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PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 4A (8690)

F_y_Q — 2026-08-06T16:33:25Z

Se pretende sintetizar metanol líquido, $$$ \text{CH}_3\text{OH}$$$, mediante la reacción del monóxido de carbono con hidrógeno molecular.

a) Escribe la ecuación química ajustada detallando el estado de las especies, y calcula la energía de Gibbs estándar de la reacción a 25 °C.

b) A 25 °C, la reacción de síntesis de metanol es termodinámicamente posible, pero cinéticamente muy lenta. Justifica razonadamente cuál o cuáles de las siguientes propuestas aumentan la velocidad de reacción:
i) Uso de un catalizador adecuado.
ii) Aumento de la temperatura de operación.
iii) Aumento de las presiones parciales de los reactivos.

c) En un experimento se han sintetizado 145 mL de metanol de densidad $$$ 0.786\ \text{g}\cdot \text{cm}^{-3}$$$. Suponiendo que el rendimiento de la reacción es del 87.0 %, calcula el volumen de hidrógeno que ha reaccionado, medido a 25 ºC y 0.980 atm.

Datos a 298 K:
$$$ \Delta \text{H}_\text{f}^0\ (\text{kJ}\cdot \text{mol}^{-1})$$$: $$$ \text{CH}_3\text{OH(l)} = −238.7$$$; $$$ \text{CO(g)} = −110.5$$$.
$$$ \text{S}^0\ (\text{J}\cdot \text{mol}^{-1}\cdot \text{K}^{-1})$$$: $$$ \text{CH}_3\text{OH(l)} = 126.8$$$; $$$ \text{CO(g)} = 197.7$$$; $$$ \text{H}_2\text{(g)} = 130.7$$$.
$$$ \text{R} = 0.0820\ \text{atm}\cdot \text{L}\cdot \text{mol}^{-1}\cdot \text{K}^{-1}$$$.
Masas atómicas (u): H = 1.0; C = 12.0; O = 16.0.

a) La ecuación química debe contener los estados de agregación de las especies a la temperatura indicada. Tienes que escribir la ecuación de formación del metanol:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CO}(g) + 2\text{H}_2(g) \longrightarrow \text{CH}_3\text{OH}(l)}}$$$

Para calcular la variación de la energía libre de Gibbs debes usar la ecuación:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \Delta G^0 = \Delta H^0 - T\cdot \Delta S^0} \quad \text{Ec}.\ (1)$$$

Necesitas calcular las variaciones de entalpía y de entropía del proceso.

Variación de entalpía estándar de la reacción.

Lo haces a partir de las entalpías estándar de formación dadas en el enunciado:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \Delta H^0_R = \sum n_p\cdot \Delta H^0_f(productos) - \sum n_r\cdot \Delta H^0_f(reactivos)}$$$

La entalpía estándar de formación del hidrógeno es cero porque es un elemento, por lo que la variación de entalpía es:

$$$ \require{cancel} \Delta \text{H}^0_\text{R} = \Delta \text{H}^0_\text{f}[\text{CH}_3\text{OH}(l)] - \left(\Delta \text{H}^0_\text{f}[\text{CO}(g)] + 2 \cancelto{0}{\Delta \text{H}^0_\text{f}[\text{H}_2(g)]}\right) = -238.7 - (-110.5) = \color{royalblue}{\bf -128.2\ \dfrac{kJ}{mol}}$$$

Variación de la entropía estándar de la reacción.

La ecuación que utilizas es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \Delta S^0_R = \sum n_p\cdot S^0(productos) - \sum n_r\cdot S^0(reactivos)}$$$

A partir de los valores de las entropías dados en el enunciado:

$$$ \Delta \text{S}^0_\text{R} = \text{S}^0[\text{CH}_3\text{OH(l)}] - \left(\text{S}^0[\text{CO(g)}] + 2\cdot \text{S}^0[\text{H}_2\text{(g)}]\right) = 126.8 - \left(197.7 + 2\cdot 130.7\right) = \color{royalblue}{\bf -332.3\ \dfrac{J}{mol\cdot K}}$$$

Este dato debe estar expresado en las mismas unidades que la entalpía:

$$$ \require{cancel} \Delta \text{S}^0_R = -332.3\ \dfrac{\cancel{\text{J}}}{\text{mol}\cdot \text{K}}\cdot \dfrac{1\ \text{kJ}}{10^3\ \cancel{\text{J}}} = \color{royalblue}{\bf -0.332\ \dfrac{kJ}{mol\cdot K}}$$$

Cálculo de la variación de la energía libre de Gibbs.

Sustituyendo en la (Ec. 1) puedes hacer el cálculo que necesitas:

$$$ \require{cancel} \Delta \text{G}^0_\text{R} = -128.2\ \dfrac{\text{kJ}}{\text{mol}} - 298\ \cancel{\text{K}}\cdot (-0.332)\ \dfrac{\text{kJ}}{\text{mol}\cdot \cancel{\text{K}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf -29.26\ kJ\cdot mol^{-1}}}$$$

Al ser un valor negativo, se confirma que la reacción es espontánea a la temperatura indicada.

b) Dado que la ecuación de la velocidad depende del valor de la constante de velocidad y las concentraciones de los reactivos, aumentando estos factores conseguiremos aumentar la velocidad de la reacción.

i) Un catalizador positivo provoca que disminuya la energía de activación de los reactivos, haciendo que aumente el valor de la constante de velocidad:

$$$ \color{forestgreen}{\bf k = A\cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}} \quad \text{(Ec. Arrhenius)}$$$

Al ser un exponente negativo, la disminución del cociente en el exponente hace que el valor de «k» aumente, lo que hace que aumente también la velocidad de la reacción.

ii) El aumento de la temperatura hace que las partículas de los reactivos se muevan más rápido, aumentado el número de choques y la energía de estos, con lo que aumenta el números de choques efectivos y provoca el aumento de la velocidad de la reacción.

iii) El aumento de las presiones parciales de los reactivos equivale a aumentar sus concentraciones, con lo que aumentará el número de choques efectivos. También aumenta la velocidad de la reacción.

c) El primer paso es averiguar los moles de metanol que se han obtenido. Para ello, usas los datos de volumen y densidad del gas, y su masa molecular:

$$$ \require{cancel} \text{n}_{\text{CH}_3\text{OH}} = 145\ \cancel{\text{cm}^3}\cdot \dfrac{0.786\ \cancel{\text{g}}}{1\ \cancel{\text{cm}^3}}\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{(12 + 4\cdot 1 + 16)\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 3.56\ mol\ CH_3OH}$$$

Teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción, los moles de hidrógeno necesarios para obtener esos moles de metanol son:

$$$ \require{cancel} \text{n}_{\text{H}_2} = 3.56\ \cancel{\text{mol}\ \text{CH}_3\text{OH}}\cdot \dfrac{2\ \text{mol}\ \text{H}_2}{1\ \cancel{\text{mol}\ \text{CH}_3\text{OH}}} = \color{royalblue}{\bf 7.12\ mol\ H_2}$$$

El siguiente paso es calcular los moles de hidrógeno que tienen que formar parte de la reacción para que, siendo el rendimiento de la reacción del 87 %, puedan reaccionar de manera real los que acabas de calcular. La manera más simple de hacerlo es tener claro que necesitas más moles de hidrógeno que los que acabas de calcular, por lo que divides esa cantidad por el rendimiento de la reacción, expresado en tanto por uno:

$$$ \text{n}^{\prime}_{\text{H}_2} = \dfrac{7.12\ \text{mol H}_2}{0.87} = \color{royalblue}{\bf 8.18\ mol\ H_2}$$$

Usas la ecuación de los gases ideales para obtener el volumen de hidrógeno que ha reaccionado:

$$$ \require{cancel} \text{PV = nRT}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{V = \dfrac{nRT}{P}}} = \dfrac{8.18\ \cancel{\text{mol}}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{\text{atm}}\cdot \text{L}}{\cancel{\text{K}}\cdot \cancel{\text{mol}}}\cdot 298\ \cancel{\text{K}}}{0.98\ \cancel{\text{atm}}} \approx \color{firebrick}{\boxed{\bf 204\ L\ H_2}}$$$

P[(8663)] PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 2B (8680)

F_y_Q — 2026-07-21T04:05:19Z

Clica sobre este enlace para ver la resolución escrita del ejercicio que se resuelve en este vídeo.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 2B (8663)

F_y_Q — 2026-07-11T16:12:45Z

Dada la ecuación elemental $$$ \text{CO} + \text{Cl}_2\ \to\ \text{COCl}_2$$$, justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) Su ecuación de velocidad es $$$ \text{v}= \text{k}[\text{CO}][\text{Cl}_2][\text{COCl}_2]$$$.

b) La velocidad de reacción varía durante el transcurso de la reacción.

c) La constante «k» es independiente de la temperatura.

d) Si duplicamos la concentración de $$$ \text{Cl}_2$$$ la velocidad se duplica.

El enunciado dice que la reacción es elemental y eso quiere decir que es una reacción que ocurre en un único paso molecular, coincidiendo los órdenes parciales de reacción con los coeficientes estequiométricos. La ecuación de velocidad para una reacción química es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf v = k[A]^{\alpha}[B]^{\beta}}$$$

a) Falso. La ecuación cinética de una reacción depende de la constante de velocidad y de las concentraciones de los reactivos. Dado que es una reacción elemental, los valores de $$$ \alpha$$$ y $$$ \beta$$$ serán uno y su constante de velocidad es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf v= k[CO][Cl_2]}}$$$

b) Verdadero. A medida que avanza la reacción se consumen los reactivos y eso hace que disminuyan sus concentraciones. Como la velocidad depende directamente de estas concentraciones, la velocidad de reacción irá disminuyendo a lo largo del proceso.

c) Falso. La constante de velocidad depende de la temperatura, como describe la ecuación de Arrhenius:

$$$ \color{forestgreen}{\bf k = A\cdot e^{-\frac{E_a}{RT}}}$$$

Como se puede ver, la dependencia de la temperatura es exponencial y el valor de «k» variará exponencialmente al hacerlo «T».

d) Verdadero. Como la reacción es elemental, el orden parcial del dicloro es uno. Si duplicamos la concentración de este reactivo en la ecuación obtenida en el apartado a):

$$$ v^{\prime} = \text{k}[\text{CO}]2[\text{Cl}_2] = 2\text{k}[\text{CO}][\text{Cl}_2]\ \to\ \color{firebrick}{\boxed{\bf v^{\prime} = 2v}}$$$

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

[P(566)] Dependencia de la constante de velocidad con la temperatura (8591)

F_y_Q — 2026-01-09T08:35:10Z

Si haces clic en este enlace podrás ver el enunciado y la respuesta del ejercicio que se resuelve en el vídeo.

[P(578)] Análisis de la cinética química de una reacción (8587)

F_y_Q — 2025-12-29T05:41:23Z

Si haces clic en este enlace puedes ver el enunciado y las respuestas de los apartados del problema que se resuelve en este vídeo.

- 04 - Cinética Química / Orden de reacción, Constante velocidad, Ecuación velocidad, Velocidad reacción

[P(8478)] PAU Andalucía: química junio (2025) - pregunta 2 - cuestión 2B (8484)

F_y_Q — 2025-06-28T08:22:23Z

Clica en este enlace para ver el enunciado y las respuestas a los apartados del ejercicio que se resuelve en el vídeo.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Orden de reacción, Constante velocidad, Velocidad reacción, PAU, EBAU, Selectividad

PAU Andalucía: química (junio 2025) - pregunta 2 - ejercicio 2B (8478)

F_y_Q — 2025-06-26T04:02:48Z

La reacción química C}" title="\ce{2A + B -> C}" /> tiene como ecuación de velocidad . Responde razonadamente:

a) ¿Cuál es el orden total de la reacción?

b) Determina las unidades de la constante de velocidad.

c) ¿Se puede considerar que, durante el transcurso de la reacción química, la velocidad de la reacción permanece constante?

d) ¿La velocidad de desaparición de B es igual que la velocidad de aparición de C?

a)
b)
c) No. La velocidad de la reacción depende de las concentraciones de los reactivos y estas van disminuyendo a medida que avanza la reacción.
d) Sí. Al ser estequiometría 1:1 con respecto a B y C, ambas velocidades son iguales.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

Modelo de colisiones: ¿cuándo son efectivos los choques? (8210)

F_y_Q — 2024-05-14T04:50:36Z

En la reacción entre las sustancias X e Y se aprecia que algunos de los choques entre las partículas de X y las de Y no dan lugar a productos. ¿Cuál es la afirmación más adecuada para explicarlo?
a) El sistema ya ha alcanzado el equilibrio.
b) La energía de activación de la reacción inversa es muy baja.
c) Las partículas de X e Y no colisionan con la debida orientación.
d) El «complejo activado» es muy inestable.

- Cinética Química / Velocidad reacción, RESUELTO, Modelo colisiones

Variación de la velocidad de reacción al variar el volumen (8208)

F_y_Q — 2024-05-13T04:29:08Z

Para la reacción en fase gaseosa X}" title="\ce{A + B -> X}" />, la ecuación de velocidad es:

¿Cuál será el factor de aumento de velocidad si el volumen se reduce cuatro veces?

Como tienes que encontrar la relación entre la velocidad y el volumen, puedes escribir la ecuación cinética en función del volumen:

Si el volumen se reduce a un cuarto, la ecuación anterior queda como:

Si comparas ambas velocidades obtienes cuánto varía la velocidad:

Si se reduce el volumen cuatro veces, la velocidad aumenta 64 veces.

[P(7633)] EBAU Madrid (junio 2022): ejercicio A.4

F_y_Q — 2022-06-24T08:09:50Z

Puedes consultar el enunciado y las soluciones del problema resuelto en el vídeo AQUÍ.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Orden de reacción, Constante velocidad, Velocidad reacción, EBAU, Selectividad