Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario

Y 0 flashcards y 30 preguntas más en el documento.

Texto del documento

APUNTES QUÍMICA PAU Comunidad Valenciana AprenAI 2026-2027 Apuntes de Química de 2.º Bach para la PAU: los 9 temas, de estequiometría a orgánica, con esquemas, tests y formulario para los problemas. APREN.AI Índice Tema 1: Fundamentos y estequiometría 1 Disoluciones y formulación 6 1. Determinación de fórmulas químicas: empírica y molecular 6 2. Estequiometría de la reacción: reactivo limitante, pureza y rendimiento 7 3. Disoluciones y comportamiento de los gases ideales 8 4.

Nomenclatura y formulación inorgánica IUPAC 9 2 Ampliación de formulación inorgánica: hidróxidos, peróxidos, hidruros y oxoácidos Hidróxidos Peróxidos Hidruros metálicos Oxoácidos y oxoaniones de halógenos, cromo y manganeso Nomenclaturas IUPAC alternativas para oxoácidos Sales neutras (oxosales) habituales en examen Tema 2: Estructura de la materia 3 Modelo mecano-cuántico y orbitales 16 1. Evolución hacia el modelo mecano-cuántico 16 2. Fundamentos mecano-cuánticos y el concepto de orbital 17 3. Números cuánticos y geometría de los orbitales 17 4. Principios de distribución electrónica en el estado fundamental 18 5.

Diferenciación de estados electrónicos: fundamental, excitado e imposible 19 4 Espectros atómicos y modelo de Bohr del átomo de hidrógeno Espectros atómicos: continuos y de líneas Energía del fotón Postulados de Bohr (1913) Niveles de energía del hidrógeno Series espectrales del hidrógeno 23 Limitaciones del modelo de Bohr 23 5 Partículas subatómicas, isótopos y masa atómica Las tres partículas del átomo Número atómico, número másico y notación 12 Cómo contar protones, neutrones y electrones Isótopos Masa atómica relativa media Mol, número de Avogadro y masa molar 6 Tabla periódica y propiedades periódicas 27 1. Organización general: grupos y periodos 27 2.

Los bloques de la tabla periódica y el electrón diferenciador 28 3. Determinación sistemática de periodo y grupo 28 4. Electrones de valencia, valencia y estabilidad de iones monoatómicos 29 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 1 5. Propiedades periódicas fundamentales 29 7 Afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico Afinidad electrónica (AE) Electronegatividad (EN) Carácter metálico y no metálico Diferencia de electronegatividad y tipo de enlace Tema 3: Enlace químico 8 Enlace iónico, covalente y metálico 34 1. El enlace iónico y las redes cristalinas 34 2. El enlace metálico: modelos teóricos y propiedades 35 3.

El enlace covalente: compartición de pares electrónicos 36 4. Método sistemático para trazar estructuras de Lewis 37 5. Carga formal y criterio de estabilidad 38 6. Resonancia y excepciones a la regla del octeto 39 9 Geometría molecular y fuerzas intermoleculares 40 1. El modelo TRPECV y la geometría molecular 40 2. Clasificación de geometrías hasta cuatro pares electrónicos 41 3. Hibridación de orbitales del átomo central 42 4. Momento dipolar y polaridad molecular 43 5. Fuerzas intermoleculares 44 6.

Justificación de propiedades físicas y solubilidad 45 10 Propiedades del agua e importancia en los sistemas naturales Por qué el agua es especial: polaridad y enlaces de hidrógeno Propiedades anómalas y su origen El agua como disolvente: hidratación Tema 4: Termoquímica 11 Entalpía y ley de Hess 50 1. Conceptos termodinámicos fundamentales 50 2. Entalpía de reacción: procesos endotérmicos y exotérmicos 50 3. Entalpías estándar y termoquímica estequiométrica 51 4. Ley de Hess 51 5.

Combustibles, poder calorífico e impacto ambiental 52 12 Medidas experimentales del calor y efecto invernadero Medida experimental del calor: el calorímetro Calor sensible y calor latente Calor a presión constante y a volumen constante El efecto invernadero Combustibles fósiles y calentamiento global 57 Medidas para limitarlo 57 Tema 5: Cinética química 13 Velocidad de reacción y factores que la modifican 59 1. Concepto y definición de velocidad de reacción 59 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 2 2. La ley diferencial de velocidad y órdenes de reacción 60 3. Determinación experimental de órdenes: método de velocidades iniciales 60 4.

Teorías de la velocidad de reacción 61 5. Factores que modifican la velocidad de reacción 62 6. Influencia de la temperatura: ecuación de Arrhenius 63 7. Catálisis y tipos de catalizadores 63 14 Importancia del control de la velocidad de reacción Industria: producir rápido y con menos energía Medio ambiente Salud y alimentación Inhibidores o catalizadores negativos 67 Riesgos de reacciones descontroladas 67 Tema 6: Equilibrio químico 15 Constantes de equilibrio y principio de Le Châtelier 70 1. Naturaleza del estado de equilibrio químico 70 2. La ley de acción de masas y la constante 70 3. Constante de presiones y su relación con 71 4. Equilibrios heterogéneos 71 5.

Grado de disociación ( ) 72 6. Cociente de reacción ( ) y evolución espontánea 72 7. Principio de Le Châtelier: perturbaciones del equilibrio 73 8.

Procedimiento sistemático para la resolución de equilibrios 74 16 Equilibrios de importancia industrial: optimización del rendimiento Rendimiento frente a velocidad Síntesis de Haber-Bosch del amoniaco Proceso de contacto: obtención del ácido sulfúrico Comparación de ambos procesos 78 17 Equilibrios de solubilidad y precipitación 79 Concepto de solubilidad y producto de solubilidad ( ) 79 Criterio de precipitación: el producto iónico ( ) 80 Modificación de la solubilidad 80 Tema 7: Reacciones ácido-base 18 Teoría de Brønsted-Lowry y cálculo de pH 83 Modelos teóricos de la reactividad ácido-base 83 Autoionización del agua y la escala de pH 84 Fuerza de ácidos y bases 84 Cálculo riguroso del pH en sistemas acuosos 86 19 Hidrólisis salina y volumetrías de neutralización 89 1.

Hidrólisis salina: reactividad de los iones con el agua 89 2. Clasificación del comportamiento ácido-base de las disoluciones salinas 90 3. Reacciones de neutralización 91 4. Volumetrías de neutralización (valoraciones ácido-base) 91 5.

Problemática ambiental: la lluvia ácida 93 K c K p K c α Q K s Q s Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 3 20 Carácter ácido-base de mezclas y efecto del ion común en ácidos y bases débiles Cómo razonar el carácter de una mezcla Casos posibles Efecto del ion común en ácidos y bases débiles 21 Propiedades y usos de ácidos y bases 97 Propiedades experimentales: la clasificación clásica 98 Ácidos y bases de uso industrial 98 Productos de consumo 99 Impacto ambiental y medidas correctoras 99 Tema 8: Reacciones redox y electroquímica 22 Ajuste redox y estequiometría 101 Conceptos fundamentales: transferencia electrónica y números de oxidación 101 Oxidación, reducción, agente oxidante y agente reductor 101 El método del ion-electrón para el ajuste de ecuaciones redox 102 Estequiometría de reacciones redox y volumetrías 104 23 Polisemia de los términos oxidación y reducción 1.

Concepto clásico: el oxígeno 2. Concepto basado en el hidrógeno 3. Concepto electrónico (actual) 4. Coherencia de las tres definiciones 24 Pilas galvánicas y electrólisis 110 1. Celdas galvánicas o voltaicas 111 2. Potenciales estándar de reducción y fuerza electromotriz 112 3. Cubas electrolíticas 113 4. Leyes de Faraday de la electrólisis 113 25 Aplicaciones electroquímicas: metales en ácidos, electrólisis, baterías y pilas de combustible 115 1. ¿Se disuelve un metal en un ácido? La escala de potenciales 115 2. Electrólisis concretas 116 3. Baterías recargables 116 4. Pila de combustible de hidrógeno 116 5.

Faraday y la Royal Institution 117 Tema 9: Química orgánica 26 Formulación, grupos funcionales e isomería 119 1. El átomo de carbono y los tipos de hibridación 119 2. Formulación y nomenclatura IUPAC de hidrocarburos 119 3. Grupos funcionales oxigenados y nitrogenados monofuncionales 120 4.

Isomería: estructural y estereoisomería 121 27 Origen de la química del carbono y propiedades físicas de los compuestos orgánicos 123 Por qué hay tantos compuestos de carbono 123 Del vitalismo a la síntesis de la urea 123 Puntos de ebullición en los hidrocarburos: cadena y ramificación 123 Familias funcionales: enlace de hidrógeno y polaridad 123 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 4 Solubilidad en agua 125 28 Reactividad orgánica y polímeros sintéticos 125 1. Clasificación fundamental de las reacciones orgánicas 125 2. Reacciones de sustitución 126 3. Reacciones de adición y regla de Markovnikov 127 4. Reacciones de eliminación y regla de Saytzeff 127 5.

Reacciones redox en química orgánica 128 6. Esterificación y saponificación 128 7. Polímeros sintéticos 129 8. Impacto ambiental y gestión de residuos plásticos 130 29 Obtención de aminas y amidas y competencia entre sustitución y eliminación 132 Obtención de aminas: haloalcano + amoníaco 132 Obtención de amidas: ácido carboxílico + amina o amoníaco 132 Haloalcano con OH : ¿sustitución o eliminación?

132 Oxidación de aldehídos a ácidos carboxílicos 133 30 Propiedades y clasificación de los polímeros 134 Clasificación por origen y por composición 134 Clasificación por comportamiento térmico 134 Relación entre estructura y propiedades 135 Propiedades generales y aplicaciones 136 31 Formulario 137 Tema 1: Estequiometría, disoluciones y gases 137 Tema 2: Estructura de la materia 137 Tema 3: Enlace químico 138 Tema 4: Termoquímica 139 Tema 5: Cinética química 139 Tema 6: Equilibrio químico y solubilidad 139 Tema 7: Ácido-base 140 Tema 8: Redox y electroquímica 140 Tema 9: Química orgánica 141 Constantes y valores 142 Errores típicos 142 Soluciones de las preguntas de repaso 143 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 5 1 Disoluciones y formulación Los cálculos estequiométricos constituyen la base cuantitativa de la química.

Permiten predecir con exactitud las cantidades de reactivos consumidas y de productos obtenidos en una transformación química, relacionando el nivel microscópico (átomos, moléculas e iones) con magnitudes macroscópicas medibles en el laboratorio (masa, volumen y concentración). 1. Determinación de fórmulas químicas: empírica y molecular La fórmula empírica representa la proporción entera más simple entre los átomos de los distintos elementos presentes en un compuesto químico. Por su parte, la fórmula molecular refleja el número real y exacto de átomos de cada elemento que componen una molécula individual de la sustancia.

Para deducir ambas fórmulas a partir de la composición centesimal o de datos experimentales de combustión, se sigue una secuencia lógica: TEMA 1 Fundamentos y estequiometría 1 Disoluciones y formulación 2 Ampliación de formulación inorgánica: hidróxidos, peróxidos, hidruros y oxoácidos Asunción de base de cálculo: Si se dispone del porcentaje en masa de cada elemento, se toma como referencia una muestra de 100 g del compuesto, de modo que el porcentaje en masa de cada elemento equivale directamente a su masa en gramos.

1 Cálculo de moles de cada elemento: Se divide la masa de cada elemento entre su respectiva masa atómica molar ( ): 2 M m n = i M m,i m i Determinación de la relación molar mínima: Se dividen todos los valores de moles obtenidos entre el menor de ellos. Si los cocientes resultantes no son enteros exactos (por ejemplo, si aparece 1,33 o 1,5), se multiplican todos ellos por el número entero más pequeño necesario para obtener números enteros (por 3 o por 2, respectivamente). Estos enteros constituyen los subíndices de la fórmula empírica.

3 Cálculo de la fórmula molecular: Conocida la masa molecular real del compuesto ( ), determinada experimentalmente (por ejemplo, mediante espectrometría de masas o la densidad de vapor), se calcula el factor entero de proporcionalidad dividiendo dicha masa entre la masa de la fórmula empírica ( ): Multiplicando los subíndices de la fórmula empírica por se obtiene la fórmula molecular definitiva.

4 M molecular k M emp rica ı ˊ k = k es un n mero entero M emp rica ı ˊ M molecular u ˊ (donde ) k Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 6 EJEMPLO DE OBTENCIÓN DE FÓRMULA EMPÍRICA Y MOLECULAR Un compuesto orgánico contiene un 52,17 % de carbono, un 13,04 % de hidrógeno y un 34,78 % de oxígeno en masa. Su masa molecular experimental es de 46,0 g/mol. Deduzcamos sus fórmulas empírica y molecular. En 100 g de sustancia disponemos de 52,17 g de C, 13,04 g de H y 34,78 g de O. Calculamos la cantidad de sustancia de cada elemento: Dividimos entre el menor valor molar ( ): La fórmula empírica es . La masa de la fórmula empírica es: .

Calculando el factor : Por tanto, la fórmula molecular coincide con la empírica: . 2. Estequiometría de la reacción: reactivo limitante, pureza y rendimiento Una ecuación química ajustada indica las proporciones molares según las cuales los reactivos interaccionan y se convierten en productos. No obstante, en la práctica experimental los reactivos no suelen añadirse en proporciones exactamente estequiométricas, ni se encuentran totalmente puros, ni las transformaciones transcurren de manera completa.

Reactivo limitante y reactivo en exceso El reactivo limitante es aquel que se agota primero durante el transcurso de la reacción y determina de forma estricta la cantidad máxima de producto que se puede formar. Los restantes reactivos, presentes en una cantidad superior a la exigida por la estequiometría, se denominan reactivos en exceso.

IDENTIFICACIÓN DEL REACTIVO LIMITANTE Para identificar el reactivo limitante a partir de cantidades dadas de dos reactivos A y B en una reacción del tipo , se divide el número inicial de moles de cada reactivo entre su correspondiente coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada: Todos los cálculos estequiométricos posteriores sobre la cantidad de productos generados deben partir ineludiblemente del reactivo limitante.

n = C = 12,01 g/mol 52,17 g 4,34 mol de C n = H = 1,008 g/mol 13,04 g 12,94 mol de H n = O = 16,00 g/mol 34,78 g 2,17 mol de O 2,17 mol C: = 2,17 4,34 2; H: = 2,17 12,94 5,96 6; O: = 2,17 2,17 1 C H O 2 6 M = emp (2 × 12,01) + (6 × 1,008) + 16,00 = 46,07 g/mol k k = 46,07 g/mol 46,0 g/mol 1 C H O 2 6 aA + bB cC Si < a n A b n B A es el reactivo limitante Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 7 Pureza o riqueza de las muestras Las sustancias comerciales contienen frecuentemente impurezas inertes que no intervienen en el proceso químico.

La riqueza o pureza porcentual indica la fracción de masa pura contenida en una masa total de muestra impura: Rendimiento de una reacción En el laboratorio o en la industria, la masa real obtenida de un producto suele ser inferior a la que se calcularía teóricamente sobre el papel. Esto ocurre por la existencia de reacciones secundarias competidoras, pérdidas mecánicas durante el aislamiento o porque el sistema alcanza un estado de equilibrio químico antes de consumirse totalmente (véase «Tema 6: Equilibrio químico — Constantes de equilibrio y principio de Le Châtelier»).

RENDIMIENTO PORCENTUAL El rendimiento de una reacción expresa la relación porcentual entre la cantidad o masa de producto realmente obtenida en la práctica y la calculada estequiométricamente: 3. Disoluciones y comportamiento de los gases ideales Muchas reacciones químicas tienen lugar en fase gaseosa o en disolución acuosa. En ambos contextos es indispensable conocer con precisión la cantidad de sustancia presente en un volumen determinado de mezcla.

ESQUEMA Formas de expresar la concentración Expresión de la concentración en disoluciones Una disolución es una mezcla homogénea de dos o más componentes: el soluto (sustancia que se encuentra habitualmente en menor proporción) y el disolvente (medio en el que se dispersa el soluto).

Las magnitudes de concentración más habituales se resumen a continuación: Riqueza (%) = × m muestra impura m sustancia pura 100 Rendimiento (%) = × m calculada te rica o ˊ m obtenida real 100 = × n calculado te rico o ˊ n obtenido real 100 En masa o cantidad Fracciones relativas de componentes % en masa g de soluto en 100 g de disolución Fracción molar Moles de soluto entre moles totales Molalidad Moles de soluto por kg de disolvente Respecto al volumen Magnitudes referidas a volumen de mezcla Molaridad Moles de soluto por litro de disolución Concentración en masa Gramos de soluto por litro de disolución Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 8 Magnitud Símbolo Definición matemática Unidades habituales Molaridad mol/L (o M) Molalidad mol/kg Fracción molar Adimensional ( ) Porcentaje en masa % en masa % (g soluto / 100 g disolución) Concentración en masa g/L DISTINCIÓN CRUCIAL: DENSIDAD FRENTE A CONCENTRACIÓN EN MASA Es muy frecuente confundir la densidad de la disolución con la concentración en gramos por litro.

La densidad relaciona la masa total de la disolución con su volumen propio ( ), mientras que la concentración en masa relaciona únicamente la masa de soluto puro con el volumen de la mezcla ( ). Gases ideales y mezclas gaseosas En condiciones de presiones bajas o moderadas y temperaturas alejadas del punto de condensación, los gases siguen fielmente la ecuación de estado de los gases ideales: donde la presión se expresa en atmósferas, el volumen en litros, la temperatura en kelvin (K) y la constante universal adopta el valor de .

En una mezcla de gases, cada componente ejerce una presión parcial ( ), que es la presión que ejercería si ocupara en solitario el volumen total a la misma temperatura. Según la ley de Dalton, la presión total es la suma de las presiones parciales de los componentes, cumpliéndose que: 4. Nomenclatura y formulación inorgánica IUPAC La formulación química permite nombrar e identificar los compuestos sin ambigüedad siguiendo las recomendaciones de la IUPAC.

En la química inorgánica se emplean preferentemente la nomenclatura de composición (mediante prefijos multiplicadores o mediante el número de oxidación) y la nomenclatura tradicional aceptada para oxoácidos: Sustancias binarias: óxidos, hidruros y sales binarias Se nombra en primer lugar el elemento situado más a la derecha en la fórmula (actuando con estado de oxidación negativo) terminado en -uro (o óxido en el caso del oxígeno), seguido del elemento más electropositivo: Prefijos multiplicadores: Se indica el número de átomos de cada elemento mediante prefijos griegos (mono-, di-, tri-, tetra-, penta-...): es dióxido de carbono; es trióxido de dihierro; es pentacloruro de fósforo.

Número de oxidación (sistema Stock): Se indica entre paréntesis y en números romanos el estado de oxidación del elemento electropositivo cuando posee más de uno: es óxido de hierro(III); CuCl es cloruro de cobre(I). Hidrácidos: Los hidruros de los halógenos y calcógenos (HF, HCl, HBr, HI, ) en estado gaseoso se denominan cloruro de hidrógeno, sulfuro de hidrógeno, etc.

En disolución acuosa manifiestan carácter ácido M M = V disoluci n (L) o ˊ n soluto m m = m disolvente (kg) n soluto X i X = i n totales n i X = i 1 % m = × m disoluci n o ˊ m soluto 100 C m C = m V disoluci n (L) o ˊ m soluto (g) d = m /V disoluci n o ˊ disoluci n o ˊ C = m m /V soluto disoluci n o ˊ P × V = n × R × T P V T R = 0,082 atm × L/(mol × K) P i P = i X × i P total CO 2 Fe O 2 3 PCl 5 Fe O 2 3 H S 2 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 9 (véase «Tema 7: Reacciones ácido-base — Teoría de Brønsted-Lowry y cálculo de pH») y se nombran tradicionalmente como ácido clorhídrico, ácido sulfhídrico, etc.

Oxoácidos y sus aniones Los oxoácidos responden a la fórmula general . La nomenclatura tradicional continúa siendo de uso generalizado en el ámbito académico y oficial: Fórmula Nombre tradicional usual Anión derivado Nombre del anión Ácido nítrico Nitrato Ácido nitroso Nitrito Ácido sulfúrico Sulfato Ácido sulfuroso Sulfito Ácido carbónico Carbonato Ácido fosfórico Fosfato Ácido perclórico Perclorato Sales oxoácidas neutras y ácidas Las sales neutras derivan de sustituir todos los hidrógenos del oxoácido por cationes metálicos o el catión amonio ( ). Por ejemplo, el es el permanganato de potasio, el es el dicromato de potasio y el es el sulfato de amonio.

Las sales ácidas (o hidrogenosales; no deben confundirse con las sales de carácter ácido en disolución por hidrólisis, véase «Tema 7: Reacciones ácido-base — Teoría de Brønsted-Lowry y cálculo de pH») conservan uno o más hidrógenos sin sustituir en el anión. La IUPAC recomienda anteponer la palabra hidrógeno o dihidrógeno al nombre del anión: : hidrogenocarbonato de potasio (conocido tradicionalmente como bicarbonato de potasio). : hidrogenosulfato de hierro(III) o tris(hidrogenosulfato) de hierro. : dihidrogenofosfato de sodio. : hidrogenofosfato de sodio. : hidrogenofosfato de hierro(III).

H X O a b c HNO 3 NO 3 HNO 2 NO 2 H SO 2 4 SO 4 2 H SO 2 3 SO 3 2 H CO 2 3 CO 3 2 H PO 3 4 PO 4 3 HClO 4 ClO 4 NH 4 + KMnO 4 K Cr O 2 2 7 (NH ) SO 4 2 4 KHCO 3 Fe(HSO ) 4 3 NaH PO 2 4 Na HPO 2 4 Fe (HPO ) 2 4 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 10 PAU · 2024, ORDINARIA; CUESTIÓN 3 - ESTEQUIOMETRÍA (0.5 PUNTOS) La combustión del etanol, , se produce de acuerdo con la ecuación química siguiente: Datos: masas moleculares relativas: ; . Conteste a la siguiente cuestión: b) Cuando se queman completamente 23 g de etanol, se producen ____ g de .

Resolución Se pide determinar la masa en gramos de dióxido de carbono liberada al reaccionar de forma completa una cantidad dada de etanol. Por consiguiente, el valor que completa el enunciado es 44. IDEAS CLAVE La fórmula empírica recoge la proporción molar entera más reducida de un compuesto, mientras que la fórmula molecular expresa el recuento real de átomos por molécula ( ). El reactivo limitante se identifica al dividir la cantidad de moles de cada reactivo entre su respectivo coeficiente estequiométrico; el valor mínimo determina la cantidad máxima de productos generados.

El rendimiento porcentual de una reacción es el cociente entre la masa de producto obtenida experimentalmente y la calculada teóricamente, multiplicado por 100. En disoluciones, la concentración molar (Molaridad) mide los moles de soluto por litro de disolución y no debe confundirse con la densidad total de la mezcla ni con los gramos de soluto por litro. Las sales ácidas inorgánicas proceden de la sustitución parcial de los hidrógenos de un oxoácido y se nombran anteponiendo los prefijos 'hidrógeno' o 'dihidrógeno' al anión correspondiente. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 1.

¿Por qué es incorrecto calcular la cantidad de producto obtenido basándose directamente en el reactivo presente en mayor número de moles? 2. Si una muestra impura de posee una riqueza del 80 % en masa, ¿cuántos gramos de reactivo puro reaccionan al añadir 250 g de dicha muestra?

C H O(l) 2 6 C H O(l) + 2 6 3 O (g) 2 2 CO (g) + 2 3 H O(l), ΔH = 1367 kJ 2 C H O = 2 6 46 CO = 2 44 CO 2 Cálculo de los moles de etanol suministrados: Utilizando su masa molecular ( ): 1 46 g/mol n = etanol = 46 g/mol 23 g 0,50 mol de C H O 2 6 Relación estequiométrica: De acuerdo con los coeficientes de la reacción ajustada, la combustión de 1 mol de etanol produce 2 moles de : 2 CO 2 n = CO 2 0,50 mol de etanol × = 1 mol de etanol 2 mol de CO 2 1,0 mol de CO 2 Conversión a masa de producto: Empleando la masa molar relativa del ( ): 3 CO 2 44 g/mol m = CO 2 1,0 mol de CO × 2 = 1 mol de CO 2 44 g 44 g de CO 2 M = molecular k × M emp rica ı ˊ CaCO 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 11 TEMA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 2 Partículas subatómicas,isótopos y masa atómica Esta sección completa lo visto en «Tema 1: Fundamentos y estequiometría — Disoluciones y formulación» con los compuestos que más aparecen en los enunciados.

Para asignar números de oxidación, véase «Tema 8: Reacciones redox y electroquímica — Ajuste redox y estequiometría». Hidróxidos Son compuestos formados por un catión metálico y uno o varios aniones hidróxido ( ). Su fórmula general es , donde coincide con el número de oxidación del metal. Así, la fórmula queda eléctricamente neutra.

Fórmula Composición (prefijos) Con número de oxidación / sin indicar NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodio dihidróxido de calcio hidróxido de calcio trihidróxido de hierro hidróxido de hierro(III) dihidróxido de hierro hidróxido de hierro(II) Cuando el metal tiene un único estado de oxidación (Na, K, Ca, Mg, Al...), se puede omitir el prefijo o el número romano. En cambio, si tiene varios (Fe, Cu, Co...), hay que indicarlo siempre. Peróxidos Contienen el ion peróxido, : son dos oxígenos unidos entre sí, cada uno con número de oxidación 1 (no 2 como en los óxidos). El grupo no se simplifica nunca. : peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno. Su nombre común es agua oxigenada.

: peróxido de sodio o dióxido de disodio. ERROR FRECUENTE Simplificar a «NaO» o confundirlo con el óxido . Si al calcular te sale el O con 1, se trata de un peróxido. Hidruros metálicos En ellos el hidrógeno se une a un metal, que es menos electronegativo que él. Por eso el hidrógeno actúa como anión hidruro, , con número de oxidación 1. El metal se escribe primero. : hidruro de sodio. : dihidruro de calcio o hidruro de calcio. Oxoácidos y oxoaniones de halógenos, cromo y manganeso Los oxoácidos tienen la forma : hidrógeno, un no metal (o un metal de transición en estado de oxidación alto) y oxígeno. Al perder todos sus H+ dan el oxoanión.

En la nomenclatura tradicional, el sufijo del ácido determina el del anión: -oso -ito; -ico -ato. Los prefijos hipo- y per- se conservan. OH M(OH) n n Ca(OH) 2 Fe(OH) 3 Fe(OH) 2 O 2 2 O 2 H O 2 2 Na O 2 2 Na O 2 2 Na O 2 H NaH CaH 2 H XO a b Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 12 Ácido Nombre tradicional N.º ox.

de X Anión Nombre del anión HClO ácido hipocloroso +1 hipoclorito ácido cloroso +3 clorito ácido clórico +5 clorato ácido perclórico +7 perclorato ácido yódico +5 yodato ácido crómico +6 cromato ácido dicrómico +6 dicromato ácido mangánico +6 manganato ácido permangánico +7 permanganato El bromo forma la misma serie que el cloro (hipobromito, bromato, perbromato...). El yodo también; en examen el más habitual es el yodato. En cromato y dicromato el Cr tiene el mismo número de oxidación (+6): el dicromato equivale a dos cromatos que han perdido una molécula de agua entre ambos.

PARA RECORDARLO Para los halógenos, la serie es «hipo-oso, oso, ico, per-ico», con números de oxidación +1, +3, +5, +7. En permanganato y manganato hay el mismo número de oxígenos y distinta carga: (+7) frente a (+6). Nomenclaturas IUPAC alternativas para oxoácidos La IUPAC acepta dos sistemas además de los nombres tradicionales: Nomenclatura de hidrógeno: se escribe «hidrogeno» (sin tilde y con prefijo numeral si hay varios) seguido, entre paréntesis y sin espacio, del nombre del anión según la nomenclatura de adición, acabado en -ato. Ejemplo: es hidrogeno(trioxidonitrato).

Nomenclatura de adición: el ácido se describe como un átomo central rodeado de ligandos «hidroxido» (los OH) y «oxido» (los O sin H), en orden alfabético. Ejemplo: es hidroxidodioxidonitrógeno.

Ácido Hidrógeno Adición HClO hidrogeno(oxidoclorato) hidroxidocloro hidrogeno(dioxidoclorato) hidroxidooxidocloro hidrogeno(trioxidoclorato) hidroxidodioxidocloro hidrogeno(tetraoxidoclorato) hidroxidotrioxidocloro hidrogeno(trioxidoyodato) hidroxidodioxidoyodo dihidrogeno(tetraoxidocromato) dihidroxidodioxidocromo hidrogeno(tetraoxidomanganato) hidroxidotrioxidomanganeso Los aniones se nombran por adición indicando la carga: es trioxidoclorato(1 ), es tetraoxidocromato(2 ), es heptaoxidodicromato(2 ) y es tetraoxidomanganato(1 ).

ClO HClO 2 ClO 2 HClO 3 ClO 3 HClO 4 ClO 4 HIO 3 IO 3 H CrO 2 4 CrO 4 2 H Cr O 2 2 7 Cr O 2 7 2 H MnO 2 4 MnO 4 2 HMnO 4 MnO 4 MnO 4 MnO 4 2 HNO 3 HNO = 3 NO (OH) 2 HClO 2 HClO 3 HClO 4 HIO 3 H CrO 2 4 HMnO 4 ClO 3 CrO 4 2 Cr O 2 7 2 MnO 4 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 13 Sales neutras (oxosales) habituales en examen Una oxosal neutra resulta de sustituir todos los hidrógenos del oxoácido por un catión metálico. Se nombra con el anión seguido de «de» y el metal.

Fórmula Tradicional Adición NaClO hipoclorito de sodio (componente activo de la lejía) oxidoclorato de sodio clorato de sodio trioxidoclorato de sodio perclorato de potasio tetraoxidoclorato de potasio yodato de potasio trioxidoyodato de potasio cromato de potasio tetraoxidocromato de dipotasio dicromato de potasio heptaoxidodicromato de dipotasio permanganato de potasio tetraoxidomanganato de potasio El permanganato y el dicromato son los oxidantes típicos de los ejercicios de ajuste redox.

ESQUEMA Compuestos inorgánicos de esta ampliación NaClO 3 KClO 4 KIO 3 K CrO 2 4 K Cr O 2 2 7 KMnO 4 Hidróxidos M(OH)n, anión OH Peróxidos Ion O ² , oxígeno 1 Hidruros metálicos Ion H , hidrógeno 1 Oxoácidos HaXOb De halógenos HClO, HClO , HClO , HClO , HIO De cromo H CrO , H Cr O (Cr +6) De manganeso H MnO (+6), HMnO (+7) Oxosales neutras Metal sustituye todos los H Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 14 IDEAS CLAVE Los hidróxidos tienen fórmula , con tantos OH como indica el número de oxidación del metal. En los peróxidos ( ) el oxígeno tiene número de oxidación 1 y el grupo no se simplifica.

En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa como hidruro, , con número de oxidación 1. Los oxoácidos del cloro van de +1 a +7 (hipocloroso, cloroso, clórico, perclórico); al pasar a anión, -oso da -ito e -ico da -ato. El Cr tiene +6 en cromato y dicromato; el Mn tiene +7 en permanganato y +6 en manganato. La nomenclatura de hidrógeno nombra el ácido como hidrogeno(anión), por ejemplo hidrogeno(trioxidonitrato) para . COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 3. ¿Qué número de oxidación tiene el oxígeno en y el hidrógeno en ? 4. Nombra en la nomenclatura de hidrógeno y en la de adición. 5. ¿Cuál es la fórmula del dicromato de potasio y qué número de oxidación tiene el Cr?

M(OH) n O 2 2 O 2 H HNO 3 Na O 2 2 CaH 2 HClO 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 15 3 Modelo mecano-cuántico y orbitales 1. Evolución hacia el modelo mecano-cuántico La comprensión de la estructura íntima de la materia avanzó a medida que los modelos físicos clásicos resultaron insuficientes para describir los fenómenos subatómicos: Modelo de Dalton: Concebía el átomo como una esfera indivisible y homogénea. Esta idea quedó descartada con el descubrimiento de las partículas subatómicas y la existencia de los isótopos (átomos con idéntico número atómico pero distinta masa atómica).

Modelo de Thomson: Proponía una masa continua de carga positiva con electrones incrustados (modelo del pudin de pasas), refutado por los experimentos de dispersión. Modelo planetario de Rutherford: Demostró experimentalmente que la masa y la carga positiva se concentran en un núcleo diminuto y denso, mientras que los electrones giran en una corteza prácticamente vacía. No obstante, según el electromagnetismo clásico, una carga eléctrica acelerada pierde energía continuamente en forma de radiación, por lo que el electrón colapsaría inexorablemente contra el núcleo.

Modelo de Bohr: Introdujo la cuantización postulando que los electrones solo orbitan en niveles estacionarios discretos donde no emiten energía. Explicó con éxito los espectros de absorción y emisión discontinuos del átomo de hidrógeno, en los que la absorción o emisión de un fotón ( ) se corresponde con una transición entre niveles energéticos ( , o bien , donde es la constante de Planck). Sin embargo, fracasó al intentar describir átomos con más de un electrón y al no justificar el desdoblamiento fino de las líneas espectrales.

TEMA 2 Estructura de la materia 3 Modelo mecano-cuántico y orbitales 4 Espectros atómicos y modelo de Bohr del átomo de hidrógeno 5 Partículas subatómicas, isótopos y masa atómica 6 Tabla periódica y propiedades periódicas 7 Afinidad electrónica, electronegatividad y carácter metálico ν ν = h ΔE ν = h E E 2 1 h Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 16 CRONOLOGÍA Evolución de los modelos atómicos 2.

Fundamentos mecano-cuánticos y el concepto de orbital La física cuántica sustituyó la idea determinista de órbita circular por una concepción probabilística basada en dos principios esenciales: Al resolver la ecuación de onda de Schrödinger, se obtienen funciones matemáticas denominadas funciones de onda ( ). El cuadrado del módulo de la función de onda ( ) representa la densidad de probabilidad de hallar la partícula en un punto determinado. DEFINICIÓN: ORBITAL ATÓMICO Un orbital atómico es la región del espacio donde existe una probabilidad muy alta (habitualmente superior al 90 %) de encontrar a un electrón con un estado energético determinado.

Sustituye la trayectoria fija del modelo clásico. 3. Números cuánticos y geometría de los orbitales El estado cuántico de cualquier electrón dentro de un átomo queda determinado inequívocamente por una combinación ordenada de cuatro números cuánticos: . Esquema de los cuatro números cuánticos y su significado físico. Dalton (1808) Átomo como esfera maciza indivisible. Thomson (1904) Electrones incrustados en masa esférica positiva. Rutherford (1911) Núcleo positivo diminuto con electrones girando alrededor. Bohr (1913) Órbitas circulares cuantizadas sin radiación continua. Mecano- cuántico (1926) Orbitales probabilísticos derivados de la ecuación de onda.

Hipótesis de De Broglie: Toda partícula en movimiento lleva asociada una onda, lo que confiere al electrón una naturaleza dual (onda-corpúsculo). 1 Principio de incertidumbre de Heisenberg: Resulta físicamente imposible conocer de forma simultánea y con exactitud la posición y el momento lineal (o velocidad) de un electrón. 2 ψ ψ 2 (n, l, m , m ) l s Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 17 Número cuántico Símbolo Valores permitidos Significado físico Principal Determina el nivel energético principal y el volumen o tamaño medio del orbital. Secundario o azimutal Determina la forma geométrica del orbital y el subnivel energético ( ).

Magnético (o ) Determina la orientación espacial del orbital ante un campo magnético exterior. Espín (o ) Representa el momento magnético intrínseco asociado al giro interno del electrón. Morfología y orientación espacial de los orbitales Orbitales s ( ): Poseen simetría esférica. Al tener un único valor posible de orientación ( ), solo existe un orbital s por nivel, cuyo radio se expande al aumentar . Orbitales p ( ): Tienen forma lobular (dos lóbulos unidos por un nodo en el núcleo). Al admitir tres valores magnéticos ( ), dan lugar a tres orbitales independientes orientados mutuamente perpendiculares sobre los ejes cartesianos: .

Orbitales d ( ) y f ( ): Tienen formas tetralobulares o de mayor complejidad geométrica y presentan cinco ( ) y siete ( ) orientaciones posibles respectivamente. Los orbitales que pertenecen al mismo subnivel y poseen idéntica energía en ausencia de campos externos reciben el nombre de orbitales degenerados o isoenergéticos. Esquema de los tres orbitales degenerados px, py y pz. 4. Principios de distribución electrónica en el estado fundamental La configuración electrónica describe la disposición de los electrones en los distintos niveles y subniveles energéticos.

Para que el átomo se encuentre en su estado fundamental (máxima estabilidad y mínima energía), el llenado debe regirse estrictamente por tres criterios: 1. Principio de construcción o Aufbau (mínima energía) Los electrones ocupan sucesivamente los orbitales disponibles en orden creciente de energía. La energía relativa de cada subnivel depende de la suma : Entre dos orbitales, tendrá menor energía aquel con un valor inferior de (a menor suma (n + l), menor contenido energético). Si dos orbitales presentan idéntico valor de , resulta más estable el que posea menor valor de (por ejemplo, el subnivel con tiene menor energía que el subnivel con ).

Este ordenamiento secuencial se visualiza de forma operativa mediante la regla de las diagonales o diagrama de Moeller. n 1, 2, 3, 4, … l 0, 1, 2, … , n 1 s, p, d, f m l m l, … , 0, … , +l m s s +1/2, 1/2 l = 0 m = l 0 n l = 1 m l { 1, 0, +1} p , p , p x y z l = 2 l = 3 2l + 1 = 5 2l + 1 = 7 (n + l) n + l n + l n 3d n + l = 3 + 2 = 5 4p n + l = 4 + 1 = 5 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 18 Diagrama de Moeller para el orden de llenado según energía creciente. 2. Principio de exclusión de Pauli En un mismo sistema atómico, dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos idénticos.

Dado que un orbital atómico queda fijado por tres números cuánticos , cada orbital solo puede albergar un máximo de dos electrones, los cuales deben presentar necesariamente espines opuestos o antiparalelos ( y ). 3. Regla de máxima multiplicidad de Hund Al rellenar orbitales degenerados (como los tres orbitales o los cinco ), los electrones se distribuyen ocupando el mayor número posible de orbitales de forma individual con espines paralelos al semillenar orbitales degenerados para minimizar la repulsión culombiana interelectrónica. Solo cuando todos los orbitales degenerados contienen un electrón desapareado, se procede a emparejarlos con un segundo electrón de espín antiparalelo.

Esquema del llenado secuencial de orbitales p aplicando la regla de Hund. Un electrón se califica como desapareado cuando se halla en solitario en una orientación espacial concreta, mientras que si comparte el orbital con otro electrón de espín opuesto forma un par apareado. Diagrama comparativo del número de electrones desapareados en cajas cuánticas. 5. Diferenciación de estados electrónicos: fundamental, excitado e imposible El análisis de una configuración permite clasificar el estado cuántico del átomo en tres situaciones posibles: Diagrama de orbitales p en estado fundamental frente a estado excitado.

Estado Criterios normativos Consecuencia física Fundamental Cumple simultáneamente Aufbau, Pauli y Hund. Configuración más estable y de menor energía posible. Excitado Cumple Pauli, pero incumple Aufbau o la regla de Hund. Un electrón ha absorbido energía y se sitúa en un nivel superior o con espines no paralelos. Imposible (prohibido) Incumple el principio de exclusión de Pauli o utiliza valores prohibidos de números cuánticos. Incompatible con las leyes cuánticas de la materia (físicamente inexistente).

(n, l, m ) l m = s +1/2 m = s 1/2 p d Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 19 PROCESO Protocolo de clasificación de configuraciones electrónicas EJEMPLO RESUELTO: JUSTIFICACIÓN Y CLASIFICACIÓN DE CONFIGURACIONES Determina la validez y el estado cuántico de las siguientes configuraciones para un átomo neutro de carbono ( ): ERROR FRECUENTE Confundir un estado excitado con una configuración prohibida. Un estado excitado sí existe y puede medirse experimentalmente: simplemente ha recibido energía externa (por ejemplo, promocionar un electrón de a ).

En cambio, una configuración que coloque más de 2 electrones en un orbital o asigne nunca es un estado excitado, sino una configuración teóricamente imposible. Revisar principio de Pauli Comprobar que ningún orbital contenga más de dos electrones. 1 ¿Viola Pauli? Si supera la capacidad o tiene cuarteto cuántico repetido, es imposible. 2 Revisar Aufbau y Hund Verificar llenado por mínima energía y espines paralelos degenerados. 3 ¿Incumple Aufbau o Hund? Si no sigue la mínima energía pero respeta Pauli, es estado excitado. 4 Estado fundamental Si cumple todas las reglas, corresponde a la configuración fundamental.

5 Z = 6 Caso A: (con orbitales y espines paralelos): Los electrones llenan en orden creciente de energía ( ). Ningún orbital supera los dos electrones y en el subnivel degenerado los dos electrones están desapareados en orbitales distintos con espines paralelos. Cumple Aufbau, Pauli y Hund: se trata del estado fundamental. 1 1s 2s 2p 2 2 2 2p 2p 2p x 1 y 1 z 0 1s 2s 2p 2p Caso B: : No viola Pauli porque en los dos electrones tienen espines opuestos. Sin embargo, no respeta la regla de Hund, pues existiendo orbitales degenerados vacíos ( y ), se han apareado los electrones en aumentando la repulsión electrostática. Es un estado excitado.

2 1s 2s 2p 2p 2p 2 2 x 2 y 0 z 0 2p x 2p y 2p z 2p x Caso C: : El subnivel consta de un único orbital espacial ( ), el cual solo puede alojar dos electrones con espines distintos ( ). Contener 3 electrones obligaría a que al menos dos compartieran exactamente los cuatro números cuánticos. Viola el principio de Pauli: es una configuración prohibida o imposible. 3 1s 2s 2p 2 3 1 2s m = l 0 ±1/2 2s 2p s l n Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 20 IDEAS CLAVE Un orbital atómico no define una trayectoria fija, sino una región espacial de alta probabilidad ( 90 %) de localizar al electrón.

El conjunto de cuatro números cuánticos caracteriza de forma unívoca a cada electrón de una corteza atómica. El principio de exclusión de Pauli impide que dos electrones compartan los cuatro números cuánticos, limitando la ocupación a dos electrones por orbital con espines opuestos. La regla de Hund exige disponer los electrones con espines paralelos en el mayor número posible de orbitales degenerados para minimizar repulsiones. El incumplimiento de la regla de Hund o de Aufbau genera un estado excitado, mientras que la violación del principio de Pauli produce una configuración físicamente imposible. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 6.

¿Es posible que exista un electrón caracterizado por el cuarteto cuántico ? 7. ¿Qué diferencia existe entre el estado excitado y una configuración imposible? TEMA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 4 Afinidad electrónica,electronegatividad y carácter metálico Espectros atómicos: continuos y de líneas Al hacer pasar la luz por un prisma o una red de difracción, la luz se separa según su longitud de onda. El registro de las radiaciones que aparecen es un espectro. Hay dos tipos según su aspecto: Espectro continuo: contiene todas las longitudes de onda sin interrupción, como el arcoíris. Lo emite un sólido incandescente, por ejemplo el filamento de una bombilla.

Espectro de líneas (discontinuo): solo aparecen algunas longitudes de onda concretas. Es lo que se obtiene con un gas de átomos aislados.

En los espectros atómicos se distingue además cómo se obtienen: Espectro de emisión Espectro de absorción Cómo se obtiene Se excita el gas (calor, descarga eléctrica) y se analiza la luz que desprende Se hace pasar luz blanca a través del gas frío y se analiza la que sale Aspecto Líneas brillantes sobre fondo oscuro Líneas oscuras sobre el espectro continuo Qué ocurre en el átomo El electrón baja de nivel y emite un fotón El electrón sube de nivel y absorbe un fotón Para un mismo elemento, las líneas oscuras de absorción coinciden en posición con las brillantes de emisión. Cada elemento tiene su propio conjunto de líneas, como una huella dactilar que permite identificarlo.

Por eso se usa la espectroscopía para conocer la composición de sustancias e incluso de las estrellas. (n, l, m , m ) l s (2, 2, 0, +1/2) Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 21 Energía del fotón La luz se comporta como un chorro de paquetes de energía llamados fotones. La energía de cada fotón depende solo de su frecuencia , o de su longitud de onda : Aquí es la constante de Planck y es la velocidad de la luz. A mayor frecuencia (o menor longitud de onda), más energía tiene el fotón: un fotón ultravioleta es más energético que uno visible, y este más que uno infrarrojo.

Que un átomo emita o absorba solo ciertas longitudes de onda significa que solo puede ganar o perder ciertas cantidades de energía. Este hecho no tenía explicación con la física clásica y fue lo que motivó el modelo de Bohr. Postulados de Bohr (1913) Niels Bohr propuso un modelo para el átomo de hidrógeno basado en tres postulados: Niveles de energía del hidrógeno Combinando estos postulados con la atracción eléctrica entre el núcleo y el electrón, Bohr obtuvo la energía de cada órbita: El signo negativo indica que el electrón está ligado al núcleo. Se toma como energía cero la del electrón separado del átomo ( ). El nivel es el de menor energía y corresponde al estado fundamental.

Los niveles con son estados excitados. Ambos conceptos se desarrollan en «Tema 2: Estructura de la materia — Modelo mecano-cuántico y orbitales». Al aumentar , los niveles están cada vez más juntos y se acercan a 0. Ionización: es llevar el electrón desde hasta . Para el hidrógeno hacen falta 13,6 eV por átomo, es decir, 2,18·10 ¹ J. Así se explica por qué el espectro es discontinuo: los niveles son discretos, de modo que las diferencias entre ellos también lo son. Cada línea corresponde a un salto concreto.

Restando las energías de dos niveles y aplicando se llega a la ecuación de Rydberg, que encaja con las medidas experimentales: ν λ E = hν = λ hc h = 6,63 10 J s 34 c = 3,00 10 m/s 8 Órbitas estacionarias: el electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares. Mientras está en una de ellas no emite energía, aunque la física clásica predice que una carga en movimiento circular debería radiar. 1 Cuantización: no vale cualquier órbita. Solo están permitidas aquellas en las que el momento angular del electrón es un múltiplo entero de : , con . Por tanto, el radio y la energía de las órbitas solo pueden tomar ciertos valores. 2 h/2π mvr = n 2π h n = 1, 2, 3, …

Transiciones: el átomo solo emite o absorbe energía cuando el electrón salta de una órbita a otra. La energía del fotón es exactamente la diferencia entre ambos niveles: . 3 ΔE = E final E = inicial hν E = n = n2 2,18 10 J 18 n2 13,6 eV n n = 1 n 2 n n = 1 n = E = hc/λ = λ 1 R , R = H ( n1 2 1 n 2 2 1 ) H 1,097 10 m , n > 7 1 2 n 1 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 22 PROCESO Del salto electrónico a la línea espectral Series espectrales del hidrógeno Las líneas se agrupan en series según el nivel en el que acaba el electrón ( ) en la emisión: Serie Nivel final Niveles de partida Región del espectro Lyman 1 2, 3, 4… Ultravioleta Balmer 2 3, 4, 5…

Visible (algunas líneas en el ultravioleta cercano) Paschen 3 4, 5, 6… Infrarrojo Brackett y Pfund 4 y 5 Superiores Infrarrojo ERROR FRECUENTE Pensar que un salto entre niveles altos libera más energía. Es al revés: los niveles bajos están muy separados, así que los saltos que terminan en (serie de Lyman) son los más energéticos. Por eso caen en el ultravioleta, mientras que los que terminan en caen en el infrarrojo. Limitaciones del modelo de Bohr Átomos polielectrónicos: solo funciona para el hidrógeno y para iones con un único electrón, como He o Li² . No reproduce los espectros de átomos con varios electrones.

Desdoblamiento de líneas: con espectroscopios de mayor resolución, o en presencia de un campo magnético (efecto Zeeman), muchas líneas aparecen divididas en varias muy próximas. El modelo no lo explica. Sommerfeld intentó corregirlo introduciendo órbitas elípticas, pero el problema de fondo seguía sin resolverse. Cuantización impuesta: la condición de las órbitas permitidas se introduce porque funciona, sin una justificación teórica. Órbitas definidas: suponer que el electrón sigue una trayectoria con posición y velocidad conocidas a la vez contradice el principio de incertidumbre de Heisenberg.

Este principio establece que ambas magnitudes no pueden determinarse simultáneamente con precisión. Absorción de energía El electrón absorbe un fotón de energía exacta y sube de nivel 1 Estado excitado El electrón ocupa una órbita permitida de mayor n 2 Caída de nivel El electrón vuelve a un nivel inferior permitido 3 Emisión del fotón Se libera un fotón con ΔE = hν 4 Línea espectral Cada salto concreto produce una línea de longitud de onda fija 5 n 1 n 1 n = 1 n = 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 23 Estas limitaciones condujeron al modelo mecanocuántico.

En él, la órbita se sustituye por el orbital, una región donde es probable encontrar al electrón, y los niveles quedan descritos por los números cuánticos (véase «Tema 2: Estructura de la materia — Modelo mecano-cuántico y orbitales»). De Bohr se conserva la idea esencial de que la energía del electrón en el átomo está cuantizada. IDEAS CLAVE Un gas de átomos da un espectro de líneas: en emisión, líneas brillantes; en absorción, líneas oscuras en las mismas posiciones. La energía de un fotón es y coincide con la diferencia de energía entre los dos niveles del salto. Bohr postuló órbitas estacionarias, momento angular cuantizado y emisión o absorción solo en las transiciones entre órbitas.

En el hidrógeno, : los niveles son discretos, y por eso las líneas espectrales también lo son. Las series Lyman, Balmer y Paschen terminan en y caen en el ultravioleta, el visible y el infrarrojo, respectivamente. El modelo falla con átomos polielectrónicos y con el desdoblamiento de líneas, y contradice el principio de Heisenberg. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 8. ¿Por qué el espectro del hidrógeno es discontinuo? 9. ¿Qué energía hace falta para ionizar un átomo de hidrógeno en su estado fundamental? 10. ¿A qué serie pertenece el salto de a y en qué región aparece?

TEMA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 5 Partículas subatómicas,isótopos y masa atómica Las tres partículas del átomo Un átomo tiene un núcleo diminuto y muy denso, donde se concentra casi toda la masa, y una corteza en la que se mueven los electrones. La forma en que se reparten esos electrones se estudia en «Tema 2: Estructura de la materia — Modelo mecano-cuántico y orbitales». Partícula Carga relativa Masa relativa (u) Ubicación Protón (p ) +1 ( C) Núcleo Neutrón (n) 0 Núcleo Electrón (e ) 1 ( C) de la del protón Corteza Como el electrón pesa casi dos mil veces menos que un protón, la masa del átomo depende casi solo del núcleo. Protones y neutrones se agrupan con el nombre de nucleones.

E = hν = hc/λ E = n 13,6 eV/n2 n = 1, 2, 3 n = 5 n = 2 +1,602 10 19 1 1 1,602 10 19 1/1836 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 24 Número atómico, número másico y notación DEFINICIÓN El número atómico (Z) es el número de protones del núcleo. Es lo que identifica al elemento: todos los átomos de carbono tienen , y un átomo con un protón más ya sería nitrógeno. El número másico (A) es el número total de nucleones, es decir, protones más neutrones. Un núclido es un átomo con un número concreto de protones y de neutrones. Se escribe con el símbolo del elemento, A como superíndice a la izquierda y Z como subíndice a la izquierda.

Si es un ion, la carga va como superíndice a la derecha: En esta expresión, N es el número de neutrones y q la carga neta. Por ejemplo, tiene 11 protones y neutrones. Cómo contar protones, neutrones y electrones Un átomo es neutro cuando tiene tantos electrones como protones. Un ion es un átomo que ha ganado o perdido electrones, nunca protones: el núcleo no cambia al formarse un ion. Cuál es el ion más estable de cada elemento se explica en «Tema 2: Estructura de la materia — Tabla periódica y propiedades periódicas». Especie Protones Neutrones Electrones 13 14 10 20 20 18 17 18 18 8 8 10 ERROR FRECUENTE Sumar la carga en lugar de restarla.

Un ion ha perdido 3 electrones, así que tiene ; un ion ha ganado uno, así que tiene . Otro fallo habitual es cambiar el número de protones al formar el ion. Isótopos DEFINICIÓN Los isótopos son átomos del mismo Z pero distinto A. Tienen los mismos protones y distinto número de neutrones. Por ejemplo, el cloro natural es una mezcla de (17 p, 18 n) y (17 p, 20 n). Otro caso es el hidrógeno, con tres isótopos: protio , deuterio y tritio . Los isótopos de un mismo elemento tienen igual corteza electrónica y, por tanto, prácticamente las mismas propiedades químicas. Lo que cambia es la masa, junto con algunas propiedades físicas y la estabilidad del núcleo.

Z = 6 X N = Z A q A Z Na 11 23 23 11 = 12 Protones: son siempre Z, también en los iones. 1 Neutrones: se calculan como . 2 N = A Z Electrones: se obtienen con . Un catión (q positiva) tiene menos electrones que protones y un anión (q negativa) tiene más. 3 e = Z q Al 13 27 3+ Ca 20 40 2+ Cl 17 35 O 8 16 2 X3+ Z 3 X Z + 1 Cl 35 Cl 37 H 1 H 2 H 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 25 Masa atómica relativa media La masa se mide en unidades de masa atómica (u), definidas como la doceava parte de la masa de un átomo de .

Como cada elemento es una mezcla de isótopos, la masa que aparece en la tabla periódica es una media ponderada: cada isótopo cuenta según lo abundante que sea en la naturaleza. En esta fórmula, es la masa de cada isótopo y su abundancia. Las abundancias deben sumar 100 %. En el cloro, con en torno al 75,8 % y en torno al 24,2 %, sale u. El valor medio queda siempre más cerca del isótopo más abundante. Si el examen da la masa media y pide las abundancias, se llama x a una de ellas y a la otra, y se despeja x. Mol, número de Avogadro y masa molar Los átomos son tan pequeños que se cuentan por paquetes. Un mol es la cantidad de sustancia que contiene entidades (átomos, moléculas o iones).

Esa cifra es el número de Avogadro. La masa molar (M) es la masa de un mol, en g/mol. Su valor numérico coincide con la masa atómica o molecular en u. Por ejemplo, para el agua, g/mol. Con estas dos fórmulas se pasa de gramos a moles y de moles a número de partículas. Para contar átomos dentro de moléculas, se multiplica además por el subíndice de la fórmula. Así, un mol de contiene moléculas pero átomos de oxígeno. Para usar estas magnitudes en disoluciones (molaridad, fracción molar), véase «Tema 1: Fundamentos y estequiometría — Disoluciones y formulación».

PROCESO De gramos a número de partículas C 12 = M ˉ 100 m % i i m i % i Cl 35 Cl 37 M ˉ 35,5 100 x N = A 6,022 1023 M(H O) = 2 2 1 + 16 = 18 n = N = M m n N A CO 2 N A 2N A Masa (g) Dato de partida: masa de la muestra 1 Dividir por M n = m/M, masa molar en g/mol 2 Moles (n) Cantidad de sustancia 3 Multiplicar por N_A N = n · 6,022·10²³ 4 Número de partículas Moléculas; multiplicar por el subíndice para contar átomos 5 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 26 IDEAS CLAVE El protón (+1) y el neutrón (0) están en el núcleo y tienen masa 1 u; el electrón ( 1) está en la corteza y su masa es despreciable.

Z es el número de protones e identifica al elemento; A es el número de protones más neutrones, y N = A Z. En un ion solo cambia el número de electrones: un catión tiene menos que Z y un anión tiene más. Los isótopos tienen el mismo Z y distinto A; la masa atómica de la tabla es la media ponderada por sus abundancias. Un mol contiene partículas; n = m/M y N = n· permiten pasar de gramos a número de partículas. COMPRUEBA LO QUE HAS APRENDIDO 11. ¿Cuántos protones, neutrones y electrones tiene ? 12. ¿Por qué los isótopos de un elemento tienen casi las mismas propiedades químicas? 13. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2 mol de ?

TEMA 2: ESTRUCTURA DE LA MATERIA 6 Tabla periódica y propiedades periódicas La tabla periódica moderna organiza los elementos químicos según el orden creciente de su número atómico ( ). Esta disposición evidencia la ley periódica, según la cual las propiedades físicas y químicas de las sustancias varían de forma regular en función de su estructura electrónica fundamental (véase «Tema 2: Estructura de la materia — Modelo mecano-cuántico y orbitales»). 1.

Organización general: grupos y periodos El sistema periódico se divide en 7 periodos (filas horizontales) y 18 grupos (columnas verticales numeradas del 1 al 18 según la IUPAC): Periodos: indican el nivel cuántico principal ( ) de la capa electrónica más externa ocupada en el estado fundamental. A lo largo de una fila, las propiedades cambian gradualmente entre extremos opuestos. Grupos o familias: reúnen elementos con análoga configuración en su última capa electrónica, por lo que presentan una reactividad química muy semejante.

Grupo Nombre común Configuración externa 1 Metales alcalinos (excepto H) 2 Metales alcalinotérreos 3 al 12 Metales de transición 13 Térreos o boroideos 14 Carbonoideos 15 Nitrogenoideos 6,022 1023 N A Fe 26 56 3+ H O 2 Z n ns1 ns2 (n 1)d ns 1 10 1 2 ns np 2 1 ns np 2 2 ns np 2 3 Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 27 Grupo Nombre común Configuración externa 16 Calcógenos o anfígenos 17 Halógenos 18 Gases nobles (He: ) Los elementos de transición interna o tierras raras (lantánidos y actínidos) ocupan las dos filas separadas en la base de la tabla, con llenado progresivo de orbitales . ESQUEMA Estructura de la tabla periódica 2.

Los bloques de la tabla periódica y el electrón diferenciador ELECTRÓN DIFERENCIADOR Se denomina electrón diferenciador al último electrón añadido a la configuración electrónica fundamental al construir un átomo neutro mediante el principio de Aufbau. Determina el bloque en el que se ubica el elemento. La tabla se divide en cuatro bloques según el subnivel que aloja a dicho electrón: Bloque s: grupos 1 y 2 (además del He). Alojan electrones en orbitales ( ). Bloque p: grupos 13 al 18. Llenan orbitales ( ). Los bloques y constituyen conjuntamente los elementos representativos. Bloque d: metales de transición (grupos 3 al 12). Alojan su electrón diferenciador en orbitales ( ).

Bloque f: lantánidos y actínidos, que ocupan subniveles ( ). Esquema de los bloques s, p, d y f en la tabla periódica. 3. Determinación sistemática de periodo y grupo Para ubicar cualquier elemento conocido su número atómico (hasta , radón), se escribe su configuración electrónica y se aplican estas reglas directas: ns np 2 4 ns np 2 5 ns np 2 6 1s2 f Elementos representativos Bloques s y p Bloque s Alcalinos y alcalinotérreos Bloque p Grupos 13 al 18 Metales de transición Bloque d (grupos 3-12) Transición interna Bloque f (lantánidos y actínidos) s l = 0 p l = 1 s p (n 1)d l = 2 (n 2)f l = 3 Z Z = 86 Periodo: coincide exactamente con el valor máximo del número cuántico principal ( ).

1 n m x a ˊ Química PAU Comunidad Valenciana: temario y formulario 28 EJEMPLO DE LOCALIZACIÓN Localicemos el elemento con (manganeso): Configuración: . El nivel cuántico más externo es , por lo que pertenece al periodo 4. El electrón diferenciador entra en (bloque ). Sumando los electrones y obtenemos : pertenece al grupo 7. ANOMALÍAS DE LLENADO EN LA PRIMERA SERIE DE TRANSICIÓN El cromo ( ) y el cobre ( ) presentan configuraciones anómalas por la estabilidad extra de subcapas semillenas o totalmente llenas: Cr es (no ) y Cu es (no ). 4.

Electrones de valencia, valencia y estabilidad de iones monoatómicos Los electrones de valencia son aquellos situados en la capa electrónica más externa (y en subcapas o incompletas en metales de transición). Son los únicos que intervienen en la formación de enlaces químicos. La valencia mide la capacidad de combinación de un átomo (número de enlaces que forma), mientras que el estado de oxidación representa la carga eléctrica formal que tendría un átomo si los pares electrónicos compartidos se asignaran por completo al elemento más electronegativo.

Al formar iones monoatómicos, los átomos tienden a adoptar configuraciones de mínima energía electrónica: Configuración de gas noble ( ): los no metales capturan electrones formando aniones isoelectrónicos con el gas noble siguiente (ej. adquiere ), y los metales representativos ceden electrones de su capa de valencia (ej. adquiere ). Subcapas semillenas o llenas: en metales de transición, los primeros electrones que se pierden al ionizar son siempre los del orbital más externo ( ), no los . Así, el Fe ( ) forma primero ( ) y posteriormente ( ), este último muy estable gracias al subnivel semilleno. 5.

Propiedades periódicas fundamentales Carga nuclear efectiva y apantallamiento La variación periódica de los radios y las energías de ionización depende de dos factores contrapuestos: la atracción de los protones del núcleo y la repulsión mutua entre electrones. La carga nuclear efectiva ( ) es la carga neta que experimenta un electrón externo: donde es la constante de apantallamiento producida por las capas internas. Radio atómico El radio atómico se define como la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos adyacentes del mismo elemento enlazados: En un grupo…