EjerciciosFyQ

[P(8692)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 4B (8700)

F_y_Q — 2026-08-31T08:52:16Z

Si quieres ver el enunciado y la resolución escrita y explicada paso a paso del problema que se resuelve en este vídeo, haz clic sobre este enlace.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / pH, Ionización, pOH, PAU, Molaridad, EBAU, Selectividad

[P(8690)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 4A (8699)

F_y_Q — 2026-08-29T05:43:01Z

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

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Gases, Entalpía, Entropía, Energía libre, Velocidad reacción, PAU, EBAU, Selectividad

[P(8687)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 3B (8698)

F_y_Q — 2026-08-26T15:36:59Z

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

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

[P(8686)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 3A (8697)

F_y_Q — 2026-08-23T10:15:25Z

Si quieres acceder al enunciado y la resolución escrita del ejercicio que se resuelve en el vídeo, haz clic sobre este enlace.

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

[P(8683)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 2B (8696)

F_y_Q — 2026-08-19T16:56:34Z

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

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Números cuánticos, Energía ionización, PAU, Teoría de Planck, EBAU, Selectividad, Tabla periódica

[P(8682)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 2A (8695)

F_y_Q — 2026-08-16T03:08:39Z

Si haces clic en este enlace verás el enunciado y la resolución escrita del ejercicio que se resuelve en este vídeo:

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Covalente, Iónico, PAU, EBAU, Selectividad, Fuerzas intermoleculares, TRPECV

[P(8676)] PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 1 (8694)

F_y_Q — 2026-08-12T07:21:42Z

Para ver el enunciado y la resolución escrita del ejercicio que se resuelve en este vídeo clica sobre este enlace.

- 11 - (PAU) Ejercicios y problemas de EBAU y PAU / Ion-electrón, Ajuste redox, Potencial estándar, PAU, EBAU, Selectividad, Solubilidad

Junio 2026

F_y_Q — 2026-08-09T07:14:01Z

Aquí tienes todos los ejercicios resueltos del examen de Química de la PAU de Madrid de junio de 2026 (convocatoria ordinaria). Solo tienes que clicar en cada ejercicio para acceder a la resolución.

El examen de la convocatoria oficial es:

PAU Madrid: química (junio 2026) - ejercicio 4B (8692)

F_y_Q — 2026-08-08T08:43:56Z

Contesta a las siguientes cuestiones:

a) En una planta industrial de síntesis de amoniaco se preparan disoluciones para su comercialización mezclándolo con agua. Calcula la molaridad de la disolución de amoniaco comercial preparada sabiendo que se almacena en botellas de 1.0 L, al 8.0 % en masa, y siendo la densidad de la disolución de $$$ 0.85\ \text{g}\cdot \text{cm}^{-3}$$$.

b) Calcula el pH y el grado de disociación de la disolución del apartado anterior.

c) Se hacen reaccionar 15.00 mL de una disolución acuosa de HCl 2.50 M con 25.00 mL de otra disolución acuosa de NaOH 1.70 M, ambas a 25 °C. Escribe la ecuación de la reacción que ocurre y calcula el pH de la disolución resultante. Considera volúmenes aditivos.

Dato a 25 ºC: $$$ \text{K}_\text{b}(\text{NH}_3) = 1.8\cdot 10^{-5}$$$. Masas atómicas (u): H = 1.0; N = 14.0.

a) Para calcular la molaridad necesitas la masa molar del amoniaco:

$$$ \text{M}_{\text{NH}_3} = 1\cdot 14 + 3\cdot 1 = \color{royalblue}{\bf 17\ g\cdot mol^{-1}}$$$

Si tomas en cuenta el volumen de las botellas en las que se almacena la disolución, y teniendo en cuenta la densidad de la disolución, el porcentaje en masa de la disolución y la masa molar del amoniaco, puedes calcular los moles de amoniaco que contiene cada botella:

$$$ \require{cancel} 1\ \cancel{\text{L}}\cdot \dfrac{0.85\ \cancel{\text{g D}}}{1\ \cancel{\text{cm}^3}}\cdot \dfrac{10^3\ \cancel{\text{cm}^3}}{1\ \cancel{\text{L}}}\cdot \dfrac{8\ \cancel{\text{g}} \text{NH}_3}{100\ \cancel{\text{g D}}}\cdot \dfrac{1\ \text{mol}}{17\ \cancel{\text{g}}} = \color{royalblue}{\bf 4\ moles\ NH_3}$$$

Como has considerado un volumen de un litro de disolución, la molaridad es: $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf c_0 = 4\ M}}$$$.

b) El amoniaco es una base débil, lo puedes saber por el valor de su constante de basicidad, por lo que el equilibrio que establece con el agua es:

$$$ \begin{array}{lcccc} & \text{NH}_3(\text{ac}) & + & \text{H}_2\text{O}(\text{l}) & \rightleftharpoons & \text{NH}_4^+(\text{ac}) & + & \text{OH}^-(\text{ac}) \\ \text{Inicio (M)}: & \text{c}_0 & & - & & 0 & & 0 \\ \text{Equilibrio (M)}: & \text{c}_0(1-\alpha) & & - & & \text{c}_0\alpha & & \text{c}_0\alpha \\ \end{array}$$$

Si escribes la constante de basicidad en función del grado de disociación:

$$$ \require{cancel} \text{K}_\text{b} = \dfrac{[\text{NH}_4^+][\text{OH}^-]}{[\text{NH}_3]} = \dfrac{\cancel{\text{c}_0}\alpha\cdot \text{c}_0\alpha}{\cancel{\text{c}_0}\ (1-\alpha)}\ \to\ \color{forestgreen}{\bf K_b = \dfrac{c_0\alpha^2}{1-\alpha}}$$$

El valor de la constante de basicidad es mucho más pequeño que el valor de la concentración inicial, por lo que es una buena aproximación considerar que $$$ 1 - \alpha \approx 1$$$:

$$$ \text{K}_\text{b} = \text{c}_0\cdot \alpha^2\ \to\ \color{forestgreen}{\bf{\alpha = \sqrt{\dfrac{K_b}{c_0}}}} = \sqrt{\dfrac{1.8\cdot 10^{-5}}{4}} = \color{firebrick}{\boxed{\bf 2.12\cdot 10^{-3}}}$$$

La aproximación hecha es buena y el valor del grado de disociación es del 0.21 %.
La concentración de los iones hidroxilo en el equilibrio es:

$$$ [\text{OH}^-] = \text{c}_0\cdot \alpha = 4\ \text{M}\cdot 2.12\cdot 10^{-3} = \color{royalblue}{\bf 8.48\cdot 10^{-3}\ M}$$$

Con este valor puedes calcular el pOH:

$$$ \text{pOH} = -\log[\text{OH}^-] = - \text{log}\ 8.48\cdot 10^{-3} = \color{royalblue}{\bf 2.07}$$$

El cálculo del pH es muy simple:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{pH + pOH = 14}}\ \to\ \text{pH} = 14 - 2.07\ \to\ \color{firebrick}{\boxed{\bf pH = 11.93}}$$$

c) La ecuación química de neutralización que tiene lugar es:

$$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf HCl(ac) + NaOH(ac) \rightarrow NaCl(ac) + H_2O(l)}}$$$

Necesitas conocer los moles de cada reactivo que han reaccionado y los puedes calcular a partir de sus concentraciones y el volumen de cada uno que haces reaccionar:

$$$ \require{cancel} \color{forestgreen}{\bf{n_{HCl} = M_{HCl}\cdot V_{HCl}}} = 2.50\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}}\cdot 0.015\ \cancel{\text{L}} = \color{royalblue}{\bf 0.0375\ moles}$$$
$$$ \require{cancel} \color{forestgreen}{\bf{n_{NaOH} = M_{NaOH}\cdot V_{NaOH}}} = 1.70\ \dfrac{\text{mol}}{\cancel{\text{L}}}\cdot 0.025\ \cancel{\text{L}} = \color{royalblue}{\bf 0.0425\ moles}$$$

Como la estequiometría de la reacción es 1:1, el reactivo limitante es el ácido y sobrará base tras la neutralización. Los moles que sobran de base son:

$$$ \text{n}^{\prime}_{\text{OH}^-} = (0.0425 - 0.0375)\ \text{mol} = \color{royalblue}{\bf 5\cdot 10^{-3}\ moles\ OH^-}$$$

Tienes que considerar que los volúmenes son aditivos, por lo que el volumen total de la disolución resultante es:

$$$ \text{V}_\text{T} = (15 + 25)\ \text{mL} = \color{royalblue}{\bf 40\ mL}$$$

La concentración de iones hidroxilo resultante es:

$$$ \color{forestgreen}{\bf{[OH^-] = \dfrac{n^{\prime}_{OH^-}}{V_T}}} = \dfrac{5\cdot 10^{-3}\ \text{mol}}{0.04\ \text{ L}} = \color{royalblue}{\bf 0.125\ M}$$$

Primero calculas el pOH, como en el segundo apartado del problema, y luego el haces el cálculo del pH:

$$$ \text{pOH} = - \text{log}\ 0.125 = \color{royalblue}{\bf 0.90}$$$

$$$ \text{pH} = (14 - 0.9)\ \to\ \color{firebrick}{\boxed{\bf pH = 13.1}}$$$

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

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:

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

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.