Canary Islands PAU Chemistry flashcards

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Número cuántico principal n

Determina el nivel de energía y el tamaño medio del orbital. Toma valores enteros positivos 1, 2, 3…; a mayor n, mayor energía y mayor distancia media del electrón al núcleo.

Principio de exclusión de Pauli

Ningún átomo puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Por ello cada orbital admite como máximo dos electrones, con espines opuestos (m_s = +½ y −½).

Radio atómico tendencia periódica

Disminuye al avanzar en un periodo porque la carga nuclear efectiva atrae más a los electrones, y aumenta al bajar en un grupo porque se añaden capas electrónicas nuevas.

Configuración electrónica del catión

Los cationes de metales de transición pierden primero los electrones del orbital 4s, aunque se llenara después del 3d. Ejemplo: Fe ([Ar]3d⁶4s²) forma Fe²⁺ ([Ar]3d⁶).

Hibridación sp³

Combina un orbital s y tres p para dar cuatro orbitales equivalentes orientados hacia los vértices de un tetraedro, con ángulos de 109,5°. Aparece en el metano, el amoníaco y el agua.

Geometría molecular según TRPECV

Los pares de electrones enlazantes y libres se repelen y se orientan lo más separados posible. Los pares libres ocupan más espacio y reducen los ángulos de enlace respecto a la geometría ideal.

Puente de hidrógeno

Atracción fuerte entre un H unido a N, O o F y un par libre de otra molécula. Explica el punto de ebullición anómalamente alto del agua, del amoníaco y del fluoruro de hidrógeno.

Molécula polar frente a apolar

Una molécula es polar si la suma vectorial de sus dipolos de enlace no se anula. El CO₂ lineal es apolar; el H₂O angular es polar aunque sus enlaces sean similares.

Energía reticular

Energía liberada al formarse un sólido iónico a partir de sus iones gaseosos. Aumenta con las cargas iónicas y disminuye al crecer los radios; correlaciona con la dureza y el punto de fusión.

Entalpía de reacción

Calor intercambiado a presión constante. Es negativa en reacciones exotérmicas y positiva en endotérmicas; se calcula con la ley de Hess a partir de entalpías de formación o de enlace.

Entropía y espontaneidad

La entropía mide el desorden del sistema. Un proceso es espontáneo si la entropía del universo aumenta; a temperatura y presión constantes esto equivale a que la energía de Gibbs disminuya.

Ecuación de Gibbs-Helmholtz

ΔG = ΔH − TΔS. Permite predecir la espontaneidad: ΔG negativa indica proceso espontáneo, ΔG nula indica equilibrio y ΔG positiva indica proceso no espontáneo en ese sentido.

Ley de Hess

La variación de entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino. Por ello las ecuaciones termoquímicas pueden sumarse, invertirse y multiplicarse como ecuaciones algebraicas.

Entalpía de enlace

Energía necesaria para romper un mol de enlaces en estado gaseoso. Es siempre positiva; la entalpía de reacción se estima como la suma de enlaces rotos menos la de enlaces formados.

Ley de velocidad

Expresión v = k[A]^m[B]^n donde los exponentes son los órdenes de reacción, determinados experimentalmente. No coinciden necesariamente con los coeficientes estequiométricos de la ecuación global.

Ecuación de Arrhenius

k = A·e^(−Ea/RT). Relaciona la constante de velocidad con la temperatura y la energía de activación; al aumentar T, el exponente se hace menos negativo y k crece.

Etapa determinante de la velocidad

En un mecanismo por etapas, la más lenta limita la velocidad global. Su ley de velocidad coincide con la ley experimental si es la única etapa lenta del mecanismo propuesto.

Constante de equilibrio Kp

Se expresa con presiones parciales de gases. Se relaciona con K_c mediante K_p = K_c(RT)^Δn, donde Δn es la diferencia de moles gaseosos entre productos y reactivos.

Principio de Le Châtelier

Si un sistema en equilibrio se perturba en concentración, presión o temperatura, evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación. Un catalizador no altera la posición del equilibrio.

Producto iónico del agua

A 25 °C, K_w = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴. En disolución acuosa pH + pOH = 14; el agua pura tiene pH 7 y concentraciones iguales de ambos iones.

Constante de acidez Ka

Cociente de concentraciones en el equilibrio de disociación de un ácido débil. Cuanto mayor es K_a (menor pK_a), más fuerte es el ácido y más débil su base conjugada.

Hidrólisis de sales

El ion de una sal que procede de ácido o base débil reacciona con el agua y modifica el pH. Por ejemplo, el acetato de sodio da pH básico y el cloruro de amonio, pH ácido.

Disolución amortiguadora

Mezcla de un ácido débil y su base conjugada en cantidades comparables. Resiste cambios de pH al añadir ácido o base; su pH sigue la ecuación de Henderson-Hasselbalch.

Punto de equivalencia en valoración

Momento en que el ácido y la base han reaccionado en proporción estequiométrica. El pH no es siempre 7: depende de la fuerza relativa del ácido y la base valorados.

Número de oxidación

Carga formal asignada a un átomo suponiendo enlaces iónicos. En un ion poliatómico la suma coincide con la carga del ion; en una molécula neutra, la suma es cero.

Potencial normal de reducción

Tendencia de una especie a reducirse frente al electrodo estándar de hidrógeno, medido a 25 °C, 1 bar y concentración 1 M. Un E° mayor indica mayor poder oxidante.

Potencial de una pila

E°_celda = E°_cátodo − E°_ánodo, usando ambos potenciales de reducción. Si E° es positiva, la reacción es espontánea y la pila suministra corriente al circuito externo.

Ley de Faraday en electrólisis

La masa depositada en un electrodo es m = M·I·t/(n·F), con F = 96 485 C/mol. La carga total que atraviesa la célula es el producto de la intensidad por el tiempo.

Isomería óptica

Se da en moléculas con un carbono asimétrico, unido a cuatro grupos distintos. Los dos enantiómeros son imágenes especulares no superponibles y desvían el plano de luz polarizada en sentidos opuestos.

Regla de Markovnikov

En la adición de HX a un alqueno, el hidrógeno se une al carbono del doble enlace que tiene más hidrógenos, y el halógeno al carbono más sustituido, más estable como carbocatión.

Sustitución electrófila aromática

Reacción típica del benceno: un electrófilo sustituye un H del anillo conservando la aromaticidad. Ejemplos son la nitración, la halogenación y la alquilación de Friedel-Crafts.

Esterificación de Fischer

Reacción reversible entre un ácido carboxílico y un alcohol, catalizada por ácido, que produce un éster y agua. Se desplaza hacia el éster eliminando agua o usando exceso de alcohol.