Chemistry is built on a surprisingly small set of core formulas. Master these and you can work through the vast majority of A-Level, AP, and first-year university problems. This guide covers the most important equations — what they mean, how to use them, and the mistakes students most often make.
The Mole and Molarity
Everything in quantitative chemistry starts with the mole. One mole of anything contains 6.022 × 10²³ particles (Avogadro's number). The relationship between mass, moles, and molar mass is:
n = m / M
Where n is moles, m is mass in grams, and M is molar mass in g/mol (found by summing atomic masses from the periodic table).
Molarity extends this to solutions:
M = n / V
Concentration in mol/L equals moles divided by volume in litres. A 0.1 M solution of NaCl contains 0.1 moles of sodium chloride per litre of solution.
Common mistake: Students often forget to convert volume to litres before dividing. 500 mL is 0.5 L, not 500.
The Dilution Formula
When you add solvent to a solution, the moles of solute stay constant even though concentration drops:
C₁V₁ = C₂V₂
Example: You have 50 mL of a 2 M HCl solution and need 0.5 M HCl. What final volume do you need?
2 × 50 = 0.5 × V₂
V₂ = 200 mL
Add 150 mL of water to the original 50 mL. Always add acid to water — never the reverse — to safely dissipate heat.
The Gas Laws
Las tres leyes clásicas de los gases se combinan en una poderosa ecuación:
P₁V₁ / T₁ = P₂V₂ / T₂
Esta es la ley combinada de los gases, y al mantener constante una variable se recupera cada ley individual:
| Ley | Constante | Relación |
|---|---|---|
| boyle's | Temperatura | P₁V₁ = P₂V₂ |
| carlos | Presión | V₁/T₁ = V₂/T₂ |
| Gay Lussac | Volumen | P₁/T₁ = P₂/T₂ |
Regla crítica: La temperatura siempre debe estar en Kelvin. Convierta usando K = °C + 273,15. Usar Celsius es uno de los errores más comunes en los exámenes.
Para la Ley del Gas Ideal en un único conjunto de condiciones:
PV = nRT
Donde R = 8,314 J/mol·K (o 0,08206 L·atm/mol·K). Utilice el segundo valor cuando la presión esté en atmósferas y el volumen en litros.
Estequiometría: el método de la relación molar
La estequiometría convierte entre masas de reactivos y productos mediante ecuaciones equilibradas. El método es siempre los mismos cuatro pasos:
- Equilibra la ecuación
- Convertir masa dada → moles (dividir por masa molar)
- Escala usando la relación molar de la ecuación
- Convertir atrás → masa (multiplicar por masa molar)
Ejemplo: ¿Cuántos gramos de agua se forman cuando 18 g de H₂ reaccionan con un exceso de O₂?
2H₂ + O₂ → 2H₂O
- 18 g de H₂ ÷ 2 g/mol = 9 moles de H₂
- La relación es 2:2, por lo que 9 mol H₂ → 9 mol H₂O
- 9 moles × 18 g/mol = 162 g H₂O
Porcentaje de rendimiento
Las reacciones reales nunca dan un rendimiento del 100% debido a reacciones secundarias, conversión incompleta y pérdidas por manipulación:
% yield = (actual yield / theoretical yield) × 100
Si tu estequiometría predice 162 g de agua pero recoges 145 g:
% yield = (145 / 162) × 100 = 89.5%
Entalpía y ley de Hess
El cambio de entalpía (ΔH) mide el calor liberado o absorbido a presión constante. Para calorimetría:
q = m × c × ΔT
Donde c para agua = 4,18 J/g·°C.
La Ley de Hess establece que ΔH es independiente de la trayectoria: puedes sumar ecuaciones (y sus valores de ΔH) para encontrar la entalpía de una reacción que no puedes medir directamente. Si inviertes una ecuación, cambia el signo de ΔH. Si multiplicas por un factor, multiplicas ΔH por el mismo factor.
Energía libre de Gibbs
La ecuación individual más poderosa en termodinámica:
ΔG = ΔH - TΔS
- ΔG < 0: La reacción es espontánea (se desarrolla sin energía añadida)
- ΔG> 0: No espontáneo (requiere aporte de energía)
- ΔG = 0: El sistema está en equilibrio
La interacción entre entalpía y entropía significa que la temperatura determina la espontaneidad cuando ΔH y TΔS apuntan en direcciones opuestas.
| ΔH | ΔS | ¿Espontáneo? |
|---|---|---|
| − | + | Siempre |
| + | − | Nunca |
| − | − | Sólo a baja T |
| + | + | Sólo en T alta |
Constante de equilibrio
Para una reacción reversible aA + bB ⇌ cC + dD:
Kc = [C]ᶜ[D]ᵈ / [A]ᵃ[B]ᵇ
- Kc>> 1: Productos favorecidos (la reacción casi llega a su fin)
- Kc<< 1: Reactivos favorecidos (casi ninguna forma de producto)
- Los sólidos y líquidos puros están excluidos de la expresión
El cociente de reacción Q tiene la misma forma que Kc pero utiliza cualquier concentración, no valores de equilibrio. Si Q < Kc, la reacción avanza; si Q> Kc, va hacia atrás.
Henderson-Hasselbalch para los amortiguadores
Los tampones resisten los cambios de pH al contener tanto un ácido débil como su base conjugada:
pH = pKa + log([A⁻] / [HA])
Cuando [A⁻] = [HA] (concentraciones iguales), log(1) = 0, entonces pH = pKa. Este es el punto medio del rango de trabajo del buffer. Los tampones funcionan eficazmente dentro de ±1 unidad de pH del pKa.
La sangre utiliza el sistema ácido carbónico/bicarbonato (pKa 6,1) para mantener el pH 7,4, un ejemplo de Henderson-Hasselbalch con una proporción específica [A⁻]/[HA] de aproximadamente 20:1.
La ecuación de Nernst
Tensión de celda en condiciones no estándar:
E = E° - (0.0592/n) × log Q (at 25°C)
Donde n son los electrones transferidos y Q es el cociente de reacción. A medida que una batería se descarga, Q aumenta y E disminuye, llegando finalmente a cero en el momento de la descarga completa.
Números clave para memorizar
| Constante | Valor |
|---|---|
| El número de Avogadro. | 6,022 × 10²³ /mol |
| Constante de gas R | 8,314 J/mol·K |
| Constante de Faraday F | 96.485 C/mol |
| velocidad de la luz c | 3,00 × 10⁸ m/s |
| Kw (agua, 25°C) | 1,0 × 10⁻¹⁴ |
Poniéndolo todo junto
El hábito más importante en química es el seguimiento de unidades. Escribe cada unidad en cada paso. Cuando las unidades se cancelan correctamente, es casi seguro que el método sea correcto. Cuando no se cancelen, se dará cuenta del error antes de perder puntos.
Utilice nuestra Calculadora de molaridad, Calculadora de estequiometría, Calculadora de energía libre de Gibbs y Calculadora Henderson-Hasselbalch para comprobar su funcionamiento.