1.1. Objetivos de la Química:
- Qué estudia la Química y cómo lo estudia.
- Ramas de la Química.

1.2. La Química como ciencia: el método científico:
- Por qué es una ciencia.
- Fenómenos, leyes, hipótesis, modelos, teorías y esquema del desarrollo del método científico.

1.3. · La materia: sus clases y transformaciones:
- Sistema.·Fase.
- Sustancias puras: elementos y compuestos.
- Mezclas: homogéneas y heterogéneas.
- Transformaciones y propiedades físicas y químicas.
- Aspectos energéticos de las transformaciones físicas y químicas.

1.4. Teoría atómica de Dalton:
- Sus orígenes.
- Su base experimental: leyes fundamentales de las reacciones químicas (ley de la conservación de la masa, de las proporciones definidas, de las proporciones múltiples y de los volúmenes de combinación).
- Exposición de la teoría atómica de Dalton: sus éxitos y sus insuficiencias.

1.5. Hipótesis de Avogadro:
- Su importancia desde el punto de vista teórico: completó la teoría atómica de Dalton.
- Su importancia desde el punto de vista práctico: permitió el cálculo de pesos atómicos correctos.

1.6. Conclusiones.

2.1. Pesos atómicos y moleculares:
- Su carácter relativo.
- Distintas escalas. Unidades de medida.
- Peso atómico y masa atómica.

2.2. Número de Avogadro y concepto de mol:
- Definición de átomo-gramo y molécula-gramo.
- Concepto de mol: su importancia y su carácter general.
- Significado del número de Avogadro.

2.3. Peso equivalente y equivalente-gramo:
- Su cálculo según el tipo de reacción correspondiente.

2.4. Volumen molar:
- Carácter general del concepto.
- Volumen molar normal de gases.
- Cálculo de pesos moleculares de gases por medidas de densidades relativas.

2.5. Fórmulas químicas: su significado y sus tipos:
- Capacidad de combinación: valencia y número de oxidación.
- Fórmulas empíricas y moleculares.
- La fórmula molecular y el peso molecular.

3.1. Introducción.

3.2. Estados de agregación: sólidos, líquidos y gases:
- Características macroscópicas más importantes y rasgos generales de su estructura.
- Cambios de estado: temperatura de fusión y de ebullición, presión de vapor, entalpías de fusión, de vaporización y de sublimación.

3.3. Estado gaseoso:
- Necesidad de encontrar una ecuación de estado. Tratamiento fenomenológico y estudio teórico de tipo estructural.

3.4. Tratamiento fenomenológico de los gases: leyes experimentales:
- Ley de Boyle-Mariotte.
- Ley de Charles-Gay Lussac. Escala absoluta de temperaturas.
- Deducción de la ecuación de estado. Su importancia para la resolución de problemas más generales. Constante universal de los gases.
- Ley de Dalton. Presión parcial y fracción molar.
- Ley de Graham: efusión y difusión. Aplicación al cálculo de masas moleculares.

3.5. Teoría cinético-molecular de los gases:
- Modelo y postulados. Deducción de la ecuación de estado. Constante de Botzmann.
- Interpretación de las leyes experimentales de los gases.
- Interpretación cinética de la temperatura. Energía cinética media.
- Velocidad media y velocidad cuadrática media de las moléculas.

3.6. Gases reales:
- Su desviación de la ley de Boyle: sus causas.
- Ecuación de estado de Van der Waals.

3.7. Conclusiones.

4.1. Estructura de la materia: evolución en su conocimiento:
- Teoría atomista de los epicúreos; teoría atómica de Dalton; descubrimiento de la naturaleza eléctrica de la materia.

4.2. Partículas fundamentales:
- Experiencias en tubos de descarga.
- Descubrimiento del electrón. Experiencias de Thompson. Rayos catódicos.
- Descubrimiento del protón. Rayos canales.
- Descubrimiento del neutrón.

4.3. Disposición en el átomo de sus constituyentes: primeros modelos atómicos:
- Modelo de Thompson.
- Experiencias de Rutherford. Modelo atómico de Rutherford. Núcleo atómico. Número atómico y número másico. Isótopos.

4.4. Modelo atómico de Bohr:
- Teoría cuántica de Planck.
- Efecto fotoeléctrico .
- Espectros atómicos. Ley empírica de Balmer.
- Teoría de Bohr. Postulados de Bohr. Cuantización de la energía. Estado fundamental y estados excitados del átomo.

4.5. Perfeccionamiento del modelo de Bohr. Números cuánticos.

5.1. Insuficiencia del modelo atómico de Bohr:
- Necesidad de crear un nuevo modelo atómico.

5.2. Orígenes de la teoría mecano-cuántica:
- Naturaleza dual de la luz.
- Hipótesis de De Broglie: naturaleza dual de las partículas.
- Principio de indeterminación de Heisenberg. Idea de probabilidad.
- Relación entre densidad electrónica y probabilidad.

5.3. Modelo mecano-cuántico del átomo: ecuación de Schrödinger:
- Significado de la función de ondas. Orbital.
- Relación entre orbital y probabilidad. Nube de carga y superficie límite de probabilidad.
- Números cuánticos: valores y significado.

5.4. Significado «físico» de los orbitales:
- Orbitales s. Distribución radial de la probabilidad. Simetría esférica.
- Orbitales p. Forma bilobulada. Orientación. Concepto de plano nodal.
- Orbitales d. Forma y orientación.

5.5. Modelo orbital y modelo de distribución de la probabilidad:
- Sus diferencias.

5.6. Niveles de energía:
- Su dependencia del número n para el átomo de hidrógeno.
- Interpretación de los espectros atómicos.

5.7. Átomos polielectrónicos:
- Dificultades en la resolución de la ecuación de Schrodinger.
- Métodos aproximados.
- Electrones internos y externos. Apantallamiento. Orbitales degenerados.

5.8. Conclusiones.

6.1. Clasificaciones de los elementos: sistemas periódicos.
- Según el peso atómico: tablas periódicas de Meyer y Mendeleiev.
- Según el número atómico: experimento de Moseley. Sistema Periódico actual.

6.2. Distribución de los electrones en los átomos:
- Proceso de construcción.
- Principio de energía mínima. Energía de los orbitales.
- Principio de exclusión de Pauli.
- Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.

6.3. Configuración electrónica y situación en el Sistema Periódico:
- Justificación del Sistema Periódico.
- Distintos grupos de elementos del Sistema Periódico.
- Configuración electrónica externa de cada grupo.
- Relación entre la configuración electrónica externa y las propiedades químicas.

6.4. Propiedades periódicas. Su variación en los períodos y en los grupos.

- Radio atómico.
- Energía de ionización. Sucesivas energías de ionización.
- Afinidad electrónica. Sucesivas afinidades electrónicas.
- Electronegatividad. Escalas.
- Metales y no metales. Su situación en la Tabla Periódica.
- Carácter oxidante y reductor.

7.1. Introducción:
- Lo que debe explicar una teoría del enlace químico.

7.2. Consideraciones energéticas del enlace químico:
- Cambios energéticos al formarse un enlace químico.
- Regla del octete. Su aproximación.

7.3. Tipos de enlaces:
- Enlaces iónico, covalente, metálico, de hidrógeno y fuerzas de Van der Waals.

7.4. Enlace iónico:
- Características generales. Transferencia de electrones. Energía reticular.
- Tipos de redes cristalinas. Número de coordinación.
- Tamaño de los iones. Radios iónicos.
- Cálculo de la energía reticular. Ciclo de Born-Haber.
- Valencia iónica: formación de cationes y de aniones.

8.1. Enlace covalente: teoría de Lewis:
- Compartición de electrones.
- Enlaces covalentes simples, dobles y triples. Representación de Lewis.
- Electrones enlazantes y no enlazantes.

8.2. Características del enlace covalente: parámetros moleculares:
- Longitud y ángulo de enlace.
- Energía de disociación y energía de enlace.
- Polaridad de los enlaces. Momento dipolar. Porcentaje de carácter iónico y su cálculo (según el momento dipolar y según la diferencia de electronegatividades). Momentos dipolares en moléculas poliatómicas.
- Escala de electronegatividades de Pauling. Exceso de energía iónica.

8.3. Valencia covalente:

- Desapareamiento de electrones por excitación de los átomos.
- Diferente covalencia de los elementos de los períodos 1 y 2 respecto a los restantes.

8.4. Nuevas teorías del enlace covalente: métodos mecano-cuánticos:
- Nuevas funciones de onda de los electrones en la molécula.
- Introducción a la teoría de Enlace de Valencia. Solapamiento de orbitales. Orbital de enlace.

9.1. Teoría de orbitales moleculares:
- La molécula como átomo polinuclear.
- Método de CLOA. Orbital molecular enlazante y antienlazante.
- Condiciones de combinación de dos orbitales atómicos.

9.2. Tipos de orbitales moleculares:
- Combinación de orbitales s.
- Combinación de orbitales p.
- Orbitales moleculares sigma y pi.  Características y diferencias.

9.3. Configuración electrónica de moléculas diatómicas:
- Energía de los orbitales moleculares.
- Moléculas homonucleares. Efecto relajante. Paramagnetismo.
- Moléculas heteronucleares. Orbitales moleculares asimétricos: polaridad del enlace.

9.4. Orden de enlace:
- Su relación con la energía de enlace.
- Relación entre la energía y la longitud de enlace.

9.5. Conclusiones:
- Comparación de las teorías de EV y de OM

10.1. Justificación de la geometría molecular:
- Concepto de orbital molecular localizado o de enlace.
- Factores geométricos experimentales: longitud, ángulo y energía de enlace.
- Criterio de máxima superposición de orbitales. Carácter direccional de solapamiento. Solapamiento frontal y lateral.
- Geometría de algunas moléculas sencillas según el criterio de valencia dirigida.

10.2. Hibridación de orbitales:
- Concepto de orbital híbrido.
- Orbitales híbridos sp, sp² y sp³. Ejemplos estructurales.
- Otros tipos menos frecuentes de hibridación.

10.3. Teoría de la repulsión de los pares electrónicos externos:
- Ejemplos de geometría de moléculas sencillas.

10.4. Enlaces múltiples en moléculas poliatómicas:
- Estudio comparativo de la estructura de las moléculas de etano, eteno y etino.
- Formación del enlace doble y triple.

10.5. Resonancia:
- Estructura del ion nitrato y del benceno.
- Concepto de híbrido de resonancia y de forma canónica. Carga formal.
- Deslocalización electrónica. Concepto de orbital molecular des localizado.
- Estabilidad de las moléculas resonantes: energía de resonancia.

11 1. Enlace covalente coordinado:
- Su formación. Concepto de dador y de aceptar.

11.2. Compuestos de coordinación:
- Conceptos de ligando, ion central, quelación. Nomenclatura.
- Características y propiedades: geometría, color, paramagnetismo, diferente estabilidad.
- Teorías de enlace: de enlace de valencia y del campo cristalino.

11.3. Enlace metálico:
- Empaquetamiento compacto y conductividad eléctrica de los metales.
- Teoría de las bandas. Carácter de conductor, de aislante y de semiconductor.

11.4. Fuerzas intermoleculares:
- De dispersión: entre moléculas no polares.
- Dipolo-dipolo: entre moléculas polares.
- Influencia en las propiedades físicas.

11.5. Enlace de hidrógeno:
- Características y condiciones para su formación.
- Teorías.
- Consecuencias prácticas.

12.1. Introducción:
- Importancia de las partículas constituyentes de las sustancias y de sus interacciones.

12.2. Tipos de sólidos cristalinos:
- Descripción de los cuatro tipos de sólidos: iónicos, covalentes, metálicos y moleculares.
- Partículas constituyentes y fuerzas de cohesión entre ellas.

12.3. Propiedades físico-químicas de los cuatro tipos de sólidos:
- Puntos de fusión y de ebullición. Estado de agregación en condiciones ordinarias.
- Conductividad eléctrica.
- Propiedades mecánicas.

12.4. Tipo de sólido cristalino, configuración electrónica y Sistema Periódico:
- Sustancias elementales: variación a lo largo de un período.
- Sustancias-compuestos: elementos de electronegatividad parecida y elementos de electronegatividad muy diferente.

12.5. Gradación del enlace iónico al covalente:
- Compuestos esencialmente iónicos y esencialmente covalentes.
- Combinaciones binarias con hidrógeno.
- Combinaciones binarias con oxígeno.
- Otras combinaciones binarias.

12.6. Variación de algunas propiedades físico-químicas con el tipo de enlace iónico o covalente:
- En compuestos predominantemente iónicos. Variación de los puntos de fusión: reglas de Fajans.
- En compuestos predominantemente covalentes: energía de enlace y estabilidad. Influencia de la polaridad y de la distancia de enlace. Variación en períodos y en grupos.

12.7. Carácter ácido y básico:
- Compuestos con hidrógeno y oxígeno: variación de la acidez o de la basicidad.
- Compuestos binarios con hidrógeno: variación de la acidez.