Hoja de ecuaciones · AP Chemistry

Constantes y factores de conversión

Constante de Planck	$h = 6.626\times10^{-34}\ \mathrm{J\ s}$	3.11–3.12 Luz, espectros y fotones
Rapidez de la luz	$c = 2.998\times10^{8}\ \mathrm{m\ s^{-1}}$	3.11–3.12 Luz, espectros y fotones
Número de Avogadro	$6.022\times10^{23}\ \mathrm{mol^{-1}}$	1.1 Contar átomos pesando 2.2 Fuerza intramolecular y energía potencial
Constante de los gases	$R = 8.314\ \mathrm{J\ mol^{-1}\ K^{-1}} = 0.08206\ \mathrm{L\ atm\ mol^{-1}\ K^{-1}}$	3.4 La ley de los gases ideales 9.5 Energía libre y equilibrio
TPE	$273.15\ \mathrm{K}\ \text{and}\ 1.0\ \mathrm{atm}$	aún no se muestra
Gas ideal a TPE	$22.4\ \mathrm{L\ mol^{-1}}$	aún no se muestra
Constante de Faraday	$F = 96{,}485\ \text{coulombs} / 1\ \mathrm{mol}\ e^-$	9.11 Electrólisis y ley de Faraday 9.9 Potencial de celda y energía libre
hertz	$1\ \text{hertz} = 1\ \mathrm{s^{-1}}$	3.11–3.12 Luz, espectros y fotones
Presión	$1\ \mathrm{atm} = 760\ \mathrm{mm\ Hg} = 760\ \mathrm{torr}$	3.4 La ley de los gases ideales
kelvin	$\mathrm{K} = {}^\circ\mathrm{C} + 273.15$	3.4 La ley de los gases ideales
Volt	$1\ \text{volt} = \frac{1\ \text{joule}}{1\ \text{coulomb}}$	9.9 Potencial de celda y energía libre
ampere	$1\ \text{ampere} = \frac{1\ \text{coulomb}}{1\ \text{second}}$	9.11 Electrólisis y ley de Faraday

Símbolos de unidades

gramo,	g
mol,	mol
litro,	L
metro,	m
segundo,	s
hertz,	Hz
atmósfera,	atm
milímetro de mercurio,	mm Hg
grado Celsius,	°C
kelvin,	K
joule,	J
volt,	V
coulomb,	C
ampere,	A

Prefijos métricos

Factor	Prefijo	Símbolo
$10^{9}$	giga	G
$10^{6}$	mega	M
$10^{3}$	kilo	k
$10^{-2}$	centi	c
$10^{-3}$	mili	m
$10^{-6}$	micro	μ
$10^{-9}$	nano	n
$10^{-12}$	pico	p

Estructura atómica

$E$ = energía · $\nu$ = frecuencia · $\lambda$ = longitud de onda · $F$ = fuerza · $q$ = carga · $r$ = separación

$E = h\nu$
Energía de un fotón3.11–3.12 Luz, espectros y fotones 1.6 Medición de las capas
$c = \lambda\nu$
Longitud de onda y frecuencia3.11–3.12 Luz, espectros y fotones
$\displaystyle F_\text{coulombic} \propto \frac{q_1q_2}{r^2}$
Ley de Coulomb1.5 Electrones en capas 1.6 Medición de las capas 1.7 Tendencias periódicas

Gases, líquidos y disoluciones

$P$ = presión · $V$ = volumen · $T$ = temperatura · $n$ = número de moles · $X$ = fracción molar · $m$ = masa · $\boldsymbol{M}$ = masa molar · $D$ = densidad · $KE$ = energía cinética · $v$ = velocidad · $M$ = molaridad · $A$ = absorbancia · $\varepsilon$ = absortividad molar · $b$ = longitud de trayectoria · $c$ = concentración

$\displaystyle \frac{P_1V_1}{T_1} = \frac{P_2V_2}{T_2}$
Ley combinada de los gases3.4 La ley de los gases ideales
$PV = nRT$
Ley del gas ideal3.4 La ley del gas ideal 3.6 Desviación del comportamiento ideal
$\displaystyle P_A = P_\text{total}\times X_A,\ \text{where } X_A = \frac{\text{moles A}}{\text{total moles}}$
Presión parcial y fracción molar3.4 La ley del gas ideal
$P_\text{total} = P_A + P_B + P_C + \dots$
Ley de Dalton3.4 La ley del gas ideal
$\displaystyle n = \frac{m}{\boldsymbol{M}}$
Moles a partir de la masa1.1 Contar átomos pesando 4.5 Estequiometría
$\displaystyle D = \frac{m}{V}$
Densidadaún no se muestra
$KE = \tfrac12mv^2$
Energía cinética3.5 Teoría cinético-molecular
$\displaystyle M = \frac{n_\text{solute}}{\mathrm{L}_\text{solution}}$
Molaridad3.7–3.8 Disoluciones y sus partículas 4.5 Estequiometría
$A = \varepsilon bc$
Ley de Beer–Lambert3.13 La ley de Beer–Lambert

Cinética

$k$ = constante de velocidad · $t$ = tiempo · $t_{1/2}$ = vida media

$[\mathrm{A}]_t - [\mathrm{A}]_0 = -kt$
Ley de velocidad integrada de orden cero5.3 La concentración en el tiempo
$\ln[\mathrm{A}]_t - \ln[\mathrm{A}]_0 = -kt$
Ley de velocidad integrada de primer orden5.3 Concentración en el tiempo
$\displaystyle \frac{1}{[\mathrm{A}]_t} - \frac{1}{[\mathrm{A}]_0} = kt$
Ley de velocidad integrada de segundo orden5.3 Concentración en el tiempo
$\displaystyle t_{1/2} = \frac{0.693}{k}$
Vida media, primer orden5.3 Concentración en el tiempo

Equilibrio

$K_c$ = concentraciones molares · $K_p$ = presiones de los gases · $K_w$ = agua · $K_a$ = ácido · $K_b$ = base

$\displaystyle K_c = \frac{[\mathrm{C}]^c[\mathrm{D}]^d}{[\mathrm{A}]^a[\mathrm{B}]^b},\ \text{where } a\mathrm{A} + b\mathrm{B} \rightleftharpoons c\mathrm{C} + d\mathrm{D}$
Constante de equilibrio, concentraciones7.3 El cociente de reacción y K 7.4 Cálculo de K 7.5 El tamaño de K
$\displaystyle K_p = \frac{(P_\mathrm{C})^c(P_\mathrm{D})^d}{(P_\mathrm{A})^a(P_\mathrm{B})^b}$
Constante de equilibrio, presiones7.3 El cociente de reacción y K 7.4 Cálculo de K
$K_w = [\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{OH^-}] = 1.0\times10^{-14}\ \text{at}\ 25^\circ\mathrm{C}$
Agua8.1 Agua, pH y pOH 8.3 Ácidos y bases débiles
$\mathrm{p}K_w = 14 = \mathrm{pH} + \mathrm{pOH}\ \text{at}\ 25^\circ\mathrm{C}$
pH y pOH a 25 °C8.1 Agua, pH y pOH
$\mathrm{pH} = -\log[\mathrm{H_3O^+}] \qquad \mathrm{pOH} = -\log[\mathrm{OH^-}]$
pH y pOH8.1 Agua, pH y pOH 8.2 Ácidos y bases fuertes 8.3 Ácidos y bases débiles
$\displaystyle K_a = \frac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]} \qquad K_b = \frac{[\mathrm{OH^-}][\mathrm{HB^+}]}{[\mathrm{B}]}$
Constantes de ionización de ácidos y bases8.3 Ácidos y bases débiles 8.7 pH y pKa
$\mathrm{p}K_a = -\log K_a \qquad \mathrm{p}K_b = -\log K_b$
pKₐ y pK_b8.7 pH y pKa 8.5 Titulaciones
$K_w = K_a\times K_b \qquad \mathrm{p}K_w = \mathrm{p}K_a + \mathrm{p}K_b$
Pares conjugados8.3 Ácidos y bases débiles
$\displaystyle \mathrm{pH} = \mathrm{p}K_a + \log\frac{[\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$
Ecuación de Henderson–Hasselbalch8.9 La ecuación de Henderson–Hasselbalch 8.8 Amortiguadores

Termodinámica y electroquímica

$q$ = calor · $m$ = masa · $c$ = capacidad calorífica específica · $T$ = temperatura · $S^\circ$ = entropía estándar · $H^\circ$ = entalpía estándar · $G^\circ$ = energía libre de Gibbs estándar · $R$ = constante de los gases · $K$ = constante de equilibrio · $n$ = número de moles de electrones · $E^\circ$ = potencial estándar · $I$ = corriente (amperes) · $q$ = carga (coulombs) · $t$ = tiempo (segundos) · $Q$ = cociente de reacción

$q = mc\Delta T$
Calor6.4 Capacidad calorífica y calorimetría 6.3 Transferencia de calor y equilibrio térmico
$\Delta H^\circ_\text{reaction} = \sum\Delta H^\circ_{f\,\text{products}} - \sum\Delta H^\circ_{f\,\text{reactants}}$
Cambio de entalpía a partir de entalpías de formación6.8 Entalpía de formación
$\Delta S^\circ_\text{reaction} = \sum S^\circ_\text{products} - \sum S^\circ_\text{reactants}$
Cambio de entropía9.2 Entropía absoluta y cambio de entropía
$\Delta G^\circ_\text{reaction} = \sum\Delta G^\circ_{f\,\text{products}} - \sum\Delta G^\circ_{f\,\text{reactants}}$
Cambio de energía libre a partir de energías libres de formación9.3 Energía libre de Gibbs
$\Delta G^\circ = \Delta H^\circ - T\Delta S^\circ$
Energía libre de Gibbs9.3 Energía libre de Gibbs 9.4 Control termodinámico y cinético 9.6 Energía libre de disolución
$\Delta G^\circ = -RT\ln K$
Energía libre y K9.5 Energía libre y equilibrio
$\Delta G^\circ = -nFE^\circ$
Energía libre y potencial de celda9.9 Potencial de celda y energía libre
$\displaystyle I = \frac{q}{t}$
Corriente9.11 Electrólisis y ley de Faraday
$\displaystyle E_\text{cell} = E^\circ_\text{cell} - \frac{RT}{nF}\ln Q$
Potencial de celda fuera de las condiciones estándar (Nernst)9.10 Potencial de celda en condiciones no estándar