Solucionario completo de Química I 1 Bachillerato Casals con todos los ejercicios resueltos. Bachillerato es la etapa que prepara para la universidad y la EVAU/Selectividad.
En este solucionario de Química 1 Bachillerato Casals encontrarás ejercicios interactivos, resúmenes de teoría y soluciones paso a paso.
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Tema 1 — Estructura atómica y configuración electrónica
La estructura atómica moderna: modelo cuántico, orbitales (s, p, d, f). Números cuánticos: n (nivel, 1,2,3…), l (tipo orbital, 0=s,1=p,2=d), ml (orientación) y ms (espín, +½ o -½). Configuración electrónica: orden de llenado según el principio de Aufbau (1s² 2s² 2p⁶…), principio de Pauli (máx 2e⁻ por orbital) y regla de Hund (máxima multiplicidad en subniveles).
Conceptos clave:
Orbitales: s(2e⁻), p(6e⁻), d(10e⁻), f(14e⁻)
Aufbau: orden de llenado
Pauli: máx 2e⁻ por orbital
Hund: máxima multiplicidad
Configuración: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²…
0/4 ejercicios completados
Ejercicio 1Básico
Número atómico del flúor:
💡 Pista: Es el número de protones.
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Paso 1Z = nº de protones = **9**
Ejercicio 2Básico
¿Cuántos electrones tiene el ion Na⁺?
💡 Pista: Na tiene Z=11, pierde 1.
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Paso 1Na: 11 electrones − 1 = **10**
Ejercicio 3Intermedio
Configuración electrónica del O (Z=8):
💡 Pista: Rellena por orden de energía.
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Paso 1**1s² 2s² 2p⁴**
Ejercicio 4Intermedio
¿Cuántos electrones de valencia tiene el nitrógeno (Z=7)?
Formulación inorgánica sistemática IUPAC. Óxidos: metal/no metal + O (Fe₂O₃ = trióxido de dihierro). Hidróxidos: metal + OH⁻ (NaOH = hidróxido de sodio). Oxoácidos: H + no metal + O (H₂SO₄ = ácido sulfúrico). Sales: metal + anión (NaCl = cloruro de sodio). Nomenclatura de Stock: usa números romanos para la valencia del metal → Fe₂O₃ = óxido de hierro(III).
Conceptos clave:
Óxido: metal+O
Hidróxido: metal+OH⁻
Oxoácido: H+no metal+O
Sal: metal+anión
Stock: nº romanos para valencia
0/4 ejercicios completados
Ejercicio 1Básico
Fórmula del ácido carbónico:
💡 Pista: Ácido del azufre con valencia +6.
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Paso 1**H2CO3**
Ejercicio 2Intermedio
Nombra: Fe₂O₃
💡 Pista: Fe con valencia +3.
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Paso 1**Óxido de hierro(III)**
Ejercicio 3Intermedio
Fórmula del hidróxido de calcio:
💡 Pista: Ca²⁺ + OH⁻
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Paso 1**Ca(OH)₂**
Ejercicio 4Avanzado
¿Cuál es la valencia del manganeso en KMnO₄?
💡 Pista: K=+1, O=−2: 1+Mn+4(−2)=0
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Paso 11 + Mn − 8 = 0 → Mn = **+7**
Tema 5 — Termodinámica química
Conceptos clave:
Entalpía (ΔH): calor a presión constante; exotérmica (ΔH<0), endotérmica (ΔH>0)
Ley de Hess: ΔH total = suma de ΔH parciales; independiente del camino
Entropía (ΔS): desorden; gases > líquidos > sólidos; aumenta con T y nº de partículas
Energía libre de Gibbs: ΔG = ΔH − TΔS; espontánea si ΔG < 0
Equilibrio: ΔG = 0; el sistema no evoluciona en ninguna dirección
0/3 ejercicios completados
Ejercicio 1Básico
¿Exotérmica o endotérmica si ΔH = −285 kJ?
💡 Pista: ΔH negativo → libera calor.
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Paso 1ΔH < 0 → **exotérmica**
Ejercicio 2Intermedio
Calcula ΔH si se necesitan 50 kJ para descomponer 2 mol de H₂O. ΔH por mol:
💡 Pista: 50/2 = 25 kJ/mol.
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Paso 1ΔH = 50/2 = **25 kJ/mol**
Ejercicio 3Intermedio
Un proceso es espontáneo si ΔG...:
💡 Pista: ΔG = ΔH − TΔS.
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Paso 1**ΔG < 0** → espontáneo
Tema 6 — Cinética química
Conceptos clave:
Velocidad de reacción: v = −d[R]/dt = k·[A]ᵃ·[B]ᵇ (ecuación de velocidad)
Orden de reacción: exponentes en la ley de velocidad; se determinan experimentalmente
Energía de activación (Ea): barrera que deben superar los reactivos
Ecuación de Arrhenius: k = A·e^(−Ea/RT); k crece con T
Mecanismo de reacción: secuencia de etapas elementales; la más lenta determina la velocidad
0/3 ejercicios completados
Ejercicio 1Básico
Si se duplica la temperatura, la velocidad generalmente:
💡 Pista: Mayor energía cinética.
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Paso 1**Aumenta** (regla de van't Hoff: ×2 aprox cada 10°C)
Ejercicio 2Básico
Un catalizador modifica la Ea. ¿La aumenta o la disminuye?
💡 Pista: Facilita la reacción.
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Paso 1La **disminuye**
Ejercicio 3Intermedio
v = k[A]²[B]. Si se duplica [A], ¿por cuánto se multiplica v?
💡 Pista: [A] está al cuadrado.
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Paso 1v' = k(2[A])²[B] = 4k[A]²[B] → se multiplica por **4**
Tema 7 — Equilibrio químico
El equilibrio químico se alcanza cuando las velocidades de reacción directa e inversa se igualan. Constante de equilibrio Kc = [productos]ⁿ/[reactivos]ᵐ (concentraciones molares). Si Kc>>1: equilibrio desplazado a productos. Si Kc<<1: a reactivos. Principio de Le Chatelier: si se perturba un equilibrio, el sistema se desplaza para contrarrestar el cambio. Factores: concentración, presión, temperatura.
Conceptos clave:
Kc=[prod]ⁿ/[react]ᵐ
Kc>>1: productos favorecidos
Le Chatelier: sistema contrarresta perturbación
↑concentración: desplaza al otro lado
↑T endotérmica: desplaza a productos
0/4 ejercicios completados
Ejercicio 1Básico
En el equilibrio N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃, Kc =
💡 Pista: Productos/reactivos, con exponentes.
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Paso 1Kc = **[NH₃]² / ([N₂]·[H₂]³)**
Ejercicio 2Básico
Si Kc >> 1, el equilibrio está desplazado hacia:
💡 Pista: Kc grande = muchos productos.
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Paso 1Hacia los **productos** (derecha)
Ejercicio 3Intermedio
Si aumentamos la presión en N₂+3H₂⇌2NH₃, ¿hacia dónde se desplaza?
💡 Pista: Principio de Le Chatelier: menos moles de gas.
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Paso 1Hacia **productos** (2 mol < 4 mol de gas)
Ejercicio 4Avanzado
Kc = 4 para A ⇌ 2B. Si [A]=0,5 M, [B]=?
💡 Pista: 4 = [B]²/0,5 → [B]² = 2
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Paso 1[B]² = 4 × 0.5 = 2 → [B] = **1.41 M**
Tema 8 — Reacciones ácido-base
Conceptos clave:
Ácido (Brønsted): dona protones H⁺; base: acepta protones H⁺