Extremadura PAU Chemistry cheat sheet

Números cuánticos: n = 1, 2, 3…; l = 0…n−1 (s, p, d, f); m_l = −l…+l; m_s = ±1/2. Una configuración solo es válida si no repite los cuatro valores.

Principio de Aufbau: se llena en orden de (n+l) creciente; a igual (n+l) se llena antes el de menor n. Orden práctico: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p.

Regla de Hund: en orbitales degenerados se colocan electrones desapareados con espín paralelo antes de aparear; explica el paramagnetismo de átomos con electrones sin aparear.

Configuración de ion: los cationes pierden primero los electrones de mayor n (4s antes que 3d). Fe → [Ar]3d⁶4s²; Fe²⁺ → [Ar]3d⁶. Los aniones ganan electrones en el orbital de menor energía disponible.

Energía de ionización: aumenta hacia la derecha y disminuye hacia abajo. Excepciones: EI₂(O) < EI₂(N) por el apareamiento en 2p; EI₁(B) < EI₁(Be) por el salto 2s→2p.

Radio atómico: disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar un grupo. Radio iónico: catión < átomo neutro; anión > átomo neutro; en isoelectrónicos, menor radio a mayor Z.

Electronegatividad (Pauling): crece hacia arriba y a la derecha; F ≈ 4,0 es el máximo. Carácter metálico aumenta hacia abajo y a la izquierda.

Ecuación de Rydberg: 1/λ = R(1/n₁² − 1/n₂²), R = 1,097×10⁷ m⁻¹; E = −13,6·Z²/n² eV para hidrogenoides. La serie de Balmer (n₁=2) cae en el visible.

Orden de fuerzas intermoleculares: iónico > puente de hidrógeno > dipolo-dipolo > London. Los puentes de H requieren H unido a N, O o F.

Polaridad molecular = suma vectorial de momentos dipolares de enlace. CO₂ y CCl₄ son apolares pese a tener enlaces polares; H₂O y NH₃ son polares por geometría angular/piramidal.

Geometría VSEPR: 2 pares → lineal; 3 → triangular plana; 4 → tetraédrica; 4 con un par libre → piramidal; 4 con dos pares libres → angular. Los pares libres reducen el ángulo.

Hibridación: sp (lineal, 180°), sp² (triangular, 120°), sp³ (tetraédrica, 109,5°). Un enlace π acompaña siempre a un σ en un doble enlace; el triple enlace tiene 1 σ y 2 π.

Propiedades de sólidos: iónicos son duros, frágiles, funden alto y conducen fundidos; covalentes atómicos (diamante, SiO₂) son muy duros y aislantes; metálicos conducen y son dúctiles; moleculares funden bajo.

Energía reticular (Born-Landé): U ∝ (Z⁺·Z⁻)/(r⁺+r⁻); crece con la carga y disminuye con el tamaño iónico. A mayor U, mayor punto de fusión.

Ciclo de Born-Haber: ΔH_f = ΔH_sublimación + EI + ½ΔH_disociación + AE + (−U). Permite obtener la energía reticular o la afinidad electrónica a partir de datos calorimétricos.

Resonancia: cuando hay varias estructuras de Lewis equivalentes, la real es un híbrido con orden de enlace fraccionario (O₃, NO₃⁻, CO₃²⁻).

Convenio de signos: ΔH < 0 exotérmica (libera calor), ΔH > 0 endotérmica. ΔU = q + w; w = −PΔV para trabajo de expansión.

Ley de Hess: ΔH de una reacción es la suma de los ΔH de las etapas en que puede descomponerse; invertir una etapa cambia el signo, multiplicarla multiplica ΔH.

Entalpía de reacción: ΔH_r = ΣΔH_f(productos) − ΣΔH_f(reactivos), usando ΔH_f = 0 para elementos en su estado estándar.

Entropía: ΔS > 0 al aumentar moles de gas, temperatura o desorden. ΔS_universo = ΔS_sistema + ΔS_entorno > 0 para proceso espontáneo.

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

Temperatura de inversión: T = ΔH/ΔS. Si ΔH > 0 y ΔS > 0 el proceso es espontáneo solo por encima de esa T; si ΔH < 0 y ΔS < 0, solo por debajo.

Energía de enlace: ΔH_r = ΣE(enlaces rotos) − ΣE(enlaces formados). Valores positivos indican enlace más fuerte.

Calorimetría: q = m·c·ΔT; en bomba calorimétrica q_v = ΔU y q_p = ΔH = ΔU + Δn_gas·RT.

Velocidad media = −Δ[reactivo]/Δt dividido por su coeficiente estequiométrico; para aA → productos, v = −(1/a)d[A]/dt.

Ley de velocidad v = k[A]^m[B]^n: los órdenes m y n se determinan experimentalmente, no por los coeficientes. k depende de T y del catalizador.

Orden global 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 K duplica aproximadamente k si Ea es típica (~50 kJ/mol).

Mecanismo: la etapa determinante es la más lenta; la molecularidad de una etapa elemental coincide con sus coeficientes. Un catalizador rebaja Ea sin alterar ΔH ni K.

Kc y Kp: Kp = Kc(RT)^Δn, con Δn = moles gas productos − reactivos. Cociente Q: Q < K avanza a productos; Q > K avanza a reactivos; Q = K equilibrio.

Le Chatelier: ↑P favorece el lado con menos moles de gas; ↑T favorece la endotérmica; un catalizador no desplaza el equilibrio, solo acelera su consecución.

Grado de disociación α y K: para A ⇌ 2B con concentración inicial c, K = 4cα²/(1−α). Aproximación válida si α < 0,05.

Definiciones: Brønsted-Lowry (ácido dona H⁺, base lo acepta); Lewis (ácido acepta par de electrones). Par conjugado difiere en un H⁺.

pH = −log[H₃O⁺]; pOH = −log[OH⁻]; pH + pOH = 14 a 25 °C. Kw = [H₃O⁺][OH⁻] = 1,0×10⁻¹⁴.

Ácido débil: Ka = [H⁺]²/(c − [H⁺]); si Ka/c < 10⁻², [H⁺] ≈ √(Ka·c). Relación Ka·Kb = Kw para par conjugado.

Hidrólisis de sales: sal de ácido fuerte y base fuerte → pH 7; de ácido débil y base fuerte → básico; de ácido fuerte y base débil → ácido; de ambos débiles depende de Ka y Kb.

Disolución amortiguadora: pH = pKa + log([base]/[ácido]) (Henderson-Hasselbalch). Máxima capacidad cuando pH = pKa; resiste cambios de pH por dilución moderada.

Valoración ácido-base: en el punto de equivalencia moles de H⁺ = moles de OH⁻ (ajustando con coeficientes). La curva de un ácido débil presenta zona tampón y salto menor.

Indicadores: vira cuando pH ≈ pKa del indicador; fenolftaleína (8,2–10) para valoraciones de base fuerte, naranja de metilo (3,1–4,4) para ácido fuerte.

Solubilidad: Ks = producto de concentraciones iónicas elevadas a sus coeficientes. La solubilidad s se obtiene de Ks según la estequiometría (p. ej., s = ∛(Ks/4) para AB₂).

Oxidación = pérdida de electrones (aumento del número de oxidación); reducción = ganancia. El oxidante se reduce; el reductor se oxida.

Ajuste en medio ácido: igualar átomos distintos de O y H, añadir H₂O para igualar O, H⁺ para igualar H y electrones para igualar carga; después igualar electrones entre semirreacciones.

En medio básico se añade un OH⁻ por cada H⁺ a ambos lados y se simplifica el agua resultante.

Potencial estándar: E°_celda = E°_cátodo − E°_ánodo. Reacción espontánea si E°_celda > 0 y ΔG° = −nFE° < 0.

Ecuación de Nernst: E = E° − (0,0592/n)·log Q a 25 °C. Para concentraciones 1 M y gases a 1 bar, E = E°.

Electrólisis: el cátodo es donde ocurre la reducción (polaridad negativa en celda electrolítica); en pila galvánica el cátodo es el polo positivo.

Leyes de Faraday: masa depositada m = (M·I·t)/(n·F), con F = 96 485 C/mol. Q = I·t.

Corrosión: el hierro actúa como ánodo (Fe → Fe²⁺ + 2e⁻); el oxígeno se reduce en el cátodo. El zinc como ánodo de sacrificio protege al hierro por ser más reductor (E° menor).

Grupos funcionales por prioridad: ácido carboxílico > éster > amida > aldehído > cetona > alcohol > amina > éter > alqueno > alcano.

Isomería: estructural (cadena, posición, función), geométrica (cis/trans, requiere doble enlace con dos grupos distintos en cada C) y óptica (quiralidad, carbono con 4 grupos distintos).

Nomenclatura: cadena más larga que contiene el grupo principal; numeración que da el localizador más bajo al grupo funcional; sufijos -ol, -al, -ona, -oico, -amina.

Alcanos: sustitución radicalaria (iniciación con luz/calor, propagación, terminación); reactividad creciente con ramificación por estabilidad del radical.

Alquenos y alquenos: adición electrófila (HX, H₂O/H⁺, Br₂) siguiendo la regla de Markovnikov; el doble enlace puede dar polimerización por adición.

Alcoholes: oxidación a aldehído (primario, destilación) o ácido (reflujo); secundario a cetona; terciario no se oxida en condiciones suaves. Deshidratación con H₂SO₄ concentrado.

Ácidos carboxílicos y ésteres: esterificación de Fischer (ácido + alcohol + H⁺, equilibrio); hidrólisis ácida o básica (saponificación, irreversible).

Reacciones de identificación: Br₂/CCl₄ decolora con alquenos; Tollens y Fehling positivos con aldehídos; NaHCO₃ desprende CO₂ con ácidos carboxílicos.

Material volumétrico: matraz aforado (preparar disoluciones), bureta (valorar, precisión 0,05 mL), pipeta aforada (medir alícuota exacta). Nunca calentar material aforado.

Valoración: enrasar la bureta, leer en la parte inferior del menisco, añadir indicador, valorar hasta cambio persistente; calcular con V·M·(coeficientes).

Filtración, decantación, cristalización, destilación y extracción: elegir según la propiedad diferencial (tamaño de partícula, densidad, solubilidad, punto de ebullición, solubilidad en disolventes inmiscibles).

Cifras significativas: el resultado de una multiplicación/división tiene tantas cifras como el factor con menos; en sumas se conservan los decimales del término menos preciso.

Errores: sistemático (afecta a la exactitud, corregible por calibración) frente a aleatorio (afecta a la precisión, se reduce promediando réplicas).

Seguridad: ácidos diluidos siempre sobre agua, nunca al revés; usar gafas y guantes; campana para vapores tóxicos; no pipetear con la boca; verter residuos en contenedores específicos.

Pictogramas GHS: corrosivo, tóxico, inflamable, comburente, peligro para la salud y medio ambiente. Consultar ficha de datos de seguridad (FDS) antes de manipular.

Tratamiento de datos: recta de calibrado y = mx + b; la pendiente da la sensibilidad y el coeficiente de correlación R² > 0,99 indica buen ajuste. La incertidumbre se expresa con una cifra significativa.