La Rioja PAU Chemistry flashcards

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Configuración electrónica del Fe (Z=26)

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶. El orbital 4s se llena antes que 3d, pero al ionizarse se pierden primero los electrones 4s: Fe²⁺ es [Ar] 3d⁶.

Regla de Hund

En orbitales degenerados los electrones se colocan desapareados con espines paralelos antes de emparejarse. Explica el paramagnetismo del O₂ y el estado fundamental del nitrógeno 2p³.

Hibridación sp³

Un orbital s y tres p se combinan dando cuatro orbitales equivalentes a 109,5°. Aparece en CH₄, NH₃ y H₂O; los pares libres del N y O comprimen el ángulo respecto al valor tetraédrico ideal.

Diferencia electronegatividad y enlace

ΔEN mayor que 1,7 sugiere carácter iónico; entre 0,4 y 1,7 covalente polar; menor que 0,4 covalente apolar. Es una regla orientativa: el enlace iónico real tiene también contribución covalente.

Fuerzas intermoleculares

Puentes de hidrógeno (H unido a N, O o F) > dipolo-dipolo > London. Explican el punto de ebullición anómalamente alto del agua y del HF frente al HCl.

Número de oxidación

Carga hipotética de un átomo en un compuesto. Reglas: O casi siempre −2, H +1 (salvo hidruros −1), suma igual a la carga total. En MnO₄⁻ el Mn es +7.

Mol y número de Avogadro

Un mol contiene 6,022·10²³ entidades. La masa de un mol en gramos coincide numéricamente con la masa molar M (g·mol⁻¹), calculada sumando masas atómicas.

Fórmula empírica y molecular

La empírica da la proporción mínima de átomos; la molecular es un múltiplo entero de ella. Se obtiene dividiendo por la masa molar: n = M(molecular)/M(empírica).

Reactivo limitante

Reactivo que se consume por completo y fija el máximo de producto. Se identifica comparando el cociente moles/coeficiente estequiométrico de cada reactivo y eligiendo el menor.

Rendimiento de una reacción

Rendimiento (%) = (masa o moles reales de producto / masa o moles teóricos) · 100. El teórico se calcula desde el reactivo limitante con la estequiometría ajustada.

Concentración molar

c = n_soluto / V_disolución en litros, expresada en mol·L⁻¹. En una dilución los moles no cambian: c₁V₁ = c₂V₂. No confundir con molalidad (mol/kg disolvente).

Fracción molar

χᵢ = nᵢ / n_total; la suma de fracciones molares vale 1. Se usa en la ley de Raoult y en el cálculo de presiones parciales de una mezcla gaseosa.

Ley de los gases ideales

PV = nRT, con R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ si P en atm y V en L. Temperatura siempre en kelvin. A condiciones normales (0 °C, 1 atm) un mol ocupa 22,4 L.

Presiones parciales de Dalton

En una mezcla gaseosa ideal, P_total = ΣPᵢ y Pᵢ = χᵢ·P_total. Permite calcular la composición de gases recogidos sobre agua descontando la presión de vapor.

Entalpía de reacción

ΔH = ΣΔHf(productos) − ΣΔHf(reactivos), usando entalpías de formación estándar. ΔH < 0 exotérmica; ΔH > 0 endotérmica. La entalpía es función de estado.

Ley de Hess

La variación de entalpía de una reacción global es la suma de las entalpías de las etapas en que puede descomponerse, invirtiendo el signo al invertir una etapa.

Entropía y espontaneidad

ΔS mide el desorden; ΔG = ΔH − TΔS. El proceso es espontáneo si ΔG < 0. A alta temperatura puede ser espontáneo un proceso endotérmico si ΔS > 0.

Equilibrio: cociente de reacción Q

Q tiene la misma expresión que Kc pero con concentraciones instantáneas. Si Q < Kc la reacción avanza hacia productos; si Q > Kc retrocede; Q = Kc indica equilibrio.

Principio de Le Châtelier

Al perturbar un sistema en equilibrio (concentración, presión, temperatura), este evoluciona en el sentido que contrarresta la perturbación. Un catalizador no desplaza el equilibrio, solo acelera su alcance.

Relación Kp y Kc

Kp = Kc(RT)^Δn, donde Δn es la diferencia de moles de sustancias gaseosas entre productos y reactivos. Si Δn = 0, entonces Kp = Kc.

Grado de disociación

α = moles disociados / moles iniciales. Para un ácido débil HA, Ka = cα²/(1−α); si α es pequeño, Ka ≈ cα² y α = √(Ka/c).

Constante de acidez Ka

Ka = [H₃O⁺][A⁻]/[HA] para el par HA/A⁻. Cuanto mayor es Ka (o menor pKa), más fuerte es el ácido. El par conjugado cumple Ka·Kb = Kw.

Hidrólisis de sales

Sal de ácido débil y base fuerte da disolución básica (anión hidroliza); de ácido fuerte y base débil, ácida (catión hidroliza); de ambos débiles depende de Ka y Kb; de ambos fuertes es neutra.

Disolución amortiguadora

Mezcla de ácido débil y su base conjugada en proporciones similares resiste cambios de pH. Ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log([base]/[ácido]).

Valoración ácido-base

En el punto de equivalencia moles de H⁺ igualan moles de OH⁻: c_ácido·V_ácido·(nº H⁺) = c_base·V_base·(nº OH⁻). El indicador debe virar cerca del pH de equivalencia.

Ajuste redox en medio básico

Se ajusta como en medio ácido y luego se añade OH⁻ a ambos lados para neutralizar los H⁺, formando H₂O. Deben igualarse masa, carga y átomos de oxígeno e hidrógeno.

Potencial de pila

E°pila = E°cátodo − E°ánodo, con potenciales estándar de reducción. Es positiva en una pila galvánica espontánea; en electrólisis se aplica un voltaje externo.

Ecuación de Nernst

E = E° − (0,059/n)·log Q a 25 °C, con n electrones intercambiados. Permite calcular el potencial cuando las concentraciones no son estándar (1 mol·L⁻¹).

Relación ΔG° y fuerza electromotriz

ΔG° = −nFE°, con F = 96 485 C·mol⁻¹. Si E° > 0, entonces ΔG° < 0 y la reacción redox es espontánea en condiciones estándar.

Isomería geométrica cis-trans

Requiere doble enlace o ciclo con dos sustituyentes distintos en cada carbono. cis: grupos iguales al mismo lado; trans: en lados opuestos. Nomenclatura Z/E según prioridad CIP.

Grupos funcionales oxigenados

Alcohol R-OH, aldehído R-CHO, cetona R-CO-R', ácido carboxílico R-COOH, éster R-COO-R'. El ácido carboxílico se obtiene por oxidación de aldehído y reacciona con alcohol dando éster.

Esterificación y saponificación

Ácido carboxílico + alcohol ⇌ éster + agua (catálisis ácida, equilibrio). La saponificación es la hidrólisis básica de un éster o triglicérido, que produce jabón (sal del ácido) y glicerol.