Canary Islands PAU Chemistry key terms

Distribución de los electrones de un átomo entre sus orbitales, siguiendo el principio de Aufbau, el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Determina el grupo y periodo del elemento en la tabla periódica.

Conjunto de cuatro valores (n, l, m y s) que describen el estado de un electrón: nivel de energía, forma del orbital, orientación espacial y espín. Ningún par de electrones de un átomo puede tener los cuatro iguales.

Regla que establece que un orbital solo puede alojar dos electrones, y que estos deben tener espines opuestos. Limita la capacidad de cada subnivel a 2(2l+1) electrones.

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, por el aumento de la carga nuclear efectiva y de los niveles.

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

Energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro capta un electrón para formar un anión. Los halógenos presentan valores muy negativos, lo que refleja su tendencia a ganar electrones.

Medida de la tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace. Aumenta hacia la derecha y hacia arriba en la tabla; la escala de Pauling es la más usada en los ejercicios.

Carga positiva neta que siente un electrón, igual a la carga del núcleo menos el apantallamiento ejercido por los electrones internos. Explica tendencias de radio, energía de ionización y electronegatividad.

Unión en la que dos átomos comparten electrones pero la diferencia de electronegatividad hace que la densidad electrónica se desplace hacia uno de ellos, generando cargas parciales y un momento dipolar.

Disposición tridimensional de los átomos de una molécula que se predice contando pares de electrones enlazantes y libres alrededor del átomo central. Los pares libres reducen los ángulos de enlace.

Modelo que combina orbitales atómicos del mismo átomo para formar orbitales equivalentes (sp, sp2, sp3) con geometrías y ángulos característicos, capaces de explicar la forma molecular y la multiplicidad de enlace.

Magnitud vectorial que mide la separación de carga en un enlace o molécula. Si la suma vectorial de los dipolos de enlace no se anula, la molécula es polar aunque sus enlaces lo sean.

Atracción intermolecular fuerte entre un hidrógeno unido a F, O o N y un par de electrones libres de otra molécula. Explica puntos de ebullición anómalamente altos del agua, amoniaco y fluoruro de hidrógeno.

Interacciones intermoleculares débiles que incluyen fuerzas dipolo-dipolo y de dispersión de London. Su intensidad crece con la polaridad y con la masa molecular, afectando a puntos de fusión y ebullición.

Variaciones de las propiedades de un disolvente al añadir un soluto no volátil: descenso de presión de vapor, ascenso ebulloscópico, descenso crioscópico y presión osmótica. Dependen del número de partículas disueltas.

Calor intercambiado a presión constante en una reacción química. Es negativa en procesos exotérmicos y positiva en endotérmicos; se calcula con entalpías de formación o con energías de enlace.

Principio según el cual la variación de entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino. Permite sumar reacciones conocidas para obtener una entalpía desconocida.

Variación de entalpía al formarse un mol de compuesto a partir de sus elementos en sus estados estándar. La de un elemento puro en su forma más estable es cero por convenio.

Función de estado que mide el desorden o la dispersión de energía de un sistema. Aumenta al pasar de sólido a líquido y a gas, al elevar la temperatura y al aumentar el número de moles gaseosos.

Magnitud termodinámica G = H − TS cuya variación indica la espontaneidad de un proceso a presión y temperatura constantes: negativo espontáneo, cero equilibrio y positivo no espontáneo.

Carácter de un proceso que ocurre sin aporte externo de energía. Se predice con el signo de ΔG, que combina los efectos entálpico y entrópico a la temperatura de trabajo.

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

Expresión que relaciona la velocidad con las concentraciones de los reactivos elevadas a sus órdenes de reacción. Los órdenes se determinan experimentalmente, no a partir de los coeficientes estequiométricos.

Barrera energética mínima que deben superar las moléculas para que una colisión sea eficaz. Disminuye con los catalizadores y su relación con la temperatura se describe con la ecuación de Arrhenius.

Sustancia que aumenta la velocidad de una reacción proporcionando un camino con menor energía de activación, sin consumirse ni alterar la posición del equilibrio.

Regla que predice que, al modificar presión, temperatura o concentración en un sistema en equilibrio, este se desplaza en el sentido que atenúa el cambio. No se aplica a la adición de catalizadores.

Cociente entre concentraciones (Kc) o presiones parciales (Kp) de productos y reactivos elevadas a sus coeficientes, en el equilibrio. Solo depende de la temperatura.

Fracción de reactivo inicial que se ha transformado en el equilibrio, expresada entre 0 y 1 o en porcentaje. Se calcula a partir de la constante de equilibrio y de la concentración inicial.

Especie capaz de ceder un protón a otra. Su base conjugada es la que resulta tras perder ese protón, y juntas forman un par ácido-base conjugado.

Especie capaz de aceptar un protón. Al aceptarlo se convierte en su ácido conjugado; el amoniaco y el ion hidróxido son ejemplos típicos en disolución acuosa.

Constante de equilibrio de la disociación de un ácido en agua. Cuanto mayor es Ka (o menor su pKa), más fuerte es el ácido y mayor la concentración de protones que genera.

Logaritmo negativo en base diez de la actividad de protones en disolución acuosa. A 25 °C, valores por debajo de 7 indican medio ácido y por encima de 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.

Reacción de los iones de una sal disuelta con el agua, que puede generar disoluciones ácidas o básicas según la fuerza relativa del ácido y la base de procedencia.

Carga hipotética que tendría un átomo si los electrones de enlace se asignaran al elemento más electronegativo. Permite identificar qué especie se oxida y cuál se reduce.

Procesos simultáneos en los que una especie pierde electrones (se oxida, aumenta su número de oxidación) y otra los gana (se reduce, lo disminuye). La oxidante gana electrones y la reductora los cede.

Método para igualar una ecuación de oxidorreducción en medio ácido o básico, igualando primero los átomos, luego los oxígenos con agua, los hidrógenos con protones y finalmente la carga con electrones.

Voltaje de una semirreacción de reducción medida frente al electrodo estándar de hidrógeno, al que se asigna 0,00 V. Permite predecir la espontaneidad de una pila y el orden de poder oxidante.

Diferencia de potencial entre los electrodos de una pila en circuito abierto, igual a la suma del potencial de reducción del cátodo menos el del ánodo. Su signo positivo indica reacción espontánea.

Dispositivo que convierte energía química en eléctrica mediante una reacción redox espontánea. En el ánodo ocurre la oxidación y en el cátodo la reducción; los electrones circulan por el circuito externo.

Proceso no espontáneo en el que una corriente eléctrica externa fuerza una reacción redox en una cuba electrolítica. El cátodo es negativo y el ánodo positivo, al contrario que en una pila.

Fenómeno por el que compuestos con la misma fórmula molecular presentan estructuras distintas y, por tanto, propiedades diferentes. Incluye isómeros de cadena, posición, función, geométricos y ópticos.

Átomo o conjunto de átomos que define la reactividad característica de una familia orgánica: alcohol, aldehído, cetona, ácido carboxílico, amina, éster o éter, entre otros.

Proceso en el que un átomo o grupo de una molécula orgánica es reemplazado por otro. Típica de alcanos (radicalaria) y de haluros de alquilo (nucleófila o electrófila).

Transformación en la que se pierden átomos de carbonos adyacentes formando un doble enlace, como la deshidratación de alcoholes o la deshidrohalogenación de haluros de alquilo.

Incorporación de átomos o grupos a los dos carbonos de un enlace múltiple, que pasa a simple. Característica de alquenos y alquinos, por ejemplo la hidrogenación o la halogenación.

Propiedad de una molécula que no coincide con su imagen especular, normalmente por tener un carbono unido a cuatro grupos distintos. Da lugar a enantiómeros con actividad óptica opuesta.