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Química PAU 2026 bloque 2 ejercicios resueltos de estructura, enlace y orgánica
Edición imprimible de estudio. 38 desarrollos resueltos y 35 ejercicios finales sobre estructura atómica, enlace y química orgánica. Los modelos tipo PAU son de elaboración propia.
En este bloque hay muchas preguntas con pocas cuentas y bastante razonamiento. La diferencia entre una respuesta incompleta y una respuesta de examen suele estar en la justificación: no basta con indicar una geometría, una tendencia periódica o un tipo de reacción; hay que explicar qué modelo químico permite llegar a esa conclusión.
La guía recorre estructura atómica y propiedades periódicas, enlace y geometría molecular, y química orgánica. Born-Haber, la comparación entre sólidos y los polímeros no aparecen como añadidos de relleno: entran porque ayudan a cerrar preguntas reales de 2.º de Bachillerato y PAU que suelen exigir algo más que una definición.
Aquí trabajamos estructura atómica, enlace y química orgánica. Si necesitas repasar estequiometría, cinética o termodinámica general, puedes hacerlo en el bloque 1. Para equilibrio, ácido-base, solubilidad y redox tienes el bloque 3. De este modo puedes profundizar en cada parte sin encontrarte la misma explicación repetida en varias guías.
La formulación concreta de la PAU cambia entre comunidades. Por eso aquí no se entrena una plantilla cerrada, sino una manera de razonar que siga funcionando cuando cambia el enunciado: identificar el modelo, justificarlo y responder exactamente a lo que se pide. Los modelos señalados como Tipo PAU son de elaboración propia.
Vigencia. La edición está revisada para la PAU 2026. La parte nuclear del contenido seguirá siendo útil en cursos posteriores mientras se mantengan el currículo y las familias de pregunta; antes de cada convocatoria conviene comprobar únicamente la estructura concreta del examen de tu comunidad.
desde base conceptual hasta modelos integrados
con soluciones de control desplegables
estructura atómica, enlace y orgánica
con razonamiento útil para PAU de distintas comunidades
Espectros, dualidad onda-corpúsculo, De Broglie, Heisenberg, orbitales, configuración electrónica y propiedades periódicas.
Lewis, RPECV, hibridación, polaridad, energía reticular, Born-Haber, sólidos y fuerzas intermoleculares.
Grupos funcionales, nomenclatura, isomería, reactividad, oxidación, esterificación y polímeros.
Método Marlu para una cuestión razonada de Química PAU
Una respuesta bien armada suele seguir este hilo: primero reconoces el modelo; después nombras la regla que necesitas, explicas su causa, la aplicas al caso concreto y terminas contestando justo lo que pregunta el enunciado.
Por ejemplo, escribir únicamente “el cloro tiene menor radio” deja la explicación a medias. Una respuesta completa indica que sodio y cloro están en el mismo periodo, que al avanzar hacia la derecha aumenta la carga nuclear efectiva y que los electrones externos permanecen en la misma capa principal. La atracción núcleo-electrón aumenta y, por ello, el radio disminuye.
Yo aquí haría una última lectura muy corta: ¿he nombrado la regla y he explicado por qué se cumple en estas especies? Si falta una de las dos cosas, la respuesta todavía no está cerrada.
Parte 1. Estructura atómica y tabla periódica
La configuración electrónica y las propiedades periódicas se entienden mejor cuando se conectan con el modelo atómico que las sustenta. En PAU interesa tanto saber aplicar una tendencia como explicar su causa.
De los espectros al modelo mecano-cuántico
Cuando un átomo excitado emite luz no aparece un continuo de energías, sino líneas concretas. Los espectros atómicos fueron una señal decisiva de que la energía electrónica está cuantizada: el electrón solo puede ocupar determinados estados energéticos y, al cambiar de estado, absorbe o emite una cantidad de energía definida.
El modelo de Bohr explicó este hecho mediante niveles permitidos. El modelo actual va más lejos: ya no describe al electrón recorriendo una órbita clásica bien definida, sino mediante orbitales, regiones asociadas a la probabilidad de encontrarlo. Órbita y orbital, por tanto, no son sinónimos.
De Broglie dio el paso que faltaba: si la luz puede mostrar comportamiento ondulatorio y corpuscular, una partícula material también puede llevar asociada una longitud de onda. Para un electrón de momento lineal , se escribe . La difracción de electrones no es una metáfora: es una evidencia experimental de ese comportamiento ondulatorio.
El principio de incertidumbre de Heisenberg completa la idea. No podemos asignar simultáneamente al electrón una posición y un momento lineal exactos: . Por eso el orbital expresa probabilidad y no una trayectoria dibujada alrededor del núcleo.
- n indica el nivel principal de energía y puede tomar valores 1, 2, 3...
- l describe el tipo de subnivel. Para un valor n, puede ir de 0 a n−1. Los valores 0, 1, 2 y 3 corresponden a s, p, d y f.
- ml identifica la orientación del orbital y toma valores enteros entre −l y +l.
- ms representa el espín y puede valer +1/2 o −1/2.
- Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.
- Regla de Hund. En orbitales degenerados, los electrones se distribuyen primero desapareados y con espines paralelos antes de comenzar a emparejarse.
- Principio de mínima energía. En el estado fundamental se ocupan primero los orbitales de menor energía disponibles.
Idea de examen. Un espectro de líneas no es un dibujo decorativo: es evidencia experimental de que las diferencias de energía entre estados electrónicos no pueden tomar cualquier valor.
Frontera bien puesta. El efecto fotoeléctrico ayuda a entender que la luz intercambia energía en cuantos, . Aquí lo usamos como contexto del nacimiento del modelo cuántico. Los cálculos de trabajo de extracción, frecuencia umbral y potencial de frenado pertenecen al recurso de Física Moderna.
Ampliación 1. Dos experimentos, dos evidencias
Un metal emite electrones cuando recibe luz de frecuencia suficiente. En otro experimento, un haz de electrones atraviesa un cristal y produce un patrón de difracción. Indica qué idea cuántica respalda cada observación.
Resolución
En el efecto fotoeléctrico, la luz entrega energía mediante cuantos. Cada fotón lleva una energía ; si la frecuencia no alcanza el umbral del metal, aumentar la intensidad no sustituye la energía que le falta a cada fotón.
La difracción del haz de electrones muestra la otra cara de la dualidad: una partícula material puede manifestar comportamiento ondulatorio. Esa observación es coherente con la hipótesis de De Broglie.
Conclusión. El efecto fotoeléctrico apoya la descripción corpuscular y cuantizada de la luz; la difracción de electrones respalda el carácter ondulatorio de la materia.
Ampliación 2. Hipótesis de De Broglie sin perderse en las cuentas
Un electrón y un protón se mueven con la misma velocidad, suficientemente pequeña para usar . Razona cuál posee mayor longitud de onda asociada. Usa .
Resolución
Antes de sustituir números, basta mirar la relación:
Como ambos llevan la misma velocidad, la partícula de menor masa tiene menor momento y, por tanto, mayor longitud de onda.
Resultado. A igual velocidad, la longitud de onda del electrón es aproximadamente 1836 veces la del protón.
Ampliación 3. Órbita, orbital y principio de incertidumbre
Valora esta afirmación: «Un orbital es la trayectoria exacta que sigue el electrón alrededor del núcleo; si conocemos sus números cuánticos, podemos dibujar por dónde pasará».
Resolución
La frase mezcla el modelo de Bohr con el modelo mecano-cuántico. Los números cuánticos describen el estado del electrón y las características del orbital, pero no fijan una trayectoria clásica.
Heisenberg establece que reducir mucho la incertidumbre de la posición aumenta la del momento lineal, y viceversa. No es una limitación del aparato de medida que vaya a desaparecer con un microscopio mejor; forma parte del modelo físico.
Conclusión. Un orbital es una región de probabilidad asociada a un estado electrónico. No es una órbita ni permite reconstruir un camino exacto.
Ampliación 4. Del experimento al modelo cuántico
Un haz de electrones produce máximos y mínimos de intensidad después de atravesar un cristal. Para un segundo haz, el momento lineal de cada electrón es el doble que en el primero.
- Explica qué propiedad del electrón revela el patrón observado.
- Compara las longitudes de onda asociadas a ambos haces.
- Justifica por qué esta descripción no permite recuperar una órbita clásica exacta.
Resolución
El patrón de máximos y mínimos es característico de la interferencia y la difracción. El electrón, aunque se detecte de forma localizada, muestra comportamiento ondulatorio durante el experimento.
Por De Broglie, la longitud de onda es inversamente proporcional al momento. Si , entonces:
La dualidad y el principio de incertidumbre obligan a abandonar la imagen de una trayectoria definida. El modelo habla de estados y probabilidades, no de pequeñas órbitas planetarias.
Comprobación rápida. Mayor momento debe significar menor longitud de onda. El resultado conserva esa relación inversa.
Ideas que hay que dominar
- El número atómico es el número de protones. En un átomo neutro coincide con el número de electrones.
- La configuración electrónica debe respetar el orden energético de llenado, Pauli y Hund. Conviene comprobar al final que el número total de electrones es correcto.
- El periodo se identifica con el mayor número cuántico principal ocupado. En los elementos representativos, los electrones de valencia permiten relacionar la configuración externa con el grupo.
- El radio atómico aumenta al bajar en un grupo porque aparecen nuevas capas y aumenta el apantallamiento.
- Dentro de un periodo, el radio suele disminuir hacia la derecha porque aumenta la carga nuclear efectiva mientras los electrones de valencia permanecen esencialmente en la misma capa principal.
- La primera energía de ionización presenta una tendencia general a aumentar hacia la derecha y hacia arriba, aunque existen irregularidades que deben interpretarse a partir de la configuración electrónica.
- La electronegatividad aumenta, como tendencia general, hacia la derecha y hacia arriba.
- La afinidad electrónica describe el cambio energético asociado a la captura de un electrón por un átomo gaseoso. Su variación periódica es menos regular y conviene razonar cada comparación.
- Un catión suele ser menor que su átomo neutro y un anión suele ser mayor. Entre especies isoelectrónicas, el radio disminuye al aumentar la carga nuclear.
Orden de llenado más usado en Bachillerato
Conviene contar siempre los electrones. Muchos errores de configuración electrónica vienen de escribir subniveles de memoria sin comprobar el total.
Ejercicio 1. Configuración electrónica de átomo neutro
Escribe la configuración electrónica del azufre, con , e indica sus electrones de valencia.
Resolución
El azufre neutro tiene electrones. Llenamos orbitales en orden.
La capa externa es , formada por .
Resultado. . Tiene electrones de valencia.
Ejercicio 2. Configuración electrónica de iones
Escribe la configuración electrónica de . Dato: .
Resolución
Primero escribimos el aluminio neutro.
El ion ha perdido tres electrones. Se eliminan de la capa más externa, primero y después .
Resultado. .
En iones positivos se eliminan electrones de la capa más externa. Este detalle es clave en configuraciones de cationes.
Ejercicio 3. Periodo, grupo y familia
Un elemento tiene configuración externa . Indica periodo, grupo y familia.
Resolución
El mayor número cuántico principal ocupado es , por tanto pertenece al periodo .
En la capa externa tiene:
Tiene electrones de valencia. En elementos representativos, esto corresponde al grupo .
Resultado. Periodo , grupo , familia de los nitrogenoideos.
Ejercicio 4. Números cuánticos válidos
Indica si el conjunto , , , puede describir un electrón.
Resolución
Para , el número puede valer , o . Por tanto, es posible.
Si , puede valer , o . Por tanto, es posible.
El espín puede valer o . Por tanto, es posible.
Resultado. El conjunto de números cuánticos es válido.
Ejercicio 5. Números cuánticos imposibles
Razona si el conjunto , , , es posible.
Resolución
Para un nivel , el número cuántico puede valer desde hasta .
Si , entonces solo puede valer o .
El valor no es posible cuando .
Resultado. El conjunto no es válido porque no es posible para .
Ejercicio 6. Isótopos y masa atómica media
El cloro tiene dos isótopos principales: , con abundancia del , y , con abundancia del . Calcula la masa atómica media aproximada.
Resolución
Pasamos los porcentajes a forma decimal.
Calculamos la media ponderada.
Resultado. La masa atómica media aproximada del cloro es u.
Ejercicio 7. Radio atómico en un periodo
Ordena de menor a mayor radio atómico , y . Justifica la respuesta.
Resolución
Los tres elementos pertenecen al periodo . En un mismo periodo, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Al avanzar en el periodo aumenta la carga nuclear. Los electrones añadidos ocupan la misma capa principal y el aumento de apantallamiento no compensa por completo el aumento de carga nuclear. Por ello crece la carga nuclear efectiva sentida por los electrones de valencia y el radio disminuye.
Resultado. De menor a mayor radio atómico: .
Ejercicio 8. Radio atómico en un grupo
Ordena , y de menor a mayor radio atómico.
Resolución
Los tres pertenecen al grupo . Al bajar en un grupo aumenta el número de capas electrónicas. El electrón externo queda más lejos del núcleo y más apantallado.
Resultado. De menor a mayor radio atómico: .
Ejercicio 9. Radio iónico en especies isoelectrónicas
Ordena de menor a mayor radio , , y . Justifica.
Resolución
Todas tienen electrones. Son especies isoelectrónicas.
En especies con el mismo número de electrones, cuanto mayor es el número de protones, mayor es la atracción nuclear y menor es el radio.
El número de protones es: , , , .
Resultado. .
Ejercicio 10. Energía de ionización
Compara razonadamente la primera energía de ionización de y .
Resolución
Ambos están en el periodo . El cloro está más a la derecha, tiene menor radio y mayor carga nuclear efectiva.
Esto significa que sus electrones externos están más atraídos por el núcleo. Por tanto, cuesta más arrancar un electrón al cloro que al sodio.
Resultado. El cloro tiene mayor primera energía de ionización que el sodio.
Ejercicio 11. Electronegatividad y carácter metálico
Ordena , , y de mayor a menor carácter metálico y razona cuál es más electronegativo.
Resolución
Los cuatro están en el periodo . En un periodo, el carácter metálico disminuye hacia la derecha.
La electronegatividad aumenta hacia la derecha. Por tanto, el más electronegativo de la lista es el cloro.
Resultado. Carácter metálico: . El elemento más electronegativo es .
Modelo PAU AT-1. Estructura electrónica, números cuánticos y periodicidad
Un elemento presenta la configuración electrónica .
- Identifica el elemento y determina su periodo y grupo.
- Escribe un conjunto posible de números cuánticos para un electrón situado en un orbital .
- Explica qué principio impide que dos electrones del átomo posean los cuatro números cuánticos iguales.
- Razona por qué un espectro atómico de emisión presenta líneas discretas.
Resolución
La configuración contiene electrones, por lo que y el elemento es azufre. El mayor valor de ocupado es , de modo que pertenece al periodo . Su configuración de valencia es , con seis electrones de valencia, por lo que pertenece al grupo .
Para un electrón , debe cumplirse y . Por ejemplo, es válido:
El principio de exclusión de Pauli establece que no puede haber dos electrones de un mismo átomo con los cuatro números cuánticos idénticos.
Las líneas discretas del espectro aparecen porque los electrones solo pueden ocupar determinados estados de energía. Cada línea corresponde a una transición entre dos estados y, por tanto, a la emisión de un fotón con una energía concreta.
Resultado. es azufre, está en el periodo y grupo . El espectro de líneas y los números cuánticos se interpretan dentro de un modelo de estados electrónicos cuantizados.
Comprobación. Antes de identificar grupo y periodo, cuenta los electrones. Después verifica que cualquier conjunto de números cuánticos respete , y .
Qué suele decidir la puntuación. En propiedades periódicas, la flecha aprendida de memoria sirve para orientarse, pero la respuesta de examen debe justificar la tendencia con capas electrónicas, apantallamiento, carga nuclear efectiva y atracción sobre los electrones de valencia.
Parte 2. Teoría esencial de enlace químico y geometría molecular
El enlace químico conecta estructura, forma y propiedades. Aquí suelen perderse puntos por una razón bastante sencilla: se reconoce la geometría o el tipo de enlace, pero no se explica de dónde sale. La idea de esta parte es que cada conclusión tenga una causa química detrás.
Ideas clave de enlace
- En un sólido iónico, la cohesión procede de la atracción electrostática entre iones de signo opuesto organizados en una red cristalina. La transferencia electrónica explica la formación de los iones, pero el cristal no está formado por parejas aisladas de átomos.
- En un enlace covalente, los átomos comparten densidad electrónica. La estructura de Lewis permite contabilizar electrones de valencia, pares enlazantes y pares libres.
- La RPECV predice la disposición de los dominios electrónicos alrededor del átomo central. Para decidir la forma de la molécula hay que distinguir geometría electrónica y geometría molecular.
- La hibridación , y puede relacionarse, en los casos habituales de Bachillerato, con dos, tres y cuatro dominios electrónicos.
- Un enlace polar no implica necesariamente una molécula polar. La polaridad molecular depende también de la geometría y de la suma vectorial de los momentos dipolares.
- La intensidad de la red iónica depende principalmente de las cargas de los iones y de la distancia interiónica.
- Las fuerzas intermoleculares —London, dipolo-dipolo y enlace de hidrógeno— permiten explicar muchas diferencias de puntos de fusión y ebullición entre sustancias moleculares.
Cómo resolver geometría y polaridad sin adivinar
Lewis → dominios electrónicos → RPECV → geometría molecular → polaridad de enlaces → suma de dipolos → conclusión.
Este orden evita uno de los errores más habituales: decidir que una molécula es polar únicamente porque contiene enlaces polares.
Ejercicio 12. Lewis y geometría de CO2
Representa , indica su geometría y razona su polaridad.
Resolución
El carbono tiene electrones de valencia y cada oxígeno tiene . En total hay:
La conectividad se representa como . En la estructura de Lewis completa, cada oxígeno conserva además dos pares no enlazantes.
Alrededor del carbono hay dos dominios electrónicos y ningún par libre. Según RPECV, la geometría es lineal y el ángulo es aproximadamente .
Los enlaces son polares, pero la molécula es simétrica. Los dipolos se cancelan.
Resultado. es lineal y apolar.
Ejercicio 13. Lewis y geometría de NH3
Representa , indica su geometría y razona su polaridad.
Resolución
El nitrógeno tiene electrones de valencia y cada hidrógeno aporta . En total hay:
El nitrógeno forma tres enlaces y conserva un par libre, que debe aparecer en la estructura de Lewis.
Hay cuatro dominios electrónicos: tres enlazantes y uno no enlazante. La geometría electrónica es tetraédrica, pero la geometría molecular es piramidal trigonal. El ángulo es aproximadamente , menor que porque el par libre ejerce una repulsión intensa.
Los enlaces son polares y la geometría no permite que los dipolos se cancelen.
Resultado. tiene geometría piramidal trigonal y es polar.
Ejercicio 14. Geometría y polaridad de H2O
Explica la geometría y polaridad del agua.
Resolución
El oxígeno forma dos enlaces y conserva dos pares libres. Hay cuatro zonas electrónicas alrededor del oxígeno.
La geometría electrónica es tetraédrica, pero la geometría molecular es angular. Los dos pares libres comprimen el ángulo hasta aproximadamente .
Los enlaces son polares y, al ser la molécula angular, los dipolos no se cancelan.
Resultado. es angular y polar.
Ejercicio 15. BF3, CH4, NH3 y H2O comparadas
Indica la geometría molecular de , , y .
Resolución
tiene tres dominios enlazantes alrededor del boro y ningún par libre en el átomo central. Su geometría es trigonal plana, con ángulos próximos a .
tiene cuatro dominios enlazantes y ningún par libre en el carbono. Su geometría es tetraédrica, con ángulos de aproximadamente .
tiene tres enlaces y un par libre en el nitrógeno. Su geometría molecular es piramidal trigonal y sus ángulos son próximos a .
tiene dos enlaces y dos pares libres en el oxígeno. Su geometría molecular es angular y el ángulo es aproximadamente .
Resultado. trigonal plana, tetraédrica, piramidal trigonal y angular.
Ejercicio 16. CO2 y SO2 polaridad molecular
Explica por qué es apolar y es polar.
Resolución
es lineal. Sus enlaces son polares, pero están en sentidos opuestos y se compensan.
En , el azufre presenta tres dominios electrónicos alrededor del átomo central si cada enlace múltiple se cuenta como un único dominio. La geometría electrónica es trigonal plana, pero la presencia de un par libre hace que la geometría molecular sea angular. Los dipolos de los enlaces no se cancelan.
Resultado. es apolar por simetría. es polar por su geometría angular.
Ejercicio 17. Geometría, polaridad e hibridación
Asocia , y con su geometría e hibridación aproximada.
Resolución
Considerando la especie molecular aislada , el berilio presenta dos dominios electrónicos. Su geometría es lineal y se asocia a hibridación .
tiene tres zonas electrónicas alrededor del boro. Su geometría es trigonal plana y se asocia a hibridación .
tiene cuatro zonas electrónicas alrededor del carbono. Su geometría es tetraédrica y se asocia a hibridación .
Resultado. : lineal, . : trigonal plana, . : tetraédrica, .
Ejercicio 18. Enlace iónico y energía reticular
Compara razonadamente la energía reticular de y .
Resolución
está formado por y . está formado por y .
En valor absoluto, la interacción reticular aumenta cuando crece el producto de las cargas iónicas y cuando disminuye la distancia entre los iones. Cualitativamente puede pensarse en una dependencia del tipo:
En , el producto de los módulos de las cargas es . En es . Además, es un catión relativamente pequeño, por lo que la atracción electrostática de la red es mucho más intensa.
Resultado. presenta una energía reticular de mayor módulo que . Si se utiliza la entalpía de formación de la red, el valor de será más negativo.
Ciclo de Born-Haber explicado con flechas
El ciclo de Born-Haber permite relacionar la formación global de un cristal iónico con una serie de etapas energéticas más sencillas. La idea es la misma que se utiliza en la ley de Hess: como la entalpía es una función de estado, el cambio energético total no depende del camino elegido.
¿Por qué aparece aquí la ley de Hess? La usamos únicamente para entender cómo se forma una red iónica. Si quieres trabajar termodinámica general, entalpías de reacción, entropía y energía libre, esa parte se desarrolla en el bloque 1 de Química PAU.
1. Antes de calcular, fija el convenio de signos
En esta guía llamaremos a la entalpía asociada a la formación de la red a partir de iones gaseosos:
Este proceso es exotérmico y, con este convenio, .
Atención al libro o al enunciado. Algunos textos definen la energía reticular como la energía necesaria para separar un mol de cristal en iones gaseosos. En ese caso el módulo es el mismo, pero el signo es positivo. En examen conviene escribir siempre qué proceso representa el valor utilizado.
2. El ciclo de NaCl paso a paso
Para formar un mol de a partir de sus elementos en estado estándar podemos ir directamente o construir un camino por etapas.
Entalpía estándar de formación
Los dos caminos parten del mismo estado inicial y llegan al mismo estado final. Por eso la suma de las etapas del camino largo debe ser igual a .
3. Qué significa cada flecha
Sublimación. Convertir sodio sólido en átomos gaseosos requiere energía, por lo que el signo es positivo.
Ionización. Arrancar el electrón externo a también requiere energía.
Atomización del cloro. Para formar un mol de necesitamos un mol de átomos de cloro. Como el cloro elemental es , solo hay que romper medio mol de moléculas. Por eso aparece , no .
Afinidad electrónica. Con los datos empleados aquí, la captura del electrón por el átomo gaseoso de cloro libera energía y se introduce con signo negativo.
Formación de la red. Cuando los iones gaseosos se ordenan en el cristal, la atracción electrostática estabiliza fuertemente el sistema y se libera una cantidad importante de energía.
Errores que conviene cortar antes de hacer cuentas
- Usar en lugar de .
- Cambiar de signo una afinidad electrónica sin comprobar cómo está definida en el enunciado.
- Introducir iones acuosos. En el ciclo reticular intervienen iones gaseosos.
- Confundir la formación de la red con su separación y mezclar dos convenios de energía reticular.
- Empezar a sumar números sin escribir antes las etapas químicas.
Modelo PAU EN-1. Energía reticular de NaCl mediante Born-Haber
Usando los datos anteriores, calcula la entalpía de formación de la red de a partir de los iones gaseosos.
Resolución
Escribimos primero la igualdad energética del ciclo:
Sustituimos los datos manteniendo sus signos:
Agrupamos las etapas conocidas:
Por tanto:
Resultado. La formación de la red libera aproximadamente . Si el enunciado define la energía reticular como separación del cristal en iones gaseosos, el valor correspondiente sería .
Comprobación física. Sublimar, ionizar y romper consumen energía. La afinidad electrónica recupera una parte, pero el proceso global de formación de es exotérmico. La formación de la red debe aportar, por tanto, una estabilización grande y negativa. El signo obtenido es coherente.
Ejercicio 19. Fuerzas intermoleculares y ebullición
Ordena de menor a mayor punto de ebullición , , y .
Resolución
es apolar. Entre sus moléculas actúan esencialmente fuerzas de dispersión de London y, al ser una molécula pequeña, estas interacciones son débiles. Tendrá el menor punto de ebullición.
es polar y puede formar enlaces de hidrógeno, por lo que su punto de ebullición es claramente superior al del metano.
El etanol, , también forma enlaces de hidrógeno y posee una nube electrónica más grande que el amoníaco, por lo que además presenta fuerzas de dispersión apreciables.
El agua forma una red especialmente extensa de enlaces de hidrógeno: cada molécula puede participar como donadora y como aceptora en varias interacciones. Esta red hace que su punto de ebullición sea superior al del etanol, pese a que el etanol tenga mayor masa molecular.
Resultado. .
Regla útil. La masa molecular no debe usarse sola para ordenar puntos de ebullición. Primero se identifican las interacciones intermoleculares y después se compara el conjunto de fuerzas presentes.
Ejercicio 20. Propiedades según el tipo de enlace
Explica por qué el sólido no conduce la electricidad, pero sí lo hace fundido o disuelto.
Resolución
El es un compuesto iónico. En estado sólido, los iones están fijos en la red cristalina y no pueden desplazarse.
Cuando está fundido o disuelto, los iones pueden moverse. Al moverse, transportan carga eléctrica.
Resultado. El sólido no conduce porque sus iones están fijos. Fundido o disuelto sí conduce porque sus iones pueden desplazarse.
Sólidos, conductividad y teoría de bandas
Muchas cuestiones de PAU no piden definir un enlace, sino utilizarlo para explicar una propiedad macroscópica. Esta comparación sirve como mapa rápido.
| Tipo de sólido | Qué mantiene la estructura | Conductividad | Rasgo orientativo |
|---|---|---|---|
| Iónico | Atracción electrostática entre iones | No conduce en sólido; sí fundido y, si es soluble, en disolución | Frecuentemente duro y frágil, con punto de fusión alto |
| Molecular | Fuerzas intermoleculares | Generalmente aislante | Puntos de fusión y ebullición ligados a la intensidad de las fuerzas intermoleculares |
| Covalente de red | Enlaces covalentes extendidos | Generalmente aislante; existen excepciones como el grafito | Muy duro y con punto de fusión muy alto en redes como el diamante |
| Metálico | Atracción entre núcleos/cationes metálicos y electrones deslocalizados | Buen conductor en estado sólido y líquido | Maleabilidad y ductilidad características |
En el modelo de bandas, el enorme número de orbitales de un sólido origina conjuntos de niveles energéticos muy próximos. En los metales existen estados electrónicos disponibles cercanos en energía, lo que permite que los electrones respondan a un campo eléctrico. En el diamante, por el contrario, los electrones de valencia están fuertemente localizados en una red de enlaces covalentes y no hay portadores de carga móviles en condiciones ordinarias.
Cómo se corrige bien este bloque. Cuando el enunciado pregunta por una propiedad, no basta con nombrar “enlace iónico”, “London” o “enlace de hidrógeno”. Hay que conectar la estructura microscópica con la propiedad observable: movilidad de cargas, intensidad de las interacciones, simetría molecular o extensión de la red.
Parte 3. Química orgánica, formulación, isomería y reactividad
La orgánica de PAU combina lenguaje químico y razonamiento estructural: reconocer grupos funcionales, formular y nombrar, distinguir isómeros y anticipar qué transformación sufre una molécula. El objetivo es identificar patrones sin convertir la parte orgánica en una lista de reacciones memorizadas.
Grupos funcionales principales
- Alcano: enlaces sencillos carbono-carbono.
- Alqueno: al menos un doble enlace carbono-carbono.
- Alquino: al menos un triple enlace carbono-carbono.
- Alcohol: grupo .
- Aldehído: grupo .
- Cetona: grupo carbonilo dentro de la cadena.
- Ácido carboxílico: grupo .
- Éster: grupo entre dos fragmentos carbonados.
- Éter: un átomo de oxígeno enlazado a dos grupos carbonados, .
- Halogenuro de alquilo: un halógeno unido a una cadena carbonada.
- Amina: grupo con nitrógeno derivado formalmente del amoníaco.
- Amida: grupo o uno de sus derivados sustituidos.
Ejercicio 21. Identificar grupos funcionales
Identifica el grupo funcional principal de , , , y .
Resolución
tiene grupo . Es un alcohol.
tiene grupo . Es un ácido carboxílico.
tiene carbonilo en el interior de la cadena. Es una cetona.
tiene grupo . Es un aldehído.
tiene grupo . Es un éster.
Resultado. Alcohol, ácido carboxílico, cetona, aldehído y éster.
Ejercicio 22. Nombrar compuestos orgánicos
Nombra , , , y .
Resolución
es propano.
es propeno, también expresable como prop-1-eno.
es etanol.
es ácido etanoico.
es propanal.
Resultado. Propano, propeno, etanol, ácido etanoico y propanal.
Ejercicio 23. Formular compuestos orgánicos
Formula butano, but-2-eno, propan-2-ol, ácido propanoico y etanoato de metilo.
Resolución
Resultado. Las fórmulas son las indicadas en cada línea.
Ejercicio 24. Isomería de cadena, posición y función
Indica el tipo de isomería entre butano y 2-metilpropano, but-1-eno y but-2-eno, etanol y dimetil éter.
Resolución
Butano y 2-metilpropano tienen la misma fórmula molecular, pero distinto esqueleto carbonado. Presentan isomería de cadena.
But-1-eno y but-2-eno tienen la misma función y cadena, pero cambia la posición del doble enlace. Presentan isomería de posición.
Etanol y metoximetano, conocido también como dimetil éter, tienen la misma fórmula molecular , pero distinto grupo funcional. Presentan isomería de función.
Resultado. Isomería de cadena, posición y función.
Ejercicio 25. Isomería geométrica cis-trans
Razona si el but-2-eno presenta isomería geométrica.
Resolución
Cada carbono del doble enlace tiene un hidrógeno y un grupo . Como cada carbono del doble enlace tiene dos sustituyentes distintos, puede existir isomería geométrica.
Resultado. El but-2-eno presenta isomería cis-trans.
Ejercicio 26. Isomería óptica y carbono quiral
Razona si el butan-2-ol presenta isomería óptica.
Resolución
El carbono está unido a cuatro sustituyentes diferentes: , , y .
Por tanto, es un centro estereogénico. La molécula puede existir en dos configuraciones que son imágenes especulares no superponibles, es decir, dos enantiómeros.
Resultado. El butan-2-ol presenta isomería óptica y puede existir como un par de enantiómeros.
Ejercicio 27. Combustión de un compuesto orgánico
Ajusta la combustión completa del propano.
Resolución
Escribimos la reacción sin ajustar.
Ajustamos carbonos: hay carbonos.
Ajustamos hidrógenos: hay hidrógenos, por tanto .
En productos hay oxígenos, por tanto hacen falta .
Resultado. .
Ejercicio 28. Reacciones orgánicas básicas
Clasifica las siguientes reacciones: hidrogenación de un alqueno, deshidratación de un alcohol, halogenación de un alcano y oxidación de un alcohol primario.
Resolución
La hidrogenación de un alqueno añade al doble enlace. Es una reacción de adición.
La deshidratación de un alcohol elimina agua y forma un alqueno. Es una reacción de eliminación.
La halogenación de un alcano sustituye un hidrógeno por un halógeno. Es una reacción de sustitución.
La oxidación de un alcohol primario puede dar un aldehído y después un ácido carboxílico.
Resultado. Adición, eliminación, sustitución y oxidación.
Ejercicio 29. Oxidación de alcoholes
Indica los productos esperados en la oxidación suave y fuerte del etanol.
Resolución
El etanol es un alcohol primario.
En condiciones de oxidación controlada, un alcohol primario puede detenerse en aldehído. El producto concreto depende del oxidante y de las condiciones experimentales.
El producto es etanal.
Con oxidación más intensa o exceso de oxidante, el aldehído puede continuar oxidándose hasta ácido carboxílico.
El producto es ácido etanoico.
Resultado. El etanol puede oxidarse primero a etanal y después a ácido etanoico.
Ejercicio 30. Esterificación
Escribe la reacción entre ácido etanoico y etanol para formar un éster.
Resolución
Un ácido carboxílico y un alcohol pueden reaccionar, habitualmente en medio ácido, para formar un éster y agua.
El producto orgánico es etanoato de etilo. La doble flecha recuerda que la esterificación es reversible.
Resultado. Se forma etanoato de etilo y agua.
En esta parte basta con reconocer y escribir la transformación orgánica. Cuando una reacción reversible exige calcular constantes o composiciones de equilibrio, el desarrollo completo está en el bloque 3 de equilibrio químico.
Del monómero al polímero: ejemplo del PVC
Un polímero está formado por un gran número de unidades estructurales repetidas. En una polimerización por adición, muchos monómeros con doble enlace se enlazan entre sí sin que se elimine una molécula pequeña en cada paso.
El monómero del PVC es el cloroeteno, también llamado cloruro de vinilo:
Su polimerización puede representarse de forma simplificada como:
El doble enlace se transforma y permite enlazar sucesivamente las unidades. Los corchetes contienen la unidad repetitiva; la letra indica que esa unidad aparece un número elevado de veces y no un coeficiente estequiométrico fijo como en una reacción molecular ordinaria.
Comprobación visual. La unidad repetitiva debe conservar la proporción de átomos del monómero y mostrar enlaces abiertos hacia las unidades vecinas del polímero.
Modelo PAU ORG-1. Isomería, quiralidad y polímeros
Trabaja con la fórmula molecular y con el monómero .
- Escribe dos alcoholes de que sean isómeros de posición.
- Escribe un compuesto de la misma fórmula que sea isómero de función de un alcohol.
- Indica cuál de los alcoholes propuestos puede presentar isomería óptica y justifica la respuesta.
- Escribe la polimerización del cloroeteno e indica el tipo de reacción.
Resolución
Una pareja sencilla de isómeros de posición es butan-1-ol y butan-2-ol:
Un isómero de función con fórmula es, por ejemplo, etoxietano:
El butan-2-ol presenta un carbono unido a cuatro sustituyentes distintos: , , y . Por tanto, puede existir como dos enantiómeros.
La polimerización del cloroeteno es:
Es una polimerización por adición.
Resultado. La misma fórmula molecular puede corresponder a estructuras distintas; la quiralidad exige cuatro sustituyentes diferentes en el centro estereogénico y el PVC se obtiene por adición del cloroeteno.
Ejercicio 31. Problema completo tipo PAU del bloque 2
Dados , , , , y , responde razonadamente:
- Escribe la configuración electrónica de y .
- Compara sus radios atómicos.
- Explica el tipo de enlace en .
- Razona la geometría y polaridad de , y .
- Formula un alcohol de dos carbonos y un ácido carboxílico de dos carbonos.
- Indica qué tipo de reacción es la combustión del etanol.
Resolución
Configuración electrónica del sodio:
Configuración electrónica del cloro:
Ambos están en el periodo . El radio disminuye hacia la derecha, por lo que el sodio tiene mayor radio que el cloro.
El sodio pierde un electrón y el cloro lo gana, formando y . El enlace iónico no es una pareja aislada: es la atracción electrostática que mantiene esos iones ordenados en una red cristalina.
es lineal y apolar. es piramidal trigonal y polar. es angular y polar.
Un alcohol de dos carbonos es el etanol.
Un ácido carboxílico de dos carbonos es el ácido etanoico.
La combustión del etanol es una oxidación completa que produce y .
Resultado. El ejercicio conecta estructura atómica, tendencias periódicas, enlace, geometría, polaridad y orgánica.
Ejercicio integrador. Una buena respuesta debe mantener el mismo criterio en todas las partes: escribir el modelo químico, justificarlo y cerrar con una conclusión breve. Si una cuestión se resuelve con una sola palabra, conviene revisar si falta la explicación que el corrector espera.
Práctica final sin resolver
Estos ejercicios sirven para comprobar si el alumno domina estructura atómica, dualidad del electrón, tabla periódica, enlace químico, geometría molecular y química orgánica antes de avanzar al bloque 3.
Ejercicios para practicar y mini‑simulacro
La práctica está graduada. Los primeros ejercicios comprueban si reconoces el modelo; después se mezclan decisiones; seis cuestiones forman un simulacro breve y el cierre añade cuatro ejercicios de ampliación cuántica. No mires la solución al primer atasco: escribe antes qué regla utilizarías y qué dato del enunciado te lleva a ella.
A. Base y reconocimiento
- Escribe la configuración electrónica de , .
- Escribe la configuración electrónica de .
- Indica periodo y grupo de un elemento cuya configuración termina en .
- Razona cuál tiene mayor radio: o .
- Razona cuál tiene mayor energía de ionización: o .
- Ordena , , y por radio.
- Indica si , , , es posible.
- Calcula la masa atómica media de un elemento con isótopos de masas y , abundancias y .
- Dibuja Lewis de .
- Indica y justifica la geometría de .
- Indica y justifica la geometría de .
- Razona si es polar.
- Explica por qué conduce fundido pero no sólido.
- Ordena , , por punto de ebullición.
B. Formulación, isomería y reactividad
- Identifica el grupo funcional de .
- Nombra .
- Formula propan-2-ol.
- Formula ácido propanoico.
- Indica el tipo de isomería entre propanal y propanona.
- Razona si but-2-eno presenta isomería cis-trans.
- Razona si butan-2-ol presenta isomería óptica.
- Ajusta la combustión del etanol.
- Clasifica .
- Clasifica la deshidratación de un alcohol a alqueno.
- Escribe la esterificación reversible entre ácido etanoico y metanol.
C. Resolver sin guía
Redacta como si entregaras el examen: regla, aplicación y conclusión. Una cifra o una palabra sin razonamiento no alcanza la puntuación completa.
- Explica por qué la aparición de líneas discretas en un espectro atómico es compatible con niveles de energía cuantizados. 1,5 puntos
- Enuncia el principio de exclusión de Pauli y la regla de Hund. Aplícalos cualitativamente a los tres electrones del nitrógeno. 1,5 puntos
- Ordena de mayor a menor los ángulos de enlace aproximados de , y , y justifica la variación. 1,5 puntos
- Para NaF, usa , , , y . Calcula . 2 puntos
- Explica por qué un metal como el plomo conduce la electricidad y el diamante no lo hace en condiciones ordinarias. 1,5 puntos
- Escribe la polimerización del cloroeteno para obtener PVC e indica el tipo de polimerización. 2 puntos
Criterio de autocorrección. Reserva aproximadamente un 70 % de cada apartado al modelo y su aplicación, un 20 % a la justificación química y un 10 % a una conclusión clara, signos, unidades o representación correcta.
D. Ampliación cuántica
Aquí no se buscan largas cuentas de Física. Se comprueba si sabes relacionar cada evidencia con el modelo químico que estamos usando.
- Explica qué respalda el efecto fotoeléctrico y qué respalda la difracción de electrones. No basta con escribir «dualidad».
- Un electrón y un protón se mueven a la misma velocidad no relativista. Razona cuál tiene mayor longitud de onda de De Broglie y calcula la relación aproximada si .
- Razona por qué la frase «el orbital 2p es la órbita exacta del electrón» no es compatible con el principio de incertidumbre.
- El momento lineal de una partícula se triplica. Determina cómo cambia su longitud de onda asociada y comprueba si el sentido del resultado es razonable.
Ver soluciones razonadas y criterios de control
- El calcio neutro tiene 20 electrones: . La suma de exponentes debe dar 20.
- El azufre neutro tiene 16 electrones y ha ganado dos: .
- El mayor nivel ocupado es , luego está en el periodo 3. La valencia suma cinco electrones y corresponde al grupo 15.
- tiene mayor radio. Está debajo de en el grupo 1 y posee más capas electrónicas y mayor apantallamiento.
- tiene mayor primera energía de ionización. En el mismo periodo presenta menor radio y mayor carga nuclear efectiva que .
- Son isoelectrónicas, con 10 electrones. Al aumentar el número de protones disminuye el radio: .
- No es posible. Para , solo puede valer 0, 1 o 2; nunca 3.
- Media ponderada: .
- La estructura es , con dos pares libres en cada oxígeno. Alrededor del carbono hay dos dominios electrónicos.
- es piramidal trigonal: el nitrógeno tiene tres pares enlazantes y un par libre; la geometría electrónica es tetraédrica.
- es angular: alrededor del oxígeno hay dos enlaces y dos pares libres.
- es polar. Su geometría molecular es angular y los dipolos de enlace no se cancelan.
- En el sólido los iones ocupan posiciones fijas en la red. Al fundirlo quedan móviles y pueden transportar carga.
- . El metano solo presenta London; amoníaco y agua forman enlaces de hidrógeno, y el agua construye una red especialmente extensa.
- contiene el grupo : es un ácido carboxílico.
- tiene tres carbonos y un aldehído terminal: propanal.
- Propan-2-ol: . El localizador 2 sitúa el grupo hidroxilo en el carbono central.
- Ácido propanoico: . El carbono del carboxilo pertenece a la cadena principal.
- Propanal y propanona comparten fórmula molecular, pero son aldehído y cetona: isomería de función.
- Sí. En el but-2-eno cada carbono del doble enlace está unido a dos sustituyentes distintos; existen las disposiciones cis y trans.
- Sí. El carbono 2 está unido a , , y ; es un centro estereogénico.
- . Se conservan 2 C, 6 H y 7 O a cada lado.
- Es una adición: el bromo se incorpora a los carbonos del doble enlace.
- Es una eliminación: el alcohol pierde agua y se forma un doble enlace.
- . Se forma etanoato de metilo; la flecha doble recuerda que es reversible.
- Las líneas discretas indican que el átomo solo intercambia determinadas cantidades de energía. Cada línea corresponde a una transición entre dos estados permitidos.
- Pauli impide que dos electrones tengan los cuatro números cuánticos iguales. Hund establece que los orbitales degenerados se ocupan primero por separado y con espines paralelos; en , los tres electrones quedan desapareados.
- : . Los pares libres repelen más que los pares enlazantes y comprimen progresivamente el ángulo.
- Con el convenio de formación: . Para separar la red, el módulo sería .
- En el plomo hay estados electrónicos disponibles cercanos en energía y portadores móviles. En el diamante, los electrones están localizados en la red covalente y la separación entre bandas impide la conducción ordinaria.
- . Es una polimerización por adición y la unidad repetitiva conserva la proporción del monómero.
- El efecto fotoeléctrico muestra que la luz intercambia energía en cuantos: cada fotón aporta . La difracción de electrones evidencia el comportamiento ondulatorio de una partícula material y respalda la hipótesis de De Broglie.
- A igual velocidad, . Como el electrón tiene menor masa, su longitud de onda es mayor: .
- Un orbital describe un estado y una distribución de probabilidad. Heisenberg impide atribuir simultáneamente posición y momento exactos al electrón, de modo que el orbital 2p no puede interpretarse como una trayectoria clásica.
- Por , si , entonces . El sentido es coherente: más momento implica menor longitud de onda.
Errores frecuentes del bloque 2
- Escribir una configuración sin contar los electrones o retirar electrones de una capa que no es la más externa al formar un catión.
- Confundir periodo y grupo, o aceptar un conjunto de números cuánticos sin comprobar sus intervalos permitidos.
- Llamar órbita al orbital y describir al electrón como una partícula que sigue una trayectoria exacta.
- Atribuir al efecto fotoeléctrico la difracción de electrones, o invertir las evidencias: el primero muestra la cuantización de la luz; la segunda, el comportamiento ondulatorio de la materia.
- Justificar una tendencia periódica con una flecha memorizada, sin hablar de capas, apantallamiento y carga nuclear efectiva.
- Tratar radio atómico y radio iónico como si fueran la misma comparación.
- Decidir la polaridad por los enlaces y olvidar la geometría, los pares libres o la suma vectorial de dipolos.
- Confundir una fuerza intermolecular con el enlace covalente que mantiene unidos los átomos dentro de una molécula.
- Nombrar orgánica sin elegir y numerar primero la cadena principal, o clasificar la isomería sin verificar la fórmula molecular.
- Confundir adición, sustitución, eliminación, oxidación y esterificación porque se mira el reactivo y no el cambio estructural.
- Mezclar los convenios de formación y separación de la red, o olvidar el factor al atomizar una especie diatómica en Born–Haber.
- Ordenar puntos de ebullición solo por masa molecular, sin identificar las fuerzas intermoleculares.
- Confundir el monómero con la unidad repetitiva o cerrar los enlaces que deben continuar hacia las unidades vecinas.
Hasta dónde llega esta guía
Aquí quedan cubiertas la estructura atómica, la dualidad onda-corpúsculo del electrón, De Broglie, Heisenberg, las propiedades periódicas, el enlace químico, la geometría molecular y la química orgánica. El efecto fotoeléctrico aparece únicamente como contexto del nacimiento del modelo cuántico: los problemas de trabajo de extracción, frecuencia umbral y potencial de frenado se reservan para Física Moderna. El ciclo de Born-Haber también tiene sitio porque ayuda a entender la formación y la estabilidad de los cristales iónicos. Para estudiar termodinámica química general puedes continuar con el bloque 1; los cálculos de equilibrio, ácido-base, solubilidad y redox se trabajan en el bloque 3.
Si necesitas afianzar el razonamiento
Si entiendes la teoría pero tus respuestas se quedan en una palabra, el trabajo útil no consiste en repetir definiciones: hay que practicar cómo se justifica cada decisión y corregir dónde se pierde precisión. Puedes consultar la preparación de Química online para Bachillerato y PAU.
Si antes prefieres conocer cómo trabajamos el conjunto de Matemáticas, Física y Química, puedes consultar las clases particulares online de Marlu Educativa.
Cuando tengas claro que quieres consultar disponibilidad y horario, puedes dejar tus datos en la prematrícula de Marlu Educativa.
Preguntas frecuentes sobre el bloque 2 de Química PAU
¿Cómo se obtiene el periodo y el grupo a partir de una configuración electrónica?
El periodo se obtiene del mayor número cuántico principal ocupado. En los elementos representativos, la configuración de valencia permite relacionar el número de electrones externos con el grupo.
¿Qué diferencia hay entre geometría electrónica y geometría molecular?
La geometría electrónica considera todos los dominios electrónicos alrededor del átomo central, incluidos los pares libres. La geometría molecular describe la disposición de los átomos y no incluye los pares libres como vértices visibles.
¿Por qué CO2 es apolar si sus enlaces C=O son polares?
Porque la molécula es lineal y simétrica. Los dos momentos dipolares de enlace tienen igual módulo y sentidos opuestos, por lo que su suma vectorial es nula.
¿Para qué sirve el ciclo de Born-Haber?
Relaciona la entalpía de formación de un cristal iónico con etapas como sublimación, ionización, atomización, afinidad electrónica y formación de la red, permitiendo calcular una de ellas cuando las demás son conocidas.
¿Por qué la energía reticular aparece unas veces positiva y otras negativa?
Depende del convenio. La formación de la red a partir de iones gaseosos es exotérmica y se expresa con signo negativo; la separación del cristal en iones gaseosos requiere energía y se expresa con signo positivo.
¿Qué diferencia hay entre isomería geométrica e isomería óptica?
La isomería geométrica aparece cuando la rotación está restringida y los sustituyentes pueden disponerse de formas espaciales distintas, como cis y trans. La isomería óptica se asocia a estructuras quirales que pueden existir como imágenes especulares no superponibles.
Biblioteca Marlu Educativa. Recurso revisado el 22 de agosto de 2026. Criterio docente y supervisión académica de José María · revisión académica y editorial del equipo Marlu.
Bloque 2 · estructura atómica, enlace químico y química orgánica.