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Estos son los apuntes de química de 2º de Bachillerato de Nerea Zarzuela Montesinos. Te van a acompañar durante todo el curso para dominar los conceptos más importantes que necesitas para la EBAU.
Este material está diseñado para que puedas repasar rápidamente antes de los exámenes y entender los fundamentos que te preguntarán en la selectividad.
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El temario está perfectamente estructurado para que vayas construyendo conocimiento paso a paso. Empezarás entendiendo cómo son los átomos por dentro y terminarás dominando las reacciones más complejas.
Los temas más importantes para la EBAU son: estructura de la materia, enlace químico, equilibrio químico y ácido-base. Los problemas de cinética química y redox también caen frecuentemente.
💡 Consejo: La formulación orgánica e inorgánica aparece al final porque las vas a necesitar constantemente. ¡Practícala desde el principio!
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¿Te has preguntado alguna vez cómo sabemos que los átomos existen si no podemos verlos? Todo empezó con científicos que se hicieron exactamente esa pregunta.
El modelo de Thomson (1904) imaginaba el átomo como un "pudín de pasas": una esfera positiva con electrones incrustados. Aunque suena raro, fue el primer intento serio de explicar la estructura atómica. Thomson descubrió los electrones usando tubos de rayos catódicos, demostrando que había partículas negativas dentro del átomo.
El modelo de Rutherford (1911) cambió todo con su famoso experimento de la lámina de oro. Bombardeó partículas alfa contra oro fino y descubrió algo increíble: ¡la mayoría pasaba de largo! Esto demostró que el átomo era principalmente espacio vacío, con un núcleo pequeño y denso en el centro.
Pero había un problema: según la física clásica, los electrones girando alrededor del núcleo deberían perder energía y estrellarse contra él. ¿Por qué no pasaba esto?
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Para entender los átomos necesitamos conceptos que van contra nuestra intuición diaria. La física cuántica es rara, pero funciona perfectamente.
La hipótesis de Planck (1900) revolucionó la física al proponer que la energía viene en "paquetes" discretos llamados cuantos. Su ecuación E = hv relaciona la energía con la frecuencia de la radiación. Nada de cantidades continuas: la energía está cuantizada.
Einstein explicó el efecto fotoeléctrico usando esta idea. Cuando luz de suficiente frecuencia golpea un metal, arranca electrones. No importa la intensidad de la luz, sino su frecuencia. Esto demostró que la luz está formada por partículas (fotones) con energía E = hf.
Los espectros atómicos son como las huellas dactilares de los elementos. Cada átomo emite o absorbe luz de colores específicos cuando sus electrones saltan entre niveles de energía. Es por esto que podemos identificar elementos en las estrellas.
⚡ Dato curioso: Los fuegos artificiales de colores funcionan gracias a los espectros atómicos. Cada metal produce un color diferente cuando se excita.
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Bohr resolvió el problema de Rutherford con una idea genial: los electrones solo pueden ocupar órbitas específicas sin perder energía. Su modelo de 1913 estableció tres postulados revolucionarios.
Los electrones giran en órbitas estacionarias sin emitir radiación. Solo están permitidas las órbitas donde el momento angular es múltiplo de h/2π. Cuando un electrón salta entre órbitas, emite o absorbe un fotón con energía E₂ - E₁ = hv.
Aunque el modelo de Bohr explicaba perfectamente el espectro del hidrógeno, fallaba con átomos más complejos y no podía explicar el desdoblamiento de líneas espectrales (efecto Zeeman).
El modelo de Bohr-Sommerfeld introdujo órbitas elípticas y números cuánticos adicionales. Esto mejoró las predicciones pero seguía siendo insuficiente para explicar todas las observaciones experimentales.
🔬 Aplicación práctica: El láser funciona gracias a transiciones electrónicas controladas entre niveles de energía específicos.
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La física cuántica moderna se basa en dos ideas fundamentales que cambiaron nuestra visión del mundo microscópico.
La hipótesis de De Broglie (1924) propuso que las partículas también tienen propiedades ondulatorias. Su ecuación λ = h/p relaciona la longitud de onda con el momento de cualquier partícula. Los electrones no son solo partículas, ¡también son ondas!
El principio de incertidumbre de Heisenberg establece que no podemos conocer simultáneamente la posición y velocidad exactas de una partícula. La expresión matemática Δx · Δp ≥ h/4π nos dice que cuanto más precisa sea una medida, menos precisa será la otra.
La ecuación de Schrödinger describe cómo evoluciona la función de onda de una partícula. Esta ecuación es la base matemática de toda la química moderna y nos permite calcular las probabilidades de encontrar electrones en diferentes regiones del espacio.
💭 Reflexión: La incertidumbre no es por limitaciones tecnológicas, sino una propiedad fundamental de la naturaleza.
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Olvídate de los electrones como pelotitas girando en órbitas. La realidad es mucho más fascinante: los orbitales son regiones de probabilidad donde es más probable encontrar electrones.
Los números cuánticos son como la dirección completa de un electrón. El número cuántico principal indica el nivel energético, el secundario determina la forma del orbital , el magnético (mₗ) da la orientación espacial, y el de espín (mₛ) el sentido de giro.
Cada orbital puede contener máximo dos electrones con espines opuestos. Los orbitales s son esféricos, los p tienen forma de dumbbell, los d y f son más complejos. La energía aumenta en el orden: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d...
La configuración electrónica nos dice cómo se distribuyen los electrones en un átomo. El diagrama de Möeller te ayuda a llenar los orbitales en orden de energía creciente. ¡Es como un mapa para colocar electrones!
🎯 Truco para exámenes: Las anomalías en la configuración (como Cr y Cu) aparecen porque los orbitales llenos y semiocupados dan estabilidad extra.
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Dominar las configuraciones electrónicas te dará ventaja en todos los temas siguientes. Es la base para entender propiedades periódicas, enlaces y reactividad química.
Un orbital es simplemente la región espacial donde hay máxima probabilidad de encontrar un electrón. No pienses en órbitas fijas, sino en "nubes de probabilidad" con formas específicas.
La configuración electrónica fundamental minimiza la energía del átomo. Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía siguiendo el diagrama de Möeller. Cualquier otra distribución se considera un estado excitado.
Los elementos de transición presentan anomalías frecuentes porque la diferencia energética entre orbitales d y ns es muy pequeña. Los orbitales llenos (d¹⁰) y semiocupados (d⁵) proporcionan estabilidad adicional.
⚗️ Conexión práctica: La configuración electrónica determina las propiedades químicas. Los elementos del mismo grupo tienen configuraciones similares y, por tanto, comportamiento químico parecido.
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Visualizar los orbitales te ayudará a entender mejor cómo se forman los enlaces químicos y por qué los elementos se comportan de manera específica.
Los orbitales s son perfectamente esféricos y existen en todos los niveles energéticos. Los orbitales p tienen forma de dumbbell y aparecen desde n=2. Hay tres orientaciones espaciales: px, py, pz.
Los orbitales d (desde n=3) y f (desde n=4) tienen formas más complejas. Cada nivel puede tener máximo 5 orbitales d y 7 orbitales f respectivamente.
La energía de los orbitales aumenta al alejarse del núcleo. Dentro del mismo nivel, todos los orbitales del mismo tipo tienen igual energía (son degenerados). La secuencia energética exacta puede variar ligeramente por las repulsiones electrón-electrón.
🧠 Visualización: Imagina los orbitales como habitaciones de un hotel: el número de piso es n, el tipo de habitación es l, y la orientación específica es mₗ.
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Ahora que entiendes los orbitales, es hora de aplicar las reglas que gobiernan cómo se llenan con electrones. Estos principios explican toda la organización de la tabla periódica.
El principio de Aufbau (construcción progresiva) establece que los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía. Es como llenar un edificio desde los pisos inferiores. La secuencia de llenado sigue el diagrama de Möeller estrictamente.
El principio de exclusión de Pauli prohíbe que dos electrones tengan exactamente los mismos cuatro números cuánticos. En la práctica, significa que cada orbital puede albergar máximo dos electrones con espines opuestos (↑↓).
La regla de Hund dice que cuando hay varios orbitales del mismo tipo disponibles, los electrones los ocupan individualmente primero, todos con el mismo espín, antes de emparejarse. Es más estable tener electrones desapareados en orbitales separados.
⚡ Aplicación inmediata: Estos principios te permiten escribir la configuración electrónica de cualquier elemento y predecir sus propiedades magnéticas.
