Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario

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APUNTES QUÍMICA PEvAU Andalucía, Ceuta, Melilla y Centros en Marruecos AprenAI 2026-2027 Todo el temario de Química de Selectividad en Andalucía: formulación, enlace, equilibrio, pH, redox y orgánica, con esquemas, tests por tema y formulario. APREN.AI Índice Tema 1: Formulación y nomenclatura 1 Nomenclatura inorgánica y disoluciones 5 Estados de oxidación y fundamentos de formulación inorgánica 5 Sistemática de nomenclatura IUPAC para sustancias inorgánicas 5 Deducción de fórmula empírica y fórmula molecular 6 Disoluciones y magnitudes de concentración 7 Presión parcial y procesos de dilución 8 2 Estequiometría: reactivo limitante, pureza y rendimiento 1.

La ecuación ajustada como receta en moles 2. Pasar los datos de partida a moles (y volver) 3. Reactivo limitante y reactivo en exceso 4. Riqueza o pureza de un reactivo 5.

Rendimiento de la reacción 3 Oxoácidos, oxosales, sales ácidas e hidruros según IUPAC 2005 Oxoácidos: nomenclatura tradicional admitida De oxoácido a oxoanión y oxosal Sales ácidas y sales amónicas Combinaciones del oxígeno con halógenos Peróxidos frente a óxidos Hidruros 13 4 Material de laboratorio y normas de seguridad Material volumétrico: medir volúmenes con distinta precisión Otro material de uso habitual Preparación de disoluciones Normas de seguridad 5 Familias y nomenclatura de compuestos orgánicos 16 El átomo de carbono y la química orgánica 16 Grupos funcionales y series homólogas 16 Reglas de nomenclatura IUPAC 17 Jerarquía de grupos funcionales 17 Hidrocarburos alifáticos y derivados aromáticos 18 6 Nomenclatura orgánica por familias: casos especiales 20 Éteres 20 Aminas 20 Ésteres, amidas y nitrilos 21 Varios grupos iguales: polienos, poliinos, dialdehídos, diácidos y polioles 21 Compuestos cíclicos 21 Derivados del benceno 21 Tema 2: Estructura atómica y tabla periódica 7 Fundamentos cuánticos y orbitales atómicos 23 1.

De los modelos atómicos clásicos a la crisis de la física clásica 23 2. Naturaleza de la radiación electromagnética y cuantización de Planck 23 3. El efecto fotoeléctrico y la naturaleza corpuscular de la luz 24 4. Espectros atómicos y el modelo cuantizado de Bohr 24 5. Los pilares del modelo mecano-cuántico moderno 25 6. Función de onda y los cuatro números cuánticos 26 8 Configuración electrónica y propiedades periódicas 27 1. Principios de distribución electrónica 28 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 1 2. La tabla periódica y su arquitectura 29 3. Carga nuclear efectiva y apantallamiento 30 4. Variación periódica de las propiedades atómicas 30 5.

Ejercicios de aplicación y examen oficial 31 9 Diagrama de Moeller y orden de llenado de los subniveles El diagrama de Moeller (regla de las diagonales) La regla n + l Capacidad de los subniveles y configuración abreviada Diagramas de cajas y electrones desapareados Electrón diferenciador y sus números cuánticos 33 10 Partículas subatómicas, iones y posición en la tabla periódica 34 Partículas subatómicas 34 Posición en la tabla a partir de la configuración 34 Grupos representativos 35 Ion más estable y reactividad 35 Anomalías de la energía de ionización 35 Tema 3: Enlaces químicos 11 Enlace iónico, covalente y geometría molecular 37 1. El enlace iónico y la estabilidad reticular 37 2.

Enlace covalente y estructuras de Lewis 38 3.

Geometría molecular y modelo de RPECV 38 12 Hibridación, fuerzas intermoleculares y enlace metálico 40 Teoría del enlace de valencia e hibridación 41 Polaridad molecular y momento dipolar 41 Fuerzas intermoleculares 41 Modelos del enlace metálico 42 Comparativa de propiedades de las sustancias sólidas 43 13 Solubilidad, estados de agregación y longitud de enlace 44 Solubilidad: «semejante disuelve a semejante» 44 Puntos de fusión y ebullición en series 45 Conductividad eléctrica 45 Longitud y energía de enlace según la multiplicidad 46 Tema 4: Termodinámica y cinética química 14 Termoquímica y espontaneidad 47 Fundamentos y sistemas termodinámicos 47 El primer principio de la termodinámica 47 Calor a volumen constante ( ) y a presión constante ( ) 48 Cálculo de la entalpía estándar de reacción 48 Entropía: segundo y tercer principio 49 Energía libre de Gibbs y criterio de espontaneidad 49 15 Cinética química y velocidad de reacción 51 Concepto y formulación de la velocidad de reacción 51 Ley diferencial de velocidad y órdenes de reacción 51 Teorías cinéticas: colisiones y complejo activado 52 Dependencia con la temperatura: ecuación de Arrhenius 53 Factores que condicionan la velocidad y catálisis 53 16 Equilibrio químico y principio de Le Chatelier 54 Ley de acción de masas y constantes de equilibrio 55 Equilibrios heterogéneos 55 Cociente de reacción y sentido de avance 55 Conexión termodinámica: relación entre energía libre y constante de equilibrio 56 Q v Q p Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 2 Grado de disociación 56 El principio de Le Chatelier 57 17 Optimización de procesos industriales: síntesis del amoníaco 59 El equilibrio de partida 59 El conflicto entre rendimiento y velocidad 59 Cómo se recupera el rendimiento perdido 60 Aplicación a otras síntesis: el metanol 60 Tema 5: Reacciones químicas específicas 18 Equilibrios de solubilidad y precipitación 61 Equilibrio de solubilidad y constantes termodinámicas 61 Constante del producto de solubilidad ( ) y estequiometría 61 Producto iónico ( ) y predicción de la precipitación 62 Efecto del ion común 62 Estrategias para la disolución de precipitados 62 19 Equilibrios ácido-base y escala de pH 65 1.

Modelos teóricos del comportamiento ácido-base 65 2. Transferencia protónica, pares conjugados y especies anfóteras 65 3. Autoionización del agua y escalas logarítmicas (pH y pOH) 65 4. Fuerza relativa y constantes de acidez y basicidad 66 5.

Cuantificación del equilibrio: electrólitos fuertes frente a débiles 66 20 Hidrólisis, disoluciones amortiguadoras y valoraciones 68 Hidrólisis de sales 68 Disoluciones amortiguadoras (tampones) 69 Indicadores ácido-base y valoraciones de neutralización 70 Cálculos estequiométricos en valoraciones y reactivos comerciales 71 21 Ácidos y bases en la industria, la vida cotidiana y el medio ambiente 72 Ácidos y bases de uso industrial 72 Ácidos y bases en casa 73 Lluvia ácida 73 Regulación del pH en alimentos y medio ambiente 74 22 Procesos redox y método del ion-electrón 74 Conceptos fundamentales: transferencia de electrones y estados de oxidación 74 El método del ion-electrón 75 Valoraciones redox y volumetrías 76 Ejemplos de aplicación y cálculos estequiométricos 77 23 Electroquímica: pilas galvánicas y electrólisis 78 1.

Pilas galvánicas: generación espontánea de corriente 78 2. Potenciales estándar de reducción y electrodo de hidrógeno 79 3. Termodinámica electroquímica: energía libre y constante de equilibrio 80 4. Ecuación de Nernst para condiciones no estándar 80 5. Electrólisis y cubas electrolíticas 80 6. Leyes de Faraday y cálculos cuantitativos 81 24 Baterías, pilas de combustible y corrosión de metales 82 Pilas y baterías: primarias y recargables 82 Pila de combustible de hidrógeno 83 Corrosión del hierro 83 Prevención de la corrosión 83 Aplicaciones industriales de la electrólisis 84 Tema 6: Química orgánica 25 Isomería y reactividad de grupos funcionales 85 1.

Fundamentos del carbono y tipos de isomería 85 K s Q s Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 3 2. Isomería estructural o constitucional 85 3. Estereoisomería: espacialidad y quiralidad 86 4. Tipos fundamentales de reacciones orgánicas 86 5. Reglas de regioquímica: Markovnikov y Saytzeff 87 6. Reactividad de las principales familias orgánicas 87 7.

Esterificación, saponificación y polimerización de adición 88 26 Reacciones de adición a alquenos y alquinos 90 Hidrogenación catalítica 90 Halogenación (Cl2, Br2) 90 Hidrohalogenación (HCl, HBr, HI) 90 Hidratación en medio ácido 91 Resumen para el examen 91 27 Propiedades físicas y comportamiento en disolución de las funciones orgánicas 92 Puentes de hidrógeno según el grupo funcional 92 Puntos de ebullición y solubilidad 92 Carácter ácido o básico 93 Isomería en compuestos cíclicos y aromáticos 10 28 Formulario y constantes físicas 93 Constantes fundamentales y magnitudes de referencia 9 Gases y dilución de disoluciones 94 Termodinámica química 94 Cinética química 95 Equilibrio químico y equilibrios en disolución 95 Electroquímica y leyes de Faraday 96 29 Resumen para repasar 97 Tema 1: Formulación, disoluciones y estequiometría 97 Tema 1: Nomenclatura orgánica y laboratorio 98 Tema 2: Estructura atómica y tabla periódica 10 Tema 3: Enlace químico 99 Tema 4: Termoquímica, cinética y equilibrio 9 Tema 5: Solubilidad, ácido-base y redox 100 Tema 6: Química orgánica 100 Valores que hay que saberse 101 Errores típicos 101 Soluciones de las preguntas de repaso 102 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 4 1 Nomenclatura inorgánica y disoluciones Estados de oxidación y fundamentos de formulación inorgánica El número o estado de oxidación representa la carga eléctrica formal que adoptaría un átomo si todos los enlaces covalentes que forma con elementos de distinta electronegatividad se rompiesen de manera puramente iónica, asignando los electrones compartidos al átomo más electronegativo.

Para estructurar los compuestos inorgánicos es indispensable conocer las valencias iónicas y estados de oxidación característicos de los elementos representativos y de transición: Elemento / Familia Símbolo Estados de oxidación habituales Observaciones clave Metales alcalinos y plata Li, Na, K, Rb, Cs; Ag +1 Invariables en todos sus compuestos estables. Alcalinotérreos, cinc y cadmio Be, Mg, Ca, Sr, Ba; Zn, Cd +2 Presentan un único estado de oxidación catiónico. Térreos (aluminio) Al +3 Catión trivalente característico. Cobre y mercurio Cu, Hg +1, +2 Dímero para el mercurio(I). Oro Au +1, +3 El estado trivalente es el más estable.

Hierro, cobalto y níquel Fe, Co, Ni +2, +3 Forman sales ferrosas/férricas según la terminología clásica. Estaño, plomo y platino Sn, Pb, Pt +2, +4 Sn y Pb actúan con +2 y +4; Pt forma complejos estables. Cromo Cr +2, +3 (básicos); +6 (ácido) Con +6 forma cromatos ( ) y dicromatos ( ). Manganeso Mn +2, +3 (básicos); +4; +6, +7 (ácidos) Con +7 genera permanganatos ( ); con +4 dióxido ( ). Hidrógeno H +1, -1 +1 frente a no metales; -1 en hidruros metálicos. Oxígeno O -2, -1, +2 -2 habitual; -1 en peróxidos ( ); +2 exclusivo con flúor ( ). Halógenos (F, Cl, Br, I) F; Cl, Br, I F: -1; Cl, Br, I: -1, +1, +3, +5, +7 El flúor jamás exhibe estados positivos.

Calcógenos (S, Se, Te) S, Se, Te -2, +2, +4, +6 -2 en sulfuros/seleniuros; positivos frente a oxígeno. Pnictógenos (N, P, As, Sb) N, P, As, Sb -3, +1, +3, +5 N exhibe además +2 y +4 en diversos óxidos neutros. Carbono y silicio C, Si -4, +2, +4 C actúa con +2 en CO y +4 en carbonatos y . Sistemática de nomenclatura IUPAC para sustancias inorgánicas La IUPAC acepta tres sistemas principales de denominación: la nomenclatura de composición con prefijos multiplicadores (estequiométrica), la nomenclatura de composición indicando el número de oxidación (sistema Stock clásico) y, para ciertas especies oxigenadas e hidróxidos, la nomenclatura de adición o de hidrógeno.

TEMA 1 Formulación y nomenclatura 1 Nomenclatura inorgánica y disoluciones 2 Estequiometría: reactivo limitante, pureza y rendimiento 3 Oxoácidos, oxosales, sales ácidas e hidruros según IUPAC 2005 4 Material de laboratorio y normas de seguridad 5 Familias y nomenclatura de compuestos orgánicos 6 Nomenclatura orgánica por familias: casos especiales Hg 2 2+ CrO 4 2 Cr O 2 7 2 MnO 4 MnO 2 O 2 2 OF 2 CO 2 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 5 1. Compuestos binarios Se escriben situando a la izquierda el elemento electropositivo y a la derecha el electronegativo. Al nombrarlos, se invierte el orden: Óxidos y peróxidos: Se combinan metales o no metales con oxígeno.

En la nomenclatura con prefijos multiplicadores: es trióxido de dihierro; en número de oxidación: óxido de hierro(III). En peróxidos existe el puente : es peróxido de sodio o dióxido de disodio. Hidruros metálicos y no metálicos: Con metales alcalinos y alcalinotérreos el hidrógeno actúa con -1: (dihidruro de calcio o hidruro de calcio). Frente a no metales de los grupos 16 y 17 genera haluros y calcogenuros de hidrógeno (HCl: cloruro de hidrógeno, o ácido clorhídrico en disolución acuosa; : sulfuro de dihidrógeno o ácido sulfhídrico). Sales binarias: Combinación de catión metálico y anión monoatómico con terminación -uro: es dicloruro de cobre o cloruro de cobre(II). 2.

Compuestos ternarios: hidróxidos, oxoácidos y oxosales Fórmula Composición (prefijos) Número de oxidación / Tradicional admitida Nomenclatura de hidrógeno / adición NaOH Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Hidróxido de sodio Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro(III) Tris(hidróxido) de hierro Tetraoxidosulfato de dihidrógeno Ácido sulfúrico Dihidrogeno(tetraoxidosulfato) Trioxidonitrato de hidrógeno Ácido nítrico Hidrogeno(trioxidonitrato) Tetraoxidosulfato de calcio Sulfato de calcio Sulfato de calcio Trioxidoclorato de potasio Clorato de potasio Clorato de potasio PARA RECORDARLO Para determinar el estado de oxidación del átomo central en un oxoácido , aplica la electroneutralidad sabiendo que y : .

Deducción de fórmula empírica y fórmula molecular La fórmula empírica refleja la proporción mínima de números enteros entre los átomos que constituyen una sustancia, mientras que la fórmula molecular indica la cantidad real y exacta de cada átomo en una molécula discreta. Para deducir ambas a partir de la composición centesimal o de masas experimentales, se aplica una secuencia estricta: Si la sustancia se encuentra en fase gaseosa, la masa molar molecular suele deducirse midiendo magnitudes termodinámicas mediante la ecuación de estado de los gases ideales: Obtenido el factor natural , la fórmula molecular resulta de multiplicar cada subíndice empírico por dicho entero: .

Fe O 2 3 O O Na O 2 2 CaH 2 H S 2 CuCl 2 Fe(OH) 3 H SO 2 4 HNO 3 CaSO 4 KClO 3 H X O a b c H = +1 O = 2 a(+1) + b(E.O.) + c( 2) = 0 Asumir una base de cálculo: Si los datos vienen expresados en porcentaje ponderal, se toma como referencia una muestra de 100 g de sustancia, de modo que el porcentaje de cada elemento equivalga directamente a su masa en gramos. 1 Calcular los moles de cada elemento: Se divide la masa en gramos de cada constituyente entre su masa atómica molar respectiva: 2 n = i M at, i m i Determinar la relación atómica entera más simple: Se divide cada valor de moles entre el menor número de moles obtenido.

Si los cocientes resultantes presentan fracciones decimales sencillas (como 0,5 o 0,33), se multiplican todos por un factor entero común (2 o 3, respectivamente) hasta conseguir números enteros. El resultado conforma los subíndices de la fórmula empírica.

3 Establecer el factor multiplicador para la fórmula molecular: Se relaciona la masa molar de la molécula real ( ) con la masa molar teórica calculada para la fórmula empírica ( ): 4 M M M FE x = x es un entero natural M (FE) M M (FM) M (donde ) P × V = n × R × T M = M P × V m × R × T x FM = x × (FE) Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 6 PROCESO Deducción de fórmula empírica y molecular EJEMPLO RESUELTO: DEDUCCIÓN DE FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Un hidrocarburo gaseoso presenta una composición centesimal del 82,66 % de carbono y 17,34 % de hidrógeno en masa.

En condiciones normales de presión y temperatura (1 atm, 273,15 K), una muestra gaseosa de 2,59 g de dicho compuesto ocupa un volumen de 1,00 L. Determina su fórmula empírica y su fórmula molecular. Masas atómicas: C = 12,01 g/mol; H = 1,008 g/mol; . Disoluciones y magnitudes de concentración Una disolución es un sistema termodinámico homogéneo constituido por dos o más componentes. En disoluciones binarias, el soluto corresponde a la sustancia que se halla en menor cantidad (y se disuelve), mientras que el disolvente es el medio dispersante que se encuentra en mayor proporción.

La cantidad relativa de soluto disuelto respecto a una masa o volumen dado de disolvente o disolución total define la concentración. Sus expresiones cuantitativas habituales son: 1. Concentraciones porcentuales Tanto por ciento en masa ( ): Masa de soluto por cada 100 unidades de masa de mezcla total: Tanto por ciento en volumen ( ): Utilizado prioritariamente en mezclas de líquidos o gases: Composición centesimal Asumir base de 100 g para convertir porcentajes en gramos. 1 Moles de cada elemento Dividir la masa de cada especie entre su masa atómica molar. 2 Proporción mínima Dividir todos los moles entre el menor valor obtenido.

3 Fórmula empírica Multiplicar por enteros si surgen decimales fraccionarios. 4 Masa molecular real Determinar MM mediante P·V=n·R·T o espectrometría de masas. 5 Fórmula molecular Multiplicar la empírica por el cociente entero x = MM / M(FE). 6 R = 0,0821 atm × L × mol × 1 K 1 Conversión a moles (en base a 100 g): Masa de C = 82,66 g; . Masa de H = 17,34 g; . 1 n = C = 12,01 82,66 6,883 mol n = H = 1,008 17,34 17,202 mol Relación estequiométrica elemental: Dividiendo entre el menor valor (6,883): Multiplicando por 2 para eliminar la fracción: , . Por tanto, la fórmula empírica es . 2 C = = 6,883 6,883 1,00 H = = 6,883 17,202 2,50 C = 2 H = 5 C H 2 5 Masa molar de la fórmula empírica: .

3 M (C H ) = M 2 5 2 × 12,01 + 5 × 1,008 = 29,06 g/mol Masa molecular real a partir de los datos del gas: . 4 M = M = P×V m×R×T = 1,00×1,00 2,59×0,0821×273,15 58,08 g/mol Cálculo del factor multiplicador: . La fórmula molecular es (butano). 5 x = 29,06 58,08 x = 2 2 × (C H ) = 2 5 C H 4 10 % m/m % en masa = × m disoluci n o ˊ m soluto 100 = × m + m s d m s 100 % V/V Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 7 2. Molaridad, molalidad y fracción molar Molaridad ( ): Moles de soluto disueltos por cada litro de disolución: Depende de la temperatura al variar el volumen con la dilatación térmica.

Molalidad ( ): Cantidad de sustancia de soluto por cada kilogramo de disolvente puro: Es invariante frente a fluctuaciones de temperatura y presión. Fracción molar ( ): Razón adimensional entre los moles de un componente dado y la suma total de moles de todas las especies presentes: La suma de las fracciones molares de todos los constituyentes de la mezcla satisface rigurosamente: ERROR FRECUENTE Confundir la masa de disolvente con la masa total de la disolución al calcular la molalidad. En el denominador de interviene exclusivamente la masa de disolvente puro expresada en kilogramos, no la masa combinada de soluto y disolvente.

Presión parcial y procesos de dilución En mezclas gaseosas ideales o en vapores en equilibrio con fases condensadas, la presión parcial ejercida por un componente se rige por la ley de Dalton, vinculándose de forma directa con su fracción molar: Por otro lado, al realizar la dilución de una disolución concentrada agregando disolvente puro, el número de moles de soluto permanece constante. En consecuencia, se cumple la igualdad de conservación: Donde el volumen final diluido equivale a la suma del volumen de la alícuota inicial más el volumen de disolvente añadido ( ), asumiendo volúmenes aditivos.

EJEMPLO RESUELTO: PREPARACIÓN Y DILUCIÓN DE UNA DISOLUCIÓN ACUOSA Se dispone de un ácido clorhídrico comercial concentrado de densidad y una riqueza en masa del 36,0 %. Calcula: a) La molaridad de la disolución comercial concentrada. b) El volumen de ácido comercial necesario para preparar 250 mL de una disolución diluida . Masa molar del .

% en volumen = × V disoluci n o ˊ V soluto 100 M M = V (L) disoluci n o ˊ n soluto m m = m (kg) disolvente n soluto X i X = s , X = n + n s d n s d n + n s d n d () X + s X = d 10 < X < i 1 (donde ) m A P = A P × total X A n = 1 n 2 M × 1 V = 1 M × 2 V 2 V 2 V 1 V a adido ñ 1,18 g/mL 0,50 M HCl = 36,46 g/mol Cálculo de la molaridad comercial (a partir de 1 L de disolución): Masa de 1 litro de disolución: . Masa de soluto puro: . Moles de soluto en ese litro: . Molaridad: .

1 m = dis 1000 mL × 1,18 g/mL = 1180 g m = HCl 1180 g × 0,360 = 424,8 g n = HCl = 36,46 g/mol 424,8 g 11,65 mol M = 1 = 1 L 11,65 mol 11,65 M Determinación del volumen alícuota para la dilución: Aplicando el balance de conservación: . Sustituyendo los datos deseados: . . Se deberán tomar 10,73 mL del ácido concentrado y enrasar con agua destilada hasta alcanzar los 250 mL en un matraz aforado. 2 M × 1 V = 1 M × 2 V 2 11,65 × V = 1 0,50 × 0,250 L V = 1 = 11,65 0,125 0,01073 L = 10,73 mL Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 8 IDEAS CLAVE El número de oxidación determina la estequiometría de los compuestos binarios y ternarios según las convenciones de carga formal IUPAC.

La fórmula empírica representa la proporción de números enteros más sencilla entre elementos, obtenida dividiendo los moles de cada especie entre el valor mínimo hallado. La fórmula molecular resulta de multiplicar la fórmula empírica por un factor entero derivado del cociente entre la masa molecular real y la masa de la unidad empírica. La molaridad depende del volumen de la disolución y fluctúa con la temperatura, a diferencia de la molalidad, calculada exclusivamente por kilogramo de disolvente puro. En todo proceso de dilución la cantidad de soluto no varía, satisfaciéndose la igualdad . COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 1.

¿Por qué un cambio en la temperatura del sistema altera el valor de la molaridad pero no el de la molalidad? 2. Si una sustancia presenta una fórmula empírica y su masa molar experimental es 180,16 g/mol, ¿cuál es su fórmula molecular? TEMA 1: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 2 Oxoácidos,oxosales,sales ácidas e hidruros según IUPAC 2005 1. La ecuación ajustada como receta en moles Los coeficientes estequiométricos de una ecuación ajustada indican en qué proporción de partículas, y por tanto de moles, se consumen los reactivos y se forman los productos. No indican proporción en masa. En la síntesis del amoniaco: la lectura correcta es: 1 mol de N2 reacciona con 3 mol de H2 para dar 2 mol de NH3.

De ahí salen los factores de conversión que relacionan dos sustancias cualesquiera de la reacción, por ejemplo . PARA RECORDARLO La ecuación solo se usa en moles: todo dato se pasa primero a moles, se aplica la proporción de coeficientes y al final se convierte a la magnitud que piden. 2. Pasar los datos de partida a moles (y volver) El paso de en medio siempre es el mismo; lo que cambia es cómo entra el dato. Si hacen falta la molaridad o los porcentajes de una disolución, véase «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Nomenclatura inorgánica y disoluciones»; el valor de R está en «Formulario y constantes físicas».

Dato Paso a moles Observaciones Masa de sustancia pura M = masa molar (g/mol) Gas en cualquier condición P en atm, V en L, T en K con R = 0,082 atm·L/(mol·K) Gas en condiciones normales (0 °C, 1 atm) Solo válido en c.n. Disolución de molaridad conocida V en litros Disolución comercial (densidad y % en masa) y luego ρ·V da la masa de disolución, no la de soluto ERROR FRECUENTE Usar 22,4 L/mol para un gas que no está en condiciones normales, u olvidar pasar la temperatura a kelvin ( ) y el volumen a litros.

M × 1 V = 1 M × 2 V 2 CH O 2 N (g) + 2 3 H (g) 2 2 NH (g) 3 3 mol H 2 2 mol NH 3 n = M m n = RT PV n = 22,4 L/mol V n = M V m = soluto ρ V 100 % n = M m soluto T = t + 273 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 9 3. Reactivo limitante y reactivo en exceso Cuando el enunciado da cantidades de dos reactivos, casi nunca están en la proporción exacta de la ecuación. El reactivo limitante es el que se agota primero y fija cuánto producto se forma; el otro es el reactivo en exceso, del que sobra una parte sin reaccionar. Cómo identificarlo: Comparar masas en lugar de moles, o comparar moles sin tener en cuenta los coeficientes, lleva a elegir mal el limitante.

PROCESO Esquema de un problema estequiométrico 4. Riqueza o pureza de un reactivo Las muestras reales (minerales, reactivos comerciales) contienen impurezas que no reaccionan. La riqueza (o pureza) es el porcentaje en masa de sustancia útil en la muestra: Se usa en dos sentidos: Dato de entrada: antes de pasar a moles, calcula la masa pura, . Solo la parte pura entra en la estequiometría. Incógnita: a partir del producto obtenido se calcula, por estequiometría, cuánta sustancia pura tuvo que reaccionar; dividiendo entre la masa de la muestra se obtiene la riqueza. 5. Rendimiento de la reacción La cantidad calculada con la estequiometría es la cantidad teórica: lo máximo que podría formarse.

En la práctica se obtiene menos (reacciones incompletas, pérdidas, reacciones secundarias); lo que realmente se obtiene es la cantidad real. Ambas cantidades deben estar en la misma magnitud (las dos en gramos, o las dos en moles). El rendimiento nunca puede superar el 100 %. Si el enunciado da el rendimiento y pide lo que se obtiene, se multiplica la cantidad teórica por ; si pide cuánto reactivo hace falta para obtener una cantidad real, se divide entre , porque hará falta más reactivo del teórico. ERROR FRECUENTE Confundir riqueza y rendimiento: la riqueza afecta a los reactivos (se aplica al principio), el rendimiento afecta a los productos (se aplica al final).

Si el problema da los dos, se aplican por separado. Pasa las cantidades de ambos reactivos a moles. 1 Divide los moles de cada reactivo entre su coeficiente estequiométrico. 2 El reactivo con el cociente menor es el limitante. 3 Haz todos los cálculos de productos a partir de los moles del limitante, nunca del reactivo en exceso. 4 Si piden lo que sobra: moles iniciales del reactivo en exceso menos los moles que consume el limitante según la proporción.

5 Datos de partida Masa, volumen de gas o volumen de disolución 1 Aplicar riqueza Quedarse solo con la masa pura del reactivo 2 Pasar a moles n = m/M, n = PV/RT o n = M·V 3 Buscar el limitante Menor cociente moles/coeficiente 4 Proporción de coeficientes Moles de producto a partir del limitante 5 Aplicar rendimiento Cantidad real = teórica · η/100 6 riqueza (%) = m muestra m pura 100 m = pura m muestra 100 riqueza η (%) = cantidad te rica o ˊ cantidad real 100 η/100 η/100 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 10 ESQUEMA Conversión de datos a moles IDEAS CLAVE Los coeficientes de la ecuación ajustada expresan proporciones en moles, no en masas.

Todo dato (masa, gas o disolución) se convierte a moles antes de usar la ecuación: , o . El reactivo limitante es el de menor cociente moles/coeficiente y determina la cantidad de producto. La riqueza se aplica a los reactivos para obtener la masa pura que realmente reacciona. El rendimiento compara la cantidad real con la teórica y nunca supera el 100 %. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 3. En N + 3 H 2 NH se mezclan 2 mol de N y 3 mol de H . ¿Cuál es el limitante? 4. ¿Cuántos gramos puros de reactivo hay en 50 g de una muestra con riqueza del 80 %? 5. Si la masa teórica de producto es 20 g y se obtienen 15 g, ¿cuál es el rendimiento?

TEMA 1: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 3 Oxoácidos,oxosales,sales ácidas e hidruros según IUPAC 2005 Oxoácidos: nomenclatura tradicional admitida Un oxoácido tiene la forma : hidrógeno, un elemento central X (no metal o metal de transición con número de oxidación alto) y oxígeno. El nombre depende del número de oxidación de X (véase «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Nomenclatura inorgánica y disoluciones»). La IUPAC 2005 sigue admitiendo los nombres tradicionales, que usan prefijos y sufijos hipo-…-oso < -oso < -ico < per-…- ico, de menor a mayor número de oxidación. Elemento N.º ox.

Ejemplo Nombre Cl, Br, I +1 HClO ácido hipocloroso Cl, Br, I +3 HClO2 ácido cloroso Cl, Br, I +5 HIO3 ácido yódico Cl, Br, I +7 HClO4 ácido perclórico S, Se, Te +4 / +6 H2SO3 / H2TeO4 ácido sulfuroso / ácido telúrico N +3 / +5 HNO2 / HNO3 ácido nitroso / ácido nítrico P, As +3 / +5 H3AsO3 / H3AsO4 ácido arsenioso / ácido arsénico B +3 H3BO3 ácido bórico C +4 H2CO3 ácido carbónico Sólido o líquido puro n = m/M Muestra impura Masa pura = masa · riqueza/100 Gas Según las condiciones Cualquier condición n = PV/RT, T en kelvin Condiciones normales n = V/22,4 L/mol Disolución Según el dato de concentración Molaridad conocida n = M·V, V en litros Densidad y % masa Masa soluto = ρ·V·%/100 n = m/M n = PV /RT n = M V H X O a b c Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 11 Elemento N.º ox.

Ejemplo Nombre Cr +6 H2CrO4 / H2Cr2O7 ácido crómico / ácido dicrómico Mn +6 / +7 H2MnO4 / HMnO4 ácido mangánico / ácido permangánico Fósforo, arsénico y boro forman la versión con tres hidrógenos (H3PO4, ácido fosfórico). El ácido dicrómico equivale a «dos crómicos menos una molécula de agua»: . ERROR FRECUENTE Nombres como «ácido tetraoxosulfúrico» o «tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno» ya no están aceptados (véase «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Nomenclatura inorgánica y disoluciones»). Desde 2005 el ligando O2 se llama oxido, no «oxo». Si se pide un nombre sistemático, se usa la nomenclatura de hidrógeno: H2SO4 = dihidrogeno(tetraoxidosulfato).

En el examen basta con el nombre tradicional (ácido sulfúrico). De oxoácido a oxoanión y oxosal Al perder todos sus H+, el ácido da un oxoanión cuya carga es igual al número de hidrógenos perdidos. Los prefijos se conservan y cambia solo la terminación: -oso pasa a -ito; -ico pasa a -ato. La oxosal se forma combinando ese anión con un catión metálico y cruzando las cargas.

PROCESO Del oxoácido a la oxosal Fórmula Anión de partida Nombre Cu(BrO2)2 BrO2 (de ácido bromoso) bromito de cobre(II) Hg(ClO)2 ClO (de ácido hipocloroso) hipoclorito de mercurio(II) Sn(ClO3)2 ClO3 (de ácido clórico) clorato de estaño(II) Ni3(PO4)2 PO4 3 (de ácido fosfórico) fosfato de níquel(II) K2Cr2O7 Cr2O7 2 (de ácido dicrómico) dicromato de potasio NaMnO4 MnO4 (de ácido permangánico) permanganato de sodio PARA RECORDARLO «El oso toca el pito y el pico toca el silbato»: -oso -ito, -ico -ato. Sales ácidas y sales amónicas Una sal ácida procede de un ácido con varios hidrógenos que solo ha cedido parte de ellos.

Los H que quedan se nombran delante del anión con hidrogeno (y prefijo multiplicador si hay más de uno), todo junto. El nombre antiguo «bicarbonato» no es el recomendado. 2 H CrO 2 4 H O = 2 H Cr O 2 2 7 Oxoácido Ej.: ácido clórico, HClO (Cl +5) 1 Pierde H Cada hidrógeno cedido aporta una carga negativa 2 Oxoanión -oso -ito, -ico -ato: ClO clorato 3 Se une al catión Se cruzan las cargas con el metal, p. ej.

Sn² 4 Oxosal Sn(ClO ) , clorato de estaño(II) 5 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 12 Fórmula Nombre NaHCO3 hidrogenocarbonato de sodio Ca(HCO3)2 hidrogenocarbonato de calcio Mg(HSO4)2 hidrogenosulfato de magnesio NaHSO3 hidrogenosulfito de sodio Hg(HSO3)2 hidrogenosulfito de mercurio(II) KH2PO4 dihidrogenofosfato de potasio K2HPO4 hidrogenofosfato de potasio En las sales amónicas el catión es el ion amonio, NH4 +, que se comporta como un catión metálico de carga +1: (NH4)2S es sulfuro de amonio, (NH4)2SO4 sulfato de amonio y (NH4)2SO3 sulfito de amonio. El paréntesis es obligatorio cuando hay más de un NH4.

Combinaciones del oxígeno con halógenos Según la IUPAC 2005, los halógenos se consideran más electronegativos que el oxígeno en estas fórmulas: el O se escribe delante y el halógeno se nombra con -uro. Ya no son «óxidos de cloro». O7Cl2: dicloruro de heptaoxígeno. O3Cl2: dicloruro de trioxígeno. O3I2: diyoduro de trioxígeno. OF2: difluoruro de oxígeno. Peróxidos frente a óxidos Un peróxido contiene el ion , en el que cada oxígeno tiene número de oxidación 1; el subíndice 2 del grupo O2 nunca se simplifica. Truco: si el metal tiene valencia fija y la fórmula no cuadra con O2 , es un peróxido. CaO es óxido de calcio, pero CaO2 (con Ca siempre +2) es peróxido de calcio.

Otros ejemplos: Li2O2 peróxido de litio, BaO2 peróxido de bario, SrO2 peróxido de estroncio, H2O2 peróxido de hidrógeno. Hidruros En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con 1 y se nombran con prefijos o con número de Stock: CuH2 dihidruro de cobre o hidruro de cobre(II); AuH3 trihidruro de oro u hidruro de oro(III); PbH4 tetrahidruro de plomo o hidruro de plomo(IV).

Varios hidruros no metálicos conservan un nombre propio aceptado: Fórmula Nombre aceptado NH3 amoniaco (azano) PH3 fosfano AsH3 arsano CH4 / SiH4 metano / silano H2Se seleniuro de hidrógeno (en disolución, ácido selenhídrico) H2Te telururo de hidrógeno (en disolución, ácido telurhídrico) Con los grupos 16 y 17, el H va delante y el no metal se nombra con -uro: H2Se es seleniuro de hidrógeno, también válido como dihidruro… no: la forma correcta con prefijos es seleniuro de dihidrógeno, porque el elemento electronegativo es el selenio.

O 2 2 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 13 IDEAS CLAVE Los oxoácidos se nombran con hipo-…-oso, -oso, -ico y per-…-ico según aumenta el número de oxidación del átomo central. Al pasar a oxoanión, -oso cambia a -ito y -ico a -ato, conservando los prefijos. Las sales ácidas indican los hidrógenos que conservan con «hidrogeno», «dihidrogeno»…; el amonio NH actúa como catión +1. Según la IUPAC 2005, en los compuestos de oxígeno con halógenos el O va delante: O7Cl2 es dicloruro de heptaoxígeno. Los peróxidos contienen , cuyo subíndice no se simplifica; los nombres con «tetraoxo» ya no se aceptan. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 6.

¿Cómo se nombra K2HPO4 y de qué ácido procede? 7. ¿Por qué BaO2 es un peróxido y no un óxido? 8. Formula el ácido dicrómico y su sal de potasio. TEMA 2: ESTRUCTURA ATÓMICA Y TABLA PERIÓDICA 4 Diagrama de Moeller y orden de llenado de los subniveles Material volumétrico: medir volúmenes con distinta precisión El material volumétrico sirve para medir volúmenes de líquido. No todo mide igual de bien: el material aforado tiene una sola marca (el aforo) y mide un único volumen con gran exactitud; el graduado tiene una escala y permite medir volúmenes variables, con menos precisión.

Instrumento Para qué se usa Precisión Matraz aforado Preparar un volumen exacto de disolución (100 mL, 250 mL...) Muy alta (aforado) Pipeta aforada Tomar un volumen fijo y exacto de un líquido Muy alta Pipeta graduada Tomar volúmenes variables pequeños Alta Bureta Añadir gota a gota y medir el volumen gastado en una valoración Alta (con llave) Probeta Medir volúmenes aproximados Baja Las pipetas se llenan siempre con un pipeteador o propipeta (pera de goma que aspira el líquido), nunca con la boca. Para enrasar (ajustar el líquido justo a la marca) la parte inferior del menisco debe quedar tangente a la línea, mirándola a la altura de los ojos para evitar el error de paralaje.

ERROR FRECUENTE Usar la probeta o el vaso de precipitados para medir volúmenes exactos. Las marcas del vaso son solo orientativas: para volúmenes exactos, material aforado. Otro material de uso habitual Vaso de precipitados: recipiente cilíndrico para disolver, calentar o trasvasar. Matraz Erlenmeyer: de forma cónica; se agita sin salpicar, por eso recibe la muestra en las valoraciones (véase «Hidrólisis, disoluciones amortiguadoras y valoraciones»). Balanza: mide la masa de los sólidos. Vidrio de reloj: recipiente cóncavo sobre el que se pesa el sólido. Espátula: toma pequeñas cantidades de sólido. Embudo: trasvasa líquidos a recipientes de boca estrecha.

Varilla de vidrio: agita para disolver y guía el líquido al trasvasar. Frasco lavador: contiene agua destilada para arrastrar restos y completar el enrase. O 2 2 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 14 Preparación de disoluciones El cálculo previo de la masa o del volumen necesarios a partir de la molaridad se explica en «Nomenclatura inorgánica y disoluciones». Aquí interesa el orden de las operaciones. A partir de un soluto sólido A partir de un ácido comercial concentrado PROCESO Preparar una disolución desde un sólido Normas de seguridad Llevar siempre gafas, guantes y bata.

Manipular reactivos concentrados, volátiles o corrosivos en la campana extractora, que aspira los vapores. Añadir siempre el ácido sobre el agua, nunca al revés: la dilución desprende mucho calor; si se echa agua sobre el ácido, el agua puede hervir de golpe y proyectar ácido. No pipetear nunca con la boca: usar pipeteador. Leer la etiqueta y los pictogramas de peligro (rombos de borde rojo y fondo blanco con símbolo negro) antes de usar un reactivo.

Pictograma Significado Corrosión Daña piel, ojos y metales (ácidos y bases concentrados) Llama Inflamable Calavera Toxicidad aguda Signo de exclamación Irritante o nocivo Llama sobre círculo Comburente Bomba explotando Explosivo Medio ambiente Peligroso para el medio acuático Pesar la masa calculada en la balanza, sobre un vidrio de reloj y con espátula. 1 Disolverla en un vaso de precipitados con algo menos agua destilada del volumen final, agitando con la varilla. 2 Trasvasar al matraz aforado con ayuda del embudo y arrastrar los restos del vaso con el frasco lavador. 3 Añadir agua hasta cerca del aforo y enrasar gota a gota. 4 Tapar e invertir varias veces para homogeneizar.

5 Calcular el volumen de ácido necesario (con su densidad y riqueza). 1 Poner agua destilada en el matraz aforado (o en un vaso). 2 En la campana extractora, medir el ácido con pipeta y pipeteador (o con bureta). 3 Verter el ácido lentamente sobre el agua, agitando. 4 Dejar enfriar, enrasar con agua y homogeneizar.

5 Pesar Balanza, vidrio de reloj y espátula 1 Disolver En vaso de precipitados con poca agua, agitando con varilla 2 Trasvasar Al matraz aforado con embudo; arrastrar restos con frasco lavador 3 Enrasar Añadir agua gota a gota hasta el aforo 4 Homogeneizar Tapar e invertir varias veces 5 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 15 IDEAS CLAVE El material aforado (matraz aforado, pipeta aforada) mide un único volumen con gran precisión; la probeta solo da volúmenes aproximados. La bureta se usa en las valoraciones para añadir gota a gota y medir el volumen gastado; la muestra va en un Erlenmeyer.

Enrasar es ajustar el menisco tangente al aforo mirando a la altura de los ojos. Para diluir un ácido concentrado se añade siempre el ácido sobre el agua, en la campana extractora. Nunca se pipetea con la boca: se usa pipeteador o propipeta, junto con gafas, guantes y bata. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 9. ¿Qué material usarías para medir exactamente 10 mL de un ácido y cuál para preparar 250 mL de disolución? 10. ¿Por qué se añade el ácido sobre el agua y no al revés? 11. ¿Por qué el sólido se disuelve primero en un vaso y no directamente hasta el aforo?

TEMA 1: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 5 Familias y nomenclatura de compuestos orgánicos El átomo de carbono y la química orgánica La química orgánica estudia los compuestos formados fundamentalmente por carbono enlazado a hidrógeno y a otros heteroátomos como oxígeno, nitrógeno, halógenos o azufre. La configuración electrónica del carbono en estado fundamental es ; al promocionar un electrón y adoptar hibridaciones , o (véase «Tema 3: Enlaces químicos — Hibridación, fuerzas intermoleculares y enlace metálico»), adquiere la capacidad de formar cuatro enlaces covalentes altamente estables.

A diferencia del silicio, que comparte su mismo grupo en la tabla periódica pero presenta un radio atómico notablemente mayor y menor solapamiento orbital, el carbono posee un radio idóneo que le permite concatenarse ilimitadamente consigo mismo formando cadenas lineales, ramificadas y ciclos. Tipos de representación molecular En química orgánica se emplean diversas modalidades de fórmulas para representar una misma sustancia química: Fórmula empírica: expresa la proporción entera más simple entre los átomos constituyentes (como ; véase «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Nomenclatura inorgánica y disoluciones»).

Fórmula molecular: indica la cantidad real y exacta de cada átomo en una molécula (por ejemplo, ). Fórmula semidesarrollada o condensada: muestra los enlaces fundamentales entre los átomos de carbono, simplificando la unión con los hidrógenos ( ). Fórmula desarrollada: exhibe de forma explícita todos y cada uno de los enlaces covalentes en un plano bidimensional. Representación tridimensional: mediante líneas continuas (enlaces en el plano), cuñas rellenas (enlaces dirigidos hacia el observador) y trazos discontinuos (enlaces dirigidos hacia atrás), refleja la verdadera disposición espacial tetraédrica de los carbonos con hibridación .

Grupos funcionales y series homólogas DEFINICIÓN Un grupo funcional es un átomo o conjunto definido de átomos unidos de modo característico que confiere a la molécula orgánica su reactividad y propiedades fisicoquímicas singulares. Cuando un grupo funcional se repite en compuestos de cadena carbonada creciente que difieren consecutivamente entre sí por una unidad metileno ( ), el conjunto de sustancias integra una serie homóloga. Todos los miembros de una misma serie homóloga comparten propiedades químicas análogas y una tendencia progresiva y predecible en sus propiedades físicas (puntos de fusión, ebullición y solubilidad).

1s 2s 2p 2 2 2 sp3 sp2 sp CH 3 C H 2 6 CH CH 3 3 sp3 CH 2 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 16 PROCESO Protocolo de nomenclatura sistemática IUPAC Reglas de nomenclatura IUPAC Para nombrar unívocamente cualquier compuesto orgánico se aplican las recomendaciones de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) siguiendo un orden metódico: Jerarquía de grupos funcionales Cuando en una misma molécula coexisten dos o más funciones químicas diferentes (moléculas polifuncionales), la IUPAC establece una rigurosa tabla de prelación.

El grupo de mayor rango define el sufijo del compuesto; todos los restantes se relegan al estatus de grupos secundarios y se nombran mediante prefijos. Orden Función química Grupo característico Sufijo (grupo principal) Prefijo (grupo secundario) 1.º Ácido carboxílico -COOH ácido ...-oico / -carboxílico carboxi- 2.º Éster -COOR ...-oato de alquilo alcoxicarbonil- / oxicarbonil- 3.º Amida ...-amida / -carboxamida carbamoil- 4.º Nitrilo ...-nitrilo / -carbonitrilo ciano- 5.º Aldehído ...-al / -carbaldehído formil- / oxo- 6.º Cetona ...-ona oxo- 7.º Alcohol y fenol ...-ol hidroxi- 8.º Amina ...-amina amino- 9.º Éter ...-éter / alcoxialcano alcoxi- (ej.

metoxi-) 10.º Alqueno ...-eno enil- Identificar función principal Determinar el grupo de máxima prioridad para fijar el sufijo 1 Elegir cadena principal Buscar la cadena que contenga el grupo principal y el máximo de insaturaciones (a igualdad, la más larga) 2 Numerar la cadena Otorgar los localizadores más bajos a la función prioritaria 3 Nombrar sustituyentes Identificar funciones secundarias y radicales con sus localizadores 4 Ensamblar el nombre Ordenar sustituyentes alfabéticamente antes de la raíz y sufijo 5 Identificación del grupo principal: se localiza el grupo funcional de máxima jerarquía según la escala de prioridades.

Este grupo determina la terminación o sufijo principal del nombre general. 1 Elección de la cadena principal: se escoge la cadena continua de carbonos que contenga al grupo funcional principal y el mayor número de insaturaciones (enlaces dobles y triples). En caso de empate, se prioriza la más larga y, después, la que tenga el mayor número de sustituyentes. 2 Numeración de la cadena principal: se asigna el número 1 al extremo que conceda el localizador numérico más bajo al carbono del grupo funcional principal. Si existen simetrías o ambigüedades, se procura el conjunto más bajo de localizadores para las insaturaciones y, secundariamente, para las ramificaciones.

3 Identificación y nombrado de sustituyentes: todas las cadenas laterales y grupos funcionales de menor prioridad pasan a nombrarse como sustituyentes (usando sus prefijos característicos y la terminación -il o -ilo en radicales alquílicos). 4 Construcción del nombre definitivo: los sustituyentes se citan en estricto orden alfabético (sin tener en cuenta prefijos multiplicativos como di-, tri-, tetra-, pero sí prefijos no separables como iso-), precedidos de sus respectivos localizadores separados por guiones, seguidos de la raíz de la cadena principal y el sufijo característico.

5 CONH 2 C N CHO CO OH NH 2 O C = C Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 17 Orden Función química Grupo característico Sufijo (grupo principal) Prefijo (grupo secundario) 11.º Alquino ...-ino inil- 12.º Alcano ...-ano alquil- (ej. metil-, etil-) — Haluros / Nitro (sin sufijo, siempre prefijos) fluoro-, cloro-, bromo-, yodo-, nitro- PARA RECORDARLO Una regla mnemotécnica eficaz para recordar la jerarquía es agrupar por grado de oxidación decreciente del carbono: Ácidos carboxílicos y derivados ( ) Carbonilos ( ) Oxigenados/Nitrogenados simples ( ) Hidrocarburos ( ).

EJEMPLO DE NOMENCLATURA DE MOLÉCULA POLIFUNCIONAL Determinar el nombre sistemático de la siguiente estructura: Hidrocarburos alifáticos y derivados aromáticos Los hidrocarburos contienen exclusivamente carbono e hidrógeno. Pueden ser acíclicos o cíclicos, saturados (alcanos, con enlaces covalentes sencillos) o insaturados (alquenos con dobles enlaces y alquinos con triples enlaces). Los hidrocarburos aromáticos son derivados del benceno ( ), anillo plano de seis átomos de carbono con hibridación cuyos orbitales perpendiculares solapan formando una nube cíclica de electrones deslocalizados por encima y por debajo del plano molecular.

Esta conjugación cíclica otorga una excepcional estabilidad termodinámica denominada aromaticidad. ESQUEMA Clasificación de familias de hidrocarburos En los anillos bencénicos disustituidos, las posiciones relativas de los dos sustituyentes se designan mediante numeración IUPAC o con los prefijos clásicos admitidos: C C C C X, NO 2 COOH > COOR > CONH > CN 2 CHO > CO OH > NH > O R 2 en > in > an CH CH(OH) CH(Cl) CH CO CH COOH 3 2 2 Grupo principal: se detectan las funciones ácido (-COOH), cetona ( ), alcohol ( ) y haluro ( ). El ácido carboxílico tiene la máxima prioridad; el sufijo será -oico precedido de la palabra ácido.

1 CO OH Cl Cadena principal y numeración: la cadena continua más larga que contiene al grupo carboxilo tiene 7 átomos de carbono (raíz heptan-). Se numera asignando el carbono 1 al grupo -COOH: C1: COOH, C2: , C3: , C4: , C5: , C6: , C7: . 2 CH 2 CO CH 2 CH(Cl) CH(OH) CH 3 Sustituyentes secundarios: en C3 hay un grupo cetona (prefijo 3-oxo), en C5 un átomo de cloro (prefijo 5-cloro) y en C6 un grupo hidroxilo (prefijo 6-hidroxi). 3 Ordenación alfabética y nombre final: ordenando alfabéticamente los prefijos (cloro, hidroxi, oxo): Ácido 5-cloro-6-hidroxi-3-oxoheptanoico.

4 C H 6 6 sp2 p π Alifáticos Cadenas abiertas o ciclos sin carácter aromático Saturados (Alcanos) Enlaces covalentes sencillos C- C Insaturados Presencia de dobles o triples enlaces Alquenos Contienen al menos un doble enlace C=C Alquinos Contienen al menos un triple enlace C C Aromáticos Sistemas conjugados cíclicos derivados del benceno Monocíclicos Benceno y sus derivados disustituidos o, m, p Policíclicos condensados Naftaleno, antraceno y fenantreno Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 18 Orto- (o-): posiciones 1,2 contiguas en el anillo bencénico. Meta- (m-): posiciones 1,3 separadas por un carbono. Para- (p-): posiciones 1,4 diametralmente opuestas.

Existen asimismo hidrocarburos aromáticos policíclicos de anillos fusionados o condensados, entre los que destacan el naftaleno (dos anillos bencénicos condensados), el antraceno (tres anillos condensados alineados linealmente) y el fenantreno (tres anillos condensados dispuestos de modo angular). ERROR FRECUENTE Confundir los hidrocarburos policíclicos condensados: el compuesto formado por dos anillos fusionados es el naftaleno ( ), no el antraceno. El antraceno consta de tres anillos fusionados en disposición lineal ( ), mientras que el fenantreno contiene también tres anillos pero en disposición angular o quebrada.

PAU · 2026, ORDINARIA TITULAR ARSÉNICO O EL LUJO DE BEBER UN VASO DE AGUA POTABLE El arsénico se conoce desde tiempos remotos y ha tenido múltiples usos en diversas áreas, desde la medicina hasta la industria. Se trata de un elemento esencial para la vida y, sin embargo, se da la gran paradoja de que también es muy tóxico. Una exposición continuada a este elemento causa lesiones en la piel, neuropatías y aumenta significativamente el riesgo de padecer cáncer. A esto hay que añadir que es el contaminante natural más abundante de las aguas subterráneas, lo que constituye un motivo de gran preocupación a nivel mundial.

Para proteger la salud humana, el nivel máximo permitido de arsénico en agua potable establecido por la Organización Mundial de la Salud (OMS) es de 0,01 mg·L ¹. Hasta la fecha, se han desarrollado diversas técnicas para la eliminación de este contaminante del agua potable. Una de las más habituales conlleva la oxidación de (forma predominante en ambientes donde no hay oxígeno) a y posterior precipitación en forma de un compuesto altamente insoluble.

Se sabe que con oxígeno la reacción de oxidación ocurre muy lentamente, alcanzando un rendimiento del 57% al cabo de 5 días, lo que obliga a usar otros agentes oxidantes mucho más rápidos, tales como , peróxido de hidrógeno, HClO o permanganato de potasio. Para eliminar el arsénico del agua y hacerla apta para el consumo humano, es habitual añadir que genera hidróxido de hierro(III). Este reacciona con el ácido arsénico formando , compuesto muy poco soluble ( ).

Dato: Masa atómica relativa: d) Nombre o formule según corresponda las sustancias que aparecen en negrita en el texto: Fórmula del peróxido de hidrógeno: ____ Nombre de HClO: ____ Fórmula del permanganato de potasio: ____ Nombre de FeCl 3 : ____ Resolución Aplicando las reglas sistemáticas y tradicionales aceptadas por la IUPAC para la formulación inorgánica (véase «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Nomenclatura inorgánica y disoluciones»): C H 10 8 C H 14 10 H AsO 3 3 H AsO 3 4 Cl 2 FeCl 3 FeAsO 4 K = s 6,3 10 21 As = 75 Fórmula del peróxido de hidrógeno: los peróxidos contienen el anión peróxido combinado en este caso con dos cationes hidrógeno .

La fórmula neutra resultante es (conocido comercialmente como agua oxigenada). 1 O 2 2 H+ H O 2 2 Nombre de HClO: oxoácido en el que el cloro actúa con su menor estado de oxidación positivo (+1). Según la nomenclatura tradicional aceptada por la IUPAC es el ácido hipocloroso (según la nomenclatura de adición sistemática: hidroxidocloro; de hidrógeno: hidrogeno(oxidoclorato)). 2 Fórmula del permanganato de potasio: oxisal formada por el anión permanganato , donde el manganeso actúa con estado de oxidación +7, y el catión potasio . Por neutralidad eléctrica, su fórmula es .

3 MnO 4 K+ KMnO 4 Nombre de : sal binaria neutra constituida por cationes hierro en estado de oxidación +3 y tres aniones cloruro ( ). Su denominación según la nomenclatura de composición (con números de oxidación) es cloruro de hierro(III), o alternativamente con prefijos multiplicadores, tricloruro de hierro. 4 FeCl 3 Cl Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 19 IDEAS CLAVE La tetravalencia y el pequeño radio atómico del carbono le permiten originar cadenas poliatómicas estables y adoptar hibridaciones , y .

El grupo funcional define la reactividad y las propiedades químicas de una sustancia, mientras que una serie homóloga agrupa moléculas con el mismo grupo funcional que difieren en grupos . En moléculas con más de una función química, el grupo de mayor jerarquía según la IUPAC define el sufijo del compuesto y determina el sentido de la numeración de la cadena principal. Los grupos funcionales de menor prioridad, así como las ramificaciones y halógenos, se nombran como sustituyentes en orden alfabético estricto.

El benceno posee un anillo plano de seis carbonos con electrones totalmente deslocalizados, cuyas posiciones relativas de disustitución se nombran como orto (1,2), meta (1,3) o para (1,4). COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 12. ¿Cuál es la diferencia estructural exacta entre dos compuestos consecutivos pertenecientes a una misma serie homóloga? 13. En un compuesto que contiene simultáneamente las funciones alcohol ( ) y aldehído ( ), ¿cuál actúa como grupo principal y cómo se nombra el secundario? 14. ¿Qué posiciones relativas ocupan los sustituyentes en un anillo bencénico denominado meta-diclorobenceno?

TEMA 1: FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA 6 Nomenclatura orgánica por familias: casos especiales Éteres Un éter tiene un oxígeno unido a dos grupos carbonados: . Admite dos formas de nombrarse: Nomenclatura de sustituyentes: el grupo más corto, con el oxígeno, actúa como prefijo alcoxi- (metoxi, etoxi…) y el más largo da nombre al hidrocarburo. Así, es metoxietano. Nomenclatura de clase funcional: se nombran los dos radicales en orden alfabético y se añade la palabra éter. El mismo compuesto es etil metil éter. Si los dos radicales son iguales se usa di-: es dietil éter (o etoxietano) y es difenil éter. Aminas Las aminas derivan del amoníaco al sustituir sus hidrógenos por radicales.

Se clasifican según cuántos radicales lleva el nitrógeno: Tipo Fórmula Nombre sistemático Nombre de radicales Primaria metanamina metilamina Primaria aromática bencenamina fenilamina (anilina) Secundaria N-metilmetanamina dimetilamina Terciaria N,N-dimetilmetanamina trimetilamina Terciaria N,N-dimetiletanamina etildimetilamina En el nombre sistemático, la cadena más larga unida al nitrógeno lleva el sufijo -amina y los demás radicales se citan como prefijos precedidos de la letra N, que indica que el sustituyente está sobre el nitrógeno, no sobre un carbono. Se escribe una N por cada radical (N,N-).

sp3 sp2 sp CH 2 sp2 π OH CHO R O R CH 3 O CH 2 CH 3 CH CH 3 2 O CH CH 2 3 C H 6 5 O C H 6 5 CH 3 NH 2 C H 6 5 NH 2 (CH ) NH 3 2 (CH ) N 3 3 CH CH 3 2 N(CH ) 3 2 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 20 ESQUEMA Aminas según los radicales del nitrógeno Ésteres, amidas y nitrilos Ésteres ( ): se nombran como una sal. La parte que contiene el grupo cambia la terminación del ácido por -ato, y el radical unido al oxígeno se nombra después como de alquilo. Ejemplos: es etanoato de propilo; es metanoato de etilo. ERROR FRECUENTE Contar el carbono del radical alquílico dentro de la parte ácida.

En el etanoato de propilo, los dos carbonos del «etanoato» incluyen el del grupo ; los tres del propilo van al otro lado del oxígeno. Amidas ( ): sufijo -amida sobre el nombre del hidrocarburo, contando el carbono del grupo. es propanamida y es butanamida. Nitrilos ( ): sufijo -nitrilo; el carbono del grupo cuenta y es siempre el C1. Por ejemplo, es 3- hidroxibutanonitrilo: el nitrilo tiene más prioridad que el alcohol, así que el OH pasa a prefijo hidroxi- (véase la prioridad IUPAC de grupos funcionales en «Tema 1: Formulación y nomenclatura — Familias y nomenclatura de compuestos orgánicos»).

Varios grupos iguales: polienos, poliinos, dialdehídos, diácidos y polioles Cuando un grupo se repite se usan los multiplicadores di-, tri-… y un locante por cada grupo. En polienos y poliinos se añade una a a la raíz para facilitar la pronunciación (penta-, hexa-): : penta-1,3-dieno. : hexa-1,4-dieno. : 6-bromohex-2-ino. Se numera para dar el locante más bajo al triple enlace, no al halógeno. Los grupos de extremo de cadena (aldehído, ácido) no necesitan locantes: es butanodial y es ácido propanodioico. La o del alcano se conserva porque el sufijo empieza por consonante. Los polialcoholes siguen la misma lógica: es propano-1,2,3-triol (glicerina).

En un hidroxiácido manda el ácido y el OH va como prefijo: es ácido 2-hidroxipropanoico (ácido láctico). Compuestos cíclicos Se antepone ciclo- al nombre de la cadena del mismo número de carbonos: el ciclo de tres carbonos, , es ciclopropano. Los sustituyentes se numeran buscando el conjunto de locantes más bajo posible: 1,1,2-trimetilciclohexano (dos metilos en un carbono y otro en el contiguo). Si el anillo lleva un grupo funcional, ese carbono es el 1 y no hace falta escribir su locante: ciclohexanona es el ciclohexano con un grupo en el anillo. Derivados del benceno Los monosustituidos se nombran con el sustituyente como prefijo de benceno: etilbenceno ( ), nitrobenceno ( ).

Algunos tienen nombre propio aceptado: fenol ( ) y ácido benzoico ( ). Cuando el benceno es sustituyente se llama fenilo ( ).

En los disustituidos la posición relativa se indica con números o con prefijos: Primaria Un radical: R-NH Metanamina CH -NH , metilamina Fenilamina C H -NH , anilina Secundaria Dos radicales: R-NH-R' N-metilmetanamina Dimetilamina Terciaria Tres radicales sobre el N N,N-dimetilmetanamina Trimetilamina N,N-dimetiletanamina Etilo y dos metilos R COO R COO CH 3 COO CH CH CH 2 2 3 H COO CH CH 2 3 COO R CONH 2 CH CH 3 2 CONH 2 CH CH CH 3 2 2 CONH 2 R C N CH 3 CH(OH) CH 2 C N CH = 2 CH CH = CH CH 3 CH = 2 CH CH 2 CH = CH CH 3 CH 3 C C CH 2 CH 2 CH Br 2 OHC CH 2 CH 2 CHO HOOC CH 2 COOH CH OH 2 CHOH CH OH 2 CH 3 CH(OH) COOH C H 3 6 C = O C H 6 5 CH CH 2 3 C H 6 5 NO 2 C H 6 5 OH C H 6 5 COOH C H 6 5 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 21 Prefijo Posiciones Ejemplo o- (orto) 1,2 o-bromofenol = 2-bromofenol m- (meta) 1,3 m-dimetilbenceno = 1,3-dimetilbenceno p- (para) 1,4 p-metilfenol = 4-metilfenol En los fenoles el carbono con el OH es el 1.

Con tres o más sustituyentes solo valen números: con los metilos alternados es 1,3,5-trimetilbenceno. PARA RECORDARLO orto 1,2 · meta 1,3 · para 1,4: la secuencia o-m-p coincide con la distancia creciente entre sustituyentes. IDEAS CLAVE Los éteres se nombran como alcoxialcanos (metoxietano) o con los radicales en orden alfabético más «éter» (etil metil éter). En aminas secundarias y terciarias, la letra N indica que los radicales están unidos al nitrógeno (N,N-dimetiletanamina). Los ésteres se nombran como «-ato de alquilo»: la parte con el grupo -COO- da el -ato y el radical sobre el oxígeno, el «de alquilo».

En nitrilos, amidas, aldehídos y ácidos el carbono del grupo funcional cuenta y es el C1; si hay un grupo más prioritario, el OH pasa a prefijo hidroxi-. Los derivados disustituidos del benceno usan o- (1,2), m- (1,3) y p- (1,4); con tres sustituyentes, solo números. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 15. ¿Cómo se nombra ? 16. ¿Por qué en el 6-bromohex-2-ino el bromo tiene el locante 6 y no el 1? 17. ¿Qué nombre sistemático tiene la trimetilamina? C H (CH ) 6 3 3 3 CH 3 COO CH CH 2 3 Apuntes Química PEvAU Andalucía: temario, tests y formulario 22 7 Fundamentos cuánticos y orbitales atómicos 1.

De los modelos atómicos clásicos a la crisis de la física clásica La comprensión de la materia evolucionó drásticamente a lo largo del siglo XIX y principios del XX. Inicialmente, John Dalton concibió el átomo como una esfera indivisible y compacta. A finales del siglo XIX, con el hallazgo del electrón, J. J. Thomson planteó un modelo continuo donde las cargas negativas se distribuían en una masa homogénea positiva. Más tarde, los experimentos de dispersión de partículas alfa ( ) permitieron a Ernest Rutherford postular la existencia de un núcleo diminuto, denso y con carga positiva neta, rodeado por una corteza donde los electrones giraban en órbitas planetarias.

DEFINICIÓN Un átomo se caracteriza por su número atómico ( ), que expresa el número de protones en el núcleo y define la identidad elemental, y por su número másico ( ), que equivale a la suma total de nucleones (protones y neutrones, ). Los isótopos son átomos de un mismo elemento con idéntico pero distinto . Pese a sus aciertos geométricos, el modelo planetario clásico de Rutherford presentaba dos contradicciones insalvables según la electrodinámica clásica: 2. Naturaleza de la radiación electromagnética y cuantización de Planck Una onda periódica transporta energía mediante la propagación espacial de oscilaciones. En las ondas electromagnéticas, la perturbación…