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Actualizado Apr 2, 2026
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Guía Práctica de Química para 2do Bachillerato
F
Fátima Rodríguez
@fatiiima__
1 / 10
Estructura de la materia y teoría cuántica
La luz no es solo lo que ves, sino ondas electromagnéticas con propiedades muy específicas. Su velocidad en el vacío es constante , donde λ es la longitud de onda y ν la frecuencia.
El gran cambio llegó con Planck y su ecuación E = hν, donde h = 6,63 × 10⁻³⁴ Js. Esto significa que la energía viene en "paquetes" discretos llamados cuantos. Einstein usó esta idea para explicar el efecto fotoeléctrico: hν = E₀ + Ec.
Los postulados de Bohr revolucionaron nuestra comprensión del átomo. Los electrones se mueven en órbitas estables, el momento angular está cuantizado , y las energías también están cuantizadas.
¡Dato curioso! Las series espectrales del hidrógeno (Lyman en UV, Balmer en visible, Paschen en IR) se calculan con la ecuación de Rydberg usando la constante 1,097 × 10⁷ m⁻¹.
Del modelo de Bohr a la mecánica cuántica
Para calcular el radio de las órbitas permitidas, Bohr igualó la fuerza eléctrica con la centrípeta. El resultado: r = n² × 0,59 Å. La energía del electrón en cada órbita es E = -13,6/n² eV.
La ecuación de Schrödinger nos lleva al modelo mecánico cuántico actual. Al resolverla obtenemos los números cuánticos que definen completamente un electrón.
Los cuatro números cuánticos son: n (nivel de energía: 1,2,3...), ℓ , mℓ , y ms .
¡Recuerda! La ecuación de De Broglie nos dice que cuanto más pequeña es una partícula, más se comporta como onda.
Configuraciones electrónicas y reglas cuánticas
Las tres reglas cuánticas son tu GPS para colocar electrones correctamente. El principio de Aufbau ordena orbitales por energía usando . Si hay empate, gana el de mayor n.
La regla de Hund dice que en orbitales degenerados (misma energía), primero se coloca un electrón en cada orbital y después se emparejan. Es como ocupar asientos en el metro: primero los vacíos, luego compartir.
El principio de exclusión de Pauli es tajante: no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Cada electrón es único en su "dirección atómica".
¡Tip de examen! Para escribir configuraciones electrónicas usa la notación corta: [gas noble del periodo anterior] + electrones de valencia.
Propiedades periódicas de los elementos
Las propiedades periódicas siguen patrones predecibles que te facilitan mucho la vida. El potencial de ionización (energía para arrancar un electrón) aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
La electroafinidad (energía liberada al ganar un electrón) sigue la misma tendencia. Piénsalo así: los elementos pequeños y con muchos protones atraen más fuertemente los electrones.
La electronegatividad mide cuánto atrae un átomo los electrones del enlace. El flúor es el campeón absoluto. El radio atómico hace lo contrario: aumenta hacia abajo y hacia la izquierda.
¡Truco memoria! Recuerda FON (Flúor, Oxígeno, Nitrógeno) como los elementos más electronegativos después del flúor.
El enlace químico: iónico y covalente
Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales con gran diferencia de electronegatividad. La ecuación de Born-Landé te dice que mayor carga y menor distancia = enlace más fuerte.
El ciclo de Born-Haber es tu herramienta para calcular energías reticulares. Establece la reacción objetivo, ajusta las reacciones secundarias y opera. ¡Cuidado con los estados de agregación!
Los enlaces covalentes comparten electrones entre no metales. Para las estructuras de Lewis: hidrógeno siempre terminal, carbono siempre central, y minimiza las cargas formales.
¡Importante! Algunos elementos pueden expandir su octeto (P, S, Cl) mientras otros quedan incompletos. Las estructuras resonantes muestran que la realidad es una mezcla de formas.
Geometría molecular y fuerzas intermoleculares
La hibridación explica las formas moleculares: sp³ da tetraedro (109,5°), sp² da trigonal (120°), y sp da lineal (180°). Cuenta todas las direcciones alrededor del átomo central.
La teoría TRPECV predice geometrías: cuenta pares enlazantes y no enlazantes, determina la geometría electrónica y luego la molecular (solo cuentan los enlazantes).
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas. De más fuerte a más débil: puentes de hidrógeno (H con F, O, N), dipolo-dipolo (moléculas polares), y fuerzas de Van der Waals.
¡Dato clave! El enlace metálico se explica con el modelo del "mar de electrones": electrones deslocalizados que dan conductividad y maleabilidad.
Termoquímica: energía en las reacciones
La termoquímica estudia los intercambios de energía. Los sistemas pueden ser abiertos (intercambian materia y energía), cerrados (solo energía) o aislados (nada). La entalpía (ΔH) mide el calor a presión constante.
Si ΔH < 0, la reacción es exotérmica (libera calor). Si ΔH > 0, es endotérmica (absorbe calor). Los diagramas entálpicos lo muestran gráficamente.
Para calcular ΔH°ᴿ tienes tres métodos: calores de formación , ley de Hess (suma algebraica de ecuaciones), y energías de enlace.
¡Condiciones estándar! Siempre a 25°C y 1 atm. Recuerda: 1 cal = 4,18 J y 1 kcal = 4,18 kJ.
Entropía y segunda ley termodinámica
La entropía (S) mide el desorden molecular: más microestados = mayor entropía. La segunda ley termodinámica es categórica: en procesos espontáneos, la entropía del universo siempre aumenta.
El orden de entropías es: Sgas > Slíquido > Ssólido. Si aumenta el número de moles de gas o de especies, aumenta la entropía (ΔS > 0).
La espontaneidad depende de ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSentorno. Si es positiva, el proceso es espontáneo. El tercer principio establece que S = 0 a 0 K para cristales perfectos.
¡Recuerda! ΔS = y ΔS = Qreversible/T para procesos reversibles.
Energía libre de Gibbs y espontaneidad
La ecuación de Gibbs es tu predictor de espontaneidad definitivo. Si ΔG° < 0, el proceso es espontáneo. Si ΔG° > 0, no es espontáneo. Si ΔG° = 0, estás en equilibrio.
Las combinaciones de signos te dan pistas importantes: ΔH⁻/ΔS⁺ siempre es espontáneo, ΔH⁺/ΔS⁻ nunca lo es. Los otros casos dependen de la temperatura.
Para calcular la temperatura límite, haz ΔG° = 0 y despeja T. Cuidado con las unidades: ΔH° en kJ/mol, ΔS° en J/K·mol, y ΔG° en kJ/mol.
¡Importante! ΔG° = ΣΔG°f(productos) - ΣΔG°f(reactivos), igual que con las entalpías de formación.
Cinética química: velocidad de reacciones
La velocidad de reacción mide cómo cambian las concentraciones con el tiempo. Para αA + βB → γC + δD, la velocidad es Vᴿ = k[A]ᵅ[B]ᵝ, donde α + β = orden total.
Para encontrar los órdenes parciales, divide experimentos donde solo varía una concentración. Para hallar k, sustituye datos de cualquier experimento. Las unidades de k dependen del orden total.
Cuatro factores afectan la velocidad: naturaleza (gases > disoluciones > sólidos), concentración (más choques eficaces), temperatura (ecuación de Arrhenius), y catalizadores (bajan la energía de activación).
¡Ecuación clave! ln = con R = 8,314 J/mol·K para relacionar constantes a diferentes temperaturas.
Pensamos que nunca lo preguntarías...
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La app es muy fácil de usar y está muy bien diseñada. Hasta ahora he encontrado todo lo que estaba buscando y he podido aprender mucho de las presentaciones. Definitivamente utilizaré la aplicación para un examen de clase. Y, por supuesto, también me sirve mucho de inspiración.
Pablo
usuario de iOS
Esta app es realmente genial. Hay tantos apuntes de clase y ayuda [...]. Tengo problemas con matemáticas, por ejemplo, y la aplicación tiene muchas opciones de ayuda. Gracias a Knowunity, he mejorado en mates. Se la recomiendo a todo el mundo.
Elena
usuaria de Android
Vaya, estoy realmente sorprendida. Acabo de probar la app porque la he visto anunciada muchas veces y me he quedado absolutamente alucinada. Esta app es LA AYUDA que quieres para el insti y, sobre todo, ofrece muchísimas cosas, como ejercicios y hojas informativas, que a mí personalmente me han sido MUY útiles.
Ana
usuaria de iOS
Está app es muy buena, tiene apuntes que son de mucha ayuda y su IA es fantástica, te explica a la perfección y muy fácil de entender lo que necesites, te ayuda con los deberes, te hace esquemas... en definitiva es una muy buena opción!
Sophia
usuario de Android
Me encanta!!! Me resuelve todo con detalle y me da la explicación correcta. Tiene un montón de funciones, ami me ha ido genial!! Os la recomiendo!!!
Marta
usuaria de Android
La uso casi diariamente, sirve para todas las asignaturas. Yo, por ejemplo la utilizo más en inglés porque se me da bastante mal, ¡Todas las respuestas están correctas! Consta con personas reales que suben sus apuntes y IA para que puedas hacer los deberes muchísimo más fácil, la recomiendo.
Izan
usuario de iOS
¡La app es buenísima! Sólo tengo que introducir el tema en la barra de búsqueda y recibo la respuesta muy rápido. No tengo que ver 10 vídeos de YouTube para entender algo, así que me ahorro tiempo. ¡Muy recomendable!
Sara
usuaria de Android
En el instituto era muy malo en matemáticas, pero gracias a la app, ahora saco mejores notas. Os agradezco mucho que hayáis creado la aplicación.
Roberto
usuario de Android
Esto no es como Chatgpt, es MUCHISMO MEJOR, te hace unos resúmenes espectaculares y gracias a esta app pase de sacar 5-6 a sacar 8-9.
Julyana
usuaria de Android
Es la mejor aplicación del mundo, la uso para revisar los deberes a mi hijo.
Javier
usuario de Android
LOS QUIZ Y FLASHCARDS SON SÚPER ÚTILES Y ME ENCANTA Knowunity IA. ADEMÁS ES LITERALMENTE COMO CHATGPT PERO MÁS LISTO!! ME AYUDÓ TAMBIÉN CON MIS PROBLEMAS DE MÁSCARA!! Y CON MIS ASIGNATURAS DE VERDAD! OBVIO 😍😁😲🤑💗✨🎀😮
Erick
usuario de Android
Me me encanta esta app, todo lo que tiene es de calidad ya que antes de ser publicado es revisado por un equipo de profesionales. Me ha ido genial esta aplicación ya que gracias a ella puedo estudiar mucho mejor, sin tener que agobiarme porque mi profesor no ha hecho teoría o porque no entiendo su teoría. Le doy un 10 de 10!
Mar
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Marta
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Guía Práctica de Química para 2do Bachillerato
F
Fátima Rodríguez
@fatiiima__
¡La química a nivel atómico es como descubrir el código secreto del universo! Vamos a explorar desde cómo se comporta la luz hasta por qué las reacciones químicas ocurren a ciertas velocidades. Todo esto te ayudará a entender por qué... Mostrar más
Estructura de la materia y teoría cuántica
La luz no es solo lo que ves, sino ondas electromagnéticas con propiedades muy específicas. Su velocidad en el vacío es constante , donde λ es la longitud de onda y ν la frecuencia.
El gran cambio llegó con Planck y su ecuación E = hν, donde h = 6,63 × 10⁻³⁴ Js. Esto significa que la energía viene en "paquetes" discretos llamados cuantos. Einstein usó esta idea para explicar el efecto fotoeléctrico: hν = E₀ + Ec.
Los postulados de Bohr revolucionaron nuestra comprensión del átomo. Los electrones se mueven en órbitas estables, el momento angular está cuantizado , y las energías también están cuantizadas.
¡Dato curioso! Las series espectrales del hidrógeno (Lyman en UV, Balmer en visible, Paschen en IR) se calculan con la ecuación de Rydberg usando la constante 1,097 × 10⁷ m⁻¹.
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Del modelo de Bohr a la mecánica cuántica
Para calcular el radio de las órbitas permitidas, Bohr igualó la fuerza eléctrica con la centrípeta. El resultado: r = n² × 0,59 Å. La energía del electrón en cada órbita es E = -13,6/n² eV.
La ecuación de Schrödinger nos lleva al modelo mecánico cuántico actual. Al resolverla obtenemos los números cuánticos que definen completamente un electrón.
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Configuraciones electrónicas y reglas cuánticas
Las tres reglas cuánticas son tu GPS para colocar electrones correctamente. El principio de Aufbau ordena orbitales por energía usando . Si hay empate, gana el de mayor n.
La regla de Hund dice que en orbitales degenerados (misma energía), primero se coloca un electrón en cada orbital y después se emparejan. Es como ocupar asientos en el metro: primero los vacíos, luego compartir.
El principio de exclusión de Pauli es tajante: no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales. Cada electrón es único en su "dirección atómica".
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Propiedades periódicas de los elementos
Las propiedades periódicas siguen patrones predecibles que te facilitan mucho la vida. El potencial de ionización (energía para arrancar un electrón) aumenta hacia arriba y hacia la derecha en la tabla periódica.
La electroafinidad (energía liberada al ganar un electrón) sigue la misma tendencia. Piénsalo así: los elementos pequeños y con muchos protones atraen más fuertemente los electrones.
La electronegatividad mide cuánto atrae un átomo los electrones del enlace. El flúor es el campeón absoluto. El radio atómico hace lo contrario: aumenta hacia abajo y hacia la izquierda.
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El enlace químico: iónico y covalente
Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales con gran diferencia de electronegatividad. La ecuación de Born-Landé te dice que mayor carga y menor distancia = enlace más fuerte.
El ciclo de Born-Haber es tu herramienta para calcular energías reticulares. Establece la reacción objetivo, ajusta las reacciones secundarias y opera. ¡Cuidado con los estados de agregación!
Los enlaces covalentes comparten electrones entre no metales. Para las estructuras de Lewis: hidrógeno siempre terminal, carbono siempre central, y minimiza las cargas formales.
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Geometría molecular y fuerzas intermoleculares
La hibridación explica las formas moleculares: sp³ da tetraedro (109,5°), sp² da trigonal (120°), y sp da lineal (180°). Cuenta todas las direcciones alrededor del átomo central.
La teoría TRPECV predice geometrías: cuenta pares enlazantes y no enlazantes, determina la geometría electrónica y luego la molecular (solo cuentan los enlazantes).
Las fuerzas intermoleculares mantienen unidas las moléculas. De más fuerte a más débil: puentes de hidrógeno (H con F, O, N), dipolo-dipolo (moléculas polares), y fuerzas de Van der Waals.
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La termoquímica estudia los intercambios de energía. Los sistemas pueden ser abiertos (intercambian materia y energía), cerrados (solo energía) o aislados (nada). La entalpía (ΔH) mide el calor a presión constante.
Si ΔH < 0, la reacción es exotérmica (libera calor). Si ΔH > 0, es endotérmica (absorbe calor). Los diagramas entálpicos lo muestran gráficamente.
Para calcular ΔH°ᴿ tienes tres métodos: calores de formación , ley de Hess (suma algebraica de ecuaciones), y energías de enlace.
¡Condiciones estándar! Siempre a 25°C y 1 atm. Recuerda: 1 cal = 4,18 J y 1 kcal = 4,18 kJ.
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Entropía y segunda ley termodinámica
La entropía (S) mide el desorden molecular: más microestados = mayor entropía. La segunda ley termodinámica es categórica: en procesos espontáneos, la entropía del universo siempre aumenta.
El orden de entropías es: Sgas > Slíquido > Ssólido. Si aumenta el número de moles de gas o de especies, aumenta la entropía (ΔS > 0).
La espontaneidad depende de ΔSuniverso = ΔSsistema + ΔSentorno. Si es positiva, el proceso es espontáneo. El tercer principio establece que S = 0 a 0 K para cristales perfectos.
¡Recuerda! ΔS = y ΔS = Qreversible/T para procesos reversibles.
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Energía libre de Gibbs y espontaneidad
La ecuación de Gibbs es tu predictor de espontaneidad definitivo. Si ΔG° < 0, el proceso es espontáneo. Si ΔG° > 0, no es espontáneo. Si ΔG° = 0, estás en equilibrio.
Las combinaciones de signos te dan pistas importantes: ΔH⁻/ΔS⁺ siempre es espontáneo, ΔH⁺/ΔS⁻ nunca lo es. Los otros casos dependen de la temperatura.
Para calcular la temperatura límite, haz ΔG° = 0 y despeja T. Cuidado con las unidades: ΔH° en kJ/mol, ΔS° en J/K·mol, y ΔG° en kJ/mol.
¡Importante! ΔG° = ΣΔG°f(productos) - ΣΔG°f(reactivos), igual que con las entalpías de formación.
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Cinética química: velocidad de reacciones
La velocidad de reacción mide cómo cambian las concentraciones con el tiempo. Para αA + βB → γC + δD, la velocidad es Vᴿ = k[A]ᵅ[B]ᵝ, donde α + β = orden total.
Para encontrar los órdenes parciales, divide experimentos donde solo varía una concentración. Para hallar k, sustituye datos de cualquier experimento. Las unidades de k dependen del orden total.
Cuatro factores afectan la velocidad: naturaleza (gases > disoluciones > sólidos), concentración (más choques eficaces), temperatura (ecuación de Arrhenius), y catalizadores (bajan la energía de activación).
¡Ecuación clave! ln = con R = 8,314 J/mol·K para relacionar constantes a diferentes temperaturas.
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