FORMULARIO QUÍMICA
UNIDADES
Magnitud
Longitud
Unidad en
Símbolo
el SI
metro
CONSTANTES
Equivalencia básica
m
1 m = 100 cm
Masa
kilogramo
kg
1 kg = 1000 g
1 tonelada= 1000kg
Temperatura
Kelvin
K
0°C = 273.15 K
s
1 min = 60 s
1h=3600 s
Tiempo
segundo
Magnitud
Símbolo
Valor
Unidad
Velocidad de la
luz en el vacío
c
2.9979 x 10⁸
m/s
Carga eléctrica
e
1.6021 x10⁻¹⁹
C
Masa del
electrón en
reposo
me
9.109 x 10⁻³¹
kg
Masa del
protón en
reposo
mp
1.672 x 10⁻²⁷
kg
SISTEMA MÉTRICO DECIMAL
Cantidad de
sustancia
mol
mol
1 mol = 6.022 x 10²³
entidades
Intensidad de
corriente
amperio
A
1 A = Carga de 1 C/s
Constante de
Avogadro
NA
6.0225 x 10²³
mol⁻¹
Volumen
metro
cúbico
m³
1 m³ = 1000 L
Constante de
Planck
h
6.63 x 10⁻³⁴
Js
Densidad
kilogramo
/metro
cúbico
kg/m³
Depende del
material
Constante de
Faraday
F
96485
C/mol
newton
N
1 N = 1 kg·m/s²
Constante de
los gases
ideales
R
8.314
0.082
J/(mol K)
atm L/mol K
J
1 J = 1 N·m = Pa · m³
1 cal = 4.184 J
Volumen molar
normal
Vm
22.414
L/mol
Pa
1 Pa = 1 N/m²;
1 atm = 101325 Pa;
1 atm = 760 mmHg;
1 mmHg ≈ 133.322
Pa
Constante de
Boltzmann
k
1.3805 x 10⁻²³
J/K
Constante
gravitacional
G
6.672 x 10⁻¹¹
N m²/kg²
Radio de Bohr
a0
0.529 x 10⁻¹⁰
m
Constante de
Rydberg
R∞
109737.31
m⁻¹
Fuerza
Energía
Presión
julio
pascal
1. EL ÁTOMO
6
4
Niveles o capas de Energía
2+
Be Z= 4; A= 6; e⁻= 2; Q=4-2=+2
A
Z
Q
X
electrones
neutrones
protones
Núcleo:
A = p⁺ + n⁰ (Nº Másico)
Z = p⁺ (Nº Atómico)
Corteza: encontramos
los electrones.
Carga (Q): Q = p⁺ - e⁻
=2e
Prefijo del SI
Símbolo
Factor
yotta
Y
10²⁴
zetta
Z
10²¹
exa
E
10¹⁸
peta
P
10¹⁵
tera
T
10¹²
giga
G
10⁹
mega
M
10⁶
kilo
k
10³
hecto
h
10²
deca
da
10¹
(base)
-
10⁰
deci
d
10⁻¹
centi
c
10⁻²
mili
m
10⁻³
micro
µ
10⁻⁶
nano
n
10⁻⁹
pico
p
10⁻¹²
femto
f
10⁻¹⁵
atto
a
10⁻¹⁸
zepto
z
10⁻²¹
yocto
y
10⁻²⁴
Números Cuánticos
Nº principal (n) = nivel de energía 1, 2, 3, 4, 5,
6, 7
n=1
1s²
n=2
2s²
2p⁶
n=3
3s²
3p⁶
3d¹⁰
n=4
4s²
4p⁶
4d¹⁰
4f¹⁴
=32e
orbitales de cada sub-nivel y la orientación de
n=5
5s²
5p⁶
5d¹⁰
5f¹⁴
=32e
Spin = indica giro o rotación del e
n=6
6s²
6p⁶
6d¹⁰
n=7
7s²
7p⁶
Nº secundario o azimutal (l) = indica la
=8e
=18e
=18e
situación del electrón dentro del sub-nivel de
energía. s=0; p=1; d=2; f=3
Nº magnético (m) = indica el número de
cada orbital
Spin arriba ↑ = +1/2
Spin abajo =↓ -1/2
=8e
0
s= 1 orbital
Sub orbitales:
s = Sharp (forma esférica)
-1
p = Principal (forma de peras)
0
+1
p= 3 orbitales
d = Difuso (cinco direcciones)
-2
f = Fundamental (formas complicadas)
-1
0
+1
Configuración electrónica:
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰
5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s² 5f¹⁴ 6d¹⁰ 7p⁶
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+2
d= 5 orbitales
-3
-2
-1
0
+1
+2
+3
f= 7 orbitales
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2. ENLACE
3. ECUACIONES QUÍMICAS
Enlace iónico Metal + No metal/ Transferencia electrónica
A + B → C + D (Reactivos → Productos)
Ley de conservación de la masa (Lavoisier):
"La suma de las masas de los reactivos es igual a la suma
de las masas de los productos."
Tipos de reacciones químicas:
Reacciones de combinación: 2Mg + O₂ → 2MgO
Reacciones de descomposición: 2 KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂
Reacciones de oxidación: 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃
Reacción ácido base: HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Reacción de formación: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Energía reticular Ur
Enlace covalente No metal + No metal/ Compartición de e⁻
Calculo de pares enlazantes y pares libres para Lewis
n = e⁻ para el estado de octeto (8 para la mayoría).
v = e⁻ de valencia del átomo.
c = n - v: e⁻ compartidos →c/2: enlaces
s = v - c: e⁻ solitarios →s/2: pares libres
dominios
electrónicos
Geometría molecular (TRPEV)
N.º de
N.º de
Pares
Pares No
Enlazantes Enlazante
(X)
s (E)
Tipo de
Molécula
Geometría
Molecular
AX₁E₀
Diatómica
Lineal
4. ESTEQUIOMETRÍA
Geometría
Electrónica
Espacial
Ángulos de
Enlace
Ejemplos
1 mol = 6.023x10²³ átomos o moléculas
1 mol = 22.4 litros de gas en CN (P = 1 atm; T = 273 K)
Número de moles:
1
2
1
2
0
0
AX₂E₀
Lineal
Lineal
Lineal
180°
H₂, O₂, CO,
HCl
Masa atómica de un isótopo:
180°
BeCl₂, CO₂,
CS₂, HCN
m₁, m₂.. masas isótopos
(%) porcentaje de abundancia de cada isótopo
Composición centesimal
3
0
AX₃E₀
Trigonal
Plana
Trigonal
Plana
120°
BH₃, BF₃,
CO₃²⁻, NO₃⁻,
SO₃, COCl₂
3
2
1
AX₂E₁
Angular
Trigonal
Plana
Pureza de las sustancias
Rendimiento de una reacción
< 120°
NO₂⁻, SO₂, O₃
Densidad
4
0
AX₄E₀
Tetraédrica Tetraédrica
109.5°
CH₄, PCl₄,
AlCl₄⁻, CCl₄
5. LEY DE LOS GASES
Ley de Avogadro
4
3
1
AX₃E₁
Trigonal
Piramidal
Tetraédrica
< 109.5°
NH₃, PCl₃
2
2
AX₂E₂
Angular
Tetraédrica
Entre metales
Baja EI y orbitales moleculares vacíos.
Ley de Boyle (T CTE)
Ley combinada de los
Gases:
Ley de Charles
<< 109.5°
H₂O, OF₂
Enlace metálico
Ley de Dalton o de las
presiones parciales:
(P CTE)
Ley de Gay-Lussac
(V CTE)
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Ley de los gases ideales:
Donde:
P presión del gas (en atm).
V volumen del gas (en L)
n cantidad de sustancia del gas (en moles)
R constante de los gases ideales (atm
L/mol K)
T temperatura del gas (en kelvin, K).
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6. SOLUCIONES QUÍMICAS
8. CINÉTICA
Relación de masas
m disolución= m soluto + m disolvente
Disolvente universal= agua= 1L
Unidades de velocidad
Expresión de cómo varía [R o P] a lo largo del tiempo
Porcentaje en masa
Partes por Millón (ppm)
Porcentaje en volumen
Molaridad (Molar)
Ecuación o ley de la velocidad
A y B reactivos
n y m órdenes parciales de reacción
n+m= orden global
K constante de velocidad
(no coinciden con los
coeficientes
estequiométricos a
no ser que sea una
reacción elemental)
Unidades de K
Normalidad (Normal)
Eq- gr: número de H de una función presentes en un mol
Molalidad (Molal)
Fracción molar
7. TERMOQUÍMICA
Primer principio
Casos especiales
Orden 0: mol·L⁻¹·s⁻¹
Orden 1: s⁻¹
Orden 2: L·mol⁻¹·s⁻¹
Orden 3: L²·mol⁻²·s⁻¹
Ecuación de Arrhenius
K: constante de velocidad.
A: factor preexponencial, indica frecuencia de colisiones efectivas.
e: base de logaritmos naturales.
Ea: energía de activación, en J/mol o kJ/mol.
R: constante de los gases, 8.314 J/(mol·K).
T: temperatura en kelvin (K).
9. EQUILIBRIO QUÍMICO
Constantes de equilibrio
Cociente de reacción
Q < Kc, se desplaza hacia P
Q = Kc, en equilibrio.
Q > Kc, se desplaza hacia R
Relación Qp y Qv
Relación Kc y Kp
Cálculo de la entalpía de reacción
Con la entalpía de formación
Con la entalpía de enlace
Δn= moles gaseosos en P−moles gaseosos en R
Grado de disociación
Segundo principio
Cálculo con fracciones molares
Tercer principio
Energía libre de Gibbs
Producto de solubilidad
Solubilidad S es la cantidad de soluto disuelto en una disolución
SATURADA. Se mide en M
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Châtelier
11. REDOX
Temperatura:
↑T: Desplaza el equilibrio hacia el lado endotérmico.
↓T: Desplaza el equilibrio hacia el lado exotérmico.
Presión y volumen:
↑P (↓V): Favorece menos moles gaseosos.
↓P (↑V): Favorece más moles gaseosos.
Concentraciones:
↑↓C: hacia el lado opuesto (solo gases y ac)
Catalizador: no modifica el equilibrio, solo la cinética.
Oxidación: perder electrones / ↑ nº de oxidación
Reducción: ganar electrones / ↓nº de oxidación
Oxidante 1
Reductor 1
Pares redox conjugados: Cu²⁺/Cu⁰
10. ÁCIDO-BASE
Oxidante 2
Zn²⁺/Zn⁰
Reglas nº de oxidación
Disolución de un ácido
Elemento libre: 0 (Ej: Cu (s); O₂)
Iones monoatómicos: la carga del ión. Ej: Ca²⁺ (+2)
Iones poliatómicos: la suma debe dar la carga del ión (Ej: SO₄²⁻ (S (+6) ;
O (-2)) → 6 + 4(-2) = 6-8 = -2)
Fluor (F) siempre -1
Oxígeno (O) normalmente -2, salvo 2 excepciones:
Combinado con flúor (+2)
En peróxidos (-1) (Ej: H₂O₂)
Hidrógeno (H) en ácidos (+1) (Ej: HCl), en hidruros (-1) (Ej: NaH)
Disolución de una base
Ajuste método ión-electrón
Relación Ka y Kb
Recuerda:
Ka↑→ Ácido más fuerte
Kb↑→ Base más fuerte
Reductor 2
Ácido fuerte → Base conjugada débil
Ácido débil → Base conjugada fuerte
pKa/pKb ↑ → Ácido/base +débil
Producto iónico del agua
Agua pura (disol. neutras):
[H₃O⁺] = [OH⁻] = 10⁻⁷ M
Disol. ácidas:
⇒ [H₃O⁺] > [OH⁻], luego [H₃O⁺] > 10⁻⁷ M y [OH⁻] < 10⁻⁷ M
Disoluciones básicas:
⇒ [H₃O⁺] < [OH⁻], luego [H₃O⁺] < 10⁻⁷ M y [OH⁻] > 10⁻⁷ M
1. Escribir ec. iónica: Sin balance de masas, disociando ácidos,
hidróxidos y sales.
2. Escribir nºde ox: Identificar agente oxidante y reductor.
3. Escribir semirreacciones de reducción y oxidación.
a. Ajustar masas.
b. Balancear oxígenos con H₂O
c. Balancear hidrógenos con H⁺
4. Equilibrar cargas con electrones.
5. Combinar semirreacciones: Cancelar electrones para obtener
ecuación iónica ajustada.
6. Escribir ecuación molecular
Medio Ácido:
Balance de O: Añadir H₂O donde falten oxígenos.
Balance de H: Añadir H⁺ donde falten hidrógenos.
Medio Básico:
Balance de O: Añadir H₂O donde sobren los oxígenos.
Balance de H: Añadir OH⁻ en el lado opuesto para balancear hidrógenos.
Pilas electroquímicas
Cálculo pH y pOH
Neutralización
Acido + Base → Sal + Agua
Ojo si la base no tiene,
no se libera agua
Volumetrías
n del ácido= n de la base:
Vₐ ⋅ Cₐ = Vₙ ⋅ Cₙ
Ánodo: oxidación, fuente de e⁻. Cátodo: reducción, destino de e⁻.
fem, ddp (E) = Diferencia de potencial ánodo-cátodo (V)
E⁰(H) = 0V (electrodo de referencia).
Potencial de reducción ↑ (más +) ⇒ tendencia a reducirse ↑:
↑ poder ox.
Potencial de reducción ↓ (más -) ⇒ ↑poder reductor
Reacción sea espontánea: Eº>0
Ojo con la
estequiometría
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