PAU Química Comunidad de Madrid

PPRRUUEEBBAASS DDEE AACCCCEESSOO AA LLAA
UUNNIIVVEERRSSIIDDAADD
CCoommuunniiddaadd ddee MMaaddrriidd
QQUUÍÍMMIICCAA
José Manuel Bélmez Macías
I.E.S. San Juan Bautista

ÍNDICE
ESTRUCTURA Y CALIFICACIÓN DE LA PRUEBA ....................................................................... 1
CRITERIOS DE CORRECCIÓN....................................................................................................... 1
CONSEJOS ÚTILES ........................................................................................................................ 2
CONTENIDOS.................................................................................................................................. 3
ÚLTIMO REPASO............................................................................................................................ 7
FORMULARIO RESUMEN............................................................................................................. 11
CONSTANTES ............................................................................................................................... 13
ALGUNOS FACTORES DE CONVERSIÓN ÚTILES .................................................................... 13
MATERIAL DE LABORATORIO.................................................................................................... 14
SISTEMA PERIÓDICO................................................................................................................... 15
RESUMEN DE FORMULACIÓN INORGÁNICA............................................................................ 16
RESUMEN DE FORMULACIÓN ORGÁNICA ............................................................................... 17
RESUMEN DE REACTIVIDAD ORGÁNICA.................................................................................. 18
EXAMEN RESUELTO (MODELO 2015-2016)............................................................................... 19
CONSEJOS FINALES.................................................................................................................... 27
RECOPILACIÓN DE EXÁMENES ................................................................................................. 29

José Manuel Bélmez Macías -1-
QQQUUUÍÍÍMMMIIICCCAAA
EEssttrruuccttuurraa yy ccaalliiffiiccaacciióónn ddee llaa pprruueebbaa
El examen consta de dos opciones con 5 preguntas cada una, debiendo elegirse una única opción para
resolver en 90 minutos. Cada pregunta tiene una valoración máxima de 2 puntos repartiéndose clara y
explícitamente entre sus apartados, si los hubiere.
Para el curso 2015-2016 se han elaborado 8 exámenes posibles con dos opciones cada uno, siendo la
relación del número de preguntas correspondientes a cada tema la recogida en la siguiente tabla:
EXÁMENES
TEMA
I II III IV V VI VII VIII
%
sobre el total
Estructura atómica y clasificación periódica 1 1 1,5 1 - 1 1,5 - 8,75%
Enlace químico y propiedades de las sustancias - 1 0,5 - 1 1 0,5 2 7,50%
Transformaciones energéticas 1 1,5 1 2 1 1,5 2 1 13,75%
Equilibrio químico (incluye precipitación) / cinética 4 1,5 2 2 3 1,5 3 3 25,00%
Ácidos y bases 1 2 2 2 2 2 1 1 16,25%
Electroquímica 2 2 2 2 2 2 1 2 18,75%
Química del Carbono 1 1 1 1 1 1 1 1 10,00%
CCrriitteerriiooss ddee ccoorrrreecccciióónn
Si se respondieran preguntas de más de una opción únicamente se corregirán aquellas que
correspondan a la de la primera que aparezca contestada. En todo caso se tendrá en cuenta:
 Claridad de comprensión y exposición de conceptos.
 Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico.
 Capacidad de análisis y relación.
 Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades.
 Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de las preguntas.

QUÍMICA
CCoonnsseejjooss úúttiilleess
TEORÍA (definiciones y justificaciones)
La respuesta a la pregunta teórica ha de ser clara, completa y concisa, es decir, procura no andarte
por las ramas y responde sólo y exclusivamente a lo que se pregunta, eso si, sin olvidar la corrección,
utilizando adecuadamente la terminología científica y haciendo uso, en caso de ser necesario, de
ejemplos y/o representaciones gráficas que revelen adecuadamente que comprendes los conceptos.
Procura no extenderte más allá de uno o dos párrafos y si necesitas apoyarte en fórmulas no olvides
identificar a que magnitud y/o constante hace referencia cada símbolo y sus unidades.
PROBLEMAS
Recuerda que un manojo de fórmulas y números no es suficiente. Comienza el problema citando la ley
o principio químico en el que vas a basar tu cálculo, así como, de ser posible, una representación
gráfica de la situación que denote que comprendes el supuesto que se plantea. No hace falta que
vayas explicando las operaciones matemáticas más que con una breve reseña, y sobre todo ten en
cuenta que el orden de lectura es de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, es decir, evita el
uso flechas, asteriscos y otras llamadas, no utilices un resultado que se encuentre más adelante en el
orden de lectura para volver a una expresión que escribiste anteriormente, si es necesario vuelve a
escribirla. Otro aspecto importante es el resultado, queramos o no es la forma más objetiva que tiene el
corrector para determinar si el problema está o no bien resuelto, así que destácalo sutilmente, por
ejemplo con un subrayado, acompáñalo de sus unidades correspondientes y sobre todo evita
resultados absurdos, aunque sean el producto de tus operaciones, por ejemplo, sería ridículo un
resultado como un grado de disociación mayor que la unidad, y pH mayor que 14 o temperaturas
absolutas negativas, entre otras. Recuerda también que, por lo general, sólo puedes utilizar los datos y
constantes que se te proporcionan y ningún otro aunque lo conozcas, así que si en un problema de
electrolisis crees necesitar la constante de Faraday y sin embargo no se te proporciona es porque quizá
no sea imprescindible para resolverlo. No obstante otros datos y conversiones suelen darse por
sabidas, por ejemplo, en las disoluciones el disolvente suele ser agua, referente a presiones 760 mmHg
equivalen a 1 atm, en la conversión de temperaturas: T(K)=T(ºC)+273.

PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD
CCoonntteenniiddooss
CONTENIDOS COMUNES
 Utilización de estrategias básicas de la actividad científica tales como el
planteamiento de problemas y la toma de decisiones acerca del interés
y la conveniencia o no de su estudio; formulación de hipótesis,
elaboración de estrategias de resolución y de diseños experimentales y
análisis de los resultados y de su fiabilidad.
 Búsqueda, selección y comunicación de información y de resultados
utilizando la terminología adecuada.
ESTRUCTURA ATÓMICA Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS
 Espectros atómicos. Orígenes de la teoría cuántica. Hipótesis de
Planck. Efecto fotoeléctrico. Modelo atómico de Böhr y sus limitaciones.
Introducción a la mecánica cuántica moderna. Su importancia.
Orbitales atómicos. Números cuánticos. Configuraciones electrónicas:
Principio de Pauli y regla de Hund.
 Evolución histórica de la ordenación periódica de los elementos. Tabla
periódica de Mendeleev. Predicciones y defectos.
 Sistema periódico actual. Estructura electrónica y periodicidad.
Tendencias periódicas en las propiedades de los elementos.
En los problemas se podrán pedir
cálculos energéticos a partir de la
ecuación de Planck, efecto
fotoeléctrico y transiciones
electrónicas.
Sólo se exigirá identificar el
nombre de los elementos de los
tres primeros periodos a partir de
sus números atómicos y
viceversa.
ENLACE QUÍMICO Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS
 Concepto de enlace en relación con la estabilidad energética de los
átomos enlazados.
 Enlace iónico. Concepto de energía de red. Ciclo de Born-Haber.
Propiedades de las sustancias iónicas.
 Enlace covalente. Estructuras de Lewis. Parámetros moleculares.
Polaridad de enlaces y moléculas. Teoría del enlace de valencia.
Hibridación de orbitales atómicos (sp, sp2
, sp3
) y teoría de la repulsión
de pares de electrones de la capa de valencia. Sólidos covalentes.
Propiedades de las sustancias covalentes.
 Fuerzas intermoleculares.
 Estudio cualitativo del enlace metálico. Propiedades de los metales.
 Propiedades de algunas sustancias de interés industrial o biológico en
función de su estructura o enlaces.
En el estudio de polaridad de
enlace está incluido el concepto
de electronegatividad.

QUÍMICA
TRANSFORMACIONES ENERGÉTICAS EN LAS REACCIONES QUÍMICAS.
ESPONTANEIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS
 Sistemas termodinámicos. Variables termodinámicas. Cambios
energéticos en las reacciones químicas. Procesos endo y exotérmicos.
 Primer principio de la termodinámica. Transferencias de calor a
volumen y a presión constante. Concepto de entalpía. Cálculo de
entalpías de reacción a partir de las entalpías de formación. Diagramas
entálpicos. Ley de Hess. Entalpías de enlace.
 Segundo principio de la termodinámica. Concepto de entropía. Energía
libre. Espontaneidad de las reacciones químicas.
 Aplicaciones energéticas de las reacciones químicas. Repercusiones
sociales y medioambientales.
 Valor energético de los alimentos. Implicaciones para la salud.
Los contenidos incluyen el
concepto de energía interna y su
cálculo.
Limitar los cálculos en problemas
a sistemas con reacción química
o cambios de fase.
EQUILIBRIO QUÍMICO
 Introducción a la cinética química: Aspecto dinámico de las reacciones
químicas. Conceptos básicos de cinética: Velocidad de reacción y
factores de los que depende. Orden de reacción y molecularidad.
 Concepto de equilibrio químico. Características macroscópicas e
interpretación microscópica. Cociente de reacción y constante de
equilibrio. Formas de expresar la constante de equilibrio: KC y Kp;
relación entre ambas. Factores que modifican el estado de equilibrio:
Principio de Le Chatelier.
Equilibrios heterogéneos.
 Las reacciones de precipitación como equilibrios heterogéneos.
Aplicaciones analíticas de las reacciones de precipitación.
 Aplicaciones del equilibrio químico a la vida cotidiana y a procesos
industriales.
Se considera incluido el concepto
de energía de activación (ley de
Arrhenius), aunque no se exigirán
cálculos de la misma.
Se incluye el concepto de
catalizador.
En las aplicaciones analíticas solo
se exigirán precipitaciones
selectivas.
ÁCIDOS Y BASES
 Concepto de ácido y base según las teorías de Arrhenius y Brönsted-
Lowry. Concepto de pares ácido-base conjugados. Fuerza relativa de
los ácidos. Constante y grado de disociación.
Equilibrio iónico del agua.
 Concepto de pH. Cálculo y medida del pH en disoluciones acuosas de
ácidos y bases. Importancia del pH en la vida cotidiana.
Reacciones de neutralización. Punto de equivalencia.
 Volumetrías ácido-base. Aplicaciones y tratamiento experimental.
 Equilibrios ácido-base de sales en disolución acuosa. Estudio
cualitativo de la hidrólisis.
 Estudio de algunos ácidos y bases de interés industrial y en la vida
cotidiana. Amoniaco, ácidos sulfúrico, nítrico y clorhídrico. El problema
de la lluvia ácida y sus consecuencias.
El alumno debe conocer también
el concepto de electrolito y sus
tipos.
Se consideran excluidas las
disoluciones reguladoras de pH o
disoluciones tampón.
INTRODUCCIÓN A LA ELECTROQUÍMICA
 Concepto de oxidación y reducción. Sustancias oxidantes y reductoras.
Número de oxidación. Reacciones de oxidación-reducción. Ajuste de
reacciones redox por el método del ión-electrón. Estequiometría de las
reacciones redox.
 Estudio de la pila Daniell. Potencial normal de reducción. Escala de
oxidantes y reductores.
 Potencial de una pila. Potencial de electrodo. Espontaneidad de los
procesos redox. Pilas, baterías y acumuladores eléctricos.
 Electrólisis. Importancia industrial y económica de la electrólisis.
 La corrosión de metales y su prevención. Residuos y reciclaje.
No se considera incluida la ley de
Nernst.

QUÍMICA DEL CARBONO
 Nomenclatura y formulación de los principales compuestos orgánicos.
Estudio de los principales tipos de reacciones orgánicas: Sustitución,
adición, eliminación y oxidación-reducción.
 Ejemplos característicos de reacciones orgánicas de interés, con
especial referencia a la obtención de alcoholes, ácidos y ésteres;
propiedades e importancia de los mismos.
 Polímeros y reacciones de polimerización. Valorar la utilización de
sustancias orgánicas en el desarrollo de la sociedad actual. Problemas
medioambientales.
 La síntesis de medicamentos. Importancia y repercusiones de la
industria química orgánica.
Los compuestos orgánicos que se
exigirán son: hidrocarburos
alifáticos y aromáticos, derivados
halogenados, alcoholes, éteres,
aldehídos, cetonas, ácidos,
ésteres, amidas y aminas.
En relación a las reacciones
orgánicas no se exigirá
especificar el mecanismo.

ÚÚllttiimmoo rreeppaassoo
A continuación, sin la pretensión de sustituir a tus apuntes y sin que valga más que como un último
repaso de los aspectos más comunes de los exámenes de Química donde se enfatizan los conceptos
en los que solemos dudar y los errores más corrientes a evitar, te recomendamos la lectura de estas
orientaciones, no sin dejar de recordarte que las reglas mnemotécnicas sirven sólo para hacernos
recordar, no para justificar nuestras afirmaciones:
Estructura atómica y sistema periódico
 Posición en el S.P.: dada la configuración electrónica el número del periodo surge del mayor de los
números cuánticos principales utilizados y para el del grupo si la configuración termina en sn
: grupo n,
pn
:grupo n+12 y si es dn
: n+2 (cuidado con las excepciones de los grupos 6. ns1
n-1d5
y 11: ns1
n-1d10
)
 Propiedades periódicas: todas aumentan hacia arriba y hacia la derecha en el S.P. excepto el tamaño,
que este sentido disminuye.
Enlace químico
 Los enlaces entre no metales son covalentes, entre metales son metálicos y entre metal y no metal son
iónicos.
 Hibridación: las preguntas suelen centrarse en los compuestos del carbono y éste utiliza hibridación sp3
cuando participa en enlaces sencillos, sp2
en los dobles y sp si participa en un triple o en dos dobles
simultáneamente. La justificación de cada una de ellas debe nacer de la necesidad de dejar más o
menos orbitales atómicos p sin combinar para los solapamientos laterales tipo π.
 Geometría: comienza enunciando “Según la Teoría de Repulsión de los Pares de Electrones en la
Capa de Valencia, que afirma que los pares electrónicos se distribuyen alrededor del átomo central de
manera que se minimicen las interacciones repulsivas entre ellos...”
 La polaridad molecular es el resultado de la suma vectorial de los momentos dipolares de enlace,
dirigidos en cada uno hacia el elemento más electronegativo.
Disoluciones y estequiometría
 Condiciones normales: T= 0ºC y p=1 atm
 A menos que nos indiquen lo contrario el disolvente es agua.
 Si en un problema de estequiometría tenemos información de dos o más de los reactivos debemos
determinar, aunque no nos lo pidan explícitamente, cuál es el reactivo limitante para basar nuestros
cálculos en él.
 Al aplicar rendimientos, por ejemplo del 85%: si tenemos información de los reactivos y estamos
calculando cantidad de producto el resultado final se multiplica por 85/100 y si partimos de los
productos para calcular reactivos se multiplica por 100/85. De reactivo a reactivo o de producto a
producto no hay que incluir el rendimiento en los cálculos.
Termoquímica
 Criterio egoísta del sistema: las energías son positivas si entran en el sistema (endo) y negativas si
salen (exo).
 Condiciones estándar. T=25 ºC, p=1 atm.
 Recuerda que la constante de los gases R cuando está implicada en cálculos de energía debe
expresarse como 8,314 J·mol-1
·K-1
, y por tanto los calores en J·mol-1
 En el cálculo de entalpías de reacción comienza el problema citando “De acuerdo con la ley de Hess,
que afirma… y con los datos que se proporcionan…”

QUÍMICA
 Más sobre funciones termodinámicas: recuerda que al formular procesos termoquímicos debes indicar
los estados de agregación de cada una de las especies y que al ajustar las reacciones
correspondientes debes dejar como coeficiente el 1 para aquella que le pone “el apellido” a la reacción.
 Reacciones de formación: el estado natural de los elementos es monoatómico excepto, H2, N2, O2, F2,
Cl2, Br2 e I2. Todos los elementos son sólidos en condiciones estándar excepto H2(g), N2(g), O2(g),
F2(g), Cl2(g), los gases nobles, así como tampoco Br2(l) y Hg(l). Además el elemento carbono en
estado estándar es C(grafito).
 Reacciones de combustión: en ellas una especie reacciona con oxígeno y rinde CO2(g) y H2O (líquida
en condiciones estándar). Pero cuidado, al quemar C sólo se obtiene CO2 y con H2 sólo se obtiene
H2O.
 Recuerda en cálculos respecto a la energía libre probablemente debas hacer conversiones de
unidades previas, dado que las entalpías suelen expresarse en kJ/mol, y las entropías en J/mol
(evidentemente la temperatura debe expresarse en la escala Kelvin).
Equilibrio químico
 Si tienes información de cantidades iniciales tanto de reactivos como de productos es probable que
debas calcular primero el cociente de reacción para conocer en qué sentido evoluciona.
 Cuidado al establecer constantes de equilibrio, algunos errores muy comunes son los de olvidar los
exponentes, sumar las concentraciones/presiones en lugar de multiplicarlas, olvidar los volúmenes en
Kc o ponerlos en Kp.
 Los sólidos y los líquidos puros no aparecen en las constantes Kc y Kp y no influyen en la posición del
equilibrio.
 Grado de disociación: sólo tiene sentido en el caso de una reacción en la que una especie reaccionante
da lugar a los productos (sólo un reactivo), es igual al cociente de la cantidad, concentración o presión
reaccionante respecto a la inicial, y sobre todo 10   ( 1000 %   ).
 Un porcentaje en volumen coincide con un porcentaje en moles en la fase gaseosa (fracción
molar·100)
 En los problemas sobre desplazamientos de equilibrios químicos comienza así: “De acuerdo con el
principio de Le Chatelier, que establece que si se introduce un cambio en un equilibrio químico éste se
desplaza en el sentido que se oponga a dicho cambio para reestablecerlo, resulta que ...”
Ácidos y bases
 Ácidos fuertes más comunes: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4
 Ácidos débiles más comunes: H3PO4, H2CO3, HF, HClO, ácidos orgánicos (ej: ácido acético CH3COOH)
 Bases fuertes más comunes: NaOH, KOH
 Bases débiles más comunes: NH3
 Si necesitas disociar un ácido monoprótico del que desconoces su fórmula puede valerte de la reacción
genérica

 HAAH , y para una base

 OHBBOH
 Cuanto mayor es la fortaleza de un ácido o base menor lo es la de la correspondiente especie
conjugada, y viceversa.
 En general en los problemas las especies son débiles si nos proporcionan o nos solicitan información
acerca de las constantes y/o grados de disociación, en caso contrario son ácidos o bases fuertes.
 En disoluciones de sales debes establecer los equilibrios de hidrólisis y justificar que sólo utilizas
aquellos en los que se generan especies débiles.
 Escala de pH: Acido 70  pH // neutro 7pH // básico 147  pH
Reacciones Redox y electroquímica
 Oxidación: perdida de electrones que se traduce en aumento del número de oxidación.
 Reducción: ganancia de electrones que se traduce en descenso del número de oxidación.
 Agente oxidante: especie que se reduce
 Agente reductor: especie que se oxida

 En el ion amonio (NH4
+
) los números de oxidación son N=-3 y H=+1.
 Mayor potencial redox significa mayor tendencia a reducirse, así que en un proceso redox espontáneo
ocurre la reducción del par con mayor potencial y la oxidación del par con menor potencial.
 Vocal con vocal y consonante con consonante: ánodo-oxidación, cátodo-reducción.
 Notación de pilas: ánodo║cátodo
 En la fórmula de la ley de Faraday n es el número de electrones por mol de la especie de la que se
está calculando la cantidad, por ejemplo en la reacción OHCreHOCr 2
32
72 72614  
para el ion dicromato es 6 pero para el ion cromo (III) es 3 (seis electrones por cada dos moles de ion
cromo (III) supone tres electrones por cada mol del catión)
Reacciones de precipitación
 En los problemas las únicas sales insolubles son aquellas de las que nos proporcionan o nos solicitan
información acerca de las constantes Kps y/o solubilidades
 En los problemas sobre el efecto del ion común hay que tener en cuenta que la solubilidad ha de ser
inferior en presencia que en ausencia de éste.
 Si al aplicar desarrollos rigurosos de las expresiones aparecen ecuaciones de tercer grado o superior
de difícil resolución, probablemente puedas aplicar alguna aproximación como consecuencia de que las
solubilidades molares suelen ser bajas (ej:   sssK ps ·1,0·1,0 33
 )

FFoorrmmuullaarriioo rreessuummeenn
Cantidad de sustancia:
 Mol:
AN
partículasn
molgMm
gm
n
º
)/(
)(

 Equivalentes:
)/(
)(
eqgP
gm
n
eq
eq  ,
val
molgMm
Peq
)/(

Disoluciones
 Densidad
V
m
d  *
 Molaridad:
)(
)(
LV
moln
M
disolución
soluto

 Molalidad:
)(
)(
kgm
moln
m
disolvente
soluto

 Normalidad:
)(
)(
LV
n
N
disolución
solutoeq
( valMN · )
 Concentración en masa:
)(
)(
/
LV
gm
Lg
disolución
soluto

 Porcentaje en masa: 100·%
disolución
soluto
m
m
m
 †
 Porcentaje en volumen: 100·%
disolución
soluto
v
v
v

 Fracción molar:
)(
)(
moln
moln
totales
soluto
soluto 
 Partes por millón:
)(
)(
/
LV
mgm
ppm
disolución
soluto
volumenmasa  ;
)(
)(
/
LV
LV
ppm
disolución
soluto
volumenvolumen


Gases
 Ley de los gases ideales: TRnVp ···  ; TRdMmp ··· 
 Ley de Dalton: pp ii · ,  ipp
*
Cuidado con la densidad, ya que normalmente esta se refiere a la de la disolución, así que la masa y el
volumen también lo serán de ésta.
†
Los porcentajes son adimensionales por lo que el único detalle a cuidar es que las magnitudes de
numerador y denominador estén en las mismas unidades de medida.

QUÍMICA
Estructura atómica
 Energía de la radiación electromagnética: hE 
 Efecto fotoeléctrico:  hm e
2
v
2
1
; frecuencia umbral:
h

min
 Espectros atómicos:






 2
2
2
1
11
nn
RH , 21 nn  ( 1n = 1 (Lymann), 2 (Balmer), 3 (Paschen), 4
(Brackett), 5 (Pfound))
 Dualidad onda-corpúsculo (principio de De Broglie): ph ·
 Principio de incertidumbre (Heisemberg):
2
·
h
px 
Termoquímica
 Primer principio: WQU 
 Trabajo: VpW 
 Calores: TRnQVpQQ VVp ·· ; (   )()( gngnn rp )
 Entalpía de reacción: )()( 000
frrfppr HnHnH   
 Entropía de reacción: )()( 000
rrppr SnSnS  
 Energía libre de Gibbs: STHG 
 Energía libre de Helmholtz: STUF 
Cinética química PbBaA 
 Ley de velocidad:
     
BAk
dt
Pd
v (  n )
 Ley de Arrhenius: TR
Ea
eAk ·
·

 ;
TR
Ea
Ak
·
lnln 
Equilibrio químico )()()()( gdDgcCgbBgaA 
 Ley de acción de masas:
   
   ba
dc
C
BA
DC
K  ; b
B
a
A
d
D
c
C
p
pp
pp
K  ( b
B
a
A
d
D
c
C
K


  )
 Relación entre constantes:   n
Cp TRKK

 .· (
n
p pKK 
  ;
n
C
RT
p
KK







  )
 Grado de disociación:
reactivodeinicialesmolesdenº
disociadosreactivodemolesdenº
 ; 100·%  
Ácidos y Bases
 ]log[ 
 HpH ;
pH
H 
 10][
 ]log[ 
 OHpOH ;
pOH
OH 
 10][
 14 pOHpH ; ]]·[[ 
 OHHKW

 Especies polidisociables ·...· 21 KKK 
 Constantes de hidrólisis:
ba
w
h
K
K
K
/

Reacciones redox y electroquímica
 Potencial de pila:
000
ánodocátodopila EEE 
 Leyes de Faraday:
)/(··
)()·/(
)(
molCFn
CQmolgMm
gm  ; )()·()( stAICQ  ; eNF A·
Equilibrios de precipitación )()()( aqmBaqnAsBA nm
mn


 Producto de solubilidad:     mnnmmnmnnm
ps snmsmsnBAK 
 ··)··()·(·
 Solubilidad: mn
mn
ps
mn
K
s 
·
; )/()·/()/( molgMmLmolsLgs 
CCoonnssttaanntteess
Símbolo Nombre Valor
e Carga del electrón 1,602·10-19
C
h Constante de Planck 6,626·10-34
J·s
RH Constante de Rhydberg 10973731 m-1
me Masa del electrón en reposo 9,109·10-31
kg
mp Masa del protón en reposo 1,673·10-27
kg
mn Masa del neutrón en reposo 1,675·10-27
kg
NA Número de Avogadro 6.022·1023
mol-1
R Constante de los gases 0,082 atm· L-1
·mol-1
·K-1
/ 8,314 J·mol-1
·K-1
F Constante de Faraday 96480 C·mol-1
Kw Constante de autoprotolisis del agua 10-14
mol2
·L-2
(20ºC)
Condiciones normales p=1 atm; T=0 ºC
Condiciones estándar p=1 atm, T=25 ºC
AAllgguunnooss ffaaccttoorreess ddee ccoonnvveerrssiióónn úúttiilleess
Magnitud Unidad Símbolo Equivalencia en ud. habituales
Masa kilogramo kg 1 kg=103
g
Volumen centímetro cúbico cm3
(cc) 1 cm3
=1 mL
Presión milímetro de mercurio mmHg 760 mmHg=1 atm
Torriceli Torr 760 Torr=1 atm
Energía caloría cal 1 cal=4,184 J
Temperatura grado centígrado ºC T(K)=T(ºC)+273

QUÍMICA
MMaatteerriiaall ddee llaabboorraattoorriioo

SSiisstteemmaa ppeerriióóddiiccoo

QUÍMICA
RReessuummeenn ddee ffoorrmmuullaacciióónn iinnoorrggáánniiccaa

RReessuummeenn ddee ffoorrmmuullaacciióónn oorrggáánniiccaa
FAMILIA ESTRUCTURA
COMO GRUPO
PRINCIPAL
COMO GRUPO
SECUNDARIO
EJEMPLO
ALCANOS C -ano -il
CH2 CH3CH3
propano
ALQUENOS C C -eno -enil
CH CH2CH2 CH3
but-1-eno
ALQUINOS C C -ino -inil
C CCH3 CH3
but-2-ino
DERIVADOS
AROMÁTICOS DEL
BENCENO
R
-benceno -fenil
CH3
metilbenceno
DERIVADOS
HALOGENADOS DE
HIDROCARBUROS
R X haluro de …
fluoro-, cloro-,
bromo-, yodo-
CH3 Cl
cloruro de metilo /
clorometano
ALCOHOLES R OH -ol hidroxi-
CH2 OHCH3
etanol
FENOLES Ar
-
OH -fenol hidroxi-
OH
CH3
3-metilfenol
ÉTERES R O R éter alcoxi-
CH3 O CH2 CH3
etil metil éter
ALDEHÍDOS
R C H
O
-al oxo-
CH2 CHOCH2CH3
butanal
CETONAS
R C R´
O
-ona oxa-
CH2 CO CH2 CH3CH3
pentan-3-ona
ÁCIDOS
CARBOXÍLICOS R C OH
O
-oico carboxi-
CH3 COOH
ácido etanoico
ÉSTERES
R C OR´
O
-oato de …ilo alcoxicarbonil-
CH3 COO CH2 CH2 CH3
etanoato de propilo
AMIDAS R C N
O
-amida carbamoil-
CH3 CONH CH3
N-metiletanamida
AMINAS N -amina amino-
NH2CH3
metanamina

QUÍMICA
RReessuummeenn ddee rreeaaccttiivviiddaadd oorrggáánniiccaa
SUSTITUCIÓN
Nu
R NuR X + X
RX+NaOH (aq)→R-OH+NaX
R-OH+HX→R-X+H2O
R-X+X´→R-X´+ X
-
(X´ debe estar más abajo en el grupo que X)
ADICIÓN
C C
AB
C C
BA
>C=C<+H2 (Pt)→>CH-CH<
>C=C<+X2→>CX-CX<
>C=C<+HX→>CH-CX< *
>C=C<+H2O →>CH-COH< #
-C≡C-+ H2 (Lindlar)→-CH=CH- (cis)
-C≡C-+Li/NH3→-CH=CH- (trans)
-C≡C-+H2 (Pt)→-CH2-CH2-
*Se sigue la regla de MARKOVNIKOV: “el hidrógeno va al carbono
que más hidrógeno tenía”
#Dos métodos:
·Oximercuración-desmercuración ( Hg(OAc)2 + NaBH4)
Markovnikov.
·Hidroboración-oxidación (BH3, THF+ H2O2, OH
-
) antiMarkovnikov
ELIMINACIÓN
B
-
C CC C X
H
X
-
BH+ +
RX+NaOH alcoholico→>C=C< + H2O
R-OH+ H2SO4 →>C=C< +H2O
Se sigue la regla de ZAITSEV: “el producto mayoritario es el
alqueno más sustituido”
REDOX
R CH2
OH
R CH
O
R C
O
OH
Ox 1 Ox 2
Ox 2
Red 3 Red 1
Red 2
alcohol 1º aldehído ácido carboxílico
R CH
OH
R
1
R C
O
R
1
Ox 2
Red 3alcohol 2º cetona
OXIDANTES:
Ox1: clorocromato de piridinio (PCC)
Ox2: KMnO4/H
+
ó K2Cr2O7 ó CrO3/H2SO4
REDUCTORES:
Red 1: BH3 /THF
Red 2: 1) LiAlH4, 2) H
+
Red 3: 1) LiAlH4, 2) H
+
ó 1) NaBH4, 2)H
+
Los alcoholes terciarios no sufren oxidación
R C
O
OH
R
1
OH
R C
O
O R
1
/ H
+
H2O / H
+
H2O / OH
-
ó
Hacia la derecha: esterificación de Fischer
Hacia la izquierda: hidrólisis del éster que, en medio básico se
denomina saponificación
REACCIÓN ELECTRÓFILO/CAT. E
Alquilación de Friedel-Crafts R-X / AlCl3 -R
Acilación de Friedel-Crafts R-COX / AlCl3 -CO-R
Halogenación X2 / FeX3 -X
Nitración HNO3 / H2SO4 -NO2
OTRAS
Eelectrófilo
(catalizador)
Sulfonación SO3, H2SO4 -SO3H

EExxaammeenn rreessuueellttoo ((mmooddeelloo 22001155--22001166))

QUÍMICA

Resolución
Opción A
A1
a) A pertenece al grupo 2 dado que este es el de los alcalinotérreos
B pertenece al grupo 15, que es el de los denominados halógenos
Dada una configuración electrónica el número del grupo si la configuración termina en sn
: grupo n,
pn
:grupo n+12 y si es dn
: n+2 y como [C]=[Ar]4s2
3d10
4p3
deducimos que C pertenece al grupo 15
Los gases nobles, de los cuales Kr es un ejemplo pertenecen al grupo 18
Utilizando el mismo argumento que para B, podemos decir que E pertenece al grupo 1
b) Dada la configuración electrónica [E]=1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s1
y sabiendo que el número
cuántico m=-1 sólo es posible para un orbital en subniveles con l mayor o igual que 1 (p, d y f) y,
como se observa, aquellos están llenos con sus dos electrones correspondientes (2p, 3p, 3d y
4p) son 8 los electrones que cumplen esta condición.
c) El ion más estable se deduce, para los elementos representativos, como el menor del número de
electrones que deben ganar o perder para adquirir una configuración electrónica estable de gas
noble, es decir ns2
np6
, así para el elemento B cuya configuración electrónica es
[B]=[Ar]4s2
3d10
4p5
la tendencia es a ganar un electrón formando B-
, y para el elemento E a
perder un electrón formando E+
.
d) Las configuraciones electrónicas correspondientes a los elementos, dada su situación en el
sistema periódico serán [A]=[Kr]5s2
y la de B la indicada anteriormente, por lo que las de los iones
A2+
y B-
serán ambas las de Kr, resultando isoelectrónicos y por ende, de menor tamaño aquel
con mayor carga nuclear (atrae más fuertemente a los electrones más externos) por lo que la
afirmación es falsa y A2+
es de menor tamaño que B-
.
A2 Dada la estequiometría en el equilibrio planteado, y llamando x a la cantidad reaccionante, podemos
establecer las siguientes relaciones molares:
xxxxn
xxxxn
n
gSOgNOgSOgNO
equilibrio
formadostesreaccionan
iniciales


31
0031
)()()()(
/
322
a) Sabiendo la cantidad en equilibrio de trióxido de azufre, deducimos que x=0,4 mol y con ello, en
el equilibrio:
 xNOn 1)( 2 0,6 mol
 xSOn 3)( 2 2,6 mol
 xNOn )( 0,4 mol
 xSOn )( 3 0,4 mol
Y haciendo uso de la ley de Dalton ( pp ii · ) para un número total de moles
n=0,6+2,6+0,4+0,4=4 mol, podemos calcular:
 10·
4
6,0
)( 2NOp 1,5 atm
 10·
4
6,2
)( 2SOp 6,5 atm
 10·
4
4,0
)()( 3SOpNOp 1,0 atm

QUÍMICA
b) Empleando la ley de acción de masas:

5,6·5,1
0,1·0,1
)()·(
)()·(
22
3
SOpNOp
SOpNOp
K p 0,102
Y la relación entre constantes   n
pC TRKK

 .· , dado que
0)11(11 n obtendríamos:
CK 0,102
c) Kp no se vería afectada, dado que el valor de las constantes de equilibrio depende de la
temperatura. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, que establece que si se introduce un
cambio en un equilibrio químico éste se desplaza en el sentido que se oponga a dicho cambio
para reestablecerlo, resulta que un aumento de presión haría que el equilibrio se desplazara en el
sentido en que se consumieran más moles de gas para reducirla, y como en este caso es idéntico
en ambos miembros, el equilibrio tampoco se modifica.
A3
a) El ácido acético es una especie débil y necesitaríamos recurrir a cálculos de equilibrio, así,
llamando x a la concentración de ácido que reacciona:
xxxCC
CC
HCOOCHCOOHCH
eq
inic

 
00.
33
Dado que LmolxH pH
/10·0,410][ 3

Y teniendo en cuenta la expresión de la constante de acidez:
5
2
3
3
10·8,1
][
]]·[[ 




xC
x
COOHCH
HCOOCH
Ka
De la resolución de la ecuación correspondiente, la concentración inicial de ácido acético resulta
ser C=0,89 mol/L
b) Por sencillos cálculos estequiométricos:
molgCOOHCHMm /602·164·12·12)( 3 
molgOHMm /18·162·1)( 2 

disoluciónde1000
de89,0
·
de1
de60
·
de5
disoluciónde100 3
3
3
3 mL
COOHCHmol
COOHCHmol
COOHCHg
COOHCHg
g
1,07 g/mL
A4
a) En la disolución hay iones H+
y OH-
procedentes de la disociación del agua, así como Na+
y Br-
de
la disociación de la sal pudiendo establecerse las oxidaciones:

 eOHOOH 424 22 y

 eBrBr 22 2 y las reducciones NaeNa  
1 y 222 HeH  
. El proceso
menos costoso, es decir que libera mayor cantidad de energía es la reducción de la especie con
mayor potencial y la oxidación de aquella con menor potencial, así lo que ocurre es:
 Cátodo: 222 HeH  
(E0
=0,0 V, por definición)
 Ánodo:

 eOHOOH 424 22

a) Ajustando la reacción iónica global:
222
22
2
2244
424
222
HOHOHOH
eOHOOH
HeH






Se observa que la relación molar y, por tanto también la volumétrica, en igualdad de condiciones
de presión y de temperatura es la del desprendimiento del doble de hidrógeno en el cátodo que
de oxígeno en el ánodo.
b) Por sencillos factores de conversión:
KKT
atm
mmHg
atm
mmHg
30327330)(
921,0
760
1
700


Y haciendo uso de las leyes de Faraday
)/(··
)()·(
)(
molCFn
stAI
moln  y de los gases ideales,
)(·)·()()·( KTRmolnLVatmp  , podemos determinar:

)()·/(··
)(·)·()·(
)(
atmpmolCFn
KTRstAI
LV 1,13 L
A5
a) Los compuestos pedidos son:
CH3 CH CH3
OH
CH3 CH2 O CH3
2-propanol etilmetiléter
b) La razón del mayor punto de ebullición del 2-propanol frente al etilmetiléter radica en que dado
que tiene hidrógeno directamente unido a oxígeno, puede establecer enlaces por puente de
hidrógeno, que son el tipo de interacción intermolecular más fuerte, lo que se traduce en la
necesidad de una mayor energía para romper estas asociaciones y conseguir que las moléculas
pasen al estado gaseoso, mientras en el éter esto no ocurre.
c) La reacción propuesta es una deshidratación, que es un tipo de reacción de eliminación típica de
alcoholes, por lo que la sufre el 2-propanol, siendo el proceso:
CH3 CH CH3
OH
2-propanol
CH3 CH CH2
propeno
+
H2SO4 (caliente)
H2O
d) Dicha reacción es:
CH3 OH
metanol
CH3CH2OCH3
etilmetiléter
H2SO4 (caliente)
H2OOH CH2 CH3
etanol
+ +

QUÍMICA
Opción B
…tu turno…
puedes contrastar las soluciones leyendo el código QR o tecleando en tu navegador:
https://www.ucm.es/modelos‐de‐examen‐y‐criterios‐generales‐de‐evaluacion‐

QUÍMICA

CCoonnsseejjooss ffiinnaalleess
Para terminar esta guía te ofrecemos una serie de consejos no menos importantes para enfrentarte al
examen con las máximas garantías:
 Antes de nada, cuando recibas el examen dedica unos minutos a leer detenidamente las dos
opciones para elegir aquella en la que más posibilidades tengas, dado que cambiar de opción significa
comenzar con un cuaderno de respuestas nuevo y habrías perdido un tiempo muy valioso.
 Resuelve el examen asegurando puntos, por si se te agota el tiempo. Dado que tienes la opción de
responder las preguntas en cualquier orden, contesta primero aquellas que mejor sepas y reserva el
tiempo final para responder el resto, con ello evitas el riesgo de dejar en blanco las que sabías y perder
una puntuación muy valiosa.
 Utiliza lápiz y goma para realizar tus pruebas y/o cálculos auxiliares en los márgenes del enunciado
del examen, dado que no dispones de más papel y probablemente necesites reutilizarlo.
 Cuida la presentación, ten en cuenta que el corrector es humano y debes hacer que la tarea le sea
agradable, lo cual probablemente redunde en tu beneficio. De esta forma, no creas que un examen
lleno de líquido corrector queda mejor que uno con tachones, así que piensa antes de escribir, corrige
los menos posible, (si has de tachar hazlo como en este ejemplo) y sobre todo guarda el orden,
teniendo en cuenta que la lectura se realizará de izquierda a derecha y de arriba hacia abajo, por lo
que evita utilizar resultados posteriores para cálculos que se encuentren precediéndolos y evita
también el uso de flechas u otro tipo de llamadas que ensombrecen la más excelente de las caligrafías.
¡¡Así que mucha suerte, mucho ánimo y deja los nervios en casa!!

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