PAU de Química: exámenes resueltos y ejercicios tipo PAU
Para preparar la Química de la PAU: cómo es la prueba en Madrid y en Andalucía, qué saberes entran y por qué se pierden puntos, los dos exámenes oficiales de 2026 resueltos con cada reacción ajustada y once problemas tipo PAU originales y resueltos, que también puedes imprimir.
PAU · Química · 2.º de Bachillerato
Química es una materia de modalidad de 2.º de Bachillerato que no es obligatoria en la prueba: te presentas a ella en la parte de admisión para subir nota, porque pondera en muchos grados de ingeniería, de ciencias y de la rama sanitaria (mira cuánto en la tabla de tu universidad). Son 90 minutos que recorren los tres bloques del currículo: estructura de la materia y enlace, reacciones químicas (termodinámica, cinética, equilibrio, ácidos y bases y redox) y química orgánica.
Cómo usar esta guía: empieza por «Qué entra» y repasa la formulación, inorgánica y orgánica, porque se pide en varias preguntas y sin ella no se puede plantear ninguna reacción. Después haz los ejercicios tipo PAU con su tabla de datos delante, como en el examen, donde casi siempre te dan las constantes, las masas atómicas y los potenciales. Deja los exámenes de 2026 para el final, como simulacro de 90 minutos: busca la opción que hiciste y compara tu ajuste y tus cuentas, unidad a unidad, con los nuestros, que en Madrid hemos cotejado con las soluciones orientativas de las universidades (te avisamos de una errata de unidades que tienen).
En Química se pierden muchos puntos por cosas que no son de química: resultados sin unidades, una reacción sin ajustar antes de hacer la estequiometría, un ajuste redox que no sigue el método del ion-electrón o un «verdadero» sin justificar. Los criterios de Andalucía, por ejemplo, quitan el 25 % del apartado por las unidades y el 100 % por no justificar. Revisa esas cuatro cosas en cada respuesta antes de pasar a la siguiente.
Cómo está hecha esta guía: la estructura del examen y los criterios, resumidos con nuestras palabras (manda lo que publique cada organismo); los ejercicios tipo PAU, escritos por Aulapedia; y de los exámenes oficiales, solo el enlace, el número de cada pregunta y qué pide, con nuestra resolución. No copiamos sus enunciados ni sus figuras.
Cómo es el examen de Química
Comunidad de Madrid
En 2026
Cuatro preguntas de 2,5 puntos: la 1, obligatoria y con contexto, y tres pares (2A o 2B, 3A o 3B y 4A o 4B) en los que se elige una.
En 2026, la obligatoria fue de redox, pilas y solubilidad (la corrosión del cobre); luego, enlace o estructura atómica, química orgánica, y termodinámica o ácidos y bases.
Noventa minutos. Los datos (constantes, masas atómicas, potenciales) van en cada pregunta.
En 2027 cambia
El modelo orientativo de 2027 cambia el formato: cinco preguntas de 2 puntos, la 1 obligatoria y cuatro pares (de 2A o 2B a 5A o 5B) en los que se elige una.
Cómo corrigen
Se valoran la claridad al exponer los conceptos, el uso correcto de la formulación, la nomenclatura y el lenguaje químico, la capacidad de análisis y relación, una resolución coherente con las unidades correctas y que los conceptos se apliquen bien al planteamiento.
Cada apartado tiene publicada su puntuación máxima, y las soluciones orientativas recogen la respuesta que se espera.
Ortografía y redacción: hasta 1 punto de descuento; las dos primeras faltas no cuentan y desde la tercera se restan 0,10 puntos por falta (criterios generales de 2026).
Cinco preguntas de 2 puntos: de la 1 a la 4 se elige entre la opción A y la B, y la 5 es obligatoria y parte de un texto de contexto (en 2026, el arsénico en el agua potable).
Las preguntas 1, 2 y 4 son de cuestiones, con cuatro apartados de 0,5 puntos, y la 3, de problemas, con dos apartados de 1 punto.
Noventa minutos; calculadora no programable. Las constantes van en la cabecera del examen.
En 2027 se mantiene
Las orientaciones de 2026-2027 mantienen las cinco preguntas de 2 puntos (de la 1 a la 4 con opción A o B y la 5 obligatoria). Las preguntas 1, 2 y 3 tienen cuatro apartados de 0,5 puntos, la 4 es la de problemas (dos apartados de 1 punto; en el examen de 2026 fue la 3) y la 5 tiene tres o más apartados.
Cómo corrigen
Si se pide justificar o razonar y no se hace, el apartado se penaliza al 100 %.
Un error de concepto básico deja el apartado a cero; un error de cálculo resta el 10 % (hasta el 100 % si el resultado es absurdo), y no se penaliza dos veces.
Un resultado sin unidades, o con unidades incorrectas, resta el 25 % del apartado.
Si un ajuste redox no se hace por el método del ion-electrón, se penaliza un 25 % el apartado siguiente.
No se penaliza un mal redondeo ni se tienen en cuenta las cifras significativas.
Si respondes más apartados de los pedidos, solo cuentan los primeros. Ortografía: desde la tercera falta, 0,10 puntos cada una, hasta 1 punto con la redacción.
Abre el examen oficial en otra pestaña (enlazado en cada uno): los datos y las figuras están allí. Resolvemos todas las opciones, para que corrijas la que elegiste.
Comunidad de Madrid · PAU 2026 · convocatoria ordinaria
Fecha: 4 de junio de 2026 (exámenes por días en la página de la UCM). Cómo era: En 2026, cuatro preguntas de 2,5 puntos en 90 minutos: la 1, obligatoria y con contexto (corrosión del cobre), y tres pares (2A o 2B, 3A o 3B, 4A o 4B) en los que se elige una. Los datos y constantes van en cada pregunta.
Qué publica el organismo: El mismo PDF trae el examen, los criterios específicos de corrección (puntos de cada apartado) y unas soluciones que las universidades llaman «documento de trabajo orientativo».
Pregunta 1(2,5 puntos)
Obligatoria · Redox, pilas y solubilidad
Qué pide:Ajustar por ion-electrón la corrosión del cobre por ácido nítrico diluido, montar una pila con esa reacción y calcular desde qué concentración de Cu²⁺ precipita su hidróxido a pH 9.
Ver nuestra resolución (Pregunta 1)
a)Ajuste con semirreacciones (ion-electrón). (1 punto)
El cobre pasa de 0 a +2 (se oxida) y el nitrógeno, de +5 en el NO3⁻ a +2 en el NO (se reduce). Semirreacciones en medio ácido:
Oxidación: (Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻) × 3
Reducción: (NO3⁻ + 4 H⁺ + 3 e⁻ → NO + 2 H2O) × 2
Multiplicamos para igualar los 6 electrones y sumamos:
3 Cu + 2 NO3⁻ + 8 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NO + 4 H2O
Los 8 H⁺ los aporta el HNO3; dos de esas moléculas dan el nitrato que se reduce y las otras seis, el nitrato que acompaña a los iones Cu²⁺:
3 Cu + 8 HNO3 → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
b)Ánodo, cátodo y potencial estándar de la pila. (0,5 puntos)
En el ánodo hay oxidación: es el electrodo de cobre (Cu → Cu²⁺ + 2 e⁻). En el cátodo hay reducción: es el de platino, donde se reduce el nitrato a NO.
E°pila = E°cátodo − E°ánodo = 0,96 − 0,34 = 0,62 V. Es positivo: la reacción es espontánea en condiciones estándar.
c)Equilibrio de solubilidad y concentración de Cu²⁺ a la que empieza a precipitar. (1 punto)
Cu(OH)2 (s) ⇄ Cu²⁺ (ac) + 2 OH⁻ (ac)
Ks = [Cu²⁺] · [OH⁻]². Con pH = 9,0, el pOH es 14,0 − 9,0 = 5,0 y [OH⁻] = 1,0 · 10⁻⁵ mol/L. Empieza a precipitar cuando el producto iónico supera Ks:
Por encima de esa concentración precipita el hidróxido: con esa disolución básica se puede quitar casi todo el cobre del agua, que es lo que busca el tratamiento.
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas (el mismo ajuste, 0,62 V y 2,2 · 10⁻¹⁰ mol/L).
A elegir entre 2A y 2B · Enlace químico y fuerzas intermoleculares
Qué pide:Geometría, hibridación y polaridad de los compuestos covalentes de una lista, qué sólido iónico tiene la energía de red más alta y qué fuerzas se vencen al hervir uno y fundir otro.
Ver nuestra resolución (Pregunta 2A)
a)Geometría (TRPECV), hibridación y polaridad de los covalentes. (1 punto)
Los covalentes son el PCl3 y el CH3Br; los otros dos son iónicos.
PCl3: el fósforo tiene tres pares enlazantes y un par solitario (cuatro pares, disposición tetraédrica): la molécula es una pirámide trigonal, con hibridación sp³ en el P. Es polar: los enlaces P−Cl son polares y, por la forma piramidal y el par solitario, sus momentos no se anulan.
CH3Br: el carbono tiene cuatro pares enlazantes y ningún par solitario: geometría tetraédrica (algo distorsionada), hibridación sp³. Es polar: el enlace C−Br es mucho más polar que los C−H y los momentos no se compensan.
b)Sólido iónico con mayor energía de red. (1 punto)
La energía de red crece con el producto de las cargas de los iones y disminuye con la distancia entre ellos (U ∝ q₁q₂/r). En LiF y LiI las cargas son las mismas (+1 y −1) y el catión es el mismo, pero el F⁻ es mucho más pequeño que el I⁻ (tiene tres capas menos): los iones están más cerca en el LiF, y por eso el LiF tiene la energía de red más alta.
c)Interacciones que se vencen al hervir el CH3Br y al fundir el LiF. (0,5 puntos)
i) Se separan moléculas: hay que vencer las fuerzas de Van der Waals entre ellas, de tipo dipolo-dipolo (la molécula es polar) y de dispersión de London. No hay enlaces de hidrógeno, porque los H están unidos al carbono.
ii) Se separan iones: hay que vencer en parte las atracciones electrostáticas entre los iones de la red (enlace iónico).
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas.
A elegir entre 2A y 2B · Estructura atómica y espectros
Qué pide:Identificar un elemento por su configuración de valencia, sus especies isoelectrónicas, el cambio de números cuánticos al excitar su último electrón y la energía de esa transición.
Ver nuestra resolución (Pregunta 2B)
a)Valor de n, elemento, grupo y periodo; energía de ionización en un grupo. (1 punto)
Después del neón, el siguiente nivel es el 3: n = 3, configuración [Ne] 3s¹. Es el sodio (Na), del grupo 1 (alcalinos) y del periodo 3.
Al bajar en un grupo, la energía de ionización disminuye: el electrón más externo está en un nivel más alejado del núcleo y más apantallado por los electrones internos, así que cuesta menos arrancarlo.
b)Catión más estable e isoelectrónicos. (0,5 puntos)
Pierde su electrón 3s y queda Na⁺, con la configuración del neón (10 electrones). Con 10 electrones: un catión divalente, Mg²⁺; un átomo neutro, Ne; un anión monovalente, F⁻.
c)Números cuánticos en el salto 3s → 3p; absorción o emisión. (0,5 puntos)
n sigue siendo 3; l pasa de 0 a 1; mₗ pasa de 0 a −1, 0 o +1; mₛ puede seguir siendo +½ o −½. El electrón sube a un nivel de más energía, así que el átomo absorbe energía: es una absorción.
d)Energía de la transición en eV. (0,5 puntos)
E = h · c / λ = 6,626 · 10⁻³⁴ J·s · 3,00 · 10⁸ m/s / 766,5 · 10⁻⁹ m = 2,59 · 10⁻¹⁹ J
E = 2,59 · 10⁻¹⁹ J / 1,602 · 10⁻¹⁹ J/eV = 1,62 eV
Un detalle que no cambia la respuesta: 766,5 nm es en realidad una línea del potasio (su electrón 4s pasa al 4p). La del sodio, de 3s a 3p, es la luz amarilla de unos 589 nm, unos 2,1 eV. En el examen se calcula con el dato del enunciado.
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas (sodio; Mg²⁺, Ne y F⁻; absorción; 1,62 eV). La nota sobre la línea del potasio sale de las tablas de líneas del NIST (Na: 589,0 y 589,6 nm; K: 766,5 y 769,9 nm), no de las soluciones.
A elegir entre 3A y 3B · Química orgánica: nomenclatura, reacciones e isomería
Qué pide:Nombrar cinco compuestos orgánicos sencillos con su grupo funcional, escribir cómo se obtienen tres de ellos y un polímero, y formular dos isómeros geométricos.
Ver nuestra resolución (Pregunta 3A)
a)Nombre y grupo funcional. (1 punto)
Por el número de cada compuesto: (1) propan-1-ol, un alcohol; (2) trimetilamina (N,N-dimetilmetanamina), una amina terciaria; (3) etanoato de metilo (o acetato de metilo), un éster; (4) propeno, un alqueno; (5) propanal, un aldehído.
b)Reacciones de obtención. (1 punto)
i) Reducción del aldehído (con H2 y un catalizador, o con un reductor como NaBH4):
CH3−CH2−CHO + H2 → CH3−CH2−CH2OH
ii) Deshidratación del alcohol primario con H2SO4 concentrado y calor (eliminación):
CH3−CH2−CH2OH → CH3−CH=CH2 + H2O
iii) Esterificación del ácido etanoico con metanol (catalizada por ácido):
CH3−COOH + CH3OH ⇄ CH3−COO−CH3 + H2O
iv) Polimerización por adición del propeno: se abre el doble enlace y los monómeros se unen en cadena.
n CH2=CH−CH3 → −[CH2−CH(CH3)]n− (polipropileno)
c)Isómeros cis y trans con la fórmula molecular de (5). (0,5 puntos)
El propanal es C3H6O. Para que haya isomería geométrica hace falta un doble enlace C=C con dos sustituyentes distintos en cada carbono: CH3−CH=CH−OH, prop-1-en-1-ol, en forma cis (los grupos CH3 y OH del mismo lado del doble enlace) y trans (en lados opuestos).
Es un enol, que en la realidad se transforma en el aldehído (tautomería); como respuesta a la pregunta es válido y es el que dan las soluciones orientativas.
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas. En c) añadimos la nota sobre el enol.
Pregunta 3B(2,5 puntos)
A elegir entre 3A y 3B · Química orgánica: reacciones y polímeros
Qué pide:Polimerizar el producto de la adición de HCl al etino y completar tres secuencias de reacciones orgánicas que parten de alcoholes.
Ver nuestra resolución (Pregunta 3B)
a)Polimerización del alqueno que da el etino con HCl. (1 punto)
El HCl se adiciona al triple enlace y da cloroeteno (cloruro de vinilo), que polimeriza por adición:
HC≡CH + HCl → CH2=CHCl
n CH2=CHCl → −[CH2−CHCl]n−
Monómero: cloroeteno (cloruro de vinilo). Polímero: policloruro de vinilo (PVC).
b)Productos A a E. (1,5 puntos)
i) La oxidación de un alcohol primario da primero el aldehído y, si sigue, el ácido:
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas.
Pregunta 4A(2,5 puntos)
A elegir entre 4A y 4B · Termodinámica, cinética y estequiometría
Qué pide:Energía de Gibbs de la síntesis del metanol, qué cambios la aceleran y cuánto hidrógeno hace falta para un volumen de metanol con un rendimiento dado.
Ver nuestra resolución (Pregunta 4A)
a)Ecuación ajustada y ΔG° a 25 °C. (1 punto)
CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (l)
ΔH° = ΔH°f(CH3OH) − ΔH°f(CO) = −238,7 − (−110,5) = −128,2 kJ/mol (la del H2 es 0).
ΔG° = ΔH° − TΔS° = −128,2 − 298 · (−0,3323) = −29,2 kJ/mol. Es negativa: la reacción es espontánea a 25 °C.
b)Qué propuestas aceleran la reacción. (0,5 puntos)
Las tres (i, ii e iii) la aceleran:
i) Con catalizador, la reacción sigue otro camino con menor energía de activación, así que una parte mayor de los choques es eficaz.
ii) A más temperatura, las moléculas chocan más a menudo y con más energía, y crece la fracción de choques que superan la energía de activación (la constante de velocidad aumenta, ecuación de Arrhenius).
iii) En un gas, más presión parcial es más concentración, y con ella más choques por segundo entre los reactivos.
Ojo con la ii): calentar acelera, pero no favorece el rendimiento, porque la reacción es exotérmica y el equilibrio se desplaza hacia los reactivos. Aquí solo se pregunta por la velocidad.
c)Volumen de hidrógeno con un rendimiento del 87,0 %. (1 punto)
Masa de metanol: 145 mL · 0,786 g/mL = 114 g; con M = 32,0 g/mol son 3,56 mol.
Por la estequiometría hacen falta 2 mol de H2 por cada mol de metanol: 7,12 mol si el rendimiento fuera del 100 %. Con un 87,0 %, hay que hacer reaccionar 7,12 / 0,870 = 8,19 mol de H2.
V = nRT/p = 8,19 · 0,0820 · 298 / 0,980 ≈ 204 L.
Comparado con lo oficial: Coincide con las soluciones orientativas (−29,2 kJ/mol, las tres propuestas, 204 L), salvo en una errata: escriben «8,18 g» de hidrógeno donde debería decir «mol» (y con 7,12 redondeado sale 8,18 en lugar de 8,19); el volumen final es el mismo. Si se entendiera que piden solo el hidrógeno que acabó en el metanol, serían 7,12 mol y unos 178 L.
Qué pide:Molaridad de un amoniaco comercial a partir de su riqueza y densidad, su pH y grado de disociación, y el pH al mezclar un ácido fuerte con una base fuerte.
Ver nuestra resolución (Pregunta 4B)
a)Molaridad del amoniaco comercial. (0,5 puntos)
Un litro de disolución pesa 0,85 g/mL · 1000 mL = 850 g, y el 8,0 % es amoniaco: 68 g, que con M = 17,0 g/mol son 4,0 mol. La concentración es 4,0 mol/L.
b)pH y grado de disociación. (1 punto)
NH3 + H2O ⇄ NH4⁺ + OH⁻
Kb = x² / (4,0 − x) ≈ x² / 4,0 = 1,8 · 10⁻⁵, así que x = [OH⁻] = 8,5 · 10⁻³ mol/L. La aproximación vale: x es mucho menor que 4,0.
Fecha: 4 de junio de 2026 (horario oficial, BOJA n.º 220, de 14 de noviembre de 2025). Cómo era: Cinco preguntas de 2 puntos en 90 minutos: las cuatro primeras dejan elegir entre A y B (la 1, la 2 y la 4, de cuestiones con cuatro apartados de 0,5; la 3, de problemas con dos de 1 punto) y la quinta, obligatoria, parte de un texto de contexto. Constantes al principio; calculadora no programable.
Qué publica el organismo: La Junta publica un ZIP por materia con el examen titular y los suplentes de cada convocatoria y unos criterios de corrección que dicen cómo se penaliza (justificaciones, unidades, errores de cálculo, ortografía), sin las respuestas.
Pregunta 1, opción 1A(2 puntos)
A elegir entre 1A y 1B · Estructura atómica y tabla periódica
Qué pide:Configuraciones electrónicas de los elementos de números atómicos 11 y 16, su posición en la tabla, cuál tiene mayor radio y qué ion forma cada uno.
Ver nuestra resolución (Pregunta 1, opción 1A)
a)Configuraciones. (0,5 puntos)
Z = 11: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ (sodio). Z = 16: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ (azufre).
b)Grupo y periodo. (0,5 puntos)
Los dos tienen la capa de valencia en n = 3: periodo 3. El de Z = 11 tiene un electrón de valencia en un orbital s: grupo 1 (alcalinos). El de Z = 16 tiene seis (3s² 3p⁴): grupo 16 (anfígenos o calcógenos).
c)Mayor radio atómico. (0,5 puntos)
El sodio. Están en el mismo periodo, con los electrones externos en la misma capa, pero el azufre tiene cinco protones más: su carga nuclear efectiva es mayor y atrae más a esos electrones, así que su radio es menor.
d)Ion más estable de cada uno. (0,5 puntos)
El sodio pierde su electrón 3s y forma Na⁺, con la configuración del neón. El azufre gana dos electrones y forma S²⁻, con la configuración del argón. Los dos quedan con la capa externa completa.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química. Respuesta comprobada con la tabla periódica (configuraciones y grupos).
A elegir entre 1A y 1B · Enlace y fuerzas intermoleculares
Qué pide:Verdadero o falso, con justificación, sobre el punto de fusión y la solubilidad del CH4 y el CCl4 y sobre la hibridación y la conductividad del BF3.
Ver nuestra resolución (Pregunta 1, opción 1B)
a)Punto de fusión del CH4 frente al CCl4. (0,5 puntos)
Verdadero. Las dos moléculas son apolares y solo hay fuerzas de dispersión de London, que crecen con el tamaño y el número de electrones (la nube es más deformable). El CCl4 es mucho mayor, así que sus fuerzas son más intensas y funde a temperatura más alta.
b)Solubilidad del CCl4 en agua. (0,5 puntos)
Verdadero. El CCl4 es apolar (tetraédrico, los cuatro momentos de enlace se anulan) y no puede formar con el agua interacciones que compensen romper los enlaces de hidrógeno entre las moléculas de agua.
c)Hibridación del boro en el BF3. (0,5 puntos)
Falso. El boro tiene tres pares enlazantes y ningún par solitario: geometría trigonal plana con ángulos de 120°, que corresponde a hibridación sp², no sp³.
d)Conductividad del BF3. (0,5 puntos)
Falso. Es una sustancia molecular covalente: no tiene iones ni electrones libres que puedan moverse, así que no conduce la electricidad.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química; los criterios penalizan con el 100 % un verdadero o falso sin justificar.
A elegir entre 2A y 2B · Termodinámica: espontaneidad
Qué pide:Decidir para cuatro procesos, conocido el signo de su entalpía, a qué temperaturas son espontáneos.
Ver nuestra resolución (Pregunta 2, opción 2A)
Un proceso es espontáneo si ΔG = ΔH − TΔS < 0. El signo de ΔS se deduce de los moles de gas: si aumentan, aumenta el desorden (ΔS > 0).
a) ΔH > 0 y de un sólido sale un gas: ΔS > 0. Espontáneo solo a temperatura alta, cuando TΔS supera a ΔH (T > ΔH/ΔS).
b) Con el ΔH < 0 que da el enunciado y ΔS > 0 (se pasa de 2 a 3 mol de gas), ΔG < 0 a cualquier temperatura: espontáneo siempre.
c) ΔH < 0 y se desprende un gas: ΔS > 0. Espontáneo a cualquier temperatura.
d) ΔH > 0 y ΔS < 0 (de 2 mol de gas a 1): ΔG > 0 siempre; no es espontáneo a ninguna temperatura.
Una nota sobre b): con las entalpías de formación de las tablas, esa reacción es en realidad endotérmica (unos +114 kJ por cada 2 mol de NO2). En el examen se responde con el dato que da el enunciado.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química. La nota de b) sale de las entalpías de formación de las tablas de OpenStax (NO: 90,25 kJ/mol; NO2: 33,2 kJ/mol), no de los criterios.
Pregunta 2, opción 2B(2 puntos)
A elegir entre 2A y 2B · Cinética química
Qué pide:Verdadero o falso, con justificación, sobre la ecuación de velocidad de una reacción elemental, su evolución, la dependencia de k con la temperatura y el efecto de duplicar un reactivo.
Ver nuestra resolución (Pregunta 2, opción 2B)
a)Ecuación de velocidad con el producto. (0,5 puntos)
Falso: el producto no aparece en la ecuación de velocidad. En una reacción elemental, los órdenes coinciden con los coeficientes de los reactivos: v = k[CO][Cl2].
b)La velocidad a lo largo de la reacción. (0,5 puntos)
Verdadero: la velocidad no es constante. A medida que se gastan CO y Cl2, sus concentraciones bajan y la velocidad disminuye.
c)La constante k y la temperatura. (0,5 puntos)
Falso: k sí depende de la temperatura. La constante de velocidad aumenta al calentar (ecuación de Arrhenius, k = A · e^(−Ea/RT)).
d)Duplicar la concentración de Cl2. (0,5 puntos)
Verdadero: la reacción es de orden 1 respecto al Cl2, así que, si se duplica su concentración (sin cambiar la del CO), la velocidad se duplica.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química.
Pregunta 3, opción 3A(2 puntos)
A elegir entre 3A y 3B · Equilibrio químico heterogéneo
Qué pide:En el equilibrio entre carbono, CO2 y CO a 1000 K, presión parcial del CO, Kp y masa de carbono que no reacciona.
Ver nuestra resolución (Pregunta 3, opción 3A)
a)Presión parcial del CO. (1 punto)
C (s) + CO2 (g) ⇄ 2 CO (g)
Moles iniciales: C, 2/12 = 0,1667 mol; CO2, 4,4/44 = 0,100 mol. Si reaccionan x mol de CO2, se forman 2x de CO. El carbono es sólido y no entra en Kc:
Carbono que queda: 0,1667 − 0,0584 = 0,1083 mol, es decir, 1,30 g.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química. Comprobado resolviendo la ecuación de segundo grado por código y sustituyendo en Kc.
A elegir entre 3A y 3B · Disoluciones y ácido-base
Qué pide:Con una disolución industrial de KOH de riqueza y densidad conocidas, volumen para preparar una disolución de pH 13 y volumen de ácido perclórico que neutraliza una parte diluida.
Ver nuestra resolución (Pregunta 3, opción 3B)
a)Volumen para preparar 5 L de pH 13. (1 punto)
Molaridad de la disolución industrial: en 1 L hay 1515 g · 0,40 = 606 g de KOH (M = 56 g/mol), es decir, 10,82 mol/L.
pH = 13 ⇒ pOH = 1 ⇒ [OH⁻] = 0,1 mol/L. El KOH es una base fuerte: en 5 L hacen falta 0,5 mol.
V = 0,5 mol / 10,82 mol/L ≈ 0,0462 L, unos 46,2 mL.
b)Volumen de HClO4 2 M para neutralizar. (1 punto)
HClO4 + KOH → KClO4 + H2O
Diluir hasta 250 mL no cambia los moles: en 50 mL hay 0,050 · 10,82 = 0,541 mol de KOH. La reacción es mol a mol: V = 0,541 / 2 ≈ 0,2705 L, unos 270,5 mL de ácido.
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química.
Qué pide:Nombrar o formular cuatro compuestos, completar una adición al doble enlace, la isomería del but-2-eno y la hibridación de los carbonos del propino.
Ver nuestra resolución (Pregunta 4, opción 4A)
a)Nombrar o formular. (0,5 puntos)
En el orden del enunciado: ácido 2-aminopropanoico (alanina); butanamida; CH3−CO−CH3; C6H5−CH2−CH3.
b)Completar la reacción con HBr. (0,5 puntos)
Es una adición electrófila al doble enlace. Por la regla de Markovnikov, el H va al carbono con más hidrógenos y el Br al otro:
Isomería geométrica (cis-trans): cada carbono del doble enlace tiene dos sustituyentes distintos (H y CH3) y el doble enlace no gira. En el cis-but-2-eno los dos CH3 quedan del mismo lado y en el trans, en lados opuestos.
d)Hibridación en el CH3C≡CH. (0,5 puntos)
El carbono del CH3, con cuatro enlaces sencillos, es sp³. Los dos carbonos del triple enlace son sp (geometría lineal).
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química.
Pregunta 4, opción 4B(2 puntos)
A elegir entre 4A y 4B · Química orgánica
Qué pide:Nombrar o formular cuatro compuestos, el grupo funcional del propanal, la hidrogenación completa de un alquino y un isómero de función del but-2-eno.
Ver nuestra resolución (Pregunta 4, opción 4B)
a)Nombrar o formular. (0,5 puntos)
En el orden del enunciado: 2-metilbuta-1,3-dieno (isopreno); pent-2-ino; (CH3)3C−OH; C6H5−NH2 (la anilina).
b)Grupo funcional del CH3CH2CHO. (0,5 puntos)
Aldehído: el grupo carbonilo en un extremo de la cadena (−CHO). El compuesto es el propanal.
c)Producto con 2 mol de H2. (0,5 puntos)
Con dos moles de hidrógeno el triple enlace se satura del todo (adición):
CH3C≡CCH2CH3 + 2 H2 → CH3CH2CH2CH2CH3 (pentano)
d)Isómero de función del CH3CH=CHCH3. (0,5 puntos)
El but-2-eno es C4H8. Un isómero de función de un alqueno es un cicloalcano con la misma fórmula: el ciclobutano (también vale el metilciclopropano).
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química.
Pregunta 5(2 puntos)
Obligatoria · Redox, gases y solubilidad en contexto (arsénico en el agua)
Qué pide:A partir de un texto sobre cómo se quita el arsénico del agua potable: ajustar una oxidación con O2, volumen de aire que hace falta y oxígeno sobrante, comprobar con Ks que se cumple el límite de la OMS y nombrar cuatro sustancias.
Ver nuestra resolución (Pregunta 5)
a)Ajuste de la oxidación del H3AsO3 con O2 (ion-electrón, medio ácido). (0,5 puntos)
El arsénico pasa de +3 a +5 (se oxida) y el oxígeno, de 0 a −2 (se reduce):
Al sumar se van el agua y los H⁺ que aparecen a los dos lados:
2 H3AsO3 + O2 → 2 H3AsO4
b)Volumen de aire por mol de H3AsO3 y oxígeno sin reaccionar a los cinco días. (0,5 puntos)
Por cada mol de H3AsO3 hace falta medio mol de O2. A 273 K y 1 atm: V = nRT/p = 0,5 · 0,082 · 273 ≈ 11,19 L de O2. El aire tiene un 21 % de O2 en volumen: 11,19 / 0,21 ≈ 53,3 L de aire.
A los cinco días solo ha reaccionado el 57 %: queda sin reaccionar el 43 % del oxígeno, 0,43 · 11,19 ≈ 4,81 L.
c)Comprobar el límite de la OMS tras precipitar FeAsO4. (0,5 puntos)
FeAsO4 (s) ⇄ Fe³⁺ (ac) + AsO4³⁻ (ac)
Ks = s², así que s = √(6,3 · 10⁻²¹) ≈ 7,9 · 10⁻¹¹ mol/L de arsénico disuelto. En masa: 7,9 · 10⁻¹¹ mol/L · 75 g/mol · 1000 mg/g ≈ 6,0 · 10⁻⁶ mg/L.
Es muchísimo menos que el máximo de 0,01 mg/L: el agua tratada cumple la recomendación.
d)Nombrar o formular las cuatro sustancias destacadas. (0,5 puntos)
En el orden en que aparecen en el texto: H2O2; ácido hipocloroso (hidroxidocloro, según la IUPAC); KMnO4; cloruro de hierro(III) (o tricloruro de hierro).
Comparado con lo oficial: Andalucía no publica respuestas para Química; sus criterios penalizan un 25 % el apartado siguiente si el ajuste redox no se hace por ion-electrón. Cifras comprobadas por código.
Los exámenes se hacen con los saberes básicos de Química de 2.º de Bachillerato del RD 243/2022. Por bloques, lo que suele caer y con qué repasarlo en Aulapedia:
Enlace químico y estructura de la materia
Espectros y números cuánticos, configuración electrónica y posición en la tabla, propiedades periódicas, geometría por repulsión de pares (TRPECV) e hibridación, polaridad, ciclo de Born-Haber y fuerzas intermoleculares. Suelen ser cuestiones de justificar: aprende a explicar cada tendencia con la carga nuclear efectiva y el número de capas.
QUI A.1.2 Interpretación de los espectros de emisión y absorción de los elementos. Relación con la estructura electrónica del átomo.
QUI A.2.3 Números cuánticos y principio de exclusión de Pauli. Estructura electrónica del átomo. Utilización del diagrama de Moeller para escribir la configuración electrónica de los elementos químicos.
QUI A.3.2 Posición de un elemento en la tabla periódica a partir de su configuración electrónica.
QUI A.3.3 Tendencias periódicas. Aplicación a la predicción de los valores de las propiedades de los elementos de la tabla a partir de su posición en la misma.
QUI A.3.6 Modelos de Lewis, RPECV e hibridación de orbitales. Configuración geométrica de compuestos moleculares y las características de los sólidos.
QUI A.3.7 Ciclo de Born-Haber. Energía intercambiada en la formación de cristales iónicos.
QUI A.3.9 Fuerzas intermoleculares a partir de las características del enlace químico y la geometría de las moléculas. Propiedades macroscópicas de compuestos moleculares.
Reacciones químicas: energía, velocidad y equilibrio
Entalpías de reacción (ley de Hess y entalpías de formación), espontaneidad con la energía de Gibbs, ecuaciones de velocidad y órdenes de reacción, constantes de equilibrio (Kc, Kp y producto de solubilidad) y principio de Le Châtelier. Casi siempre hay que plantear una tabla de concentraciones iniciales, de cambio y de equilibrio: hazla aunque el problema parezca sencillo.
QUI B.1.3 Balance energético entre productos y reactivos mediante la ley de Hess, a través de la entalpía de formación estándar o de las energías de enlace, para obtener la entalpía de una reacción.
QUI B.1.5 Cálculo de la energía de Gibbs de las reacciones químicas y espontaneidad de las mismas en función de la temperatura del sistema.
QUI B.2.2 Influencia de las condiciones de reacción sobre la velocidad de la misma.
QUI B.2.3 Ley diferencial de la velocidad de una reacción química y los órdenes de reacción a partir de datos experimentales de velocidad de reacción.
QUI B.3.1 El equilibrio químico como proceso dinámico: ecuaciones de velocidad y aspectos termodinámicos. Expresión de la constante de equilibrio mediante la ley de acción de masas.
QUI B.3.2 La constante de equilibrio de reacciones en las que los reactivos se encuentren en diferente estado físico. Relación entre KC y KP y producto de solubilidad en equilibrios heterogéneos.
QUI B.3.3 Principio de Le Châtelier y el cociente de reacción. Evolución de sistemas en equilibrio a partir de la variación de las condiciones de concentración, presión o temperatura del sistema.
Reacciones químicas: ácidos y bases
Teorías de Arrhenius y de Brønsted-Lowry, pH de ácidos y bases fuertes y débiles (Ka y Kb, grado de disociación), hidrólisis de sales y volumetrías de neutralización. Antes de aproximar, comprueba que el grado de disociación es pequeño (menos de un 5 %).
QUI B.4.1 Naturaleza ácida o básica de una sustancia a partir de las teorías de Arrhenius y de Brønsted y Lowry.
QUI B.4.2 Ácidos y bases fuertes y débiles. Grado de disociación en disolución acuosa.
QUI B.4.3 pH de disoluciones ácidas y básicas. Expresión de las constantes Ka y Kb.
QUI B.4.4 Concepto de pares ácido y base conjugados. Carácter ácido o básico de disoluciones en las que se produce la hidrólisis de una sal.
QUI B.4.5 Reacciones entre ácidos y bases. Concepto de neutralización. Volumetrías ácido-base.
Reacciones químicas: oxidación-reducción
Números de oxidación, ajuste por el método del ion-electrón en medio ácido o básico, volumetrías redox, pilas y potenciales estándar, y electrólisis con las leyes de Faraday. Escribe siempre las dos semirreacciones: es lo que más puntúa y lo que piden los criterios.
QUI B.5.1 Estado de oxidación. Especies que se reducen u oxidan en una reacción a partir de la variación de su número de oxidación.
QUI B.5.2 Método del ion-electrón para ajustar ecuaciones químicas de oxidación-reducción. Cálculos estequiométricos y volumetrías redox.
QUI B.5.3 Potencial estándar de un par redox. Espontaneidad de procesos químicos y electroquímicos que impliquen a dos pares redox.
QUI B.5.4 Leyes de Faraday: cantidad de carga eléctrica y las cantidades de sustancia en un proceso electroquímico. Cálculos estequiométricos en cubas electrolíticas.
QUI B.5.5 Reacciones de oxidación y reducción en la fabricación y funcionamiento de baterías eléctricas, celdas electrolíticas y pilas de combustible, así como en la prevención de la corrosión de metales.
Química orgánica
Formulación y nomenclatura de los grupos funcionales, isomería estructural y espacial (geométrica y óptica), tipos de reacciones (adición, eliminación, sustitución, oxidación, esterificación) con la regla de Markovnikov y la de Saytzeff, y polímeros de adición y de condensación. Es la pregunta en la que más rinde estudiar con una lista de reacciones tipo.
Saberes del currículo (RD 243/2022)
QUI C.1.1 Fórmulas moleculares y desarrolladas de compuestos orgánicos. Diferentes tipos de isomería estructural.
QUI C.1.2 Modelos moleculares o técnicas de representación 3D de moléculas. Isómeros espaciales de un compuesto y sus propiedades.
QUI C.2.1 Principales propiedades químicas de las distintas funciones orgánicas. Comportamiento en disolución o en reacciones químicas.
QUI C.2.2 Principales tipos de reacciones orgánicas. Productos de la reacción entre compuestos orgánicos y las correspondientes ecuaciones químicas.
QUI C.3.1 Proceso de formación de los polímeros a partir de sus correspondientes monómeros. Estructura y propiedades.
QUI C.3.2 Clasificación de los polímeros según su naturaleza, estructura y composición. Aplicaciones, propiedades y riesgos medioambientales asociados.
11 ejercicios tipo PAU de Química con solución
Cada uno vale 2 puntos, como en 2027. Intenta cada apartado antes de abrir su solución.
1La llama roja del litio(2 puntos)
Enlace químico y estructura de la materia
En una práctica de ensayos a la llama, una sal de litio tiñe la llama de rojo carmín. Con un espectroscopio de mano se ve que la línea más intensa de ese color está a 670,8 nm.
Datos
h = 6,626 · 10⁻³⁴ J·s; c = 3,00 · 10⁸ m/s; NA = 6,022 · 10²³ mol⁻¹; 1 eV = 1,602 · 10⁻¹⁹ J.
a)
Calcula la energía de un fotón de esa luz, en julios y en electronvoltios.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 1
E = h · c / λ = 6,626 · 10⁻³⁴ · 3,00 · 10⁸ / 670,8 · 10⁻⁹ = 2,96 · 10⁻¹⁹ J, que son 2,96 · 10⁻¹⁹ / 1,602 · 10⁻¹⁹ = 1,85 eV.
b)
¿Cuánta energía emite un mol de átomos de litio si cada uno emite un fotón así? Exprésala en kJ/mol.
Escribe la configuración electrónica del litio y explica qué salto electrónico da esa luz. ¿Es emisión o absorción? Indica los números cuánticos del electrón antes y después del salto.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 1
Li (Z = 3): 1s² 2s¹. El calor de la llama excita el electrón 2s a un orbital 2p; al volver al 2s, emite la diferencia de energía como un fotón: es una emisión.
Antes del salto (en el 2p): n = 2, l = 1, mₗ = −1, 0 o +1, mₛ = ±½. Después (en el 2s): n = 2, l = 0, mₗ = 0, mₛ = ±½.
d)
¿Por qué el sodio colorea la llama de otro color? ¿Qué relación tiene esto con el modelo atómico de Bohr?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 1
Cada elemento tiene sus propios niveles de energía (distinta carga nuclear y distintos electrones), así que sus saltos tienen energías distintas y emite luz de otras longitudes de onda: el sodio, amarilla. Que el espectro sea de líneas y no continuo indica que la energía de los electrones está cuantizada; Bohr lo explicó con órbitas estacionarias de energía fija. Por eso el espectro sirve como huella para identificar elementos.
2De los gases de una granja a la sal común(2 puntos)
Enlace químico y estructura de la materia
En una granja se ventila el aire para quitar amoniaco (NH3), metano (CH4) y dióxido de carbono (CO2), los gases que se acumulan en los establos. Comparamos esas sustancias con el agua (H2O) y con la sal común (NaCl).
Datos
ΔH°f(NaCl, s) = −411,2 kJ/mol; sublimación del Na: +107,5 kJ/mol; la mitad de la energía de disociación del Cl2: +121,3 kJ/mol; primera energía de ionización del Na: +496 kJ/mol; afinidad electrónica del Cl: −349 kJ/mol.
a)
Indica la geometría (TRPECV) y la hibridación del átomo central del NH3, el CH4, el CO2 y el H2O.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 2
NH3: tres pares enlazantes y uno solitario; pirámide trigonal, sp³.
CH4: cuatro pares enlazantes; tetraédrica, sp³.
CO2: dos dobles enlaces y ningún par solitario en el C; lineal, sp.
H2O: dos pares enlazantes y dos solitarios; angular, sp³.
b)
¿Cuáles son polares? Justifícalo.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 2
Son polares el NH3 y el H2O: sus enlaces son polares y, por su forma (piramidal y angular), los momentos dipolares no se anulan. El CH4 y el CO2 son apolares: aunque el C=O es polar, la molécula de CO2 es lineal y sus dos momentos se anulan; en el CH4, los cuatro se compensan por la simetría tetraédrica.
c)
Ordena las cuatro sustancias moleculares de mayor a menor punto de ebullición (o de sublimación) y justifícalo.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 2
H2O > NH3 > CO2 > CH4. El agua y el amoniaco forman enlaces de hidrógeno; el agua, más (cada molécula tiene dos H y dos pares solitarios, y el O es más electronegativo que el N). El CO2 y el CH4 solo tienen fuerzas de dispersión de London, más intensas en el CO2 porque tiene más electrones (22 frente a 10) y su nube es más deformable.
d)
Con un ciclo de Born-Haber, calcula la energía de red del NaCl.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 2
La formación del NaCl desde sus elementos es la suma de los pasos del ciclo: sublimar el sodio, disociar medio mol de Cl2, ionizar el Na, añadir el electrón al Cl y unir los iones (energía de red, U):
ΔH°f = ΔHsub + ½D + EI + AE + U ⇒ U = −411,2 − 107,5 − 121,3 − 496 − (−349) = −787,0 kJ/mol.
Es negativa: formar la red desde los iones gaseosos desprende mucha energía, y eso explica la estabilidad del sólido.
Las bolsas de frío de los botiquines deportivos llevan nitrato de amonio sólido y una bolsita de agua. Al apretar, la bolsita se rompe, la sal se disuelve y la bolsa se enfría:
NH4NO3 (s) → NH4⁺ (ac) + NO3⁻ (ac)
Datos
Datos termodinámicos a 25 °C
Especie
ΔH°f (kJ/mol)
S° (J/(mol·K))
NH4NO3 (s)
−365,6
151,1
NH4⁺ (ac)
−132,5
113,4
NO3⁻ (ac)
−205,0
146,4
Masas atómicas: H = 1,0; N = 14,0; O = 16,0. Calor específico del agua: 4,18 J/(g·°C).
a)
Calcula ΔH° y ΔS° del proceso. ¿Es endotérmico o exotérmico?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 3
ΔH° = (−132,5 − 205,0) − (−365,6) = +28,1 kJ/mol: es endotérmico (absorbe calor, por eso la bolsa se enfría). ΔS° = (113,4 + 146,4) − 151,1 = +108,7 J/(mol·K): el desorden aumenta.
b)
Justifica que el proceso es espontáneo a 25 °C. ¿Por debajo de qué temperatura dejaría de serlo? (Supón ΔH° y ΔS° constantes.)
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 3
ΔG° = ΔH° − TΔS° = 28,1 − 298 · 0,1087 = −4,3 kJ/mol < 0: es espontáneo. Deja de serlo cuando ΔG° = 0, en T = ΔH°/ΔS° = 28,1 / 0,1087 ≈ 259 K (unos −15 °C); por debajo, ΔG° > 0.
c)
La bolsa tiene 40,0 g de NH4NO3 y 200 g de agua a 20 °C. Si todo el calor lo cede el agua, ¿qué temperatura alcanza?
0,75 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 3
M(NH4NO3) = 80,0 g/mol, así que hay 0,500 mol. Absorben q = 0,500 · 28,1 = 14,05 kJ.
El agua pierde ese calor: ΔT = q/(m · c) = 14 050 / (200 · 4,18) ≈ 16,8 °C. La bolsa baja de 20 °C a unos 3,2 °C.
d)
¿Qué papel tiene la entropía en que la bolsa funcione?
0,25 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 3
Disolverse cuesta energía (ΔH° > 0), pero los iones repartidos por el agua están mucho más desordenados que en el cristal: el término TΔS° supera a ΔH° y hace negativo ΔG°. Es la entropía la que hace espontáneo el proceso.
El monóxido de nitrógeno de los tubos de escape se oxida en el aire a dióxido de nitrógeno, el gas pardo de la contaminación urbana:
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
En un laboratorio se midió, siempre a la misma temperatura, la velocidad inicial con distintas concentraciones:
Datos
Velocidades iniciales medidas
Ensayo
[NO]₀ (mol/L)
[O2]₀ (mol/L)
v₀ (mol·L⁻¹·s⁻¹)
1
0,010
0,010
7,1 · 10⁻³
2
0,020
0,010
2,84 · 10⁻²
3
0,010
0,020
1,42 · 10⁻²
a)
Halla el orden respecto a cada reactivo y el orden total, y escribe la ecuación de velocidad.
0,75 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 4
Del ensayo 1 al 2 se duplica [NO] y la velocidad se multiplica por 4 = 2²: orden 2 respecto al NO. Del 1 al 3 se duplica [O2] y la velocidad se duplica: orden 1 respecto al O2. Orden total, 3. v = k [NO]² [O2]. Aquí los órdenes coinciden con los coeficientes, pero eso no se puede suponer: se deduce siempre de los datos.
b)
Calcula la constante de velocidad, con sus unidades.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 4
Con el ensayo 1: k = v / ([NO]² [O2]) = 7,1 · 10⁻³ / (0,010² · 0,010) = 7,1 · 10³ L²·mol⁻²·s⁻¹.
c)
¿Qué velocidad tendrá si [NO] = 0,015 mol/L y [O2] = 0,025 mol/L?
Explica con la teoría de colisiones por qué la reacción se acelera al subir la temperatura, y por qué un catalizador la acelera sin cambiar su ΔH.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 4
Al subir la temperatura, las moléculas se mueven más deprisa: chocan más y, sobre todo, aumenta la fracción de choques con energía igual o mayor que la de activación, así que crece k (ecuación de Arrhenius). Un catalizador abre otro camino de reacción con menor energía de activación; los reactivos y los productos son los mismos, así que ΔH no cambia (ni el equilibrio, que solo se alcanza antes).
5Color en una jeringa(2 puntos)
Reacciones químicas: equilibrio químico
En una jeringa cerrada hay una mezcla en equilibrio de tetraóxido de dinitrógeno, incoloro, y dióxido de nitrógeno, pardo:
N2O4 (g) ⇄ 2 NO2 (g) ΔH° > 0
Se introducen 0,920 g de N2O4 en un recipiente de 0,500 L a 25 °C y se espera a que se alcance el equilibrio.
Datos
A 25 °C, Kc = 4,6 · 10⁻³. R = 0,082 atm·L/(mol·K). Masas atómicas: N = 14,0; O = 16,0.
a)
Calcula las concentraciones en el equilibrio.
0,75 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 5
M(N2O4) = 92,0 g/mol: hay 0,0100 mol en 0,500 L, c₀ = 0,0200 mol/L. Si se disocian x mol/L de N2O4, se forman 2x de NO2:
Se empuja el émbolo hasta reducir el volumen a la mitad. ¿Qué se ve al momento y unos segundos después? Justifícalo.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 5
Al momento, el color se oscurece: los mismos moles de NO2 en la mitad de volumen tienen el doble de concentración. Después, por el principio de Le Châtelier, el aumento de presión desplaza el equilibrio hacia donde hay menos moles de gas (el N2O4): parte del NO2 se convierte en N2O4 y el color se aclara un poco, aunque no llega al de antes.
d)
¿Qué pasa con el color si se calienta la jeringa?
0,25 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 5
La disociación es endotérmica: al calentar, el equilibrio se desplaza hacia el NO2 (absorbiendo calor) y la mezcla se vuelve más parda.
Una pastilla de aspirina lleva 500 mg de ácido acetilsalicílico (C9H8O4), un ácido débil monoprótico. Se disuelve una pastilla en 200 mL de agua.
Datos
Ka = 3,2 · 10⁻⁴; Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴. Masas atómicas: H = 1,0; C = 12,0; O = 16,0.
a)
Calcula el pH de la disolución y el grado de disociación. ¿Se puede usar la aproximación habitual (despreciar x frente a la concentración inicial)?
1 punto
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 6
M(C9H8O4) = 180,0 g/mol: hay 2,78 · 10⁻³ mol en 0,200 L, c = 1,39 · 10⁻² mol/L. Con la aproximación saldría x = √(Ka · c) = 2,11 · 10⁻³ mol/L, que es un 15 % de c: más del 5 %, así que la aproximación no vale.
Resolvemos la ecuación completa: x² + Ka x − Ka c = 0.
x = [H₃O⁺] = 1,95 · 10⁻³ mol/L; pH = 2,71; α = x/c = 0,141 (un 14,1 %). Con la aproximación habría salido pH 2,68.
b)
¿Qué volumen de NaOH 0,100 M neutraliza esa disolución?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 6
La reacción es mol a mol: n(NaOH) = 2,78 · 10⁻³ mol, así que V = 2,78 · 10⁻³ / 0,100 = 0,0278 L, unos 27,8 mL.
c)
¿El punto de equivalencia será ácido, básico o neutro? Calcula su pH.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 6
Básico: en la equivalencia queda la sal sódica, y su anión, la base conjugada de un ácido débil, se hidroliza y forma OH⁻ (A⁻ + H2O ⇄ HA + OH⁻).
Kb = Kw/Ka = 3,1 · 10⁻¹¹. La sal está en 227,8 mL: c = 1,22 · 10⁻² mol/L. [OH⁻] = √(Kb · c) = 6,2 · 10⁻⁷ mol/L; pOH = 6,21, pH = 7,79.
La etiqueta del agua oxigenada del botiquín dice «3 %, 10 volúmenes». Para comprobarlo, se diluyen 10,0 mL hasta 100,0 mL, se toman 10,0 mL de la dilución, se acidifican con ácido sulfúrico y se valoran con permanganato de potasio 0,0200 M: el color violeta se queda fijo tras añadir 17,6 mL.
Datos
Masas atómicas: H = 1,0; O = 16,0. R = 0,082 atm·L/(mol·K).
a)
Ajusta por ion-electrón la reacción en medio ácido (el permanganato pasa a Mn²⁺ y el peróxido de hidrógeno, a O2) y escribe la molecular con ácido sulfúrico. ¿Cuál es el oxidante?
El oxidante es el permanganato (el manganeso pasa de +7 a +2: se reduce); el reductor, el peróxido de hidrógeno (el oxígeno pasa de −1 a 0).
b)
Calcula la concentración de peróxido de hidrógeno del frasco en mol/L y en g/L. ¿Es cierto el 3 %?
0,75 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 7
n(MnO4⁻) = 0,0200 · 0,0176 = 3,52 · 10⁻⁴ mol. Por la estequiometría (5 de peróxido por cada 2 de permanganato): n(H2O2) = 5/2 · 3,52 · 10⁻⁴ = 8,80 · 10⁻⁴ mol en los 10,0 mL de la dilución, que es 0,0880 mol/L.
El frasco está diez veces más concentrado: 0,880 mol/L, que con M = 34,0 g/mol son 29,9 g/L, unos 3 g por cada 100 mL. Como la densidad es casi la del agua, coincide con el 3 % de la etiqueta.
c)
«10 volúmenes» quiere decir que un litro libera 10 L de O2, medidos a 0 °C y 1 atm, al descomponerse (2 H2O2 → 2 H2O + O2). ¿Es cierto?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 7
Un litro tiene 0,880 mol de H2O2, que dan la mitad de O2, 0,440 mol. V = nRT/p = 0,440 · 0,082 · 273 / 1 ≈ 9,85 L: unos 10 litros. La etiqueta es correcta.
En el taller se monta una pila Daniell (un electrodo de cinc en ZnSO4 1 M y otro de cobre en CuSO4 1 M, unidos por un puente salino) y, en otra mesa, se niquela una llave en una cuba electrolítica con sulfato de níquel(II).
Datos
E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V; E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V; E°(Fe²⁺/Fe) = −0,45 V. F = 96 500 C/mol. Masa atómica del Ni: 58,7.
a)
Escribe las semirreacciones del ánodo y del cátodo, la reacción global, la notación de la pila y su potencial estándar. ¿Para qué sirve el puente salino?
Notación: Zn | Zn²⁺ (1 M) ‖ Cu²⁺ (1 M) | Cu. E° = E°cátodo − E°ánodo = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V.
El puente salino cierra el circuito dejando pasar iones y mantiene neutras las dos disoluciones; sin él se cargarían y la pila se pararía enseguida.
b)
¿Cuánto tiempo tiene que pasar una corriente de 0,80 A para depositar 0,500 g de níquel sobre la llave?
0,75 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 8
Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni: cada mol de níquel necesita 2 mol de electrones. Q = m · 2 · F / M = 0,500 · 2 · 96 500 / 58,7 ≈ 1644 C. t = Q / I = 1644 / 0,80 ≈ 2055 s, unos 34,2 minutos.
c)
¿La llave hace de ánodo o de cátodo? Escribe su semirreacción.
0,25 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 8
De cátodo: sobre ella se reducen los iones níquel(II), Ni²⁺ + 2 e⁻ → Ni, y el metal se deposita.
d)
El hierro galvanizado (recubierto de cinc) no se oxida aunque se raye el recubrimiento. Explícalo con los potenciales.
0,25 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 8
El cinc tiene un potencial de reducción más negativo (−0,76 V) que el hierro (−0,45 V): se oxida antes. Mientras quede cinc, es él quien cede los electrones y el hierro queda protegido (ánodo de sacrificio).
El agua de muchos pueblos es «dura»: lleva iones calcio e hidrogenocarbonato, que al calentarse forman cal (CaCO3) en las cafeteras y los grifos. Para quitarla se usa vinagre.
Datos
Ks(CaCO3) = 8,7 · 10⁻⁹ a 25 °C. Masas atómicas: C = 12,0; O = 16,0; Ca = 40,1.
a)
Escribe el equilibrio de solubilidad del CaCO3 y calcula su solubilidad en agua pura, en mol/L y en mg/L.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 9
CaCO3 (s) ⇄ Ca²⁺ (ac) + CO3²⁻ (ac)
Ks = s · s = s², así que s = √(8,7 · 10⁻⁹) = 9,3 · 10⁻⁵ mol/L. Con M = 100,1 g/mol, unos 9,3 mg/L.
b)
Calcula la solubilidad en un agua que ya tiene [CO3²⁻] = 1,0 · 10⁻³ mol/L. Justifica la diferencia.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 9
Ks = s · (1,0 · 10⁻³ + s) ≈ s · 1,0 · 10⁻³, así que s = 8,7 · 10⁻⁶ mol/L, unas 11 veces menos. Es el efecto del ion común: el carbonato que ya hay desplaza el equilibrio hacia el sólido (principio de Le Châtelier).
c)
Se mezclan 50 mL de CaCl2 0,010 M con 50 mL de Na2CO3 0,010 M. ¿Precipita CaCO3?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 9
Al mezclar, el volumen se duplica: [Ca²⁺] = [CO3²⁻] = 0,0050 mol/L. El producto iónico es Q = 0,0050 · 0,0050 = 2,5 · 10⁻⁵, mayor que Ks: precipita CaCO3 hasta que el producto baja a Ks.
d)
Explica por qué el vinagre disuelve la cal y escribe la reacción.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 9
CaCO3 + 2 CH3COOH → Ca(CH3COO)2 + CO2 + H2O
El ácido acético reacciona con el carbonato y lo convierte en CO2, que se escapa como gas. Al quitar CO3²⁻ del equilibrio de solubilidad, este se desplaza hacia la disolución del sólido, y el acetato de calcio que se forma es soluble: la cal desaparece.
A partir de unos pocos compuestos se obtienen disolventes, aromas y plásticos. El etanol del vino da ácido acético y ésteres con olor a fruta; el propeno da alcoholes y la acetona de los quitaesmaltes.
a)
Nombra o formula: CH3−COO−CH2−CH3; CH3−CO−CH3; propan-2-ol; ácido etanoico.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 10
CH3−COO−CH2−CH3: etanoato de etilo (acetato de etilo).
CH3−CO−CH3: propanona (acetona).
Propan-2-ol: CH3−CHOH−CH3.
Ácido etanoico (acético): CH3−COOH.
b)
Completa y di de qué tipo es cada reacción: i) etanol con un oxidante en exceso; ii) ácido etanoico con etanol; iii) propeno con agua en medio ácido (producto mayoritario); iv) propan-2-ol con un oxidante.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 10
i) CH3−CH2OH → CH3−COOH (oxidación, pasando por el etanal)
iii) CH2=CH−CH3 + H2O → CH3−CHOH−CH3 (adición; el OH va al carbono central, regla de Markovnikov)
iv) CH3−CHOH−CH3 → CH3−CO−CH3 (oxidación de un alcohol secundario a cetona)
c)
Escribe y nombra los alcoholes de fórmula C4H10O. ¿Cuál tiene isomería óptica y por qué? Escribe también un isómero de función.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 10
Butan-1-ol: CH3−CH2−CH2−CH2OH.
Butan-2-ol: CH3−CHOH−CH2−CH3.
2-metilpropan-1-ol: (CH3)2CH−CH2OH.
2-metilpropan-2-ol: (CH3)3C−OH.
Tiene isomería óptica el butan-2-ol: su carbono 2 es asimétrico (está unido a cuatro grupos distintos: H, OH, CH3 y CH2−CH3), así que hay dos enantiómeros, imágenes especulares no superponibles. Isómero de función: el etoxietano (dietil éter), CH3−CH2−O−CH2−CH3.
d)
¿Tiene isomería geométrica el but-1-eno? ¿Y el but-2-eno? Justifícalo.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 10
El but-1-eno no: uno de los carbonos del doble enlace tiene dos hidrógenos (dos grupos iguales). El but-2-eno sí: cada carbono del doble enlace tiene un H y un CH3, y como el doble enlace no gira, hay dos formas, cis (los CH3 del mismo lado) y trans (en lados opuestos).
11Los plásticos del contenedor amarillo(2 puntos)
Química orgánica: polímeros
En el contenedor amarillo acaban envases de polietileno (PE), policloruro de vinilo (PVC) y poli(tereftalato de etileno) (PET), y en la ropa deportiva hay fibras de nailon.
Datos
Masas atómicas: H = 1,0; C = 12,0.
a)
Clasifica cada polímero en de adición o de condensación e indica sus monómeros.
0,6 puntos
Ver la solución del apartado a) del ejercicio 11
PE: de adición; monómero, eteno (CH2=CH2).
PVC: de adición; monómero, cloroeteno o cloruro de vinilo (CH2=CHCl).
PET: de condensación (un poliéster); monómeros, ácido benceno-1,4-dicarboxílico (tereftálico) y etano-1,2-diol (etilenglicol); al unirse liberan agua.
Nailon 6,6: de condensación (una poliamida); monómeros, hexano-1,6-diamina y ácido hexanodioico (adípico); también liberan agua.
b)
Escribe la reacción de polimerización del PVC.
0,4 puntos
Ver la solución del apartado b) del ejercicio 11
n CH2=CHCl → −[CH2−CHCl]n−
Se abre el doble enlace de cada monómero y se unen en cadena (adición).
c)
Una cadena de polietileno tiene una masa molar media de 28 000 g/mol. ¿Cuántas unidades de eteno tiene? ¿Qué masa de eteno hace falta para 1,0 kg de polietileno?
0,5 puntos
Ver la solución del apartado c) del ejercicio 11
M(C2H4) = 28,0 g/mol, así que la cadena tiene unas 1000 unidades. En una polimerización por adición no se pierde ningún átomo: con un rendimiento completo, 1,0 kg de polietileno necesita 1,0 kg de eteno.
d)
Da dos razones por las que estos plásticos son un problema ambiental y una medida para reducirlo.
0,5 puntos
Ver la solución del apartado d) del ejercicio 11
No son biodegradables: duran siglos y se rompen en microplásticos que llegan a mares y seres vivos; además, se fabrican a partir del petróleo y algunos, como el PVC, desprenden gases tóxicos al quemarlos. Medidas: reducir su uso y reutilizar, separar bien los residuos para reciclarlos (cada plástico lleva su código) y usar plásticos biodegradables donde tenga sentido.
Elige los ejercicios y descárgalos en A4 o Carta, con el solucionario en páginas aparte para repartirlo después (también en Word).
1Paso 1: Personaliza
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Consejos para el día del examen
Lee el examen entero al empezar y elige cada opción por los datos que da: quédate con los problemas cuyas cuentas dominas.
Reparte el tiempo por puntos y haz la pregunta de contexto al principio, con la cabeza fresca: suele tener más texto que leer.
En los problemas, escribe la reacción ajustada antes de cualquier cuenta y arrastra las unidades en cada paso.
Para cada verdadero o falso, una frase de justificación: sin ella el apartado vale cero.
Termina con el resultado destacado, con unidades y, si tiene sentido, con una frase sobre lo que significa.
Para entender cómo se construyen las preguntas con contexto y qué pide cada verbo, lee la guía del examen competencial, con un plan de estudio para imprimir.
Preguntas frecuentes
¿Cuántas preguntas tiene el examen de Química?+
En Madrid, el de 2026 tuvo cuatro preguntas de 2,5 puntos, pero el modelo de 2027 pasa a cinco de 2 puntos (una obligatoria y cuatro a elegir entre dos). En Andalucía son cinco de 2 puntos: cuatro con opción A o B y una obligatoria con contexto.
¿Hay que saberse los datos de memoria?+
No, casi ninguno: las constantes, las masas atómicas, los potenciales y las constantes de equilibrio vienen en el enunciado. Conviene saber, eso sí, que Kw = 1,0 · 10⁻¹⁴ a 25 °C y que pH + pOH = 14: el examen de Madrid de 2026 no los daba. Lo que sí hay que saber es formular y nombrar, y las relaciones entre magnitudes (como ΔG = ΔH − TΔS o Kp = Kc · (RT)^Δn).
¿Están bien las soluciones de esta página?+
Cada cifra se calcula por código y se comprueba con un programa aparte, y cada reacción, átomo a átomo y en carga. En Madrid coinciden con lo que las universidades publican como soluciones orientativas, salvo en una errata de unidades suya, que señalamos.
¿Los ejercicios tipo PAU son de exámenes oficiales?+
No. Los once los ha escrito Aulapedia a partir de situaciones de la vida diaria (la bolsa de frío del botiquín, la cal de la cafetera, el agua oxigenada), con datos de tablas abiertas, como las de OpenStax, o de experimentos inventados para el ejercicio. De los exámenes oficiales solo damos el enlace.
Fuentes: los documentos oficiales enlazados en cada comunidad y en cada examen (consultados el 14 de octubre de 2026), el Real Decreto 534/2024, de 11 de junio (BOE núm. 142, de 12 de junio de 2024) y el Real Decreto 243/2022 (anexo de Química). Aulapedia no está afiliada a las universidades públicas de la Comunidad de Madrid, a la Junta de Andalucía ni a ningún organismo organizador de la prueba: usamos el nombre de la prueba para que la encuentres. Los exámenes oficiales son de sus organismos; aquí solo se enlazan y se citan para resolverlos. Las resoluciones y los ejercicios tipo PAU son de Aulapedia.
