📄 Quimica · 2025-2026 · Ordinaria

1) Los fertilizantes son productos que se utilizan para enriquecer el suelo y mejorar la calidad de las plantas. Contienen nutrientes esenciales como nitrógeno, fósforo y potasio, y micronutrientes como hierro, cobre y zinc, todos ellos necesarios para su buen estado y crecimiento. El primer fertilizante nitrogenado sólido que se ha producido a gran escala es el nitrato de amonio (NH NO ) y se obtiene por reacción de NH con HNO . El fertilizante de potasio más utilizado es el KCl, 4 3 3 3 debido a su bajo coste, su alta concentración en potasio y su buena solubilidad. a) (1 punto) Justifique el tipo de enlace en las siguientes sustancias: KCl, Cu, NH + y NH . 4 3 b) (0,5 puntos) Escriba las estructuras de Lewis de NH y NH + e indique si alguna de las sustancias 3 4 presenta un enlace de coordinación (covalente dativo). c) (0,5 puntos) Indique y dibuje la geometría de la molécula de amoniaco y del ion amonio mediante la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV). d) (0,5 puntos) El pH del suelo afecta a la disponibilidad de los nutrientes vegetales. Sabiendo que en un determinado suelo se utiliza como fertilizante el nitrato de amonio, justifique si la mayor parte de los nutrientes de ese suelo son más solubles en medio ácido, neutro o básico. Escriba las reacciones necesarias para justificarlo. Dato. pk (amoniaco) = 4,75. b

3B) Responda a las siguientes cuestiones: a) (1 punto) Formule las siguientes reacciones para el propan−1−ol. Escriba el nombre de todos los reactivos y productos orgánicos, e indique el tipo de reacción. i) propan−1−ol + HBr → ii) propan−1−ol + oxidante (fuerte) → iii) propan−1−ol + CH −CH(CH )−(CH ) −COOH → iv) propan−1−ol + H SO /calor → 3 3 2 2 2 4 b) (0,5 puntos) Nombre los siguientes compuestos orgánicos e indique a qué tipo de compuesto orgá- nico pertenecen: i) CH −CH(CH )−C(CH ) −CHO 3 3 3 2 ii) CH −CH −CH(CH )−CH(CH )−C≡C−CH 3 2 3 3 3 H H iii) H 3 C CH 2CH(CH3)2 c) (1 punto) Formule y ajuste la reacción de combustión de butano indicando el estado de las especies, a 298 K y 1,00 atm. Calcule la cantidad de calor que se desprende en la combustión de 12,0 L de butano en esas condiciones. Datos. A 298 K, ∆Hº (kJ·mol−1): C H (g) = −125,7; H O (l) = −285,8; CO (g) = −393,5. f 4 10 2 2 R = 0,0820 atm⋅L⋅mol−1⋅K−1.

2A) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 0,5 puntos; c) 0,5 puntos; d) 0,5 puntos. a) A: sodio, Na, 1s22s22p63s1, grupo 1, periodo 3; B: magnesio, Mg, 1s22s22p63s2, grupo 2, periodo: 3; C: cloro, Cl, 1s22s22p63s23p5, grupo 17, periodo 3. b) El elemento A (Na) tiene la menor energía de ionización. Los tres elementos 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, mayor es la energía que se necesita para liberar el último electrón del átomo en fase gaseosa y estado fundamental. A (Na) está más a la izquierda, por lo que tiene menor energía de ionización. c) Número cuántico magnético. A tiene 7 electrones con m = 0; B tiene 8 electrones con m = 0. l l d) La 2ª energía de ionización del elemento A es mayor que la del elemento B porque en el elemento A el segundo electrón se extrae de una configuración electrónica que se corresponde con la de gas noble, que es muy estable, mientras que en el elemento B se quita de un orbital s semiocupado, alcanzando así la configuración de gas noble. En consecuencia, la energía para extraer el segundo electrón es mayor en A.

2B) Puntuación máxima: a) 0,5 puntos; b) 0,5 puntos; c) 0,5 puntos; d) 0,5 puntos; e) 0,5 puntos. a) Verdadera. La energía de red, a igualdad de tipo de red cristalina y de cargas de los iones, es mayor cuanto menor es la distancia de enlace entre sus iones, de acuerdo con la Ley de Coulomb E α z z q2/r. Como la distancia de enlace es menor en LiF que en KF (el radio del Li+ es menor que el del 1 2 K+), la energía de red es mayor en LiF. b) Falsa. Para que un compuesto conduzca la electricidad tiene que haber movimiento de cargas y en los compuestos covalentes, independientemente de su estado, no hay cargas libres que puedan moverse libremente por el compuesto. c) Falsa. La hibridación del átomo de boro es sp2, presentando 3 orbitales híbridos para formar los tres enlaces. d) Falsa. Al alcanzar la temperatura de ebullición se rompen interacciones intermoleculares; cuanto más fuertes son estas interacciones, mayor es la temperatura de ebullición. Ambos compuestos presentan interacciones dipolo-dipolo y de dispersión, pero además el H O forma enlaces de hidrógeno, que 2 son las interacciones intermoleculares más fuertes, mientras que el H S no las forma. Por tanto, la 2 temperatura de ebullición del H S es menor que la del H O. 2 2 e) Falsa. La interacción por enlace de hidrógeno solo la pueden establecer aquellas moléculas que tengan un átomo de hidrógeno unido a un átomo pequeño y muy electronegativo como el flúor, el oxígeno o el nitrógeno.

3A) Puntuación máxima: a) 1,5 puntos; b) 1 punto. a) i) CH −CO−NH−CH (N−metiletanamida); CH −CH −CO−NH (propanamida). Isómeros de posición 3 3 3 2 2 (C H NO). 3 7 ii) CH −CH(CH )−COO−CH −CH (2−metilpropanoato de etilo); CH −(CH ) −CH(CH )−COOH (ácido 3 3 2 3 3 2 2 3 2−metilpentanoico). Isómeros de función (C H O ). 6 12 2 Cl CH H CH 3 3 H CH Cl CH iii) 3 y 3 (1−cloro−2−metilprop−1−eno). No son isómeros, es el mismo compuesto (ClC H ). 4 7 b) i) CH −CH=CH−CH (but−2−eno) + HCl → CH −CHCl−CH −CH (2−clorobutano). Adición. 3 3 3 2 3 ii) CH −CH −CH −CHOH−CH (pentan−2−ol) + oxidante (débil) → CH −CH −CH −CO−CH 3 2 2 3 3 2 2 3 (pentan−2−ona). Oxidación. iii) HCOOH (A: ácido metanoico o ácido fórmico) + CH −CH OH (etanol) → HCOO−CH −CH 3 2 2 3 (metanoato de etilo) + H O. Condensación o esterificación. 2 H H H C CH CH iv) 3 2 3 (cis−pent−2−eno) + H /Pt → CH −CH −CH −CH −CH (pentano). Reducción o 2 3 2 2 2 3 hidrogenación. v) CH −CH=CH−(CH ) −CH (hex−2−eno) + H O/H+ → CH –CHOH–(CH ) −CH (hexan−2−ol) + 3 2 2 3 2 3 2 3 3 CH –CH −CHOH–(CH ) −CH (hexan−3−ol). Adición. 3 2 2 2 3

4A) Puntuación máxima: a) 0,5 puntos; b) 1 punto; c) 0,5 puntos; d) 0,5 puntos. a) Según se observa en la tabla, al aumentar la temperatura disminuye el valor de Kp. Teniendo en cuenta la relación de Kp con las presiones, Kp = p B 2 / p A , esto indica que al aumentar la temperatura el equilibrio se desplaza hacia los reactivos, en consecuencia, aumenta la presión de A. b) A (g)  2B (g) α = 0,40 n n 0 0 n eq n 0 (1 − α) = 0,60·n 0 2n 0 α = 0,80·n 0 n T = 0,60·n 0 + 0,80·n 0 = 1,40·n 0 x = n / n = 0,60·n / 1,40·n = 0,43; x = n / n = 0,80·n / 1,40·n = 0,57. A A T 0 0 B B T 0 0 c) Kp = p 2 / p = (x p )2 / x p = x 2p / x ; 0,956 = (0,572 / 0,43)·p ; p = 1,3 atm. B A B T A T B T A T T d) El equilibrio no se ve afectado. El helio es un gas inerte, en consecuencia, cuando se introduce helio manteniendo constante el volumen y la temperatura, las presiones parciales no se ven afectadas.

4B) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 0,5 puntos; c) 0,5 puntos; d) 0,5 puntos. a) Reducción: (CrO 2− + 8 H+ + 3 e− → Cr3+ + 4 H O) × 2 4 2 Oxidación: (2 Cl− → Cl + 2 e−) × 3 2 Ecuación iónica: 2 CrO 2− + 16 H+ + 6 Cl− → 2 Cr3+ + 8 H O + 3 Cl 4 2 2 Ecuación molecular: 2 K CrO + 16 HCl → 2 CrCl + 8 H O + 3 Cl + 4 KCl 2 4 3 2 2 b) n(CrCl ) = 60,0 / 158,5 = 0,379 mol. Por estequiometría n(CrCl ) = n(K CrO ); 3 3 2 4 m(K CrO ) = 0,379 x 194,2 = 73,6 g de K CrO puros. 2 4 2 4 Masa de K CrO comercial al 70% necesaria = 73,6 × (100 / 70,0) = 105 g. 2 4 c) HCl + H O → Cl − + H O + ; [H O + ] = [HCl] = 1,25×10−2 M; pH = − log [H O + ] = − log(1,25×10−2) = 1,90. 2 3 3 3 d) HA + H O  A − + H O + 2 3 c c 0 c c − x x x eq Para que tenga el mismo pH que el ácido clorhídrico del apartado c) [H O+] = x = 1,25×10−2 M. 3 Ka = 1,8×10−5 = [H O+]·[A−] / [HA] = (1,25×10−2)2 / (c − 1,25×10−2); c = 8,7 M. 3 ÁMBITO DE CONTENIDOS DE LA MATERIA QUÍMICA PARA LA PRUEBA DE EVALUACION PARA EL ACCESO A LA UNIVERSIDAD. CURSO 2025-2026 Las enseñanzas mínimas del Bachillerato LOMLOE están publicadas en el RD 243/2022, BOE de 6 de abril de 2022. La ordenación y el currículo básico del Bachillerato establecido por la Comunidad de Madrid se recoge en el Decreto 64/2022 del BOCM de 20 de julio. 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 2025-2026, 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 2025/2026, 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 del modelo necesidad de la revisión del modelo atómico. Relevancia de este fenómeno en atómico de Bohr se consideran incluidos. el contexto del desarrollo histórico del modelo atómico. El espectro de emisión del hidrógeno. 2. Principios cuánticos de la estructura atómica.  El efecto fotoeléctrico sí está incluido. – Teoría cuántica de Planck. Relación entre el fenómeno de los espectros atómicos y la cuantización de la energía.  Sólo se exigirá identificar el nombre de los – Del modelo de Bohr a los modelos mecano-cuánticos: necesidad de una elementos de los tres primeros periodos a estructura electrónica en diferentes niveles. Modelo atómico de Bohr. partir de sus números atómicos y viceversa. Postulados. Energía de las órbitas del átomo de hidrógeno. Interpretación de los espectros de emisión y absorción de los elementos. Relación con la  Configuraciones electrónicas escritas en estructura electrónica del átomo. Aciertos y limitaciones del modelo atómico de Bohr. orden creciente de energía (diagrama – Principio de incertidumbre de Heisenberg y doble naturaleza onda-corpúsculo Möller). Ejemplos: del electrón. Modelo mecano-cuántico del átomo. Naturaleza probabilística del Sb(Z=51): 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p3 concepto de orbital. Sb(Z=51): [Kr]5s24d105p3 – Números cuánticos. Estructura electrónica del átomo. Principio de exclusión de Pauli. Principio de máxima multiplicidad de Hund. Principio de Aufbau,  Solo se exigirá conocer las excepciones en la Building-up o Construcción Progresiva. Utilización del diagrama de Moeller para escribir la configuración electrónica de los elementos químicos. configuración electrónica hasta el 4º Periodo 3. Tabla periódica y propiedades de los átomos. (incluido): Cr: [Ar]3d54s1 y Cu: [Ar]3d104s1 – Naturaleza experimental del origen de la tabla periódica en cuanto al agrupamiento de los elementos según sus propiedades. La teoría atómica actual y su relación con las leyes experimentales observadas. – Posición de un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica. – Propiedades periódicas: radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Aplicación a la predicción de los valores 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.