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Química PAU 2026 bloque 2 ejercicios resueltos de estructura, enlace y orgánica
Química PAU 2026 bloque 2: estructura atómica, enlace químico y química orgánica
Este segundo bloque reúne tres partes que aparecen de forma muy habitual en Química PAU: estructura atómica y tabla periódica, enlace químico y geometría molecular, y química orgánica con formulación, isomería y reacciones orgánicas. Es un bloque muy importante porque muchas preguntas no son largas, pero exigen una respuesta precisa, justificada y escrita con lenguaje químico.
No basta con decir que el radio aumenta hacia abajo o que una molécula es polar. Hay que justificar qué ocurre con la carga nuclear efectiva, el apantallamiento, los pares libres, la geometría molecular, los dipolos o los grupos funcionales. En PAU se premia la explicación correcta, no solo el resultado final.
Este bloque está diseñado como una pieza central de la preparación de Química PAU 2026. Conecta con el bloque 1 de estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica y prepara el paso al bloque 3 de equilibrio químico, ácido-base, solubilidad, redox, pilas y electrólisis.
Material elaborado para Marlu Educativa como recurso de alto impacto para alumnos que preparan Química PAU y necesitan dominar los razonamientos que más se repiten en examen.
Configuración electrónica, iones, números cuánticos, grupo, periodo, radio, energía de ionización y electronegatividad.
Lewis, geometría, polaridad, enlace iónico, covalente, metálico y fuerzas intermoleculares.
Grupos funcionales, nomenclatura, isomería, combustión, adición, sustitución, eliminación y esterificación.
Preparar Química PAU con razonamiento, no con frases sueltas
Este bloque separa al alumno que memoriza del alumno que entiende. En Marlu Educativa trabajamos Química con explicación paso a paso, ejercicios tipo PAU y corrección de errores frecuentes. Puede consultarse la modalidad de clases online de Matemáticas, Física y Química, las clases online por la mañana o solicitar orientación desde la prematrícula de clases particulares.
Índice clicable de teoría y ejercicios
- Teoría esencial de estructura atómica y tabla periódica
- Configuración electrónica de átomo neutro
- Configuración electrónica de iones
- Periodo, grupo y familia
- Números cuánticos válidos
- Números cuánticos imposibles
- Isótopos y masa atómica media
- Radio atómico en un periodo
- Radio atómico en un grupo
- Radio iónico en especies isoelectrónicas
- Energía de ionización
- Electronegatividad y carácter metálico
- Teoría esencial de enlace químico
- Lewis y geometría de CO2
- Lewis y geometría de NH3
- Geometría y polaridad de H2O
- BF3, CH4, NH3 y H2O comparadas
- CO2 y SO2 polaridad molecular
- Geometría, polaridad e hibridación
- Enlace iónico y energía reticular
- Fuerzas intermoleculares y ebullición
- Propiedades según el tipo de enlace
- Teoría esencial de química orgánica
- Identificar grupos funcionales
- Nombrar compuestos orgánicos
- Formular compuestos orgánicos
- Isomería de cadena, posición y función
- Isomería geométrica cis-trans
- Isomería óptica y carbono quiral
- Combustión de un compuesto orgánico
- Reacciones orgánicas básicas
- Oxidación de alcoholes
- Esterificación
- Problema completo tipo PAU del bloque 2
- Práctica final sin resolver
Parte 1. Teoría esencial de estructura atómica y tabla periódica
La estructura atómica explica cómo se distribuyen los electrones y permite justificar propiedades periódicas. En PAU no basta con saber la tendencia: hay que explicar por qué ocurre.
Ideas que hay que dominar
- El número atómico \(Z\) indica el número de protones. En un átomo neutro coincide con el número de electrones.
- La configuración electrónica se escribe siguiendo el orden de llenado de orbitales.
- El periodo se identifica con el mayor número cuántico principal ocupado.
- En elementos representativos, el grupo se relaciona con los electrones de valencia.
- El radio atómico aumenta al bajar en un grupo porque aumenta el número de capas.
- El radio atómico disminuye hacia la derecha en un periodo porque aumenta la carga nuclear efectiva.
- La energía de ionización suele aumentar hacia la derecha y hacia arriba.
- La electronegatividad suele aumentar hacia la derecha y hacia arriba.
- Los cationes son menores que sus átomos neutros. Los aniones son mayores que sus átomos neutros.
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 \(Z=16\), e indica sus electrones de valencia.
Resolución
El azufre neutro tiene \(16\) electrones. Llenamos orbitales en orden.
La capa externa es \(n=3\), formada por \(3s^2\ 3p^4\).
Resultado. \(S:\ 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^4\). Tiene \(6\) electrones de valencia.
Ejercicio 2. Configuración electrónica de iones
Escribe la configuración electrónica de \(Al^{3+}\). Dato: \(Z(Al)=13\).
Resolución
Primero escribimos el aluminio neutro.
El ion \(Al^{3+}\) ha perdido tres electrones. Se eliminan de la capa más externa, primero \(3p^1\) y después \(3s^2\).
Resultado. \(Al^{3+}:\ 1s^2\ 2s^2\ 2p^6\).
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 \(4s^2\ 4p^3\). Indica periodo, grupo y familia.
Resolución
El mayor número cuántico principal ocupado es \(n=4\), por tanto pertenece al periodo \(4\).
En la capa externa tiene:
Tiene \(5\) electrones de valencia. En elementos representativos, esto corresponde al grupo \(15\).
Resultado. Periodo \(4\), grupo \(15\), familia de los nitrogenoideos.
Ejercicio 4. Números cuánticos válidos
Indica si el conjunto \(n=3\), \(l=1\), \(m_l=-1\), \(m_s=+1/2\) puede describir un electrón.
Resolución
Para \(n=3\), el número \(l\) puede valer \(0\), \(1\) o \(2\). Por tanto, \(l=1\) es posible.
Si \(l=1\), \(m_l\) puede valer \(-1\), \(0\) o \(+1\). Por tanto, \(m_l=-1\) es posible.
El espín puede valer \(+1/2\) o \(-1/2\). Por tanto, \(m_s=+1/2\) es posible.
Resultado. El conjunto de números cuánticos es válido.
Ejercicio 5. Números cuánticos imposibles
Razona si el conjunto \(n=2\), \(l=2\), \(m_l=0\), \(m_s=-1/2\) es posible.
Resolución
Para un nivel \(n\), el número cuántico \(l\) puede valer desde \(0\) hasta \(n-1\).
Si \(n=2\), entonces \(l\) solo puede valer \(0\) o \(1\).
El valor \(l=2\) no es posible cuando \(n=2\).
Resultado. El conjunto no es válido porque \(l=2\) no es posible para \(n=2\).
Ejercicio 6. Isótopos y masa atómica media
El cloro tiene dos isótopos principales: \(^{35}Cl\), con abundancia del \(75\%\), y \(^{37}Cl\), con abundancia del \(25\%\). 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 \(35,5\) u.
Ejercicio 7. Radio atómico en un periodo
Ordena de menor a mayor radio atómico \(Na\), \(Mg\) y \(Cl\). Justifica la respuesta.
Resolución
Los tres elementos pertenecen al periodo \(3\). En un mismo periodo, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
La razón es que aumenta el número de protones, mientras los electrones añadidos entran en la misma capa. Aumenta la carga nuclear efectiva y los electrones externos quedan más atraídos.
Resultado. De menor a mayor radio atómico: \(Cl
Ejercicio 8. Radio atómico en un grupo
Ordena \(Li\), \(Na\) y \(K\) de menor a mayor radio atómico.
Resolución
Los tres pertenecen al grupo \(1\). 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: \(Li
Ejercicio 9. Radio iónico en especies isoelectrónicas
Ordena de menor a mayor radio \(O^{2-}\), \(F^-\), \(Na^+\) y \(Mg^{2+}\). Justifica.
Resolución
Todas tienen \(10\) 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: \(O=8\), \(F=9\), \(Na=11\), \(Mg=12\).
Resultado. \(Mg^{2+}
Ejercicio 10. Energía de ionización
Compara razonadamente la primera energía de ionización de \(Na\) y \(Cl\).
Resolución
Ambos están en el periodo \(3\). 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 \(Na\), \(Al\), \(S\) y \(Cl\) de mayor a menor carácter metálico y razona cuál es más electronegativo.
Resolución
Los cuatro están en el periodo \(3\). 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: \(Na>Al>S>Cl\). El elemento más electronegativo es \(Cl\).
Bloque muy preguntable en PAU. Las propiedades periódicas parecen sencillas, pero se corrigen con precisión. Hay que justificar con carga nuclear efectiva, capas, apantallamiento y atracción sobre los electrones. Si el alumno se limita a memorizar flechas, conviene reforzar este bloque desde la prematrícula de clases particulares.
Parte 2. Teoría esencial de enlace químico y geometría molecular
El enlace químico explica cómo se unen los átomos, qué forma tienen las moléculas y qué propiedades presentan las sustancias. Es una parte muy frecuente en cuestiones de PAU.
Ideas clave de enlace
- El enlace iónico se forma por transferencia de electrones entre metal y no metal.
- El enlace covalente se forma al compartir electrones entre no metales.
- El enlace metálico explica la conductividad, ductilidad y maleabilidad de los metales.
- La estructura de Lewis muestra electrones de valencia, pares enlazantes y pares libres.
- La geometría molecular depende de las zonas de densidad electrónica alrededor del átomo central.
- Una molécula con enlaces polares puede ser apolar si los dipolos se cancelan por simetría.
- Las fuerzas intermoleculares condicionan puntos de fusión y ebullición.
Ejercicio 12. Lewis y geometría de CO2
Representa \(CO_2\), indica su geometría y razona su polaridad.
Resolución
El carbono tiene \(4\) electrones de valencia y cada oxígeno tiene \(6\). En total hay:
La estructura estable es:
El carbono central tiene dos zonas de densidad electrónica y no tiene pares libres. La geometría es lineal.
Los enlaces \(C=O\) son polares, pero la molécula es simétrica. Los dipolos se cancelan.
Resultado. \(CO_2\) es lineal y apolar.
Ejercicio 13. Lewis y geometría de NH3
Representa \(NH_3\), indica su geometría y razona su polaridad.
Resolución
El nitrógeno tiene \(5\) electrones de valencia y cada hidrógeno aporta \(1\). En total hay:
El nitrógeno forma tres enlaces \(N-H\) y conserva un par libre.
Hay cuatro zonas electrónicas: tres enlaces y un par libre. La geometría electrónica es tetraédrica, pero la molecular es piramidal trigonal.
Los enlaces son polares y la geometría no permite que los dipolos se cancelen.
Resultado. \(NH_3\) 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 \(O-H\) y conserva dos pares libres. Hay cuatro zonas electrónicas alrededor del oxígeno.
La geometría electrónica es tetraédrica, pero la geometría molecular es angular.
Los enlaces \(O-H\) son polares y, al ser la molécula angular, los dipolos no se cancelan.
Resultado. \(H_2O\) es angular y polar.
Ejercicio 15. BF3, CH4, NH3 y H2O comparadas
Indica la geometría molecular de \(BF_3\), \(CH_4\), \(NH_3\) y \(H_2O\).
Resolución
\(BF_3\) tiene tres enlaces alrededor del boro y ningún par libre en el átomo central. Su geometría es trigonal plana.
\(CH_4\) tiene cuatro enlaces y ningún par libre en el carbono. Su geometría es tetraédrica.
\(NH_3\) tiene tres enlaces y un par libre en el nitrógeno. Su geometría es piramidal trigonal.
\(H_2O\) tiene dos enlaces y dos pares libres en el oxígeno. Su geometría es angular.
Resultado. \(BF_3\) trigonal plana, \(CH_4\) tetraédrica, \(NH_3\) piramidal trigonal y \(H_2O\) angular.
Ejercicio 16. CO2 y SO2 polaridad molecular
Explica por qué \(CO_2\) es apolar y \(SO_2\) es polar.
Resolución
\(CO_2\) es lineal. Sus enlaces \(C=O\) son polares, pero están en sentidos opuestos y se compensan.
\(SO_2\) es angular debido a la presencia de un par libre sobre el azufre. Al ser angular, los dipolos no se cancelan.
Resultado. \(CO_2\) es apolar por simetría. \(SO_2\) es polar por su geometría angular.
Ejercicio 17. Geometría, polaridad e hibridación
Asocia \(BeCl_2\), \(BF_3\) y \(CH_4\) con su geometría e hibridación aproximada.
Resolución
\(BeCl_2\) tiene dos zonas electrónicas alrededor del berilio. Su geometría es lineal y se asocia a hibridación \(sp\).
\(BF_3\) tiene tres zonas electrónicas alrededor del boro. Su geometría es trigonal plana y se asocia a hibridación \(sp^2\).
\(CH_4\) tiene cuatro zonas electrónicas alrededor del carbono. Su geometría es tetraédrica y se asocia a hibridación \(sp^3\).
Resultado. \(BeCl_2\): lineal, \(sp\). \(BF_3\): trigonal plana, \(sp^2\). \(CH_4\): tetraédrica, \(sp^3\).
Ejercicio 18. Enlace iónico y energía reticular
Compara razonadamente la energía reticular de \(NaCl\) y \(MgO\).
Resolución
\(NaCl\) está formado por \(Na^+\) y \(Cl^-\). \(MgO\) está formado por \(Mg^{2+}\) y \(O^{2-}\).
La energía reticular aumenta cuanto mayores son las cargas iónicas y cuanto menor es la distancia entre iones.
En \(MgO\), las cargas son \(+2\) y \(-2\), mayores que en \(NaCl\). Por ello, la atracción electrostática es más intensa.
Resultado. \(MgO\) tiene mayor energía reticular que \(NaCl\).
Ejercicio 19. Fuerzas intermoleculares y ebullición
Ordena de menor a mayor punto de ebullición \(CH_4\), \(NH_3\), \(H_2O\) y \(CH_3CH_2OH\).
Resolución
\(CH_4\) es apolar y solo presenta fuerzas de London, por lo que tendrá el menor punto de ebullición.
\(NH_3\) puede formar enlaces de hidrógeno, pero menos intensos que los del agua.
\(H_2O\) forma una red intensa de enlaces de hidrógeno.
El etanol también forma enlaces de hidrógeno y tiene mayor masa molecular que el agua, por lo que suele presentar mayor punto de ebullición.
Resultado. \(CH_4
Ejercicio 20. Propiedades según el tipo de enlace
Explica por qué el \(NaCl\) sólido no conduce la electricidad, pero sí lo hace fundido o disuelto.
Resolución
El \(NaCl\) 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 \(NaCl\) sólido no conduce porque sus iones están fijos. Fundido o disuelto sí conduce porque sus iones pueden desplazarse.
Enlace químico tiene mucha intención de búsqueda. Lewis, geometría molecular, polaridad y fuerzas intermoleculares son dudas muy frecuentes. En las clases online de Química se trabaja este bloque con esquemas, ejemplos y razonamiento de examen.
Parte 3. Teoría esencial de química orgánica, formulación e isomería
La química orgánica de PAU se basa en reconocer grupos funcionales, nombrar, formular, identificar isómeros y clasificar reacciones. Es un bloque muy entrenable si se estudia con orden.
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 \(-OH\).
- Aldehído: grupo \(-CHO\).
- Cetona: grupo carbonilo dentro de la cadena.
- Ácido carboxílico: grupo \(-COOH\).
- Éster: grupo \(-COO-\) entre dos cadenas carbonadas.
- Amina: grupo con nitrógeno.
- Amida: grupo \(-CONH_2\) o derivado.
Ejercicio 21. Identificar grupos funcionales
Identifica el grupo funcional principal de \(CH_3CH_2OH\), \(CH_3COOH\), \(CH_3COCH_3\), \(CH_3CHO\) y \(CH_3COOCH_3\).
Resolución
\(CH_3CH_2OH\) tiene grupo \(-OH\). Es un alcohol.
\(CH_3COOH\) tiene grupo \(-COOH\). Es un ácido carboxílico.
\(CH_3COCH_3\) tiene carbonilo en el interior de la cadena. Es una cetona.
\(CH_3CHO\) tiene grupo \(-CHO\). Es un aldehído.
\(CH_3COOCH_3\) tiene grupo \(-COO-\). Es un éster.
Resultado. Alcohol, ácido carboxílico, cetona, aldehído y éster.
Ejercicio 22. Nombrar compuestos orgánicos
Nombra \(CH_3CH_2CH_3\), \(CH_3CH=CH_2\), \(CH_3CH_2OH\), \(CH_3COOH\) y \(CH_3CH_2CHO\).
Resolución
\(CH_3CH_2CH_3\) es propano.
\(CH_3CH=CH_2\) es prop-1-eno.
\(CH_3CH_2OH\) es etanol.
\(CH_3COOH\) es ácido etanoico.
\(CH_3CH_2CHO\) es propanal.
Resultado. Propano, prop-1-eno, 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 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 \(CH_3\). 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 \(2\) está unido a cuatro sustituyentes diferentes: \(H\), \(OH\), \(CH_3\) y \(CH_2CH_3\).
Por tanto, es un carbono quiral.
Resultado. El butan-2-ol presenta isomería óptica.
Ejercicio 27. Combustión de un compuesto orgánico
Ajusta la combustión completa del propano.
Resolución
Escribimos la reacción sin ajustar.
Ajustamos carbonos: hay \(3\) carbonos.
Ajustamos hidrógenos: hay \(8\) hidrógenos, por tanto \(4H_2O\).
En productos hay \(10\) oxígenos, por tanto hacen falta \(5O_2\).
Resultado. \(C_3H_8+5O_2\rightarrow3CO_2+4H_2O\).
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 \(H_2\) 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 una oxidación suave, un alcohol primario puede formar un aldehído.
El producto es etanal.
En una oxidación más intensa, el aldehído puede oxidarse a 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 reacciona con un alcohol para formar un éster y agua.
El producto orgánico es etanoato de etilo.
Resultado. Se forma etanoato de etilo y agua.
Ejercicio 31. Problema completo tipo PAU del bloque 2
Dados \(Na\), \(Cl\), \(C\), \(O\), \(N\) y \(H\), responde razonadamente:
- Escribe la configuración electrónica de \(Na\) y \(Cl\).
- Compara sus radios atómicos.
- Explica el tipo de enlace en \(NaCl\).
- Razona la geometría y polaridad de \(CO_2\), \(NH_3\) y \(H_2O\).
- 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 \(3\). El radio disminuye hacia la derecha, por lo que el sodio tiene mayor radio que el cloro.
El \(NaCl\) presenta enlace iónico porque el sodio tiende a perder un electrón y el cloro a ganarlo.
\(CO_2\) es lineal y apolar. \(NH_3\) es piramidal trigonal y polar. \(H_2O\) 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 \(CO_2\) y \(H_2O\).
Resultado. El ejercicio conecta estructura atómica, tendencias periódicas, enlace, geometría, polaridad y orgánica.
Ejercicio integrador. Este tipo de pregunta refleja muy bien el bloque 2 de Química PAU. Si el alumno sabe contestarlo con precisión, tiene una base muy sólida. Si responde con frases sueltas, conviene reforzar el razonamiento en clases online de Química.
Práctica final sin resolver
Estos ejercicios sirven para comprobar si el alumno domina estructura atómica, tabla periódica, enlace químico, geometría molecular y química orgánica antes de avanzar al bloque 3.
Ejercicios para practicar
- Escribe la configuración electrónica de \(Ca\), \(Z=20\).
- Escribe la configuración electrónica de \(S^{2-}\).
- Indica periodo y grupo de un elemento cuya configuración termina en \(3s^2\ 3p^3\).
- Razona cuál tiene mayor radio: \(Li\) o \(K\).
- Razona cuál tiene mayor energía de ionización: \(Na\) o \(Cl\).
- Ordena \(O^{2-}\), \(F^-\), \(Na^+\) y \(Mg^{2+}\) por radio.
- Indica si \(n=3\), \(l=3\), \(m_l=0\), \(m_s=+1/2\) es posible.
- Calcula la masa atómica media de un elemento con isótopos de masas \(10\) y \(11\), abundancias \(20\%\) y \(80\%\).
- Dibuja Lewis de \(CO_2\).
- Indica geometría de \(NH_3\).
- Indica geometría de \(H_2O\).
- Razona si \(SO_2\) es polar.
- Explica por qué \(NaCl\) conduce fundido pero no sólido.
- Ordena \(CH_4\), \(NH_3\), \(H_2O\) por punto de ebullición.
- Identifica el grupo funcional de \(CH_3COOH\).
- Nombra \(CH_3CH_2CHO\).
- 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 \(CH_2=CH_2+Br_2\rightarrow CH_2BrCH_2Br\).
- Clasifica la deshidratación de un alcohol a alqueno.
- Escribe la esterificación entre ácido etanoico y metanol.
Ver soluciones finales
- \(1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\)
- \(1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\)
- Periodo \(3\), grupo \(15\)
- \(K\)
- \(Cl\)
- \(Mg^{2+}
- No, porque para \(n=3\), \(l\) no puede valer \(3\)
- \(10,8\)
- \(O=C=O\)
- Piramidal trigonal
- Angular
- Sí, es polar por ser angular
- En sólido los iones están fijos; fundido se mueven
- \(CH_4
- Ácido carboxílico
- Propanal
- \(CH_3CHOHCH_3\)
- \(CH_3CH_2COOH\)
- Isomería de función
- Sí
- Sí
- \(C_2H_5OH+3O_2\rightarrow2CO_2+3H_2O\)
- Adición
- Eliminación
- \(CH_3COOH+CH_3OH\rightarrow CH_3COOCH_3+H_2O\)
Errores frecuentes del bloque 2
- No contar los electrones antes de escribir la configuración electrónica.
- Quitar electrones de una capa incorrecta al formar iones.
- Confundir periodo con grupo.
- Dar números cuánticos imposibles.
- Justificar tendencias periódicas solo con memoria, sin carga nuclear efectiva.
- Confundir radio atómico y radio iónico.
- Confundir enlace polar con molécula polar.
- Olvidar los pares libres al decidir geometría molecular.
- Decir que \(CO_2\) es polar solo porque sus enlaces son polares.
- Confundir fuerzas intermoleculares con enlaces covalentes.
- Nombrar orgánica sin numerar correctamente la cadena.
- No distinguir isomería de cadena, posición, función, geométrica y óptica.
- Confundir adición, sustitución, eliminación, oxidación y esterificación.
Continuar la preparación de Química PAU 2026
Este bloque 2 conecta con el bloque 1 de estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica y continúa con el bloque 3 de equilibrio químico, ácido-base, solubilidad, redox, pilas y electrólisis.
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También puede ayudarte
- Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica
- Química PAU 2026 bloque 3: equilibrio, ácido-base, solubilidad y redox
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