / Π[reactivos]^ν; K_p = K_c(RT)^Δn, con Δn = moles gaseosos de productos − reactivos.

Cociente de reacción Q: si Q < K avanza hacia productos; si Q > K hacia reactivos; si Q = K está en equilibrio.

Le Châtelier: un aumento de presión favorece el lado con menos moles gaseosos; un aumento de temperatura favorece el sentido endotérmico; un catalizador no desplaza el equilibrio.

K depende solo de la temperatura; Δn = 0 implica K_p = K_c. En disoluciones acuosas se usa K_c con concentraciones molares.

Definiciones: Arrhenius (H⁺/OH⁻ en agua), Brønsted-Lowry (donador/aceptor de protón), Lewis (aceptor/donador de par de electrones).

Autoionización del agua a 25 °C: K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴; pH + pOH = 14; pH = −log[H₃O⁺].

Ácido fuerte: disociación total (HCl, HNO₃, H₂SO₄ primera etapa, HClO₄). Base fuerte: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Ácido débil: K_a = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]; para una disolución de concentración C, [H₃O⁺] ≈ √(K_a·C) si C/K_a > 100.

Relación conjugada: K_a·K_b = K_w; pK_a + pK_b = 14. Cuanto mayor es K_a, más fuerte el ácido y más débil su base conjugada.

Hidrólisis de sales: sal de ácido débil y base fuerte da pH básico; de ácido fuerte y base débil, pH ácido; de ambos débiles depende de K_a frente a K_b; de ácido y base fuertes, pH ≈ 7.

Disolución amortiguadora: pH = pK_a + log([base]/[ácido]) (Henderson-Hasselbalch); máxima capacidad cuando pH ≈ pK_a.

Valoración ácido fuerte-base fuerte: el pH en el punto de equivalencia es 7; con ácido débil y base fuerte es > 7 y el punto de semiequivalencia da pH ≈ pK_a.

Indicadores: vira en un intervalo aproximado pK_a ± 1; debe elegirse el indicador cuyo intervalo contenga el pH del punto de equivalencia.

Oxidación: pérdida de electrones y aumento del número de oxidación. Reducción: ganancia de electrones y disminución del número de oxidación.

Números de oxidación habituales: O = −2 (excepto −1 en peróxidos, −½ en superóxidos); H = +1 con no metales y −1 con metales; suma igual a la carga del ion o molécula.

Ajuste en medio ácido: igualar átomos, añadir H₂O para igualar O, añadir H⁺ para igualar H y cerrar con electrones; en medio básico añadir OH⁻ a ambos lados.

Potencial de electrodo: E°_celda = E°_cátodo − E°_ánodo, ambos como potenciales de reducción. E° > 0 indica reacción espontánea en la pila.

Relaciones cuantitativas: ΔG° = −nFE° y, a 25 °C, E° = (0,059/n)·log K. Un mayor E° implica mayor tendencia a reducirse.

Notación de pila: ánodo | disolución anódica ‖ disolución catódica | cátodo. En la pila galvánica el ánodo es el polo negativo y se oxida.

Electrólisis: se impone una diferencia de potencial externa; el cátodo sigue siendo el electrodo donde se reduce. La masa depositada se calcula con m = (M·I·t)/(n·F).

F = 96 485 C/mol. La carga Q = I·t y los moles de electrones son Q/F; en serie, todos los electrolizadores reciben la misma carga.

Corrosión del hierro: oxidación anódica del Fe a Fe²⁺; el O₂ se reduce en el cátodo. El zinc actúa como ánodo de sacrificio por tener E° menor.

Hibridación del carbono: sp³ tetraédrica (alcanos), sp² trigonal plana (alquenos, aromáticos, carbonilo), sp lineal (alquinos, nitrilos).

Isomería estructural: de cadena, de posición y de función (p. ej., etanol y dimetiléter, ambos C₂H₆O).

Estereoisomería: isómeros geométricos cis/trans requieren doble enlace con dos grupos distintos en cada carbono; isómeros ópticos requieren carbono asimétrico (cuatro grupos distintos) y son enantiómeros no superponibles.

Grupos funcionales y sufijos: -ol (alcohol), -al (aldehído), -ona (cetona), -oico (ácido carboxílico), -oato de alquilo (éster), -amina, -amida, -nitrilo.

Alcanos: sustitución radicalaria (iniciación por luz/calor, propagación, terminación); la reactividad del H sigue el orden terciario > secundario > primario.

Alquenos y alquinos: adición electrófila (HX, H₂O/H⁺, Br₂, H₂ con catalizador); la regla de Markovnikov coloca el H en el carbono con más hidrógenos.

Aromáticos: el benceno experimenta sustitución electrófila (nitración, halogenación, alquilación de Friedel-Crafts) y no adición, para conservar la aromaticidad.

Alcoholes: deshidratación a alqueno con H₂SO₄ y calor, oxidación a aldehído/ácido con dicromato en medio ácido y esterificación con ácido carboxílico (Fischer, catalizada por ácido).

Ácidos carboxílicos y derivados: la fuerza ácida aumenta con efectos inductivos atractores (−NO₂, −Cl); los ésteres se hidrolizan en medio ácido o básico (saponificación).