Balearic Islands PAU Chemistry / Química 2º Bachillerato UIB cheat sheet

Configuración electrónica: orden de llenado 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p; regla de Madelung (n+l menor primero; a igual n+l, menor n).

Números cuánticos: n = 1,2,3…; l = 0…n−1 (s,p,d,f); m_l = −l…+l; m_s = ±½. Prohibido n=2, l=2.

Principio de exclusión de Pauli: no hay dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales; cada orbital admite 2 electrones con espines opuestos.

Regla de Hund: en orbitales degenerados se colocan electrones desapareados antes de aparear; explica el paramagnetismo.

Energía de ionización y afinidad electrónica aumentan en un periodo (izquierda→derecha) y disminuyen al bajar un grupo; radio atómico sigue la tendencia inversa.

Radio iónico: catión < átomo neutro < anión del mismo elemento (menos o más electrones con igual Z).

Electronegatividad (Pauling) crece hacia F; los metales alcalinos son los menos electronegativos. Los gases nobles se excluyen por configuración completa.

Excepciones de configuración: Cr [Ar]3d⁵4s¹ y Cu [Ar]3d¹⁰4s¹ por estabilidad de subniveles semillenos y llenos.

Isótopos: mismo Z, distinto A; isóbaros: mismo A; isótonos: mismo número de neutrones. La masa atómica media pondera abundancias isotópicas.

Regla del octeto y estructura de Lewis: contar electrones de valencia totales; las cargas formales se minimizan colocando la carga negativa en el átomo más electronegativo.

Geometría VSEPR: pares de enlace y libres se repelen; orden de repulsión par libre–par libre > libre–enlace > enlace–enlace. AX₂ lineal, AX₃ triangular plana, AX₄ tetraédrica, AX₃E piramidal, AX₂E₂ angular.

Hibridación: 2 pares σ → sp (lineal, 180°); 3 → sp² (120°); 4 → sp³ (109,5°). El número estérico cuenta enlaces σ + pares libres.

Polaridad: molécula simétrica con enlaces polares puede ser apolar (CO₂, CH₄, BF₃); si los dipolos no se anulan, la molécula es polar (H₂O, NH₃).

Enlace iónico: transferencia de electrones, alta energía de red (ecuación de Born–Landé: U ∝ z⁺z⁻/r), altos puntos de fusión, solubles en agua, conducen fundidos.

Enlace metálico: mar de electrones deslocalizados; explica conductividad, brillo, ductilidad y maleabilidad.

Fuerzas de Van der Waals: London (dipolo instantáneo, crece con la masa molar), dipolo–dipolo y dipolo–dipolo inducido.

Puente de hidrógeno: H unido a N, O o F interactúa con un par libre de N, O o F; justifica el punto de ebullición anómalo del H₂O, HF y NH₃.

Orden de fuerzas intermoleculares: puente de hidrógeno > dipolo–dipolo > London; comparar siempre masa molar y polaridad antes de concluir puntos de ebullición.

Velocidad media de reacción: v = −(1/a)Δ[A]/Δt = (1/b)Δ[B]/Δt para aA → bB; se expresa como velocidad única dividiendo por el coeficiente estequiométrico.

Ley de velocidad: v = k[A]^m[B]^n; m y n son órdenes determinados experimentalmente, no por coeficientes. Orden global = m+n.

Molecularidad solo se aplica a etapas elementales; la etapa más lenta es la determinante de la velocidad.

Ecuación de Arrhenius: k = A·e^(−Ea/RT); ln(k₂/k₁) = (Ea/R)(1/T₁ − 1/T₂). Un catalizador rebaja Ea sin alterar ΔH ni la constante de equilibrio.

Factores cinéticos: concentración, temperatura, superficie de contacto, catalizador y naturaleza de los reactivos.

Constante de equilibrio Kc = [productos]^coef/[reactivos]^coef; Kp = Kc(RT)^Δn, con Δn = moles gas producto − reactivo.

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

Principio de Le Châtelier: aumento de T favorece la reacción endotérmica; aumento de P favorece el lado con menos moles gaseosos; un catalizador no desplaza el equilibrio.

Relación K y ΔG°: ΔG° = −RT ln K; ΔG° < 0 implica K > 1 (proceso espontáneo en condiciones estándar).

Teoría de Brønsted–Lowry: ácido dona protones, base los acepta; los pares conjugados difieren en un H⁺. Lewis: ácido acepta par de electrones.

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

Ácido fuerte: disociación total (HCl, HNO₃, H₂SO₄ primera etapa); [H₃O⁺] = c. Base fuerte: NaOH, KOH, [OH⁻] = c.

Ácido débil: Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA]; para c/Ka > 100, [H₃O⁺] ≈ √(Ka·c). pKa = −log Ka.

Grado de disociación α = [H₃O⁺]/c₀; aumenta al diluir y con la temperatura en ácidos débiles endotérmicos.

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

Disolución amortiguadora: HA/A⁻ con pH = pKa + log([A⁻]/[HA]) (Henderson–Hasselbalch); resiste cambios de pH por neutralización parcial.

Valoración ácido–base: en el punto de equivalencia moles H⁺ = moles OH⁻; la fenolftaleína (8,2–10) sirve para valorar base fuerte con ácido fuerte o ácido débil.

Kb = Kw/Ka para un par conjugado; cuanto mayor Ka del ácido, menor Kb de su base conjugada.

Oxidación: pérdida de electrones, aumenta el número de oxidación (ánodo). Reducción: ganancia de electrones, disminuye el número de oxidación (cátodo).

Ajuste en medio ácido: igualar átomos distintos de H y O, añadir H₂O para O, H⁺ para H, y electrones para la carga; igualar electrones y sumar. En medio básico añadir OH⁻ a ambos lados para neutralizar H⁺.

Potencial estándar de electrodo E°: cuanto más positivo, mayor poder oxidante. E°(H⁺/H₂) = 0,00 V por convenio.

Espontaneidad de una pila: E°pila = E°cátodo − E°ánodo > 0; ΔG° = −nFE°, con F = 96 485 C/mol.

Notación de pila: ánodo | disolución || disolución | cátodo; el oxidante más fuerte se reduce en el cátodo.

Electrólisis: se impone corriente; el cátodo sigue siendo reducción y el ánodo oxidación, pero los signos se invierten respecto a una pila.

Leyes de Faraday: m = (M·I·t)/(n·F); la carga Q = I·t se relaciona con los moles de electrones n(e⁻) = Q/F.

Ajuste redox en disolución: comprobar que cargas y átomos quedan igualados en cada semirreacción antes de sumar.

Grupos funcionales: alcohol −OH, éter −O−, aldehído −CHO, cetona −CO−, ácido carboxílico −COOH, éster −COO−, amina −NH₂, amida −CONH₂.

Nomenclatura: cadena más larga con el grupo principal; numerar para dar el localizador más bajo al grupo funcional de mayor prioridad (ácido > éster > amida > aldehído > cetona > alcohol > amina).

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

Estereoisomería: geométrica (cis–trans, requiere doble enlace con dos grupos distintos en cada C) y óptica (carbono asimétrico con cuatro grupos distintos, enantiómeros).

Reacciones de sustitución: en alcanos (radicalaria, con luz UV) y en halogenuros de alquilo (nucleófila, SN1/SN2).

Adición: alquenos y alquinos con H₂, HX o H₂O; regla de Markovnikov (el H se une al carbono con más hidrógenos).

Eliminación: deshidratación de alcoholes con H₂SO₄ concentrado y calor, o deshidrohalogenación de halogenuros con base fuerte; regla de Zaitsev.

Oxidación de alcoholes: primario → aldehído → ácido carboxílico; secundario → cetona; terciario no se oxida en condiciones suaves.

Esterificación de Fischer: ácido carboxílico + alcohol ⇌ éster + agua, catalizada por ácido; la hidrólisis básica (saponificación) es irreversible.