Madrid PAU Chemistry flashcards

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Números cuánticos permitidos

n es un entero positivo; l va de 0 a n−1; m_l de −l a +l; m_s vale +½ o −½. Una combinación es válida solo si cumple estas restricciones y no supera dos electrones por orbital.

Regla de Madelung

Los orbitales se llenan en orden creciente de n + l y, a igual suma, de menor n. Por eso el 4s se llena antes que el 3d, y el 5s antes que el 4d.

Configuración anómala de Cr y Cu

El cromo es [Ar] 3d⁵ 4s¹ y el cobre [Ar] 3d¹⁰ 4s¹, porque la subcapa d semillena o completa aporta estabilidad adicional. En sus cationes se pierde primero el electrón 4s.

Tendencia del radio atómico

Disminuye a lo largo de un periodo porque aumenta la carga nuclear efectiva, y crece al bajar en un grupo porque se añade una capa. Un catión es siempre menor que su átomo neutro.

Electronegatividad y tipo de enlace

La diferencia de electronegatividad orienta el enlace: menor de 0,4 covalente apolar, entre 0,4 y 1,7 covalente polar, y superior a 1,7 predominantemente iónico. Son umbrales orientativos, no reglas absolutas.

Geometría VSEPR básica

Dos regiones electrónicas dan geometría lineal; tres, triangular plana; cuatro, tetraédrica. Los pares libres comprimen los ángulos, como en el agua, con unos 104,5 grados.

Polaridad de moléculas simétricas

Una molécula con enlaces polares puede ser apolar si su geometría cancela los dipolos. El CO₂ lineal y el CCl₄ tetraédrico son apolares, mientras el H₂O angular es polar.

Enlace de hidrógeno

Atracción fuerte entre un H unido a N, O o F y un par libre de otra molécula. Explica los puntos de ebullición anormalmente altos del agua, el fluoruro de hidrógeno y el amoniaco.

Propiedades de sólidos iónicos

Tienen altos puntos de fusión, son duros y frágiles, y no conducen en estado sólido pero sí fundidos o disueltos. La red cristalina se rompe por desplazamiento de iones de igual carga.

Cálculo de moles

Se obtienen dividiendo la masa entre la masa molar, o multiplicando molaridad por volumen en litros en disoluciones, o usando PV/RT en gases ideales con T en kelvin.

Identificar reactivo limitante

Se dividen los moles de cada reactivo entre su coeficiente estequiométrico. El menor cociente corresponde al reactivo limitante y determina el rendimiento teórico máximo de la reacción.

Fórmula empírica y molecular

La empírica se obtiene dividiendo los moles de cada elemento por el menor y ajustando a enteros. La molecular es un múltiplo entero de ella según el cociente entre masa molar real y empírica.

Dilución de disoluciones

Al añadir disolvente, los moles de soluto no cambian, por lo que M₁V₁ = M₂V₂. La molaridad disminuye en proporción inversa al aumento de volumen final.

Pureza y rendimiento

La pureza es la masa pura entre la masa de muestra, en porcentaje. El rendimiento es la cantidad real obtenida entre la teórica calculada desde el reactivo limitante.

Ley de Hess

La entalpía de una reacción es la suma de las entalpías de formación de los productos menos la de los reactivos, multiplicando cada una por su coeficiente estequiométrico.

Criterio de espontaneidad

La energía libre de Gibbs es ΔG = ΔH − TΔS. El proceso es espontáneo si ΔG es negativo, y la temperatura de inversión se calcula como T = ΔH/ΔS.

Calorimetría básica

El calor intercambiado se calcula con q = m·c·ΔT, donde c del agua vale 4,18 J·g⁻¹·K⁻¹. A presión constante, q es igual a la variación de entalpía.

Energías de enlace y entalpía

La entalpía de reacción es la suma de energías de los enlaces rotos menos la de los enlaces formados. Un resultado negativo indica que se forman enlaces más fuertes de los que se rompen.

Ecuación de Arrhenius

Relaciona la constante de velocidad con la temperatura: k = A·e^(−Ea/RT). Un catalizador reduce la energía de activación y aumenta k sin modificar la entalpía de reacción.

Etapa determinante de la velocidad

En un mecanismo, la etapa más lenta controla la velocidad global. Los intermedios generados en etapas previas no aparecen en la ley de velocidad final del proceso.

Principio de Le Châtelier

Un cambio de concentración, presión o temperatura desplaza el equilibrio en el sentido que contrarresta la perturbación. Un catalizador no altera la posición de equilibrio, solo la alcanza antes.

Relación entre Kp y Kc

Para una reacción gaseosa, Kp = Kc(RT)^Δn, donde Δn es la diferencia de moles gaseosos entre productos y reactivos. Si Δn es cero, ambas constantes coinciden.

Cálculo de pH de ácido débil

Para un ácido débil de constante Ka y concentración inicial c, la concentración de protones es aproximadamente la raíz de Ka por c, si el grado de disociación es pequeño.

Hidrólisis de sales

Una sal de ácido débil y base fuerte da disolución básica; de base débil y ácido fuerte, ácida. Si ambos son fuertes, la disolución es neutra porque ningún ion hidroliza.

Disolución amortiguadora

Mezcla de un ácido débil y su base conjugada en cantidades comparables. Su pH se calcula con la ecuación de Henderson-Hasselbalch: pH = pKa + log(base/ácido).

Producto de solubilidad

Para una sal poco soluble, Kps es el producto de las concentraciones iónicas elevadas a sus coeficientes. La sal precipita cuando el cociente de reacción supera el valor de Kps.

Cátodo y ánodo

En el cátodo siempre ocurre la reducción y en el ánodo la oxidación. En una pila galvánica el ánodo es el polo negativo, mientras en una cuba electrolítica es el positivo.

Potencial de celda

Se calcula como E°cátodo menos E°ánodo usando potenciales estándar de reducción. La reacción es espontánea cuando el potencial resultante es positivo y la energía libre negativa.

Ecuación de Nernst

Corrige el potencial de celda según las concentraciones: E = E° − (0,0592/n)·log Q a 25 °C, donde n es el número de electrones intercambiados y Q el cociente de reacción.

Ley de Faraday en electrólisis

La masa depositada en un electrodo es M·I·t/(n·F), con F igual a 96 485 C/mol, I en amperios y t en segundos. n es el número de electrones por mol de sustancia.

Carbono quiral y enantiómeros

Un carbono con cuatro grupos distintos es quiral y genera dos estereoisómeros especulares no superponibles, llamados enantiómeros, con propiedades físicas iguales salvo el sentido de rotación óptica.

Oxidación de alcoholes

Los alcoholes primarios se oxidan a aldehídos y luego a ácidos carboxílicos; los secundarios a cetonas; los terciarios no se oxidan en condiciones suaves por carecer de hidrógeno en el carbono funcional.