Extremadura 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 la posición del elemento en la tabla periódica y sus propiedades químicas.

Cada uno de los valores enteros o semienteros que etiquetan el estado de un electrón: n indica el nivel, l el subnivel, m el orbital y s el espín. Cuatro números cuánticos definen completamente un electrón.

Ningún orbital puede contener dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; como máximo aloja dos electrones con espines opuestos. Explica la estructura de capas y la estabilidad de la materia.

Distancia media entre el núcleo y la capa electrónica más externa de un átomo. Disminuye a lo largo de un periodo y aumenta al bajar en un grupo, lo que influye en el tamaño de iones y enlaces.

Energía mínima necesaria para arrancar un electrón de un átomo gaseoso neutro y formar un catión. Aumenta en un periodo y disminuye en un grupo; sus saltos revelan la configuración electrónica.

Variación de energía cuando un átomo gaseoso neutro capta un electrón para formar un anión. Suele liberarse energía; los halógenos presentan valores muy favorables, lo que explica su alta reactividad.

Tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones compartidos en un enlace. Crece hacia la derecha y hacia arriba en la tabla periódica; permite predecir la polaridad del enlace y el tipo de enlace.

Unión entre dos átomos que comparten electrones de forma desigual porque sus electronegatividades difieren. Aparece un dipolo con carga parcial positiva y negativa, responsable de fuerzas intermoleculares y solubilidad.

Disposición tridimensional de los átomos de una molécula deducida repeliéndose los pares de electrones enlazantes y no enlazantes del átomo central. Explica ángulos de enlace, polaridad y propiedades físicas.

Mezcla de orbitales atómicos de un átomo para formar orbitales equivalentes orientados en el espacio, como sp, sp2 y sp3. Justifica la geometría lineal, trigonal plana o tetraédrica y los enlaces múltiples.

Descripción de una molécula o ion mediante varias estructuras de Lewis equivalentes cuya combinación representa la distribución real de electrones. Explica la deslocalización y la estabilidad de especies como el benceno.

Atracción fuerte entre un átomo de hidrógeno unido a F, O o N y un par de electrones de otra molécula. Eleva puntos de ebullición y fusión, como en el agua, el amoniaco y los alcoholes.

Conjunto de interacciones intermoleculares débiles: dipolo-dipolo, dipolo inducido y fuerzas de dispersión de London. Su intensidad crece con la masa molecular y condiciona estados de agregación y puntos de ebullición.

Unión en la que los cationes metálicos quedan rodeados por una nube de electrones deslocalizados. Explica la conductividad eléctrica y térmica, la ductilidad, la maleabilidad y el brillo de los metales.

Calor intercambiado a presión constante en una reacción química. Es negativa en procesos exotérmicos y positiva en endotérmicos; puede calcularse con la ley de Hess o con entalpías de formación.

La variación de entalpía de una reacción depende solo de los estados inicial y final, no del camino seguido. Permite calcular entalpías desconocidas sumando etapas conocidas, incluso invertidas o multiplicadas.

Variación de entalpía al formarse un mol de compuesto a partir de sus elementos en estado estándar. Por convenio, la de los elementos puros es cero; sirve para calcular entalpías de reacción.

Energía necesaria para romper un mol de enlaces covalentes en fase gaseosa. Su valor es positivo al romper y negativo al formar; la diferencia entre enlaces rotos y formados estima la entalpía de reacción.

Magnitud que mide el desorden o la dispersión de energía de un sistema. Aumenta al pasar a gas, al disolver sólidos y al elevar la temperatura; junto con la entalpía decide la espontaneidad.

Función termodinámica G = H − TS cuya variación indica la espontaneidad: negativa en procesos espontáneos, positiva en no espontáneos y nula en el equilibrio a presión y temperatura constantes.

Condición de un proceso que ocurre sin aporte externo de energía en las condiciones dadas. Se cumple cuando la energía de Gibbs disminuye; no informa sobre la velocidad, que depende de la cinética.

Barrera energética mínima que deben superar las moléculas para que una colisión provoque reacción. Disminuye con catalizadores y con la temperatura; determina la velocidad según la ecuación de Arrhenius.

Cambio de concentración de un reactivo o producto por unidad de tiempo. Depende de concentraciones, temperatura, superficie de contacto y catalizadores; se expresa mediante la ley de velocidad.

Exponente de cada concentración en la ley de velocidad experimental de una reacción. Puede ser cero, fraccionario o negativo y no coincide necesariamente con los coeficientes estequiométricos.

Sustancia que acelera una reacción proporcionando un camino con menor energía de activación sin consumirse netamente. No altera el equilibrio ni la entalpía de reacción, pero sí la velocidad a la que se alcanza.

Estado dinámico en el que las velocidades de las reacciones directa e inversa se igualan y las concentraciones permanecen constantes. Se caracteriza por una constante de equilibrio dependiente de la temperatura.

Cociente entre productos de concentraciones o presiones de productos y reactivos, elevados a sus coeficientes estequiométricos, en el equilibrio. Su valor indica si el equilibrio favorece productos o reactivos.

Ante una perturbación externa, el sistema en equilibrio evoluciona en el sentido que contrarresta el cambio. Predice los efectos de variar concentración, presión, volumen o temperatura sobre la posición del equilibrio.

Ácido es la especie que cede protones y base la que los acepta, formando pares conjugados. Permite describir reacciones de transferencia de protón en disolución acuosa y calcular pH.

Logaritmo negativo en base diez de la actividad o concentración de iones hidrógeno: pH = −log[H+]. Indica la acidez de una disolución; a 25 °C, pH 7 es neutro y valores menores son ácidos.

Constante de equilibrio de la disociación de un ácido débil en agua. Cuanto mayor es Ka o menor es pKa, más fuerte es el ácido; permite calcular el pH y el grado de disociación.

Reacción de las sales con el agua que modifica el pH porque uno de sus iones actúa como ácido o base débil. Explica por qué disoluciones de sales neutras aparentes pueden ser ácidas o básicas.

Mezcla de un ácido o base débil con su sal conjugada que resiste cambios de pH al añadir pequeñas cantidades de ácido o base. Su capacidad depende de la concentración y de la relación entre componentes.

Determinación de la concentración de un ácido o base midiendo el volumen de disolución valorante de concentración conocida necesario para neutralizarlo. El punto de equivalencia se detecta con indicador o pH-metro.

Momento de una valoración en que el número de equivalentes de valorante añadido iguala el de la sustancia valorada según la estequiometría. No siempre coincide con el punto final visual del indicador.

Sustancia que cambia de color en un intervalo de pH próximo a su pKa. Se elige según el pH del punto de equivalencia para que el punto final visual se aproxime al punto de equivalencia.

Carga hipotética que tendría un átomo si los electrones de sus enlaces se asignaran al elemento más electronegativo. Permite identificar qué especie se oxida y cuál se reduce en una reacción redox.

Oxidación es la pérdida de electrones y aumento del número de oxidación; reducción es la ganancia de electrones y disminución. Ambas ocurren simultáneamente en una reacción redox.

Método para igualar una ecuación de oxidorreducción, en medio ácido o básico, igualando electrones perdidos y ganados y completando con agua y protones o hidróxidos. Garantiza la conservación de masa y carga.

Diferencia de potencial de una semirreacción frente al electrodo estándar de hidrógeno, medido en voltios. Un potencial mayor indica mayor tendencia a reducirse y permite predecir la dirección de una reacción redox.

Dispositivo que convierte energía química en eléctrica mediante dos semirreacciones separadas: la oxidación en el ánodo y la reducción en el cátodo. Su fuerza electromotriz es la diferencia de potenciales de electrodo.

Proceso en que una corriente eléctrica externa fuerza una reacción redox no espontánea en una cuba electrolítica. La oxidación ocurre en el ánodo y la reducción en el cátodo, con signos opuestos a una pila.

Fenómeno por el que compuestos con la misma fórmula molecular presentan distinta estructura o disposición espacial. Incluye isómeros de cadena, posición, función, geométricos y ópticos, con propiedades diferentes.

Existencia de dos moléculas especulares no superponibles, llamadas enantiómeros, por la presencia de un carbono asimétrico unido a cuatro grupos distintos. Desvían el plano de luz polarizada en sentidos opuestos.

Átomo de carbono con hibridación sp3 unido a cuatro grupos diferentes. Genera quiralidad y da lugar a enantiómeros con propiedades físicas iguales pero actividad óptica y biológica distinta.

Conjunto de átomos que define la reactividad y las propiedades características de una familia orgánica, como alcohol, aldehído, cetona, ácido carboxílico, amina o éster. Determina la nomenclatura y los tipos de reacción.

Propiedad de anillos planos, cíclicos y conjugados que cumplen la regla de Hückel con 4n+2 electrones pi deslocalizados. Confiere estabilidad especial y reacciones de sustitución en lugar de adición.

Proceso en el que un nucleófilo reemplaza a un grupo saliente unido a un carbono, típico en halogenuros de alquilo. Puede seguir mecanismos SN1 o SN2 según el sustrato y las condiciones.

Cociente entre la cantidad de producto realmente obtenida y la que predice la estequiometría, expresado en porcentaje. Suele ser menor del cien por cien por reacciones secundarias, pérdidas o equilibrio.

Reactivo que se consume por completo y determina la cantidad máxima de producto formada según la estequiometría. Los demás quedan en exceso y no condicionan el rendimiento teórico.

Cálculo de las cantidades de reactivos y productos que intervienen en una reacción a partir de la ecuación ajustada. Relaciona moles, masas, volúmenes de gases y concentraciones de disoluciones.

Instrumentos calibrados para medir volúmenes con precisión, como bureta, pipeta aforada y matraz aforado. Se leen por la parte inferior del menisco y se eligen según la exactitud requerida.

Dígitos de una medida que aportan información real sobre su precisión, incluido el último estimado. Determinan cómo expresar resultados y redondear operaciones según la incertidumbre de los datos.

Diferencia entre el valor medido y el valor verdadero, debida a causas sistemáticas o aleatorias. Se expresa como error absoluto o relativo y condiciona la fiabilidad de los resultados.

Símbolo normalizado en forma de rombo que indica riesgos químicos como toxicidad, corrosión, inflamabilidad o peligro para el medio ambiente. Aparece en el etiquetado y orienta las medidas de seguridad en el laboratorio.

Documento que acompaña a un producto químico y describe peligros, manipulación, almacenamiento, primeros auxilios y eliminación. Debe consultarse antes de usar cualquier reactivo en el laboratorio.

Resto de reactivos, disoluciones o materiales contaminados generado en el laboratorio. Nunca se vierte al desagüe sin tratamiento; se segrega y gestiona según su naturaleza y normativa.