📄 Quimica · 2023-2024 · Ordinaria

A.1 Considere los elementos A (Z = 11), B (Z = 13) y C (Z = 16): a) (0,5 puntos) Escriba su configuración electrónica. L b) (0,5 puntos) Identifíquelos con el nombre, símbolo, grupo y periodo. c) (0,5 puntos) Razone cuál es el ion más estable de cada elemento, indicando símbolo y carga. A d) (0,5 puntos) Razone qué elemento tiene el menor radio atómico. A.2Complete las siguientes reacciones,nombretodos los compuNestos orgánicos eindique el tipo de reacción: a) (0,5 puntos) CH –CH –CHOH–CH –CH + H SO / calor → 3 2 2 3 2 4 b) (0,5 puntos) CH –COOH + CH –CHOH–CH + H+→ 3 3 3 c) (0,5 puntos) CH –CHBr–CH + NaOH / EtOH → O 3 3 d) (0,5 puntos) CH –CH=CH + H O / H+ → 3 2 2

A.3 El clorato de potasio (sólido) se descompone paIra dar cloruro de potasio (sólido) y oxígeno molecular (gas). Para esta reacción de descomposición a 25 ºC, calcule: S a) (0,5 puntos) La variación de entalpía estándar. b) (0,5 puntos) La variación de entropía estándar. c) (0,5 puntos) La variación de energía deI Gibbs estándar,y razone si la reacción es espontánea. d) (0,5 puntos) Determine si a 100VºCla reacción esespontánea ono. Considere Hº eSº constantes con la temperatura. Propiedades termodinámicas a 25 ºC O Especies Hº (kJ·mol1)  Gº (kJ·mol1) Sº (J·mol1·K1) f f KClO 3 (s) 391,2 289,9 143,0 KCl (s) 435,9 408,3 82,7 R O (g) 0 0 205,0 2 P

A.4 Para el equilibrio: A (g) + B (g) ⇄ 2 AB(g), Kp = 5 a 25 ºC y Kp = 36 a 300 ºC. 2 2 A la temperatura de 300 ºC, en un recipiente de 5,0 L, calentamos 2,0 mol de A y 2,0 mol de B . 2 2 a) (0,5 puntos) Razone si la formación de AB es exotérmica o endotérmica. b) (1 punto) Calcule las concentraciones de todas las sustancias implicadas en el equilibrio a 300ºC. c) (0,5 puntos) Con los datos disponibles, calcule Kp a 300 ºC para el equilibrio: 1/2 A (g) +1/2 B (g) ⇄ AB(g). 2 2

A.5 El dicromato de potasio en presencia de ácido clorhídrico reacciona con el cloruro de estaño(II), obteniéndose cloruro de estaño(IV) y cloruro de cromo(III). a) (1 punto) Formule y ajuste las semirreacciones de oxidación y reducción utilizando el método del ion electrón, indicando cuál es el cátodo y el ánodo y las especies oxidante y reductora. Escriba la reacción completa iónica y molecular. b) (1 punto) Determine la riqueza en % masa de la disolución de HCl comercial de densidad 1,18 g·mL1 que se ha utilizado para preparar el ácido clorhídrico empleado en la reacción sabiendo que 25,0 mL de la disolución de ácido clorhídrico reaccionan con 12,0 g de cloruro de estaño(II). Datos. Masas atómicas (u): H = 1,0; Cl = 35,5; Sn = 118,7

B.1 Para las siguientes moléculas: CCl , NF y H O. 4 3 2 a) (0,5 puntos) Dibuje sus estructuras de Lewis. b) (0,5 puntos) Escriba el tipo de geometría molecular que presentan según la TRPECV. c) (0,5 puntos) Indique la hibridación del átomo central. d) (0,5 puntos) Justifique su polaridad.

B.2 Para los compuestos: dietil éter, but–2–eno, butan–2–ol y butanal, conteste las siguientes cuestiones utilizando siempre las fórmulas semidesarrolladas de todos los compuestos orgánicos implicados. a) (0,5 puntos) ¿Cuáles son isómeros de función? Indique el/los tipo/s de compuesto/s implicado/s y su fórmula molecular. b) (0,5 puntos) ¿Cuál presenta isomería geométrica? Justifique la respuesta escribiendo la fórmula desarrollada y asignando el nombre preciso para cada isómero. c) (0,5 puntos) ¿Cuál puede dar un alqueno al tratarlo con ácido sulfúrico? Escriba la reacción y nombre los L posibles productos indicando el mayoritario. d) (0,5 puntos) ¿Cuál puede dar un ácido por oxidación? Escriba la fórmula y el nombre del ácido. A

B.3 El cloruro de oro(III) es una sal muy poco soluble en agua. Responda a las siguientes cuestiones: a) (0,5 puntos) Escriba el equilibrio de solubilidad del cloruro de oro(III) en agua, detallando el estado de las N especies, y la expresión de Ks en función de su solubilidad. b) (0,75 puntos) Sabiendo que la sal presenta una solubilidad de 0,010 mg en 100 mL de agua a 20 ºC, calcule la constante del producto de solubilidad a esa temperatura. O c) (0,75 puntos) Calcule la nueva solubilidad si se añade sulfuro de oro(III) a la disolución del enunciado, hasta alcanzar una concentración total de Au(III) de 0,1 M. Razone y explique el efecto que tiene lugar. Datos. Masas atómicas (u): Cl = 35,5; Au = 197,0. I S

B.4 A partir de los valores de potenciales normales de reducción, responda razonadamente a las siguientes cuestiones: a) (0,75 puntos) Determine el potencial de una pila galvánica formada por un electrodo de platino sumer- I gido en una disolución de permanganato de potasio en medio ácido sulfúrico y un electrodo de plomo V sumergido en una disolución de nitrato de plomo(II). Ajuste las semirreacciones de oxidación y reduc- ción, indicando el ánodo y el cátodo. b) (0,5 puntos) Ordene las Oespecies MnO , Pb2+, Cu+ y Fe2+ de menor a mayor poder oxidante. 4 c) (0,75 puntos) Explique el proceso que tiene lugar si una pieza de hierro metálico se introduce en una disolución de cobre(I). Razone su espontaneidad. Datos. E(V): Fe2+/FeR = −0,44; Pb2+/Pb = −0,13; Cu+/Cu = 0,52; MnO −/Mn2+ = 1,52. 4

B.5 Se preparan disoluciones acuosas de igual concentración de los siguientes compuestos a 25ºC: ácido metanoico, cloPruro de potasio, cianuro de sodio y nitrato de amonio. a) (0,75 punto) Sin hacer cálculo, justifique el carácter ácido, básico o neutro de cada una. Escriba las reacciones de ionización para cada uno de ellos, y las de hidrólisis del ion que lo requiera. b) (0,5 punto) Haciendo uso de los datos de las constantes de acidez y basicidad, justifique cuál es la disolución más ácida y la más básica, y escriba la reacción que se produce al mezclar ambas. c) (0,75 puntos) Calcule el pH de una disolución 0,125 M de ácido metanoico. Datos. Ka (ácido cianhídrico) = 1011; Kb (amoniaco) = 105; Ka (ácido metanoico) = 104. QUÍMICA CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN Y CALIFICACIÓN Cada una de las preguntas se podrá calificar con un máximo de 2 puntos. Se tendrá en cuenta en la calificación de la prueba: 1.- Claridad de comprensión y exposición de conceptos. 2.- Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico. 3.- Capacidad de análisis y relación. 4.- Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades. 5.- Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de las preguntas. L Distribución de puntuaciones máximas para este ejercicio A A.1.- 0,5 puntos por apartado. N A.2.- 0,5 puntos por apartado. A.3.- 0,5 puntos por apartado. A.4.- 0,5 puntos apartados a) y c); 1 punto apartado b). O A.5.- 1 punto por apartado. I S B.1.- 0,5 puntos por apartado. B.2.- 0,5 puntos por apartado. B.3.- 0,5 puntos apartado a); 0,75 puntos apartados b) y c). I B.4.- 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b). V B.5.- 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 punto apartado b). O R P QUÍMICA SOLUCIONES (Documento de trabajo orientativo) A.1.- Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. a) A (Z = 11): 1s22s22p63s1; B (Z = 13): 1s22s22p63s23p1; C (Z = 16): 1s22s22p63s23p4. b) A (Z = 11): sodio, Na, grupo 1, tercer periodo; B (Z = 13): aluminio, Al, grupo 13, tercer periodo; C (Z = 16), azufre, S, grupo 16, tercer periodo. c) El ion más estable de cada uno es el que tiende a adquirir la configuración de gas noble. Así: Na+; Al3+; S2–. d) C (Z = 16), el S. Los tres elementos pertenecen al mismo periodo. El radio atómico disminuye al avanzar en un periodo, porque en ese sentido aumenta la carga nuclear, atrayendo con más fuerza a los electrones que se encuentran en el mismo nivel energético. L A.2.- Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. a) CH −CH −CHOH−CH −CH (pentan−3−ol) + H SO / calor → CH −CH=CH−CH −CH (pent−2−eno) + 3 2 2 3 2 4 A3 2 3 H O. Eliminación o deshidratación. 2 b) CH −COOH (ácido etanoico) + CH −CHOH−CH (propan−2−ol) + H+→ 3 3 3 CH −COO−CH(CH ) (etanoato de isopropilo) + H O. EsterifNicación o condensación. 3 3 2 2 c) CH –CHBr–CH (2–bromopropano) + NaOH / EtOH → CH –CH=CH (propeno) + NaBr. Eliminación. 3 3 3 2 d) CH –CH=CH (propeno) + H O / H+ → CH OH–CH –CH (propan−1−ol) + CH –CHOH–CH 3 2 2 2 2 3 3 3 (propan−2−ol). Adición. O A.3.- Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. I KClO (s)  KCl (s) + 3/2 O (g) 3 2 S a) Hº = – 435,9 + 391,2 = – 44,70 kJ·mol−1 b) Sº = 3 / 2  205,0 + 82,7 – 143,0 = 247 J·mol−1·K−1 c) Gº = – 408,3 + 289,9 = – 118,4 kJ·moIl−1; (también: Gº = Hº  TSº = – 44,70  298  0,247 = 118,4 kJmol1). Como Gº = – 118,4 VkJ·mol−1 < 0, la reacción es espontánea. d) A 100 ºC, Gº = Hº  TSº = – 44,70  373  0,247 = 136,83 kJmol1 < 0, la reacción es espontánea. A.4.- Puntuación máxima poOr apartado: 0,5 apartados a) y c); 1 punto apartado b). a) Como Kp (25 ºC) = 5 y Kp (300 ºC) = 36, significa que, al aumentar la temperatura, Kp aumenta. Siendo Kp = p2 /p ·p , quiere decir que si Kp ha aumentado es porque ha aumentado p , o sea se han AB A2 RB2 AB obtenido más productos. Según el Principio de Le Châtelier, si aumenta la temperatura, el equilibrio se desplaza en el sentido que absorba calor, y como esta reacción se ve favorecida hacia la formación de productos, evidencia que la reacción es endotérmica. P b) A (g) + B (g)  2 AB (g) 2 2 n 2,0 2,0 0 c : (2,0 – x) / 5,0 (2,0 – x) / 5,0 2x / 5,0 eq Como n = 0: Kp = Kc = 36 = [AB]2 / [A ]·[B ] = (2x)2 / (2,0 – x)2; (36)1/2 = 2x / (2,0 – x); 2 2 x = 1,5 mol. En equilibrio: [A ] = [B ] = (2,0 – x) / 5,0 = 0,10 M; [AB] = 2x / 5,0 = 0,60 M. 2 2 c) Para: A (g) + B (g)  2 AB(g); Kp = p2 /p .p = 36. 2 2 AB A2 B2 Para: 1/2 A (g) + 1/2 B (g)  AB(g) K´p = p /p 1/2.p 1/2. Así Kp1/2 = K´p = (36)1/2 = 6. 2 2 AB A2 B2 A.5.- Puntuación máxima por apartado: 1 punto. a) K Cr O (Cr O 2−) especie oxidante y SnCl (Sn2+) especie reductora. 2 2 7 2 7 2 Oxidación: (Sn2+  Sn4++ 2 e−)  3 Ánodo Reducción: Cr O 2− + 14 H+ + 6 e−  2 Cr3+ + 7 H O Cátodo 2 7 2 Reacción iónica: 3 Sn2++ Cr O 2− + 14 H+  3 Sn4++ 2 Cr3+ + 7 H O 2 7 2 Reacción molecular: 3 SnCl + K Cr O + 14 HCl  3 SnCl + 2 CrCl + 2 KCl + 7 H O 2 2 2 7 4 3 2 b) n(SnCl ) = 12,0 / 189,7 = 0,0633 mol. Por estequiometría: n(HCl) = 0,0633  14 / 3 = 0,295 mol HCl puro. 2 m(HCl) = 0,295  36,5 = 10,8 g HCl puro; m(HCl en la disolución preparada) = 1,18  25 = 29,5 g HCl en la disolución; riqueza = 10,8  100 / 29,5 = 36,6% HCl. B.1.- Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. a) b) CCl : tetraédrica; NF : pirámide trigonal; H O: angular. 4 3 2 c) CCl : el C sp3; NF : el N sp3; H O: el O sp3. 4 3 2 d) El CCl es apolar. Aunque los enlaces son polares la molécula es apolar porque los momentos dipolares 4 de los enlaces se cancelan por simetría. NF y H Oson polares, porque los enlaces son polares y los 3 2 momentos dipolares de los enlaces no se cancelan por geometría, además de existir parejas de electrones L libres en cada una de ellas. B.2.- Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos. A a) CH −CH −O−CH −CH (dietil éter) es un éter y CH −CHOH−CH −CH (butan–2–ol) es un alcohol; 3 2 2 3 3 2 3 C H O. 4 10 b) CH −CH=CH−CH (but–2–eno). Presenta un isómero cis y oNtro trans 3 3 O cis but–2–eno trans but–2–eno I c) CH −CHOH−CH −CH (butan–2–ol) + H SO / calor → CH −CH=CH−CH (but–2–eno, mayoritario) + 3 2 3 S2 4 3 3 CH =CH−CH −CH (but–1–eno) + H O 2 2 3 2 d) CH −CH −CH −CHO (butanal). CH −CH −CH −COOH (ácido butanoico) 3 2 2 3 2 2 I B.3.- Puntuación máxima: 0,5 puntos apartado a); 0,75 puntos apartados b) y c). V a) AuCl (s) ⇆ Au3+ (ac) + 3 Cl (ac); Ks = [Au3+]·[Cl3 3 b) s = (0,010 / 0,100)  (1 / 1000)  (1 / 303,5) = 3,3107 mol·L Ks = s·(3s)3 = 27·s4 = 27(3,3107)4 = O 3,21025. c) Ks = 3,21025 = 0,1·(3s’)3 = 2,7·s’3; s’ = 1,1109 mol·L La adición de sulfuro de oro(III) con un ion común (Au3+), de acuerdo con el principio de Le Chatelier, desplaza el equilibrio a la izquierda, R disminuyendo la solubilidad de la sal. B.4.- Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b). P a) Ánodo (oxidación): Pb  Pb2+ + 2 e− Cátodo (reducción): MnO  + 8 H+ + 5 e−  Mn2+ + 4 H O 4 2 E0 = E0  E0 = 1,52  (0,13) = 1,65 V. reacción cátodo ánodo b) La especie con un mayor poder oxidante es aquella que tiene una mayor tendencia a reducirse, es decir, aquella con un potencial de reducción más alto. Por lo tanto el orden de menor a mayor poder oxidante es: Fe2+ < Pb2+ < Cu+ < MnO . 4 c) El Cu+ tiene mayor potencial de reducción, por lo que el Cu+ se reduce y el Fe se oxida. E0 = E0  E0 = 0,52  (0,44) = 0,96 V. El potencial de la reacción es positivo, por tanto la reacción cátodo ánodo variación de la energía de Gibbs es negativa y la reacción es espontánea. B.5.- Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y c); 0,5 puntos apartado b). a) Ácido metanoico: HCOOH + H O ⇄ HCOO+ H O+. En disolución produce H O+, por lo que la disolución 2 3 3 tendrá carácter ácido, Cloruro de potasio: KCl → K+ + Cl. K+ y Cl no se hidrolizan, por lo que la disolución es neutra. Cianuro de sodio: NaCN → Na+ + CN El Na+ no se hidroliza. El CN sí se hidroliza, CN + H O ⇄ HCN 2 + OH, produciendo OHcon lo que la disolución es básica Nitrato de amonio: NH NO → NH + + NO . El NO  no se hidroliza, pero el NH + sí, NH + + H O ⇄ NH + 4 3 4 3 3 4 4 2 3 H O+, produciendo iones H O+, dando una disolución ácida. 3 3 b) Las disoluciones ácidas son la del ácido metanoico y la de nitrato amónico. Ka (ácido metanoico) = 104, y Ka (NH +) = 1014 / 105 = 109, así, Ka (ácido metanoico) es mayor, por lo que es la disolución más ácida. 4 La disolución más básica es la única básica que hay, que es la del cianuro de sodio, Kb (CN1014 / 1011 = 103, la de mayor Kb. La reacción es: HCOOH + CN ⇄ HCOO + HCN. c) HCOOH + H O  HCOO + H O+ 2 3 c 0,125 o c 0,125  x x x eq Ka = 104 = [HCOO][H O+]/[HCOOH] = x2 / (0,125  x); x = 0,0035; pH = 2,45. 3 L A N O I S I V O R P ÁMBITO DE CONTENIDOS DE LA MATERIA QUÍMICA PARA LA PRUEBA DE EVALUACION PARA EL ACCESO A LA UNIVERSIDAD. CURSO 2023-2024 Las enseñanzas mínimas del bachillerato LOMLOE están publicadas en el RD 243/2022, BOE de 6 de abril de 2022. El curriculum básico establecido por la Comunidad de Madrid se recoge en el Decreto 64/2022 del BOCM de 26 de julio de 2022. El presente documento tiene como objetivo hacer las pertinentes aclaraciones a los contenidos de la EvAU en Materia de Química, que se celebrará el curso 2023-2024, en base al currículo de Química para 2º de Bachillerato, sin ánimo ni de modificar ni reducir el progrLama de enseñanzas, sino con el objetivo de aclarar determinados aspectos que no están explícitamente señalados en el Decreto 64/2022. A La Comisión de Materia de Química propone las siguientes aclaraciones a los contenidos de Química que recoge la tabla adjunta. N Se mantienen igualmente las aclaraciones respecto a la nomenclatura de compuestos inorgánicos, adjuntando documento descriptivo.O La nomenclatura de Química Orgánica se corresponderá con la recomendada por la IUPAC en 2020 y quedan recogidas en la guía breve para la nomenclatura de química orgánica, https://iupac.org/wp- I content/uploads/2021/12/Guia-breu_CAT_7es_2_20211215.pdf). S Este documento tiene vigencia para este curso 2023/2024, pudiendo ser susceptible de mejoras posteriores para futuras convocatorias. I V O R P Contenidos Aclaraciones A. Enlace químico y estructura de la materia 1. Espectros atómicos. – Radiación electromagnética. Los espectros atómicos como responsables de la  Los cálculos energéticos a partir necesidad de la revisión del modelo atómico. Relevancia de este fenómeno en el del modelo atómico de Bohr se contexto del desarrollo histórico del modelo atómico. El espectro de emisión del consideran incluidos. hidrógeno. 2. Principios cuánticos de la estructura atómica.  El efecto fotoeléctrico sí está – Teoría cuántica de Planck. Relación entre el fenómeno de los espectros atómicos y la cuantización de la energía. incluido. – Del modelo de Bohr a los modelos mecano-cuánticos: necesidad de una estructura electrónica en diferentes niveles. Modelo atómico de Bohr. Postulados.  Sólo se exigirá identificar el Energía de las órbitas del átomo de hidrógeno. Interpretación de los espectros de nombre de los elementos de los emisión y absorción de los elementos. Relación con la estructura electrónica del L tres primeros periodos a partir átomo. Aciertos y limitaciones del modelo atómico de Bohr. – Principio de incertidumbre de Heisenberg y doble naturaleza onda-corpúsculo de sus números atómicos y del electrón. Modelo mecano-cuántico del átomo. Naturaleza probabilística del vicAeversa. concepto de orbital. – Números cuánticos. Estructura electrónica del átomo. Principio de exclusión de  Configuraciones electrónicas Pauli. Principio de máxima multiplicidad de Hund. Principio de Aufbau, Building-uNp escritas según la siguiente o Construcción Progresiva. Utilización del diagrama de Moeller para escribir la secuencia: configuración electrónica de los elementos químicos. 3. Tabla periódica y propiedades de los átomos. 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d… – Naturaleza experimental del origen de la tabla periódica Oen cuanto al agrupamiento de los elementos según sus propiedades. La teoría atómica actual y  Solo se exigirá conocer las su relación con las leyes experimentales observadas. excepciones en la configuración – Posición de un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración I electrónica hasta el 4º Periodo electrónica. (incluido). (Cr: [Ar]4s13d5; Cu: – Propiedades periódicas: radio atómico, radio ióSnico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Aplicación a la predicción de los valores [Ar]4s13d10). de las propiedadesde los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma. 4. Enlace químico y fuerzas intermoleculares. I – Enlace químico. Tipos de enlace a partir de las características de los elementos V individuales que lo forman. Energía implicada en la formación de moléculas, de cristales y de estructurasmacroscópicas. – Enlace covalente. Modelos de Lewis, teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECVO) y teoría de enlace de valencia: hibridación de orbitales. Configuración geométrica de compuestos moleculares. Polaridad del enlace y de la molécula. Propiedades de las sustancias químicas con enlace covalente y características de los sólidos covalentes y moleculares. R – Enlace iónico. Energía intercambiada en la formación de cristales iónicos. Ciclo de Born-Haber. Propiedades de las sustancias químicas con enlace iónico. – Enlace metálico. Modelos de la nube electrónica y la teoría de bandas para expPlicar las propiedades características de los cristales metálicos. – Fuerzas intermoleculares a partir de las características del enlace químico y la geometría delas moléculas: enlaces de hidrógeno, fuerzas de dispersión y fuerzas entre dipolos permanentes. Propiedades macroscópicas de elementos y compuestos moleculares. Contenidos Aclaraciones B. Reacciones químicas 1. Termodinámica química.  Están incluidos los cálculos – Primer principio de la termodinámica: intercambios de energía entre sistemas a través del calor y del trabajo. cuantitativos de variables – Ecuaciones termoquímicas. Concepto de entalpía de reacción. Procesos termodinámicas (ΔH, ΔS o ΔG). endotérmicos y exotérmicos. – Balance energético entre productos y reactivos mediante la ley de Hess, a través  Sólo se exigirá explicar la de la entalpía de formación estándar o de las energías de enlace, para obtener la entalpía de una reacción. precipitación selectiva – Segundo principio de la termodinámica. La entropía como magnitud que afecta cualitativamente. a la espontaneidad e irreversibilidad de los procesos químicos. – Cálculo de la energía de Gibbs de las reacciones químicas y espontaneidad de las mismas en función de la temperatura del sistema. 2. Cinética química.  No se cons L idera incluida la ley – Conceptos de velocidad de reacción. Ley diferencial de la velocidad de una de Nernst. reacción química y los órdenes de reacción a partir de datos experimentales de A velocidad de reacción. – Teoría de las colisiones como modelo a escala microscópica de las reacciones químicas. Teoría del estado de transición. Energía de activación. – Influencia de las condiciones de reacción sobre la velocidad de la mismNa. Ecuación de Arrhenius. Utilización de catalizadores en procesos industriales. 3. Equilibrio químico. – Reversibilidad de las reacciones químicas. El equilibrio químico como proceso O dinámico: ecuaciones de velocidad y aspectos termodinámicos. Expresión de la constante de equilibrio mediante la ley de acción de masas. – La constante de equilibrio de reacciones en las que los reactivos se encuentren en diferente estado físico. Relación entre Kc y Kp. I – Solubilidad. Producto de solubilidad en equilibrios heterogéneos. – Principio de Le Châtelier y el cociente de reaccióSn. Evolución de sistemas en equilibrio a partir de la variación de las condiciones de concentración, presión o temperatura del sistema. Importancia del equilibrio químico en la industria y en situaciones de la vida cotidiana. I 4. Reacciones ácido-base. – Naturaleza ácida o básica de una suVstancia a partir de las teorías de Arrhenius y de Brønsted y Lowry. Electrolitos. – Equilibrio de ionización del agua. Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación endisolución acuosa. O – pH de disoluciones ácidas y básicas. Expresión de las constantes Ka y Kb. – Concepto de pares ácido y base conjugados. Carácter ácido o básico de disoluciones en las que se produce la hidrólisis de una sal. – Disoluciones reguladoras del pH. Concepto y aplicaciones en la vida cotidiana. R – Reacciones entre ácidos y bases. Concepto de neutralización. Volumetrías ácido- base. – Ácidos y bases relevantes a nivel industrial y de consumo, con especial incidencia en el proceso de la conservación del medioambiente. P 5. Reacciones de reducción y oxidación (redox). – Estado de oxidación. Especies que se reducen u oxidan en una reacción a partir de lavariación de su número de oxidación. Par redox. Oxidantes y reductores. – Método del ion-electrón para ajustar ecuaciones químicas de oxidación- reducción. Cálculos estequiométricos y volumetrías redox. – Electrodos. Potencial estándar de un par redox. Espontaneidad de procesos químicos y electroquímicos que impliquen a dos pares redox. Pilas galvánicas y celdas electroquímicas. Electrólisis de sales fundidas y en disolución acuosa. – Leyes de Faraday: cantidad de carga eléctrica y las cantidades de sustancia en un proceso electroquímico. Cálculos estequiométricos en cubas electrolíticas. Aplicaciones de la electrólisis. – Reacciones de oxidación y reducción en la fabricación y funcionamiento de baterías eléctricas, celdas electrolíticas y pilas de combustible, así como en la prevención de la corrosión de metales. C. Química orgánica 1. Nomenclatura de compuestos orgánicos. – Nombrar y formular hidrocarburos alifáticos y aromáticos, derivados halogenados, alcoholes, éteres, aldehídos, cetonas, ácidos, ésteres, amidas y aminas. 2. Isomería. Isomería de posición, cadena y función. Isomería cis-trans. Representación de moléculas orgánicas. – Fórmulas moleculares y desarrolladas de compuestos orgánicos. Diferentes tipos  Sólo se contemplará la isomería de isomería estructural. espacial geométrica cis/trans – Modelos moleculares o técnicas de representación 3D de moléculas. Isómeros de compuestos lineales. espaciales de un compuesto y sus propiedades. 3. Reactividad orgánica. – Principales propiedades químicas de las distintas funciones orgánicas. Comportamiento en disolución o en reacciones químicas. L – Principales tipos de reacciones orgánicas: sustitución, adición, eliminación,  En relación a las reacciones condensación y redox. Productos de la reacción entre compuestos orgánicos y las orgánicas, no se exigirá correspondientes ecuaciones químicas. A especificar el mecanismo. 4. Polímeros. – Proceso de formación de los polímeros a partir de sus correspondientes monómeros. Estructura y propiedades. N – Clasificación de los polímeros según su naturaleza, estructura y composición. Aplicaciones, propiedades y riesgos medioambientales asociados. O GUÍA SOBRE EL USO DE LA NOMENCLATURA DE QUÍMICA PARA LAS I PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD S La Comisión de Química utiliza Ila Nomenclatura de la IUPAC, siguiendo las últimas recomendaciones publicadaVs en 2005 para el caso de los compuestos inorgánicos, y las publicadas en 2020 para los compuestos orgánicos (guía breve para la nomenclatura de química orgánica, https://iupac.org/wp-content/uploads/2021/12/Guia- O breu_CAT_7es_2_20211215.pdf). Los tres sistemas principales de nomenclatura de química inorgánica aceptados por la IUPAC en R las recomendaciones de 2005 son los de composición, de sustitución y de adición. Algunos textos utilizan los términos estequiométrica como sinónimos de composición, o emplean los términos sustPitutiva y aditiva o de coordinación en vez de sustitución y de adición, respectivamente. Nomenclatura sistemática: aquellos nombres que se construyan sobre la base de reglas definidas y proporcionan información sobre la composición y la estructura del compuesto son nombres sistemáticos. Las nomenclaturas de composición, de sustitución y de adición son nomenclaturas sistemáticas. La Comisión no nombrará los compuestos inorgánicos según los criterios de Stock. La Comisión utilizará la nomenclatura de composición o estequiométrica (con prefijos multiplicadores o números romanos para expresar el número de oxidación) excepto en los casos de oxoácidos y oxisales para los que se utilizarán nombres tradicionales aceptados por la IUPAC en las recomendaciones del 2005, pero los correctores darán por correcto el uso de cualquiera de los sistemas de nomenclatura aceptados por la IUPAC. Nombres tradicionales. En general son nombres no sistemáticos, o semisistemáticos, tradicionalmente utilizados para nombrar compuestos inorgánicos. En algunos textos se refieren a ellos como nombres vulgares o comunes. En el caso de los oxoácidos y los oxoaniones derivados, la IUPAC acepta el uso de los nombres tradicionales (por ejemplo, sulfato de sodio). Nomenclatura de hidrógeno. Es un tipo de nomenclatura que se puede utilizar para nombrar compuestos que contienen hidrógeno. Por ejemplo, hidrogenocarbonato de sodio o hidrogeno (trioxidocarbonato) de sodio (nombre de composición sistemático). Los nombres sistemáticos recomendados por la IUPAC para nombrar H O y NH son oxidano y 2 3 azano, pero la Comisión no los utilizará y los nombrará como agua y amoniaco, que son nombres tradicionales aceptados por la IUPAC. L A N O I S I V O R P L A N O I S I V O R P L A N O I S I V O R P