EjerciciosFyQ

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:

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

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 3B (8687)

F_y_Q — 2026-08-05T07:32:32Z

Responde a las siguientes cuestiones:

a) Escribe la reacción de polimerización del alqueno obtenido en la reacción entre el etino y el HCl. Nombra el monómero y el polímero.

b) Completa las siguientes reacciones con el producto mayoritario, formulando los compuestos de partida, y nombrando y formulando los compuestos orgánicos A, B, C, D y E.

i) $$$ \text{propan-1-ol} \xrightarrow{\text{oxidación}} \text{A} \xrightarrow{\text{oxidación}} \text{B}$$$
ii) $$$ \text{etanol} + \text{B} \longrightarrow \text{C}$$$
iii) $$$ \text{butan-2-ol} \xrightarrow{\text{H}_2\text{SO}_4\ \text{conc / calor}} \text{D} \xrightarrow{\text{HBr}} \text{E}$$$

a) En primer lugar, tienes que obtener el alqueno a partir del etino y el HCl. La reacción que tiene lugar es una adición:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{HC\equiv CH + HCl \longrightarrow}} \color{firebrick}{\bf CH_2=CH-Cl}$$$

El alqueno que obtienes es el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf cloroeteno}}$$$ o también llamado cloruro de vinilo.

La reacción de polimerización es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf n\,(\text{CH}_2=\text{CH}-\text{Cl}) \longrightarrow -[\text{CH}_2-\text{CH}(\text{Cl})]_n-}}$$$

Su nombre es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf policloroeteno}}$$$ o también policloruro de vinilo (PVC).

b) Escribes cada una de las reacciones de los apartados:

i) Oxidación completa del alcohol primario. Debes escribir la primera oxidación y luego la segunda oxidación:

$$$ \text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{CH}_2\text{OH}\ \xrightarrow{[\text{1ª oxidación}]} \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CH_2-CHO \quad (propanal)}}$$$ $$$ \text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{CHO} \xrightarrow{[\text{2ª oxidación}]} \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CH_2-COOH \quad (\text{ácido propanoico})}}$$$

ii) Reacción de esterificación entre un alcohol primario y el ácido carboxílico obtenido en la reacción anterior:

$$$ \text{CH}_3-\text{CH}_2\text{OH} + \text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{COOH} \longrightarrow \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CH_2-COO-CH_2-CH_3 + H_2O\\ \quad \quad \quad (\text{propanoato de etilo})}}$$$

iii) En este caso se produce una deshidratación de un alcohol secundario y la posterior adición del bromuro de hidrógeno. La deshidratación sigue la regla de Saytzeff y se forma el alqueno más sustituido:

$$$ \text{CH}_3-\text{CH}(\text{OH})-\text{CH}_2-\text{CH}_3 \xrightarrow{\text{H}_2\text{SO}_4 \text{ conc. / calor}} \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CH=CH-CH_3 + H_2O\\ \quad \quad \quad (\text{but-2-eno})}}$$$

$$$ \text{CH}_3-\text{CH}=\text{CH}-\text{CH}_3 + \text{HBr} \longrightarrow \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CHBr-CH_2-CH_3 \quad (\text{2-bromobutano})}}$$$

[P(8673)] PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 5 (8691)

F_y_Q — 2026-08-03T05:32:20Z

Si haces clic en este enlace podrás ver el enunciado y la resolución y explicación por escrito, paso a paso, del problema que se resuelve en este vídeo.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Nomenclatura inorgánica, Ion-electrón, Estequiometría, Ajuste redox, PAU, EBAU, Selectividad, Solubilidad

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 3A (8686)

F_y_Q — 2026-08-01T07:23:24Z

Contesta de forma razonada las siguientes cuestiones:

a) Nombra los siguientes compuestos e identifica el grupo funcional principal.

$$$ 1)\ \text{CH}_3−\text{CH}_2−\text{CH}_2\text{OH}$$$
$$$ 2)\ (\text{CH}_3)_3-\text{N}$$$
$$$ 3)\ \text{CH}_3−\text{COO}−\text{CH}_3$$$
$$$ 4)\ \text{CH}_3−\text{CH}=\text{CH}_2$$$
$$$ 5)\ \text{CH}_3-\text{CH}_2-\text{CHO}$$$

b) Escribe las reacciones correspondientes a los procesos siguientes:

i) Obtención del compuesto 1) a partir de un aldehído.
ii) Obtención del compuesto 4) a partir de un alcohol primario.
iii) Obtención del compuesto 3).
iv) Obtención de un polímero a partir del compuesto 4).

c) Formula y nombra los dos isómeros geométricos cis- y trans- con la misma fórmula
molecular que la del compuesto 5).

a) En primer lugar identifico cada grupo funcional y luego nombro el compuesto:

1) Se trata de un alcohol, grupo hidroxilo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf -OH}}$$$. Su nombre es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf propan-1-ol}}$$$
2) Es una amina, grupo amino $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf -NH_2}}$$$. Su nombre es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf trimetilamina}}$$$
3) Se trata de un éster, grupo alcoxicarbonilo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf -COO-}}$$$. El nombre del compuesto es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{etanoato de metilo}}}$$$
4) Es un alqueno, grupo alqueno $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf -CH=CH-}}$$$. El nombre del compuesto es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf propeno}}$$$
5) Es un aldehído, grupo formilo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf -CHO}}$$$. El nombre es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf propanal}}$$$

b) Se escriben las reacciones de cada caso y una breve explicación de cada una.

i) Por medio de una reducción (hidrogenación) de un aldehído se puede obtener un alcohol primario:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-CHO} + [\text{H}] \xrightarrow{\text{LiAlH}_4 / \text{H}^+} \text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-CH}_2\text{OH}}}$$$

ii) Por medio de la deshidratación de alcoholes, que una reacción de eliminación, catalizada por un ácido fuerte en caliente:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-CH}_2\text{OH} \xrightarrow[\Delta Q]{\text{H}_2\text{SO}_4 \text{ conc.}} \text{CH}_3\text{-CH=CH}_2 + \text{H}_2\text{O}}}$$$

iii) Por medio de una reacción de esterificación, haciendo reaccionar el ácido etanoico con el metanol, en medio ácido, obtienes el compuesto:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{CH}_3\text{-COOH} + \text{CH}_3\text{OH} \stackrel{\text{H}^+}{\rightleftharpoons} \text{CH}_3\text{-COO-CH}_3 + \text{H}_2\text{O}}}$$$

iv) Por medio de una polimerización por adición puedes obtener el polipropileno a partir del propeno:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf n \, (\text{CH}_3\text{-CH=CH}_2) \xrightarrow{\text{catalizador}} \left[\!-\text{CH}(\text{CH}_3)\text{-CH}_2-\!\right]_n}}$$$

c) La fórmula molecular del compuesto 5) es $$$ \color{forestgreen}{\bf \text{C}_3\text{H}_6\text{O}}$$$.
La isomería geométrica se produce en compuestos con doble enlace, por lo que es necesario un compuesto de tres átomos de carbono que tenga un doble enlace y sustituyentes distintos a cada lado del doble enlace. Las únicas estructuras que cumplen con estas condiciones son un alcohol o un éter. El compuesto más simple es el alcohol prop-1-en-1-ol. Las fórmulas y nombres de los isómeros son:

Como los sustituyentes no son iguales dos a dos, no es correcta la nomenclatura propuesta en el enunciado del ejercicio, por eso se propone como solución la nomenclatura E- y Z-.

P[(8672)] PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 4B (8689)

F_y_Q — 2026-07-31T05:11:55Z

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

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Nomenclatura orgánica, Isómeros, PAU, Adición electrofílica, EBAU, Selectividad

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 2B (8683)

F_y_Q — 2026-07-30T04:15:26Z

La configuración electrónica de un elemento «X» es $$$ [\text{Ne}]n\text{s}^1$$$.

a) Indica el valor de «n», el nombre y símbolo del elemento «X», así como el grupo y el periodo a los que pertenece. Razona cómo varía la energía de ionización a lo largo de un grupo de la tabla periódica.

b) Justifica cuál es el catión más estable que puede formar el elemento «X». Indica un catión divalente, un elemento neutro y un anión monovalente que sean isoelectrónicos con el catión más estable del elemento «X».

c) Si el electrón más externo del elemento «X» es excitado del orbital «ns» al orbital «np», ¿cómo cambian sus números cuánticos? Explica si se trata de una absorción o de una emisión de energía.

d) Calcula la energía, en electronvoltios, asociada a la transición electrónica anterior, sabiendo que la longitud de onda de la radiación implicada es de 766.5 nm.

Datos. $$$ \text{h} = 6.626\cdot 10^{-34}\ \text{J}\cdot \text{s}$$$; $$$ \text{c} = 3.00\cdot 10^8\ \text{m}\cdot \text{s}^{-1}$$$; $$$ 1\ \text{eV} = 1.602\cdot 10^{-19}\ \text{J}$$$.

a) El enunciado te da la configuración electrónica simplificada (kernel) del elemento «X». Debes saber que el neón (Ne) tiene como configuración electrónica externa $$$ \color{royalblue}{\bf 2s^2 2p^6}$$$, por lo que el siguiente nivel de energía es el tercero y eso implica que $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf n = 3}}$$$. Su número atómico es Z = 11, siendo el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{sodio (Na)}}}$$$. Está en el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{grupo uno y tercer periodo}}}$$$.

En los grupos, el tamaño del átomo aumenta a medida que descendemos porque se abren nuevas capas de energía. Esto hace que los electrones externos estén más lejos del núcleo atómico. Como las capas internas están llenas, el efecto apantallamiento es mayor y la carga nuclear efectiva, por lo tanto, es menor, haciendo que la energía necesaria para extraer el electrón de la última capa sea menor. Al descender en un grupo, disminuye la energía de ionización.

b) El catión más estable que puede formar el sodio es el resulta de ceder el electrón más externo que está en la capa tres. De ese modo, queda con la capa dos llena, siendo su capa más externa. El catión resultante es $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf Na^+}}$$$

El catión sodio tiene un total de diez electrones. Las especies isoelectrónicas son las que tienen el mismo número de electrones, por lo tanto:

El catión divalente será el del elemento con Z = 12 que pierde dos electrones, es decir, $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf Mg^{2+}}}$$$
El elemento será el que tenga número atómico Z = 10: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf Ne}}$$$
El anión monovalente será el que tenga Z = 9 y gana un electrón: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf F^-}}$$$

c) Los números cuánticos para el electrón del nivel «3s» son $$$ \color{royalblue}{\bf (3, 0, 0, \frac{1}{2})}$$$. El orbital al que promociona será el nivel «3p», por lo que no varía el valor de «n», pero sí lo hacen el valor de «l» y los posibles valores de «m». La cuaterna que describe esa situación sería $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf (3, 1, m, \frac{1}{2})}}$$$, siendo -1, 0, 1 los tres posibles valores de «m».

Se trata de una absorción de energía porque el orbital «3p» es de mayor energía que el orbital «3s». Aunque tienen el mismo valor de «n» la suma «n + l» es mayor en el caso del orbital «p». Para poder promocionar al nivel «3p» es necesario que el átomo absorba un fotón.

d) Usando la ecuación de Planck puedes calcular la energía a partir del valor de la longitud de onda de la radiación. La ecuación la puedes escribir en función de la frecuencia o de la longitud de onda:

$$$ E = \text{h}\cdot \nu\ \to\ \color{forestgreen}{\bf E = \dfrac{h\cdot c}{\lambda}}$$$

Si tienes en cuenta la equivalencia del prefijo «nano» y sustituyes en la ecuación:

$$$ \require{cancel} E = \dfrac{6.626\cdot 10^{-34}\ \text{J}\cdot \cancel{\text{s}}\cdot 3\cdot 10^8\ \cancel{\text{m}}\cdot \cancel{\text{s}^{-1}}}{766.5\cdot 10^{-9}\ \cancel{\text{m}}} = \color{royalblue}{\bf 2.593\cdot 10^{-19}\ J}$$$

Lo último que debes hacer es convertir el resultado a la unidad indicada:

$$$ \require{cancel} 2.593\cdot 10^{-19}\ \cancel{\text{J}}\cdot \dfrac{1\ \text{eV}}{1.602\cdot 10^{-19}\ \cancel{\text{J}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 1.62\ eV}}$$$

P[(8671)] PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 4A (8688)

F_y_Q — 2026-07-29T05:09:22Z

Para ver el enunciado y la resolución explicada paso a paso del ejercicio del vídeo, clica sobre este enlace.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Nomenclatura orgánica, Reacciones, Isómeros, PAU, Markovnikov, EBAU, Selectividad

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 2A (8682)

F_y_Q — 2026-07-28T07:41:46Z

Considera los siguientes compuestos: LiF, $$$ \text{PCl}_3$$$, $$$ \text{CH}_3\text{Br}$$$ y LiI.

a) Para los compuestos covalentes, indica la geometría molecular según la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), y la hibridación del átomo central. Justifica la polaridad.

b) Justifica cuál de los sólidos iónicos tiene mayor energía de red, suponiendo que todos cristalizan con el mismo tipo de red.

c) Explica razonadamente qué tipo de interacciones hay que vencer en cada uno de los siguientes procesos: i) ebullición del $$$ \text{CH}_3\text{Br}$$$, ii) fusión del LiF.

Lo primero que debes tener claro para resolver el ejercicio es qué tipo de compuesto es cada uno. Son compuestos iónicos el LiF y el LiI, siendo compuestos covalentes el $$$ \text{PCl}_3$$$ y el $$$ \text{CH}_2\text{Br}$$$.

a) tricloruro de fósforo ($$$ \text{PCl}_3$$$).

El átomo central, el fósforo, tiene cinco electrones de valencia y está unido a tres átomos de cloro por medio de tres enlaces simples, por lo que tiene alrededor tres pares de electrones de enlace y un par de electrones solitarios. Los cuatro pares de electrones se disponen en una estructura electrónica tetraédrica, pero su geometría molecular no coincide porque hay un par solitario, siendo una geometría de $$$ \color{firebrick}{\bf \text{pirámide trigonal}}$$$.

Los cuatro pares de electrones se han de disponer en cuatro orbitales híbridos, por lo que es necesario combinar cuatro orbitales atómicos, resultando una hibridación del tipo $$$ \color{firebrick}{\bf \text{sp}^3}$$$.

Se trata de una molécula $$$ \color{firebrick}{\bf polar}$$$ por tener un par de electrones solitario.

bromometano ($$$ \text{CH}_3\text{Br}$$$).

El átomo de carbono, que es el átomo central, tiene cuatro electrones de valencia y forma cuatro enlaces con los tres átomos de hidrógeno y el de bromo. Su estructura electrónica también es tetraédrica y coincide con su geometría molecular porque no tiene pares de electrones solitarios. Su geometría molecular es $$$ \color{firebrick}{\bf \text{tetraédrica}}$$$.

Al igual que en el caso anterior, son necesarios cuatro orbitales híbridos para colocar los cuatro pares de electrones, por lo que su hibridación es del tipo $$$ \color{firebrick}{\bf \text{sp}^3}$$$.

Como el enlace entre el C y el Br es un enlace polar, y la molécula no es simétrica porque es un tetraedro deformado, el momento dipolar resultante es distinto de cero, por lo que la molécula es $$$ \color{firebrick}{\bf polar}$$$.

b) La energía de red, o energía reticular, puede ser estimada según la ecuación de Born-Landé:

$$$ \color{forestgreen}{\bf U = - \dfrac{N_A\cdot A\cdot \vert{}z^+ \cdot z^-\vert{} \cdot e^2}{4 \pi \varepsilon_0 \cdot r_0} \left( 1 - \frac{1}{n} \right)}$$$

Como se puede ver, esta energía reticular es directamente proporcional al producto de las cargas de los iones e inversamente proporcional a la distancia entre ellos. Las cargas de los iones son las mismas en ambos compuestos y el catión es común, por lo que debes centrar la atención en el tamaño de los aniones. Como el anión yoduro es mayor que el anión fluoruro, la energía reticular del LiF será mayor que la del LiI, es decir, $$$ \color{firebrick}{\bf U_{LiF} \gt U_{LiI}}$$$.

c) i) Ebullición del $$$ \text{CH}_3\text{Br}$$$:

Al ser un compuesto covalente molecular, para que se dé el cambio de estado se deben vencer las fuerzas intermoleculares que se dan en este compuesto. Se trata de $$$ \color{firebrick}{\bf \text{fuerzas de Van der Waals}}$$$, que son fuerzas dipolo-dipolo porque la molécula es polar. No tenemos en cuenta las fuerzas de London porque son de una entidad sensiblemente menor.

ii) Fusión del LiF:

Como se trata de un cristal iónico, el cambio de estado requiere romper la red cristalina y eso implica vencer las $$$ \color{firebrick}{\bf \text{fuerzas de atracción electrostáticas}}$$$ entre los iones de la red.

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 1 (8676)

F_y_Q — 2026-07-27T05:05:18Z

En un laboratorio de materiales se estudia la corrosión del cobre en presencia de ácido nítrico diluido, porque esta reacción es la responsable tanto de la disolución de cobre metálico en procesos industriales como de la generación de óxidos de nitrógeno contaminantes. En el proceso de corrosión, el cobre metálico reacciona con el ácido nítrico dando lugar a nitrato de cobre(II), óxido de nitrógeno(II) y agua.

a) Ajusta la reacción molecular por el método del ion electrón, indicando cuáles son las semirreacciones de oxidación y reducción.

b) A partir de la reacción del apartado anterior, un estudiante propone reproducir el proceso de corrosión del cobre en una celda electroquímica formada por un electrodo de Cu y otro electrodo inerte de platino, ambos sumergidos en una disolución de $$$ \text{HNO}_3$$$ 1 M. Identifica el ánodo y el cátodo, especificando en qué electrodo tiene lugar la oxidación y en cuál la reducción, y calcula el potencial estándar de la pila.

c) Por motivos medioambientales, es importante reducir la cantidad de iones $$$ \text{Cu}^{2+}$$$ presentes en disoluciones acuosas. Se sabe que si añadimos una disolución de NaOH de pH = 9.0, se puede formar un precipitado de $$$ \text{Cu(OH)}_2$$$, lo que permite eliminar el cobre por filtración. Escribe la ecuación química del equilibrio de solubilidad de $$$ \text{Cu(OH)}_2$$$, indicando el estado físico de cada especie. Determina la concentración molar de iones $$$ \text{Cu}^{2+}$$$ a partir de la cual comienza a precipitar $$$ \text{Cu(OH)}_2$$$ al añadir la disolución de NaOH de pH = 9.0 a 25º C.

Datos. $$$ \text{E}^0(\text{V})$$$: $$$ (\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = 0.34$$$; $$$ (\text{NO}^{3-}/\text{NO}) = 0.96$$$. A 25 ºC: $$$ \text{K}_\text{s}(\text{Cu(OH)}_2) = 2.2\cdot 10^{-20}$$$.

a) Para hacer el ajuste de la reacción tienes que identificar los estados de oxidación de los elementos que cambian: el cobre metálico ($$$ \overset{0}{\text{Cu}}$$$) se oxida a cobre(II) ($$$ \overset{2+}{\text{Cu}}$$$) y el nitrógeno del ion nitrato ($$$ \overset{5+}{\text{N}}\text{O}_3^-$$$) se reduce a óxido de nitrógeno(II) ($$$ \overset{2+}{\text{N}}\text{O}$$$).

Debes tener en cuenta que la reacción se produce en medio ácido, dado que se realiza en presencia de ácido nítrico, para hacer el ajuste de las semirreacciones de oxidación y reducción.

$$$ \color{firebrick}{\bf \text{Oxidación}:\ \quad \overset{0}{Cu}\ \to\ \overset{2+}{Cu} + 2e^-}$$$
$$$ \color{firebrick}{\bf \text{Reducción}:\ \quad \overset{5+}{N}O_3^- + 4H^+ + 3e^-\ \to\ \overset{2+}{N}O + 2H_2O}$$$

En los procesos redox es necesario que los electrones sean los mismos en la oxidación y la reducción, por lo que debes multiplicar por 3 la semirreacción de oxidación y por 2 la de reducción:

$$$ \color{forestgreen}{\bf 3Cu\ \to\ 3Cu^{2+} + 6e^-}$$$
$$$ \color{forestgreen}{\bf 2NO_3^- + 8H^+ + 6e^-\ \to\ 2NO + 4H_2O}$$$

Sumas ambas semirreacciones y obtienes la ecuación iónica:

$$$ \color{forestgreen}{\bf 3Cu + 2NO_3^- + 8H^+\ \to\ 3Cu^{2+} + 2NO + 4H_2O}$$$

El ejercicio indica que debes escribir la ecuación molecular, por lo que debes tener en cuenta las especies que forman parte de la reacción. Los protones provienen del ácido nítrico:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf 3Cu + 8HNO_3\ \to\ 3Cu(NO_3)_2 + 2NO + 4H_2O}}$$$

b) En las celdas electroquímicas el ánodo es donde se produce la oxidación, mientras que el cátodo es donde se produce la reducción.

El electrodo de cobre es el ánodo porque ocurre la oxidación del cobre: $$$ \color{royalblue}{\bf Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-}$$$
El electrodo de platino es el cátodo, actuando como superficie conductora para que el nitrógeno se reduzca ya que es un metal inerte: $$$ \color{royalblue}{\bf NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O}$$$

El potencial estándar de la pila lo calculas a partir de la ecuación:

$$$ \color{forestgreen}{\bf E^0_{pila} = E^0_{cátodo} - E^0_{ánodo}}$$$

Sustituyes en la ecuación y calculas:

$$$ \text{E}^0_{\text{pila}} = \text{E}^0(\text{NO}_3^-/\text{NO}) - \text{E}^0(\text{Cu}^{2+}/\text{Cu}) = (0.96 - 0.34)\ \text{V} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 0.62\ V}}$$$

El valor positivo del potencial de la pila indica que la reacción es espontánea en las condiciones estándar.

c) La ecuación que describe el equilibrio de solubilidad es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf Cu(OH)_2(s) \rightleftharpoons Cu^{2+}(aq) + 2OH^-(aq)}}$$$

El producto de solubilidad de este equilibrio es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf K_s = [Cu^{2+}][OH^-]^2}$$$

El precipitado se forman cuando el pH es 9.0, por lo que la concentración de $$$ \text{OH}^-$$$ será:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{pH + pOH = 14}}\ \to\ \text{pOH} = (14 - 9) = 5\ \to\ [\text{OH}^-] = 10^{-\text{pOH}} = \color{royalblue}{\bf 10^{-5}\ M}$$$

La precipitación se produce cuando el producto iónico del agua sea igual al valor del producto de solubilidad. Conoces ese valor y la concentración de iones hidróxido, por lo que puedes calcular la concentración de cationes cobre(2+):

$$$ \text{K}_\text{s} = [\text{Cu}^{2+}][\text{OH}^-]^2\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{[Cu^{2+}] = \dfrac{K_s}{[OH^-]^2}}} = \dfrac{2.2\cdot 10^{-20}}{(10^{-5})^2} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 2.2\cdot 10^{-10}\ M}}$$$

[P(8670)] PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 3B (8685)

F_y_Q — 2026-07-26T13:13:51Z

Si haces clic sobre este enlace puedes ver el enunciado y la resolución escrita del problema que se resuelve en el vídeo.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / pOH, Neutralización, PAU, EBAU, Selectividad