EjerciciosFyQ

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+):

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

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 5 (8673)

F_y_Q — 2026-07-22T03:43:44Z

ARSÉNICO O EL LUJO DE BEBER UN VASO DE AGUA POTABLE

El arsénico se conoce desde tiempos remotos y ha tenido múltiples usos en diversas áreas, desde la medicina hasta la industria. Se trata de un elemento esencial para la vida y, sin embargo, se da la gran paradoja de que también es muy tóxico. Una exposición continuada a este elemento causa lesiones en la piel, neuropatías y aumenta significativamente el riesgo de padecer cáncer. A esto hay que añadir que es el contaminante natural más abundante de las aguas subterráneas, lo que constituye un motivo de gran preocupación a nivel mundial. Para proteger la salud humana, el nivel máximo permitido de arsénico en agua potable establecido por la Organización Mundial de la Salud (OMS) es de $$$ 0.01\ \text{mg}\cdot \text{L}^{-1}$$$.

Hasta la fecha, se han desarrollado diversas técnicas para la eliminación de este contaminante del agua potable. Una de las más habituales conlleva la oxidación de $$$ \text{H}_3\text{AsO}_3$$$ (forma predominante en ambientes donde no hay oxígeno) a $$$ \text{H}_3\text{AsO}_4$$$ y posterior precipitación en forma de un compuesto altamente insoluble.

Se sabe que con oxígeno la reacción de oxidación ocurre muy lentamente, alcanzando un rendimiento del $$$ 57\ \%$$$ al cabo de 5 días, lo que obliga a usar otros agentes oxidantes mucho más rápidos, tales como $$$ \text{Cl}_2$$$, peróxido de hidrógeno, HClO o permanganato de potasio.

Para eliminar el arsénico del agua y hacerla apta para el consumo humano, es habitual añadir $$$ \bf FeCl_3$$$ que genera hidróxido de hierro(III). Este reacciona con el ácido arsénico formando $$$ \text{FeAsO}_4$$$, compuesto muy poco soluble ($$$ \text{K}_\text{S}= 6.3\cdot 10^{-21}$$$).

a) Escribe y ajusta la reacción de oxidación del $$$ \text{H}_3\text{AsO}_3$$$ a $$$ \text{H}_3\text{AsO}_4$$$ con $$$ \text{O}_2$$$ en medio ácido empleando el método del ion-electrón.

b) Sabiendo que el aire contiene un $$$ 21\ \%$$$ en volumen de $$$ \text{O}_2$$$, ¿qué volumen de aire, medido a 273 K y 1 atm, se debe burbujear por mol de $$$ \text{H}_3\text{AsO}_3$$$ en un agua natural contaminada? ¿Qué volumen del oxígeno quedaría sin reaccionar al cabo de 5 días?

c) Demuestra que, tras precipitar $$$ \text{FeAsO}_4$$$, el agua tratada cumple las recomendaciones de la OMS.

d) Nombra o formula, según corresponda, las sustancias que aparecen en negrita en el texto.

Masa atómica relativa: As= 75.

Este ejercicio es un ejercicio competencial con el que la prueba de la PAU pretende evaluar la competencia química de los estudiantes, lo que hace que la resolución deba ser acorde a lo que evalúa.

a) Tienes que ajustar la reacción usando el método ion-electrón y teniendo en cuenta que es en medio ácido. Primero debes escribir la semirreacciones de oxidación y reducción. El arsénico cambia su estado de oxidación de 3+ a 5+, por lo que se oxida, mientras que el oxígeno varía su estado de oxidación de 0 a 2-, reduciéndose.

Oxidación: $$$ \text{H}_3\overset{3+}{\text{As}}\text{O}_3\ \to\ \text{H}_3\overset{5+}{\text{As}}\text{O}_4$$$

Añades una molécula de agua en la izquierda, para igualar los átomos de oxígeno, dos protones a la derecha, para igualar el número de hidrógenos, y dos electrones a la derecha para que sean iguales las cargas:

$$$ \color{royalblue}{\bf H_3\overset{3+}{As}O_3 + H_2O\ \to\ H_3\overset{5+}{As}O_4 + 2H^+ + 2e^-}$$$

Reducción: $$$ \overset{0}{\text{O}}_2\ \to\ \text{H}_2\overset{2-}{\text{O}}$$$

Igualas los átomos de oxígeno colocando una molécula más de agua a la derecha y tienes que añadir cuatro protones a la izquierda para igualar los hidrógenos. También añades cuatro electrones a la izquierda para igualar las cargas:

$$$ \color{royalblue}{\bf \overset{0}{O}_2 + 4H^+ + 4e^-\ \to\ 2H_2\overset{2-}{O}}$$$

Para que las cargas sean iguales en el proceso de oxidación y de reducción debes multiplicar por dos la semirreacción de oxidación y luego puedes sumar ambas para conseguir la reacción global ajustada:

$$$ \require{cancel} \color{forestgreen}{\bf{2H_3AsO_3 + \cancel{2H_2O}\ \to\ 2H_3AsO_4 + \cancel{4H^+} + \cancel{4e^-}}}\\ \color{forestgreen}{\bf{O_2 + \cancel{4H^+} + \cancel{4e^-}\ \to\ \cancel{2H_2O}}}$$$

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf 2H_3AsO_3 + O_2\ \to\ 2H_3AsO_4}}$$$

b) La estequiometría de la reacción es 2:1, es decir, necesitas la mitad de los moles de oxígeno que de $$$ \text{H}_3\text{AsO}_3$$$. Para cada mol de compuesto de arsénico necesitas medio mol de dioxígeno. El volumen que ocupan esos moles es:

$$$ \require{cancel} \text{PV} = \text{nRT}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{V = \dfrac{nRT}{P}}} = \dfrac{0.5\ \cancel{\text{mol}}\cdot 0.082\ \dfrac{\cancel{\text{atm}}\cdot \text{L}}{\cancel{\text{K}}\cdot \cancel{\text{mol}}}\cdot 273\ \cancel{\text{K}}}{1\ \cancel{\text{atm}}} = \color{royalblue}{\bf 11.2\ L\ O_2}$$$

Aplicas el porcentaje de oxígeno en el aire para determinar el volumen de aire por cada mol que quieres tratar del compuesto de arsénico:

$$$ \require{cancel} 11.2\ \cancel{\text{L O}_2}\cdot \dfrac{100\ \text{L aire}}{21\ \cancel{\text{L O}_2}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 53.3\ L\ aire}}$$$

Cuando transcurren cinco días el rendimiento de la reacción solo alcanza el $$$ 57\ \%$$$, por lo que queda sin reaccionar el $$$ 43\ \%$$$ del oxígeno. Si lo refieres al volumen calculado antes, quedarán sin reaccionar:

$$$ 11.2\ \text{L}\cdot 0.43 = \color{firebrick}{\boxed{\bf 4.82\ L\ O_2}}$$$

c) Cuando se añade el tricloruro de hierro se produce la precipitación del $$$ \text{FeAsO}_4$$$, que es un compuesto muy poco soluble. El equilibrio de solubilidad que se establece es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf FeAsO_4(s)\ \rightleftharpoons\ Fe^{3+}(aq) + AsO_4^{3-}(aq)}$$$

A partir del dato del producto de solubilidad, y llamando «s» a la fracción que se disuelve del compuesto, puedes escribir el producto de solubilidad en función de la solubilidad:

$$$ \text{K}_\text{S} = [\text{Fe}^{3+}]\cdot [\text{AsO}_4^{3-}] = \text{s}\cdot \text{s}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf K_S = s^2}$$$

El cálculo de la solubilidad es muy fácil:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{s = \sqrt{K_S}}} = \sqrt{6.3\cdot 10^{-21}} = \color{royalblue}{\bf 7.94\cdot 10^{-11}\ M}$$$

Este valor coincide con la concentración de arsénico en la disolución porque cada anión $$$ (\text{AsO}_4)^{3+}$$$ contiene un átomo de arsénico. Para saber si cumple con las recomendaciones de la OMS necesitas expresar la solubilidad en las mismas unidades que las que usa el enunciado. A partir de la masa atómica del arsénico, puedes convertir la solubilidad molar en $$$ \text{mg}\cdot \text{L}^{-1}$$$:

$$$ \require{cancel} 7.94\cdot 10^{-11}\ \dfrac{\cancel{\text{mol}}}{\text{L}}\cdot \dfrac{75\ \cancel{\text{g}}}{1\ \cancel{\text{mol}}}\cdot \dfrac{10^3\ \text{mg}}{1\ \cancel{\text{g}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 5.96\cdot 10^{-6}\ g\cdot L^{-1}}}$$$

Como la concentración residual de arsénico es muchísimo menor que el límite máximo permitido por la OMS, queda demostrado que el agua tratada cumple rigurosamente con las recomendaciones.

d) Los nombres y fórmulas de los compuestos del texto son:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf (\text{peróxido de hidrógeno}):\ H_2O_2\\ (HClO):\ \text{ácido hipocloroso}\\ (\text{permanganato de potasio}):\ KMnO_4\\ (FeCl_3):\ \text{cloruro de hierro(III)}}}$$$

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 4B (8672)

F_y_Q — 2026-07-20T07:55:14Z

a) Nombra o formula los siguientes compuestos:

$$$ \text{CH}_2=\text{C}(\text{CH}_3)\text{CH}=\text{CH}_2\\ \text{CH}_3\text{C}\equiv \text{CCH}_2\text{CH}_3\\ \text{metilpropan-2-ol}\\ \text{fenilamina}$$$

b) Nombra el grupo funcional de $$$ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{CHO}$$$.

c) Escribe el producto obtenido cuando 1 mol de $$$ \text{CH}_3\text{C}\equiv \text{CCH}_2\text{CH}_3$$$ reacciona con 2 moles de $$$ \text{H}_2$$$.

d) Escribe un isómero de función del compuesto $$$ \text{CH}_3\text{CH}=\text{CHCH}_3$$$.

a) Los nombres y fórmulas de los compuestos propuestos son:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{2-metilbuta-1,3-dieno}\\ \text{pent-2-ino}\\ CH_3-C(CH_3)(OH)-CH_3\\ C_6H_5-NH_2}}$$$

b) Se trata de un aldehído porque tiene el grupo funcional carbonilo en un carbono terminal. El grupo funcional es el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{grupo formilo}}}$$$ y da lugar a la función química aldehído.

c) Se trata de una reacción de hidrogenación del triple enlace. Como hay dos moles de hidrógeno, se puede saturar por completo la insaturación. La ecuación que se produce es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf CH_3-C\equiv C-CH_2-CH_3 + 2H_2\ \to\ CH_3-CH_2-CH_2-CH_2-CH_3}$$$

El producto que se obtiene es el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf pentano}}$$$.

d) Al ser un alqueno, el isómero de función que puedes proponer tiene que ser un cicloalcano. Es más simple sería el $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf ciclobutano}}$$$, cuatro de carbono situados en los vértices de un cuadrado. También podrías proponer el metilciclopropano.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 4A (8671)

F_y_Q — 2026-07-16T04:40:43Z

a) Nombra o formula los siguientes compuestos:

$$$ \text{CH}_3\text{CH}(\text{NH}_2)\text{COOH}\\ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{CH}_2\text{CONH}_2\\ \text{propanona}\\ \text{etilbenceno}$$$

b) Completa la reacción e indica de qué tipo es: $$$ \text{CH}_3\text{CH}_2\text{CH=CH}_2 + \text{HBr}\ \to\ $$$

c) Justifica el tipo de isomería que presenta el compuesto $$$ \text{CH}_3\text{CH=CHCH}_3$$$

d) Indica la hibridación que presenta cada uno de los carbonos del compuesto $$$ \text{CH}_3\text{C}\equiv \text{CH}$$$

a) Los nombres y fórmulas de los compuestos dados son:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf ácido\ \text{2-aminopropanoico}\\ butanamida\\ \text{CH}_3-\text{CO}-\text{CH}_3\\ \text{C}_6\text{H}_5-\text{CH}_2-\text{CH}_3}}$$$

b) Se trata de una reacción de adición electrofílica en la que se adicionan el bromo y el hidrógeno a los carbonos que están unidos por el doble enlace:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf CH_3-CH_2-CH=CH_2 + HBr\ \to\ CH_3-CH_2-CHBr-CH_3}}$$$

El producto mayoritario es el que 2-bromobutano porque la reacción sigue la regla de Markovnikov y el hidrógeno se adiciona al carbono que tiene más hidrógenos. También se puede obtener 1-bromobutano, pero en cantidad mucho menor.

c) Al tratarse de un alqueno con sustituyentes distintos en los carbonos del doble enlace, $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{presenta isomería geométrica}}}$$$. Al ser sustituyentes iguales dos a dos se puede hablar de isomería «cis-», «trans-», aunque lo correcto es hablar de isomería «Z-», «E-».

d) Si analizas los tres carbonos del propino de izquierda a derecha:

1. Carbono 3 ($$$ \text{CH}_3-$$$). Tiene cuatro enlaces sencillos: uno al carbono 2 y otros tres a los hidrógenos, por lo tanto, al formar cuatro enlaces simples tipo «$$$ \sigma$$$» tiene cuatro orbitales híbridos tipo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf sp^3}}$$$.

2. Carbono 2 ($$$ -\text{C}\equiv$$$). Forma un enlace simple con el carbono 1 y un enlace triple con el carbono 3. Eso quiere decir que forma dos enlaces tipo «$$$ \sigma$$$» y dos enlaces tipo «$$$ \pi$$$». Para dar lugar a los dos enlaces simples necesita dos orbitales híbridos tipo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf sp}}$$$.

3. Carbono 1 ($$$ \equiv CH$$$). Es un caso similar al anterior porque tiene dos enlaces simples tipo «$$$ \sigma$$$» con el carbono 2 y el hidrógeno terminal, mientras que da lugar a dos enlaces tipo «$$$ \pi$$$» con el carbono 2 para formar el enlace triple. Por lo tanto, también tiene que formar dos orbitales híbridos tipo $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf sp}}$$$.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 3B (8670)

F_y_Q — 2026-07-13T04:03:18Z

Una disolución acuosa de hidróxido de potasio (KOH) para uso industrial tiene una riqueza en masa del $$$ 40\ \%$$$ y densidad $$$ 1.515\ \text{g}\cdot \text{mL}^{-1}$$$.

a) Calcula el volumen necesario de esta disolución para preparar 5 L de disolución acuosa de pH= 13.

b) A 50 mL de la disolución de uso industrial se le adiciona agua hasta un volumen de 250 mL. Basándote en la reacción correspondiente, calcula el volumen de una disolución acuosa de ácido perclórico ($$$ \text{HClO}_4$$$) 2 M necesario para neutralizarla.

Datos: Masas atómicas relativas: K= 39, O= 16; H= 1.

a) A partir del dato del pH puedes calcular la concentración de hidróxido que debe tener la disolución que quieres preparar. Es más cómodo que calcules el pOH:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{pH + pOH = 14}}\ \to\ \text{pOH} = 14 - 13\ \to\ \color{royalblue}{\bf pOH = 1}$$$

La concentración de iones hidróxido es:

$$$ \text{pOH} = -\text{log}\ [\text{OH}^-]\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{[OH^-] = 10^{-pOH}}}\ \to\ \color{royalblue}{\bf [OH^-] = 0.1\ M}$$$

Para preparar los 5 L de disolución, necesitas:

$$$ \require{cancel} n_{OH^-} = 5\ \cancel{\text{L}}\cdot 0.1\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}} = \color{royalblue}{\bf 0.5\ mol\ OH^-}$$$

El anión hidróxido proviene del KOH, que es una base fuerte, por lo que puedes calcular la masa de KOH que debes tomar de la disolución inicial:

$$$ \require{cancel} 0.5\ \cancel{\text{mol}}\ \text{KOH}\cdot \dfrac{(39 + 16 + 1)\ \text{g}}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \color{royalblue}{\bf 28\ g\ KOH}$$$

El cálculo del volumen de la disolución inicial lo haces usando dos factores de conversión: el primero para calcular la masa de disolución que contiene la masa de KOH que necesitas y el segundo para convertir esa masa en volumen:

$$$ \require{cancel} 28\ \cancel{\text{g KOH}}\cdot \dfrac{100\ \cancel{\text{g}}\ \text{D}}{40\ \cancel{\text{g KOH}}}\cdot \dfrac{1\ \text{mL}}{1.515\ \cancel{\text{g}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 46.2\ mL\ D}}$$$

b) Al añadir agua a los 50 mL de la disolución inicial no cambian los moles de KOH contenidos en ese volumen. La reacción de neutralización que tiene lugar es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf KOH(ac) + HClO_4(ac)\ \to\ KClO_4(ac) + H_2O(l)}$$$

Como sabes que 46.2 mL de disolución inicial contienen 0.5 moles de KOH, los moles contenidos en los 50 mL serán:

$$$ \require{cancel} \dfrac{0.5\ \text{mol KOH}}{46.2\ \text{mL D}} = \dfrac{\text{x}}{50\ \text{mL D}}\ \to\ \text{x} = \dfrac{0.5\ \text{mol KOH}\cdot 50\ \cancel{\text{mL D}}}{46.2\ \cancel{\text{mL D}}} = \color{royalblue}{\bf 0.541\ mol\ KOH}$$$

La reacción de neutralización tiene estequiometría 1:1, es decir, necesitas los mismos moles de ácido. El volumen de disolución ácida que necesitas es:

$$$ \require{cancel} 0.541\ \cancel{\text{mol HClO}_4}\cdot \dfrac{1\ \text{L D}^{\prime}}{2\ \cancel{\text{mol HClO}_4}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 0.271\ L\ D^{\prime}}}$$$

El volumen necesario serán 271 mL de disolución de ácido.

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 3A (8664)

F_y_Q — 2026-07-12T04:37:19Z

En un recipiente de 2 L, en el que inicialmente se ha hecho el vacío, se introducen 2 g de C y 4.4 g de $$$ \text{CO}_2$$$ y se calienta a 1 000 K, estableciéndose el siguiente equilibrio:

$$$ \text{C(s)} + \text{CO}_2(\text{g}) \leftrightharpoons 2\text{CO(g)}$$$

a) Determina la presión parcial del CO en el equilibrio, sabiendo que $$$ \text{K}_\text{C}= 0.164$$$.

b) Calcula $$$ \text{K}_\text{P}$$$ y la masa de carbono que queda sin reaccionar en el recipiente.

Datos: Masas atómicas relativas: C= 12; O= 16.

Conoces las masas iniciales de los reactivos por lo que puedes calcular los moles iniciales de los reactivos porque serán necesarias para la resolución de los apartados:

$$$ \require{cancel} \text{n}_\text{C} = 2\ \cancel{\text{g}}\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{12\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 0.167\ mol\ C}$$$

$$$ \require{cancel} \text{n}_{\text{CO}_2} = 4.4\ \cancel{\text{g}}\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{(12 + 2\cdot 16)\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 0.1\ mol\ CO_2}$$$

Si supones que reaccionan «x» moles de cada uno de los reactivos, dado que la estequiometría es 1:1, los moles que quedarán en el equilibrio serán $$$ \color{royalblue}{\bf (0.167 - x)\ \text{moles C}}$$$ y $$$ \color{royalblue}{\bf (0.1 - x)\ \text{moles CO}_2}$$$. Los moles del producto en el equilibrio serán $$$ \color{royalblue}{\bf \text{2x moles CO}}$$$. Necesitas calcular el valor de «x» para poder conocer los moles de cada especie en el equilibrio. Para ello puedes usar el valor de la constante $$$ \text{K}_\text{C}$$$ que indica el enunciado.

a) La constante de equilibrio no contiene las concentraciones de especies sólidas o líquidos puros, por lo que será:

$$$ \color{forestgreen}{\bf K_C = \dfrac{[CO]^2}{[CO_2]}}$$$

Está dada en función de las concentraciones y has obtenidos los moles de cada especie química. Si divides por el volumen del reactor tendrás la relación que necesitas:

$$$ \text{K}_\text{C} = \dfrac{\left(\dfrac{\text{n}_{\text{CO}}}{\text{V}}\right)^2}{\dfrac{\text{n}_{\text{CO}_2}}{\text{V}}}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf K_C = \dfrac{n_{CO}^2}{n_{CO_2}\cdot V}}$$$

Sustituyes en la ecuación y obtienes:

$$$ \text{K}_\text{C} = 0.164 = \dfrac{(2\text{x})^2}{(0.1 - \text{x})\cdot 2}\ \to\ 4\text{x}^2 = 0.328(0.1 - \text{x})\ \to\ \color{forestgreen}{\bf 4x^2 + 0.328x - 3.28\cdot 10^{-2} = 0}$$$

Tienes que resolver la ecuación de segundo grado. Obtienes dos soluciones, pero solo tiene sentido químico la solución positiva:

$$$ \text{x} = \dfrac{-0,328 \pm \sqrt{0.328^2 - 4\cdot 2 \cdot 3.28\cdot 10^{-2}}}{2\cdot 4}\ \to\ \color{royalblue}{\bf x = 5.84\cdot 10^{-2}\ mol}$$$

Ya puedes calcular los moles de CO en el equilibrio:

$$$ \text{n}_{\text{CO}} = 2\cdot 5.84\cdot 10^{-2}\ \text{mol} = \color{royalblue}{\bf 0.117\ mol\ CO}$$$

Por medio de la ecuación de los gases ideales puedes calcular la presión parcial del CO:

$$$ \text{P}\cdot \text{V} = \text{n}\cdot \text{R}\cdot \text{T}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf P_{CO} = \dfrac{n_{CO}\cdot R\cdot T}{V}}$$$

Sustituyes en la ecuación y calculas la presión:

$$$ \require{cancel} \text{P}_{\text{CO}} = \dfrac{0.117\ \cancel{\text{mol}}\cdot 0.082\ \dfrac{\text{atm}\cdot \cancel{\text{L}}}{\cancel{\text{mol}}\cdot \cancel{\text{K}}}\cdot 10^3\ \cancel{\text{K}}}{2\ \cancel{\text{L}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 4.80\ atm}}$$$

b) La masa de carbono que queda sin reaccionar es inmediata porque conoces los moles que han quedado sin reaccionar:

$$$ \require{cancel} \color{forestgreen}{\bf{m_C = n_C(eq)\cdot M_C}}\ \to\ \text{m}_\text{C} = (0.167 - 5.84\cdot 10^{-2})\ \cancel{\text{mol}}\cdot \dfrac{12\ \text{g}}{1\ \cancel{\text{mol}}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 1.30\ g\ C}}$$$

Las constantes «$$$ \text{K}_\text{P}$$$» y «$$$ \text{K}_\text{C}$$$» se relacionan por medio de la ecuación:

$$$ \color{forestgreen}{\bf K_P = K_C\cdot (RT)^{\Delta n_g}}$$$

El incremento de los moles gaseosos del sistema es la diferencia entre los moles de gas en los productos y los de los reactivos. En la reacción del problema este incremento es igual a uno. Si sustituyes:

$$$ \text{K}_\text{P} = 0.164\cdot (0.082\cdot 10^3)^1 = \color{firebrick}{\boxed{\bf 13.5}}$$$

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN 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.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 2A (8662)

F_y_Q — 2026-07-10T19:50:50Z

Justifica la espontaneidad de cada uno de los siguientes procesos en función de la temperatura:

a) $$$ \text{CaCO}_3(\text{s})\ \to\ \text{CaO(s)} + \text{CO}_2(\text{g}) \quad \Delta \text{H} \gt 0$$$

b) $$$ 2\text{NO}_2(\text{g})\ \to\ 2\text{NO(g)} + \text{O}_2(\text{g}) \quad \Delta \text{H} \lt 0$$$

c) $$$ \text{Fe(s)} + 2\text{HCl(aq)}\ \to\ \text{FeCl}_2(\text{aq}) + \text{H}_2(\text{g}) \quad \Delta \text{H} \lt 0$$$

d) $$$ \text{H}_2(\text{g}) + \text{CO(g)}\ \to\ \text{HCHO(g)} \quad \Delta \text{H} \gt 0$$$

La resolución de este ejercicio se basa en la ecuación de la energía libre de Gibbs para justificar la espontaneidad de un proceso químico:

$$$ \color{forestgreen}{\bf \Delta G = \Delta H - T\Delta S}$$$

siendo «$$$ \Delta \text{H}$$$» la variación de entalpía de la reacción, «$$$ \Delta \text{S}$$$» la variación de la entropía y «T» la temperatura del proceso, expresada en escala absoluta.

Un proceso químico es espontáneo cuando la variación de la energía libre de Gibbs es negativa ($$$ \color{royalblue}{\bf \Delta G \lt 0}$$$)

a) La variación de entalpía es positiva y la variación de entropía es positiva porque se pasa de un reactivo sólido a un producto sólido y otro gaseoso, con lo que aumenta el desorden del sistema. Para que el proceso sea espontáneo, el término «$$$ \text{T}\Delta \text{S}$$$» ha de ser mayor, en valor absoluto, que el término «$$$ \Delta \text{H}$$$», para que el resultado sea negativo. Eso quiere decir que el proceso será espontáneo a altas temperaturas.

b) La variación de entalpía es negativa y la variación de entropía es positiva porque aumenta el número de moles gaseosos en el proceso químico, eso hace que la variación de la energía libre de Gibbs sea negativa en todos los casos. El proceso será espontáneo en todos los casos.

c) También es un proceso exotérmico y en el que aumenta la entropía porque aumenta el desorden tras la reacción, por lo que ocurre como en el apartado anterior y el proceso es espontáneo en todos los casos.

d) El proceso es endotérmico y la variación de entropía es negativa porque disminuye el número de moles gaseosos en la reacción química, eso implica que la variación de energía libre de Gibbs es positiva en todos los casos, es decir, el proceso no es espontáneo y no puede serlo.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

PAU Andalucía: química (junio 2026) - ejercicio 1B (8659)

F_y_Q — 2026-07-09T09:30:24Z

Justifica si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:

a) El $$$ \text{CH}_4$$$ tiene un punto de fusión menor que el $$$ \text{CCl}_4$$$.

b) El $$$ \text{CCl}_4$$$ no es soluble en agua.

c) El átomo central del $$$ \text{BF}_3$$$ presenta una hibridación $$$ \text{sp}^3$$$.

d) El $$$ \text{BF}_3$$$ es un buen conductor de la electricidad.

Recuerda que «justificar» implica hacer un razonamiento que lleve a la conclusión sobre si es verdadera o falsa la afirmación, siendo imprescindible que sea claro para que poder puntuar el máximo en cada apartado.

a) Verdadero. Se trata de compuestos covalentes moleculares cuya estructura es tetraédrica, por lo que son simétricos y apolares. Las fuerzas intermoleculares que se dan entre las moléculas en cada compuesto son las fuerzas de dispersión de London. Cuanto más grande es la molécula más fácil es que se produzcan los dipolos inducidos, por lo que mayores son las fuerzas de dispersión. Eso explica que el punto de fusión del $$$ \text{CCl}_4$$$ sea mayor que el punto de fusión del $$$ \text{CH}_4$$$.

b) Verdadero. Al ser un compuesto apolar, no es posible que sea disuelto por el agua, que es un compuesto polar. Las fuerzas de atracción entre las moléculas de $$$ \text{CCl}_4$$$ y $$$ \text{CH}_4$$$ son tan débiles que no pueden romper los puentes de hidrógeno que hay entre las moléculas agua, lo que impide la disolución.

c) Falso. El boro tiene tres electrones en su capa de valencia, con lo que es una excepción a la regla del octeto y solo tiene tres pares de electrones alrededor del átomo central al unirse a los átomos de flúor. Los tres pares son de enlace y eso implica que, según la TRPECV, para que los pares de electrones se dispongan lo más alejados posible se disponen en una estructura triangular plana, lo que indica que la hibridación del átomo central es $$$ \color{firebrick}{\bf sp^2}$$$.

d) Falso. El $$$ \text{BF}_3$$$ es un compuesto covalente molecular apolar que es gaseoso a temperatura ambiente. Eso significa que las moléculas se encuentran libres y sin electrones que poder desplazar, por lo que se trata de un muy mal conductor de la electricidad. De hecho, es un aislante.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.