📄 Quimica · 2024-2025 · Ordinaria

1) Responda a las siguientes cuestiones: a) (1 punto) En el laboratorio se dispone de una disolución acuosa de Ag+ 1 M y varios electrodos, cuyos potenciales de reducción se indican en la Tabla 1. Utilizando estos datos, razone qué electrodo/s puede/n actuar de ánodo para que en el cátodo se obtenga plata metálica de forma espontánea. Para el/los procesos redox seleccionado/s, escriba las reacciones que tienen lugar en el ánodo y en el cátodo, y calcule el potencial de la pila formada. b) (0,75 puntos) A partir de los datos de la Tabla 1, razone si se disuelve plata metálica en una disolución de ácido nítrico 1 M. Formule y ajuste por el método del ion electrón las semirreacciones de oxidación, reducción y la reacción iónica. c) (0,75 puntos) La galvanostegia es un proceso electrolítico mediante el cual se recubre un objeto metálico con una lámina de otro metal; esta técnica se emplea, por ejemplo, para el cromado, dorado o plateado de metales menos nobles (Figura 1). Se ha preparado una disolución de nitrato de plata y se quiere utilizar para recubrir de plata una cucharilla metálica. Calcule durante cuántos minutos debe ser aplicada una corriente de 5,00 A a la disolución de nitrato de plata para depositar 10,1 g de plata metálica sobre la cucharilla. Datos. Masa atómica (u): Ag = 107,9. F = 96485 C⋅mol−1. FUENTE DE VOLTAJE e– e– Tabla 1. Potenciales de reducción Par redox E°(V) Au3+/Au 1,52 NO −/NO 0,96 3 Ag+/Ag 0,80 Cu2+/Cu 0,34 Ag(s) cucharilla Ag+ Fe2+/Fe −0,44 Ag+ AgNO (ac) 3 Figura 1. Recubrimiento de un objeto en un baño de nitrato de plata.

4A) Para las siguientes reacciones en equilibrio, responda a las preguntas: a) (1,25 puntos) H S (g) + I (s)  2 HI (g) + S (s) a 60 ºC. Calcule Kp y Kc si las presiones parciales en el 2 2 equilibrio para HI y H S son 3,65 ×10−3 atm y 0,99 atm, respectivamente. 2 b) (1,25 puntos) SO (g) + 1/2 O (g)  SO (g). Utilizando las entalpías de formación, determine hacia dónde 2 2 3 se desplazará el equilibrio al aumentar la temperatura. Datos. R = 0,082 atm⋅L⋅mol−1⋅K−1; ∆H°(SO , g) = −395,7 kJ⋅mol−1; ∆H°(SO , g) = −296,8 kJ⋅mol−1. f 3 f 2

2A) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos. a) A: sodio, Na: 1s22s22p63s1; B: azufre, S: 1s22s22p63s23p4; C: cloro, Cl: 1s22s22p63s23p5. Ion más estable es aquel que presenta una configuración de gas noble: Na+; S2−; Cl−. b) Mayor radio atómico: Na. Los tres pertenecen al mismo periodo, y a medida que se avanza de izquierda a derecha en un período, la carga nuclear efectiva aumenta, lo que tiende a atraer más fuertemente a los electrones hacia el núcleo y, en consecuencia, disminuye el radio atómico. Mayor EI: Cl, ya que al ser de menor radio atómico, es el que necesita más energía para liberar un electrón (en fase gaseosa). Mayor AE: Cl, es el que libera más energía cuando se añade un electrón a un átomo (en fase gaseosa), al adquirir configuración de gas noble. c) i) Na, enlace metálico. Na es un átomo que pertenece al grupo 1, de baja electronegatividad, por lo que el enlace más probable es el metálico; ii) NaCl enlace iónico porque es entre un metal y un no metal.

2B) Puntuación máxima: a) 0,75 puntos; b) 0,75 puntos; c) 1 punto. a) NaCl: enlace iónico formado por cationes Na+ y aniones Cl− . COCl : C, O y Cl se unen compartiendo sus 2 electrones a través de enlaces covalentes. O Cl C Cl b) Lewis: Geometría plana trigonal: Hibridación C: sp2. c) Ciclo de Born-Haber para la formación de NaCl y sus energías: ∆H :energía (o entalpía) de sublimación de Na sólido; EI: primera sub: energía de ionización de Na (g); ∆H : energía (o entalpía) de dis disociación del cloro molecular (Cl ); AE: afinidad electrónica de Cl 2 (g); U: energía de red (o energía reticular); ∆H : energía (o entalpía) r f de formación de NaCl (s).

3A) Puntuación máxima: a) 1,25 puntos; b) 1,25 puntos. Cl CH3 a) i) etenilciclohexano (reactivo); (1−cloroetil) ciclohexano (producto). Regla de Markovnikov, que corresponde al ataque del Cl− al C más sustituido del doble enlace). ii) pentan−2−ol (reactivo); trans−pent−2−eno (producto) cis−pent−2−eno (producto) Regla de Saytzeff, se forma el alqueno más sustituido, eliminándose el grupo OH y el H del C adyacente más sustituido. b) i) CH CH OH + H SO / calor → A: CH =CH (eteno ó etileno); ii) CH CH OH + oxidante (frío) → B: 3 2 2 4 2 2 3 2 CH CHO (etanal); iii) CH CHO + oxidante → C: CH COOH (ácido acético o etanoico); iv) n CH =CH → 3 3 3 2 2 CH CH D: (polietileno PE). 2 2 n

3B) Puntuación máxima: a) 0,75 puntos; b) 0,75 puntos; c) 0,5 puntos; d) 0,5 puntos. a) Verdadero. La hidrogenación de un doble enlace produce un hidrocarburo saturado (alcano). CH H 3 HH/Pt CH -CH -CH -CH 2 2 3 2 2 3 H CH 3 b) Falso. La reducción de un grupo aldehído conduce al correspondiente alcohol. CH −CH −CH −CHO + reductor (LiAlH ) → CH −CH −CH −CH OH ó 3 2 2 4 3 2 2 2 CH −CH −CH −CHO + H /Pt → CH −CH −CH −CH OH. 3 2 2 2 3 2 2 2 c) Verdadero. Las aminas presentan carácter básico porque pueden captar protones. CH −CH −NH + H O  CH −CH −NH + + OH− 3 2 2 2 3 2 3 d) Falso. Produce eteno. CH 3 −CH 2 OH + H 2 SO 4 /calor → CH 2 =CH 2 + H 2 O.

4B) Puntuación máxima: a) 1,25 puntos; b) 1,25 puntos. a) i) HNO + H O → NO − + H O+; pH = − log [H O+]; [H O+] = 10−pH = 0,1 M; [HNO ] = 0,1 M. 3 2 3 3 3 3 3 inicial ii) C H O COOH + H O  C H O COO− + H O+ 8 7 2 2 8 7 2 3 c c 0 c c−x x x equi pH = − log [H O+]; [H O+] = 10−2,24 = 0,00575 M; 3 3 Ka = 3,1×10−4 = [H O+] [C H O COO−] / [C H O COOH] = (0,00575)2 / (c − 0,00575); c = 0,113 M. 3 8 7 2 8 7 2 iii) NaOH + H O → Na+ + OH−; pH = − log [H O+]; [H O+] = 10−pH = 10−12 M; [H O+]·[OH−] = 10−14; [OH−] = 2 3 3 3 0,01 M; [NaOH] = 0,01 M. inicial b) Como [HNO ] > [NaOH] , al mezclar volúmenes iguales de ambas disoluciones, no se neutraliza 3 inicial inicial todo el HNO , por lo que la mezcla tendrá un pH < 7. 3 ÁMBITO DE CONTENIDOS DE LA MATERIA QUÍMICA PARA LA PRUEBA DE EVALUACION PARA EL ACCESO A LA UNIVERSIDAD. CURSO 2024-2025 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 PAU en Materia de Química, que se celebrará el curso 2024-2025, en base al currículo de Química para 2º de Bachillerato, sin ánimo ni de modificar ni reducir el programa de enseñanzas, sino con el objetivo de aclarar determinados aspectos que no están explícitamente señalados en el Decreto 64/2022. La Comisión de Materia de Química propone las siguientes aclaraciones a los contenidos de Química que recoge la tabla adjunta. Se mantienen igualmente las aclaraciones respecto a la nomenclatura de compuestos inorgánicos, adjuntando documento descriptivo. 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- content/uploads/2021/12/Guia-breu_CAT_7es_2_20211215.pdf). Este documento tiene vigencia para este curso 2024/2025, pudiendo ser susceptible de mejoras posteriores para futuras convocatorias. 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 átomo. Aciertos y limitaciones del modelo atómico de Bohr. tres primeros periodos a partir – 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 viceversa. 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-up escritas según la siguiente o Construcción Progresiva. Utilización del diagrama de Moeller para escribir la configuración electrónica de los elementos químicos. secuencia: 3. Tabla periódica y propiedades de los átomos. 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d… – Naturaleza experimental del origen de la tabla periódica en 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 electrónica. electrónica hasta el 4º Periodo (incluido). (Cr: [Ar]4s13d5; Cu: – Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Aplicación a la predicción de los valores [Ar]4s13d10). de las propiedades de los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma. 4. Enlace químico y fuerzas intermoleculares. – Enlace químico. Tipos de enlace a partir de las características de los elementos individuales que lo forman. Energía implicada en la formación de moléculas, de cristales y de estructuras macroscópicas. – Enlace covalente. Modelos de Lewis, teoría de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV) 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. – 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 explicar las propiedades características de los cristales metálicos. – Fuerzas intermoleculares a partir de las características del enlace químico y la geometría de las 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 considera 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 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 misma. Ecuación de Arrhenius. Utilización de catalizadores en procesos industriales. 3. Equilibrio químico. – Reversibilidad de las reacciones químicas. El equilibrio químico como proceso 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. – Solubilidad. Producto de solubilidad en equilibrios heterogéneos. – Principio de Le Châtelier y el cociente de reacción. 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. 4. Reacciones ácido-base. – Naturaleza ácida o básica de una sustancia 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 en disolución acuosa. – 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. – 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. 5. Reacciones de reducción y oxidación (redox). – Estado de oxidación. Especies que se reducen u oxidan en una reacción a partir de la variación 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. – 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. especificar el mecanismo. 4. Polímeros. – Proceso de formación de los polímeros a partir de sus correspondientes monómeros. Estructura y propiedades. – Clasificación de los polímeros según su naturaleza, estructura y composición. Aplicaciones, propiedades y riesgos medioambientales asociados. GUÍA SOBRE EL USO DE LA NOMENCLATURA DE QUÍMICA PARA LAS PRUEBAS DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD La Comisión de Química utiliza la Nomenclatura de la IUPAC, siguiendo las últimas recomendaciones publicadas 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- breu_CAT_7es_2_20211215.pdf). Los tres sistemas principales de nomenclatura de química inorgánica aceptados por la IUPAC en 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 sustitutiva 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.