Resolución completa y paso a paso del examen de Química de la PAU de Andalucía, Ceuta, Melilla y centros en Marruecos (convocatoria de junio de 2026).
Constantes:
R = 0,082 atm·L·mol⁻¹·K⁻¹ = 8,314 J·mol⁻¹·K⁻¹; F = 96500 C·mol⁻¹; K_w(298 K) = 10⁻¹⁴.
OPCIÓN A
Pregunta 1A (2 puntos)
Considere los elementos de números atómicos 11 y 16.
a) Escriba sus configuraciones electrónicas. b) Explique grupo y periodo de cada uno. c) Justifique cuál tiene mayor radio atómico. d) Razone el ion más estable de cada elemento.
Apartado a) Configuraciones electrónicas
\(Z=11\) (Na): \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1\). \(Z=16\) (S): \(1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^4\).
Apartado b) Grupo y periodo
El periodo lo marca el nivel más alto ocupado (\(n\)) y el grupo, la capa de valencia. El Na, con electrón diferenciador en \(3s^1\), está en el periodo 3, grupo 1 (alcalinos). El S, con \(3p^4\), está en el periodo 3, grupo 16/VIA (anfígenos, seis electrones de valencia).
Apartado c) Mayor radio atómico
Ambos están en el mismo periodo. Al avanzar hacia la derecha aumenta la carga nuclear efectiva sin añadir capas, la nube electrónica es atraída con más fuerza y el radio disminuye. Por tanto, el que está más a la izquierda (Na) es mayor.
Apartado d) Ion más estable
El Na tiende a perder 1 electrón (configuración del Ne); el S tiende a ganar 2 electrones (configuración del Ar).
a) Na: \(1s^22s^22p^63s^1\); S: \(1s^22s^22p^63s^23p^4\). b) Na: periodo 3, grupo 1; S: periodo 3, grupo 16. c) El sodio tiene mayor radio. d) Iones más estables: \(\ce{Na+}\) y \(\ce{S^2-}\).
Confundir grupo con número total de electrones: el grupo se determina solo por los electrones de la capa de valencia, no por el total del átomo.
OPCIÓN B
Pregunta 1B (2 puntos)
Justifique si son verdaderas o falsas:
a) El \(\ce{CH4}\) tiene menor punto de fusión que el \(\ce{CCl4}\). b) El \(\ce{CCl4}\) no es soluble en agua. c) El átomo central del \(\ce{BF3}\) tiene hibridación \(sp^3\). d) El \(\ce{BF3}\) es buen conductor de la electricidad.
a) VERDADERO
Ambas moléculas son apolares, así que la única fuerza intermolecular son las de dispersión de London, que crecen con el tamaño y la masa molecular. El \(\ce{CCl4}\) es más grande y polarizable que el \(\ce{CH4}\), con fuerzas de London más intensas y mayor punto de fusión.
b) VERDADERO
El agua es polar (forma puentes de hidrógeno) y el \(\ce{CCl4}\) es apolar. Por «lo similar disuelve a lo similar», un disolvente polar no disuelve bien un soluto apolar.
c) FALSO
El boro en \(\ce{BF3}\) forma 3 enlaces \(\sigma\) sin pares libres, dando geometría trigonal plana. Corresponde a hibridación \(sp^2\), no \(sp^3\).
d) FALSO
El \(\ce{BF3}\) es una molécula covalente discreta, sin iones libres ni electrones deslocalizados; no conduce la electricidad.
a) Verdadero. b) Verdadero. c) Falso (es \(sp^2\)). d) Falso.
Dar por hecho que toda molécula con enlaces polarizados conduce electricidad; solo lo hacen las sustancias con cargas libres que puedan desplazarse.
OPCIÓN A
Pregunta 2A (2 puntos)
Justifique la espontaneidad de cada proceso según la temperatura:
a) \(\ce{CaCO3(s) -> CaO(s) + CO2(g)}\), \(\Delta H>0\). b) \(\ce{2NO2(g) -> 2NO(g) + O2(g)}\), \(\Delta H<0\). c) \(\ce{Fe(s) + 2HCl(aq) -> FeCl2(aq) + H2(g)}\), \(\Delta H<0\). d) \(\ce{H2(g) + CO(g) -> HCHO(g)}\), \(\Delta H>0\).
Deducimos el signo de \(\Delta S\) del cambio en moles de gas y lo combinamos con \(\Delta H\) mediante \(\Delta G=\Delta H-T\Delta S\).
a)
Se genera gas a partir de un sólido, \(\Delta S>0\). Con \(\Delta H>0\) y \(\Delta S>0\), el término \(-T\Delta S\) domina a temperaturas altas.
b)
De 2 a 3 moles de gas, \(\Delta S>0\). Con \(\Delta H<0\), \(\Delta G<0\) siempre.
c)
Se produce un gas donde no lo había, \(\Delta S>0\). Con \(\Delta H<0\), \(\Delta G<0\) siempre.
d)
De 2 a 1 mol de gas, \(\Delta S<0\). Con \(\Delta H>0\), ambos términos de \(\Delta G\) son positivos siempre.
a) Espontánea a temperaturas altas. b) Espontánea a cualquier temperatura. c) Espontánea a cualquier temperatura. d) No espontánea a ninguna temperatura.
Olvidar que el signo de \(\Delta S\) se deduce del cambio en el número de moles gaseosos, no de los sólidos o líquidos.
OPCIÓN B
Pregunta 2B (2 puntos)
Dada la ecuación elemental \(\ce{CO + Cl2 -> COCl2}\), justifique si son verdaderas o falsas:
a) \(v=k[\ce{CO}][\ce{Cl2}][\ce{COCl2}]\). b) La velocidad varía durante la reacción. c) \(k\) es independiente de la temperatura. d) Si se duplica \([\ce{Cl2}]\), la velocidad se duplica.
Al ser elemental, el orden respecto a cada especie coincide con su coeficiente y la ley depende solo de los reactivos: \(v=k[\ce{CO}][\ce{Cl2}]\).
a) FALSO
La velocidad no depende de la concentración del producto, solo de los reactivos.
b) VERDADERO
\([\ce{CO}]\) y \([\ce{Cl2}]\) disminuyen con el tiempo, así que \(v\) disminuye progresivamente.
c) FALSO
Según Arrhenius, \(k=A\,e^{-E_a/RT}\), \(k\) depende fuertemente de \(T\).
d) VERDADERO
Como el orden respecto a \(\ce{Cl2}\) es 1, \(v\) es directamente proporcional a \([\ce{Cl2}]\).
a) Falso. b) Verdadero. c) Falso. d) Verdadero.
Aplicar los coeficientes estequiométricos como órdenes cuando la reacción NO es elemental. Aquí sí lo es (lo indica el enunciado), pero hay que comprobarlo siempre.
OPCIÓN A
Pregunta 3A (2 puntos)
En un recipiente de 2 L en vacío se introducen 2 g de C y 4,4 g de \(\ce{CO2}\) y se calienta a 1000 K, estableciéndose \(\ce{C(s) + CO2(g) <=> 2CO(g)}\).
a) Determine la presión parcial de CO en el equilibrio, con \(K_C=0{,}164\). b) Calcule \(K_P\) y la masa de carbono sin reaccionar.
Datos: C = 12; O = 16.
Moles iniciales: \(n_{C,0}=\tfrac{2}{12}=0{,}1667\) mol; \(n_{CO_2,0}=\tfrac{4{,}4}{44}=0{,}1\) mol. El carbono es sólido y no aparece en \(K_C\).
Apartado a)
Con \(x\) = moles de \(\ce{CO2}\) que reaccionan:
| \(\ce{CO2}\) | \(\ce{CO}\) | |
|---|---|---|
| Inicial (mol) | 0,1 | 0 |
| Equilibrio (mol) | \(0{,}1-x\) | \(2x\) |
\[ K_C=\frac{[\ce{CO}]^2}{[\ce{CO2}]}=\frac{(2x/2)^2}{(0{,}1-x)/2}=\frac{2x^2}{0{,}1-x}=0{,}164 \]
\[ 2x^2+0{,}164x-0{,}0164=0\ \Rightarrow\ x\approx0{,}0584\ \text{mol} \]
Entonces \(n(\ce{CO})=2x=0{,}1168\) mol y, por \(PV=nRT\):
\[ P_{CO}=\frac{n_{CO}RT}{V}=\frac{0{,}1168\cdot0{,}082\cdot1000}{2}\approx4{,}79\ \text{atm} \]
\(P_{CO}\approx\mathbf{4{,}79}\) atm.
Apartado b)
Con \(\Delta n=2-1=1\) (solo especies gaseosas):
\[ K_P=K_C(RT)^{\Delta n}=0{,}164\cdot(0{,}082\cdot1000)=0{,}164\cdot82\approx13{,}45 \]
Los moles de C que reaccionan igualan a los de \(\ce{CO2}\) (estequiometría 1:1):
\[ n_{C,\text{rest}}=0{,}1667-0{,}0584=0{,}1082\ \text{mol}\ \Rightarrow\ m_C=0{,}1082\cdot12\approx1{,}30\ \text{g} \]
\(K_P\approx\mathbf{13{,}45}\) y quedan \(\approx\mathbf{1{,}30}\) g de carbono sin reaccionar.
Incluir el carbono sólido en la expresión de \(K_C/K_P\), o calcular \(\Delta n\) contando el carbono como especie gaseosa.
OPCIÓN B
Pregunta 3B (2 puntos)
Una disolución de KOH industrial tiene riqueza en masa del 40 % y densidad 1,515 g·mL⁻¹.
a) Volumen necesario para preparar 5 L de disolución de pH = 13. b) A 50 mL de la industrial se añade agua hasta 250 mL; calcule el volumen de \(\ce{HClO4}\) 2 M necesario para neutralizarla.
Datos: K = 39; O = 16; H = 1.
Apartado a)
\(pH=13\Rightarrow pOH=1\Rightarrow[\ce{OH-}]=0{,}1\) M. Moles de \(\ce{OH-}\): \(n=0{,}1\cdot5=0{,}5\) mol. Como el KOH es base fuerte, \(n_{KOH}=0{,}5\) mol. Con \(M(\ce{KOH})=56\) g/mol, \(m_{KOH}=28\) g. Como la industrial es 40 % en masa, \(m_{disol}=\tfrac{28}{0{,}40}=70\) g:
\[ V=\frac{m}{\rho}=\frac{70}{1{,}515}\approx46{,}2\ \text{mL} \]
Se necesitan \(\approx\mathbf{46{,}2}\) mL de disolución industrial.
Apartado b)
Molaridad de la industrial (en 1 L): \(m_{disol}=1515\) g, \(m_{KOH}=0{,}40\cdot1515=606\) g, \(M_{ind}=\tfrac{606}{56}=10{,}82\) M. Moles en 50 mL: \(n=10{,}82\cdot0{,}050=0{,}541\) mol (la dilución a 250 mL no cambia los moles). Neutralización 1:1:
\[ \ce{KOH + HClO4 -> KClO4 + H2O} \]
\[ n_{HClO_4}=n_{KOH}=0{,}541\ \text{mol}\ \Rightarrow\ V=\frac{0{,}541}{2}\approx0{,}2705\ \text{L}=270{,}5\ \text{mL} \]
Se necesitan \(\approx\mathbf{270{,}5}\) mL de \(\ce{HClO4}\) 2 M.
Usar la concentración de la disolución diluida (250 mL) en lugar de los moles reales presentes, que no cambian con la dilución.
OPCIÓN A
Pregunta 4A (2 puntos)
a) Nombre o formule: \(\ce{CH3CH(NH2)COOH}\), \(\ce{CH3CH2CH2CONH2}\), propanona, etilbenceno. b) Complete e indique el tipo: \(\ce{CH3CH2CH=CH2 + HBr ->}\). c) Justifique la isomería de \(\ce{CH3CH=CHCH3}\). d) Indique la hibridación de cada carbono de \(\ce{CH3C#CH}\).
Apartado a) Nomenclatura
\(\ce{CH3CH(NH2)COOH}\) → ácido 2-aminopropanoico (alanina). \(\ce{CH3CH2CH2CONH2}\) → butanamida. Propanona → \(\ce{CH3COCH3}\). Etilbenceno → \(\ce{C6H5-CH2CH3}\).
Apartado b)
Es una adición electrófila sobre el doble enlace. Por Markovnikov, el H se une al carbono con más hidrógenos (el terminal) y el Br al más sustituido:
\[ \ce{CH3CH2CH=CH2 + HBr -> CH3CH2CHBrCH3} \]
Producto: 2-bromobutano; tipo: adición electrófila.
Apartado c)
\(\ce{CH3CH=CHCH3}\) presenta isomería geométrica (cis-trans): el doble enlace impide la rotación y cada carbono lleva dos sustituyentes distintos (\(\ce{CH3}\) y H), dando cis-(Z) y trans-(E)-but-2-eno.
Apartado d)
En \(\ce{CH3-C#CH}\) (propino): el carbono del \(\ce{CH3}\) es \(sp^3\); los dos del triple enlace son \(sp\).
a) Ver nomenclatura. c) Isomería geométrica cis-trans. d) \(\ce{CH3}\): \(sp^3\); carbonos del triple enlace: \(sp\) y \(sp\).
Aplicar Markovnikov al revés (poner el Br en el carbono menos sustituido).
OPCIÓN B
Pregunta 4B (2 puntos)
a) Nombre o formule: \(\ce{CH2=C(CH3)CH=CH2}\), \(\ce{CH3C#CCH2CH3}\), metilpropan-2-ol, fenilamina. b) Nombre el grupo funcional de \(\ce{CH3CH2CHO}\). c) Producto de 1 mol de \(\ce{CH3C#CCH2CH3}\) con 2 moles de \(\ce{H2}\). d) Un isómero de función de \(\ce{CH3CH=CHCH3}\).
Apartado a) Nomenclatura
\(\ce{CH2=C(CH3)CH=CH2}\) → 2-metilbuta-1,3-dieno (isopreno). \(\ce{CH3C#CCH2CH3}\) → pent-2-ino. Metilpropan-2-ol → \(\ce{(CH3)3C-OH}\). Fenilamina → \(\ce{C6H5-NH2}\) (anilina).
Apartado b)
El grupo funcional de \(\ce{CH3CH2CHO}\) es aldehído (carbonilo terminal, –CHO).
Apartado c)
Dos moles de \(\ce{H2}\) saturan completamente el triple enlace (primero a doble, luego a simple):
\[ \ce{CH3C#CCH2CH3 + 2H2 -> CH3CH2CH2CH2CH3} \]
Producto: pentano.
Apartado d)
Un isómero de función tiene la misma fórmula molecular (\(\ce{C4H8}\)) pero otro grupo funcional; un cicloalcano lo cumple:
Ciclobutano (\(\ce{C4H8}\)), isómero de función del but-2-eno.
Confundir isómero de función (mismo C y H, distinto grupo funcional) con isómero de posición o de cadena (mismo grupo funcional, distinta estructura).
Pregunta 5 · El arsénico en el agua potable (2 puntos)
El arsénico es el contaminante natural más abundante de las aguas subterráneas; el límite de la OMS en agua potable es 0,01 mg·L⁻¹. Una técnica oxida \(\ce{H3AsO3}\) a \(\ce{H3AsO4}\) y precipita \(\ce{FeAsO4}\) (muy insoluble, \(K_S=6{,}3\times10^{-21}\)) tras añadir \(\ce{FeCl3}\).
a) [0,5 pt] Ajuste por ion-electrón la oxidación de \(\ce{H3AsO3}\) a \(\ce{H3AsO4}\) con \(\ce{O2}\) en medio ácido. b) [0,5 pt] Con aire al 21 % de \(\ce{O2}\) en volumen (273 K, 1 atm), ¿qué volumen de aire por mol de \(\ce{H3AsO3}\)? ¿Y el \(\ce{O2}\) sin reaccionar tras 5 días (rendimiento 57 %)? c) [0,5 pt] Demuestre que el agua tratada cumple la OMS. d) [0,5 pt] Nombre o formule las sustancias en negrita: peróxido de hidrógeno, HClO, permanganato de potasio, \(\ce{FeCl3}\).
Dato: As = 75.
Apartado a) Ajuste redox por ion-electrón
Oxidación (As pasa de +3 a +5, pierde \(2e^-\)):
\[ \ce{H3AsO3 + H2O -> H3AsO4 + 2H+ + 2e-} \]
Reducción (\(\ce{O2}\) se reduce a agua, gana \(4e^-\)):
\[ \ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O} \]
Multiplicamos la oxidación por 2, sumamos y cancelamos los términos comunes (\(4\ce{H+}\) y \(2\ce{H2O}\)):
\[ \ce{2H3AsO3 + O2 -> 2H3AsO4} \]
Ecuación ajustada: \(\ce{2H3AsO3 + O2 -> 2H3AsO4}\).
Apartado b) Volumen de aire y oxígeno sobrante
Por estequiometría, 2 mol de \(\ce{H3AsO3}\) necesitan 1 mol de \(\ce{O2}\); por cada mol de \(\ce{H3AsO3}\) hacen falta 0,5 mol de \(\ce{O2}\). A 273 K y 1 atm:
\[ V_{O_2}=\frac{nRT}{P}=\frac{0{,}5\cdot0{,}082\cdot273}{1}\approx11{,}19\ \text{L},\qquad V_{aire}=\frac{11{,}19}{0{,}21}\approx53{,}3\ \text{L} \]
Se deben burbujear \(\approx\mathbf{53{,}3}\) L de aire por mol de \(\ce{H3AsO3}\).
Con rendimiento del 57 %, el \(\ce{O2}\) que reacciona es \(0{,}57\cdot0{,}5=0{,}285\) mol, y sobra \(0{,}5-0{,}285=0{,}215\) mol:
\[ V_{sobrante}=0{,}215\cdot0{,}082\cdot273\approx4{,}81\ \text{L} \]
Quedan sin reaccionar \(\approx\mathbf{4{,}81}\) L de \(\ce{O2}\).
Apartado c) Comprobación con la OMS
Para \(\ce{FeAsO4 <=> Fe^3+ + AsO4^3-}\), con \(K_S=[\ce{Fe^3+}][\ce{AsO4^3-}]=6{,}3\times10^{-21}\) y disolución estequiométrica \([\ce{Fe^3+}]=[\ce{AsO4^3-}]=s\):
\[ s=\sqrt{K_S}=\sqrt{6{,}3\times10^{-21}}\approx7{,}94\times10^{-11}\ \text{M} \]
Convertimos el arsénico disuelto a mg/L:
\[ c=7{,}94\times10^{-11}\ \tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\cdot75\ \tfrac{\text{g}}{\text{mol}}\cdot1000\ \tfrac{\text{mg}}{\text{g}}\approx5{,}95\times10^{-6}\ \text{mg/L} \]
Como \(5{,}95\times10^{-6}\ \text{mg/L}\ll0{,}01\ \text{mg/L}\):
El agua tratada cumple ampliamente la OMS: el arsénico residual es unas 1700 veces menor que el límite permitido.
Apartado d) Sustancias en negrita
| Sustancia | Nombre / fórmula |
|---|---|
| peróxido de hidrógeno | \(\ce{H2O2}\) |
| HClO | ácido hipocloroso |
| permanganato de potasio | \(\ce{KMnO4}\) |
| \(\ce{FeCl3}\) | cloruro de hierro(III) |
En el apartado c), olvidar que \(K_S\) es un producto de solubilidad y no una concentración directa: hay que despejar \(s\) y convertir a mg/L con la masa atómica del As, no con la masa molar del \(\ce{FeAsO4}\).