Química PAU 2026

Enunciado del examen en texto

Texto sacado del PDF oficial. Las fórmulas, tablas y figuras se ven mejor en el visor de arriba.

UNIVERSIDADES PÚBLICAS DE LA COMUNIDAD DE MADRID PRUEBA DE ACCESO A LA UNIVERSIDAD Curso 2025-2026 MATERIA: QUÍMICA INSTRUCCIONES GENERALES Y CALIFICACIÓN Después de leer atentamente el examen, responda 4 preguntas de la siguiente forma:

 Responda a la pregunta 1 (sin optatividad).

 Responda a una pregunta a elegir entre las preguntas: 2A y 2B.

 Responda a una pregunta a elegir entre las preguntas: 3A y 3B.

 Responda a una pregunta a elegir entre las preguntas: 4A y 4B.

TIEMPO Y CALIFICACIÓN: 90 minutos. Cada pregunta tiene una calificación máxima de 2,5 puntos.

1) Los fertilizantes nitrogenados comenzaron a producirse a gran escala una vez desarrollado el proceso industrial de obtención del amoníaco. La reacción de amoniaco con ácidos permite formar sales amoniacales como el cloruro de amonio (NH4Cl), utilizado como fertilizante para cultivos de trigo, arroz y algodón.

a) (1 punto) Sabiendo que la reacción de obtención de cloruro de amonio es HCl (g) + NH3 (g) → NH4Cl (s):

i) Calcule la variación de entalpía correspondiente a la obtención de 90,00 g de cloruro de amonio a 25 ºC, utilizando los datos termodinámicos de la Tabla.

ii) Determine la temperatura a partir de la cual el proceso es espontáneo. (Considere que ∆Hrº y ∆Srº no varían con la temperatura).

Tabla. Entalpías estándar de formación y entropías estándar a 25 ºC.

∆Hfº (kJ⋅mol ) Sº (J⋅mol−1·K−1) −1

NH4Cl(s) −315,40 94,60

HCl (g) −92,30 186,90

NH3 (g) −46,30 192,74

b) (1 punto) Se burbujea cierta cantidad de NH3 (g) sobre agua a 25 ºC y se obtiene una disolución acuosa de amoniaco con un pH = 11,0. Calcule la concentración inicial de la disolución de NH3.

c) (0,5 puntos) A 20 mL de una disolución acuosa de cloruro de amonio 0,10 M se le añaden 10 mL de nitrato de plata 0,10 M. Determine si se producirá precipitación de cloruro de plata. (Considere volúmenes aditivos).

Datos. Masas atómicas (u): H = 1,00; N = 14,00; Cl = 35,50. A 25 ºC: pKb(NH3) = 4,75, Ks(cloruro de plata) = 1,00×10−10.

2A) Para los elementos A (Z = 8), B (Z = 9), C (Z = 10), D (Z = 11) y E (Z = 12) responda a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Identifique cada elemento indicando su configuración electrónica, periodo, grupo, nombre y símbolo químico.

b) (0,5 puntos) Escriba los iones más estables de cada elemento y ordénelos justificadamente de menor a mayor radio iónico.

c) (1 punto) Explique el tipo de sólido que se forma en cada una de las siguientes combinaciones: EA, A2 y D2A, y ordénelos, razonadamente, de mayor a menor temperatura de fusión.

2B) Considere las moléculas BCl3, NH3, SCl2, CO2 y HCHO, y conteste a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Indique su geometría molecular, según la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRPECV), y la hibridación que presenta el átomo central de cada una de ellas.

b) (1 punto) Justifique su polaridad y escriba el tipo de fuerzas intermoleculares que presentan.

c) (0,5 puntos) Explique si el BCl3 y el NH3 se comportan como ácidos o bases de Lewis.

3A) Responda a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Formule los siguientes compuestos orgánicos y justifique cuáles presentan isomería geométrica:

i) 3,4−dietilhept−3−eno ii) 2,3−diclorobut−2−enal iii) 1,1−dicloroprop−1−eno

b) (1 punto) Identifique con nombre y fórmula todos los compuestos orgánicos implicados en la siguiente secuencia de reacciones:

i) Butanona + LiAlH4 (reductor) → A ii) A + HCOOH → B

c) (0,5 puntos) El cloro, cuando reacciona con hidrógeno en presencia de luz, produce HCl. Cuando HCl reacciona con etino (o acetileno), se produce cloroeteno.

i) Escriba las reacciones de formación de HCl y de cloroeteno.

ii) Formule la reacción de polimerización del cloroeteno, indicando el nombre del polímero formado.

3B) Responda a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Nombre los siguientes ácidos: HCN (pKa = 9,34), CH3−COOH (pKa = 4,74) y HCOOH (pKa = 3,74). Escriba la fórmula de sus bases conjugadas y ordénelas justificadamente en orden creciente de su fortaleza.

b) (0,5 puntos) Considere los reactivos: ácido propanoico, butanona, etanal y butan–2–ol, y justifique cuál de ellos da lugar a una cetona por oxidación, escribiendo la reacción y nombrando el producto obtenido.

c) (1 punto) Complete las siguientes reacciones formulando y nombrando todos los compuestos orgánicos.

Indique el tipo de reacción.

i) CH3−CH=CH2 + Cl2 → ii) butan−1−ol + H2SO4/calor → 4A) Conteste a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Se construye una pila utilizando dos semiceldas: una con cromo metálico en contacto con una disolución 1,0 M de Cr3+, y otra con hierro metálico en contacto con una disolución 1,0 M de Fe2+.

i) Escriba las semirreacciones que se producen en el ánodo y en el cátodo y la reacción iónica global.

ii) Calcule el potencial estándar y escriba la notación simplificada de la pila.

b) (1 punto) Tras funcionar durante un tiempo la pila del apartado anterior, se ha observado que la masa del electrodo del cátodo ha aumentado en 3,45 g. Determine la masa del electrodo del ánodo que ha reaccionado sabiendo que el rendimiento del proceso es del 77,8%.

c) (0,5 puntos) Justifique qué ocurre cuando en un recipiente de Ni(s) se almacena una disolución de sulfato de cobre(II) 1,0 M a 25 ºC. Utilice los potenciales estándar y escriba la reacción espontánea que se produce.

Datos. Eº(Cr3+/Cr) = –0,74 V, Eº(Fe2+/Fe) = –0,44 V, Eº(Ni2+/Ni) = –0,25 V, Eº(Cu2+/Cu) = 0,34 V.

Masas atómicas (u): Cr = 52,0; Fe = 55,8.

4B) Conteste a las siguientes cuestiones:

a) (1 punto) Para la reacción de descomposición: 2 AB (g) ⇆ A2 (g) + B2 (g), se sabe que su constante de velocidad a 50 ºC es: k = 8,8·10–4 s–1. Escriba la ecuación de velocidad y explique, de forma razonada, si la velocidad de reacción aumenta o disminuye con el tiempo.

b) (1 punto) En un recipiente de 5,0 L se introducen 0,40 mol de HI y, una vez cerrado, con una presión total de 1,0 atm y a 360 ºC, se establece el equilibrio: 2 HI (g) ⇆ H2 (g) + I2 (g), con Kc = 0,040 y ∆Hrº < 0. Calcule la concentración de cada especie en el equilibrio y el valor de Kp.

c) (0,5 puntos) Justifique si Kc del equilibrio del apartado b) será mayor a 500 ºC que a 360 ºC. Considere que ∆Hrº no varía con la temperatura.

QUÍMICA CRITERIOS ESPECÍFICOS DE CORRECCIÓN Y CALIFICACIÓN

Se tendrá en cuenta en la calificación de la prueba:

- Claridad de comprensión y exposición de conceptos.

- Uso correcto de formulación, nomenclatura y lenguaje químico.

- Capacidad de análisis y relación.

- Desarrollo de la resolución de forma coherente y uso correcto de unidades.

- Aplicación y exposición correcta de conceptos en el planteamiento de las preguntas.

Distribución de puntuaciones máximas:

El alumno deberá responder 4 preguntas de la siguiente forma:

 Pregunta 1 (sin optatividad).

 Una pregunta a elegir entre las preguntas 2A y 2B.

 Una pregunta a elegir entre las preguntas 3A y 3B.

 Una pregunta a elegir entre las preguntas 4A y 4B.

La puntuación máxima de cada pregunta es de 2,5 puntos, distribuidos en los correspondientes apartados de la siguiente forma:

PUNTUACIÓN MÁXIMA (puntos)

PREGUNTA

2A 2B 3A 3B 4A 4B

a)

APARTADO b)

0,5

0,5

c) 0,5

0,5 0,5

0,5 0,5

QUÍMICA SOLUCIONES (Documento de trabajo orientativo)

1) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos.

a) i) ∆Hrº = Σn·∆Hfº(productos) − Σn·∆Hfº(reactivos) = ∆Hfº(NH4Cl, s) − ∆Hfº(HCl, g) − ∆Hfº(NH3, g) = −315,40 − (−92,30) − (−46,30) = −176,80 kJ·mol–1.

Mm(NH4Cl) = 53,50 g·mol−1. n(NH4Cl) = 90,00 / 53,50 = 1,682 mol. ∆Hrº(90,00 g) = −176,80 × 1,682 = −297,4 kJ.

ii) ∆Srº = Σn·Sº(productos) − Σn·Sº(reactivos) = Sº(NH4Cl, s) − Sº(HCl, g) − Sº(NH3, g) = 94,60 −186,90 −192,74 = −285,04 J·mol–1·K–1. Para que sea espontáneo: ∆Grº = ∆Hrº − T·∆Srº < 0; T < ∆Hrº / ∆Srº = 176,80×103 / 285,04 = 620,26 K; es decir, es espontáneo para T < 620,26 K = 347,26 ºC.

b) NH3 + H2O ⇆ NH4+ + OH− c0

ceq c – x

pH = 11,0; pOH = 14,0 − 11,0 = 3,0; [OH− ] = 10–3,0 M = x.

pKb = 4,75; Kb = 10–4,75 = 1,78×10–5 = [NH4+]·[OH−] / [NH3] = x2 / (c − x) = (10–3,0)2 / (c − 10–3,0); c = 0,057 M.

c) Precipita AgCl si [Ag+]·[Cl−] > Ks(AgCl). [Cl−] = 20×10–3 × 0,10 / 30×10–3 = 0,067 M; [Ag+] = 10×10–3 × 0,10 / 30×10–3 = 0,033 M; [Ag+]·[Cl−] = 0,067 × 0,033 = 2,2×10–3 > Ks(AgCl) = 1,00×10–10. Sí precipita AgCl.

2A) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 0,5 puntos; c) 1 punto.

a) A: 1s22s22p4 (o [He]2s22p4), periodo 2, grupo 16, oxígeno, O; B: 1s22s22p5 (o [He]2s22p5), periodo 2, grupo 17, flúor, F; C: 1s22s22p6 (o [He]2s22p6), periodo 2, grupo 18, neón, Ne; D: 1s22s22p63s1 (o [Ne]3s1), periodo 3, grupo 1, sodio, Na; E: 1s22s22p63s2 (o [Ne]3s2), periodo 3, grupo 2, magnesio, Mg.

b) A = O → O2–; B = F → F–; C = Ne no forma iones porque es un gas noble; D = Na → Na+; E = Mg → Mg2+. Todos ellos son isoelectrónicos, por lo que el radio iónico depende de la carga nuclear efectiva: a mayor carga nuclear efectiva, más fuerte es la atracción sobre los electrones y menor es el radio iónico.

Por tanto, de menor a mayor radio iónico: Mg2+ < Na+ < F– < O2–.

c) EA (MgO): está formado por iones Mg2+ y O2–. Es un sólido iónico con enlaces electrostáticos muy fuertes entre iones Mg2+ y O2– de alta carga, que dan lugar a la formación de una red cristalina. A2 (O2): sólido molecular formado por moléculas de O2 unidas por fuerzas de van der Waals (interacciones débiles).

D2A (Na2O): está formado por iones Na+ y O2–. Es un sólido iónico con enlaces iónicos fuertes entre los iones Na+ y O2– que dan lugar a la formación de una red cristalina. La temperatura de fusión es mayor cuanto más intensas son las fuerzas entre las partículas que forman el sólido. En general, son mayores en sólidos iónicos (MgO y Na2O) que en sólidos moleculares (O2), porque la energía para romper la atracción electrostática entre los iones es mayor que para romper las fuerzas intermoleculares. En el caso de los dos sólidos iónicos, el MgO tiene cationes, Mg2+, de menor radio y mayor carga que los cationes Na+ del Na2O y, por lo tanto, las fuerzas de atracción electrostáticas son más fuertes en MgO.

En consecuencia, el orden de mayor a menor temperatura de fusión es: MgO > Na2O > O2.

2B) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos.

a) BCl3: geometría triangular plana, B: hibridación sp2. NH3: geometría piramidal trigonal, N: hibridación sp3. SCl2: geometría angular, S: hibridación sp3. CO2: geometría lineal, C: hibridación sp. HCHO:

geometría triangular plana, C: hibridación sp2.

b) BCl3: es una molécula apolar porque los momentos dipolares de sus enlaces se cancelan por geometría;

tiene fuerzas de dispersión (fuerzas de London). NH3: es una molécula polar, porque sus enlaces son polares y por la geometría de la molécula no se cancelan, además de tener un par de electrones no enlazantes; tiene enlaces de hidrógeno, fuerzas dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión (o de London).

SCl2: es una molécula polar, porque sus enlaces son polares y por la geometría de la molécula no se cancelan; tiene fuerzas dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión (o de London). CO2: es una molécula apolar porque los momentos dipolares de sus enlaces se cancelan por geometría; tiene fuerzas de dispersión

(o de London). HCHO: es una molécula polar, porque sus enlaces son polares y por la geometría de la molécula no se cancelan; tiene fuerzas dipolo-dipolo y fuerzas de dispersión (o de London).

c) El BCl3 es un ácido de Lewis ya que, en su estructura, el B presenta un orbital vacío, por lo que es capaz de aceptar y compartir electrones. El NH3 es una base de Lewis ya que, en su estructura, el N tiene un orbital lleno con un par de electrones libres que puede ceder.

3A) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos.

a) i) 3,4−dietilhept−3−eno (CH3−CH2−C(CH2CH3)=C(CH2CH3)−CH2−CH2−CH3); ii) 2,3−diclorobut−2−enal (CH3−CCl=CCl−CHO); iii) 1,1−dicloroprop−1−eno (CCl2=CH−CH3).

Solo presenta isomería geométrica: ii) 2,3−diclorobut−2−enal, ya que es el único que tiene sustituyentes distintos en cada uno de los dos carbonos unidos por el doble enlace.

b) i) CH3−CO−CH2−CH3 (butanona) + LiAlH4 (reductor) → CH3−CHOH−CH2−CH3 (butan−2−ol, A).

ii) CH3−CHOH−CH2−CH3 (butan−2−ol, A) + HCOOH (ácido metanoico o ácido fórmico) → HCOOCH(CH3)−CH2−CH3 (metanoato de butan−2−ilo o formiato de butan−2−ilo o metanoato de secbutilo, B) + H2O.

c) i) Cl2 + H2 / luz → 2 HCl; HCl + CH≡CH → ClCH=CH2 (cloroeteno).

ii) n ClCH=CH2 → [ ClCH CH2 ] n (policloruro de vinilo).

3B) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 0,5 puntos; c) 1 punto.

a) HCN: ácido cianhídrico, base conjugada: CN–. CH3COOH ácido etanoico o ácido acético, base conjugada: CH3COO–. HCOOH ácido metanoico (ácido fórmico), base conjugada: HCOO–.

La fortaleza de un ácido es inversa a la de su base conjugada. Un ácido es más fuerte cuanto menor es su pKa. Así, la fortaleza de las bases conjugadas en orden creciente es: HCOO– < CH3COO– < CN–.

b) Por ser un alcohol secundario: CH3−CHOH−CH2−CH3 (butan−2−ol) + oxidante → CH3−CO−CH2−CH3 (butanona o butan−2−ona).

c) i) CH3−CH=CH2 (prop−1−eno o propeno) + Cl2 → CH3−CHCl−CH2Cl (1,2−dicloropropano). Adición.

ii) CH3−CH2−CH2−CH2OH (butan−1−ol) + H2SO4/calor → CH3−CH2−CH=CH2 (but−1−eno) + H2O.

Eliminación o deshidratación.

4A) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos.

a) i) Cátodo:

(Fe2+ + 2 e– → Fe) × 3 Ánodo:

(Cr → Cr3+ + 3 e–) × 2 Reacción global: 3 Fe2+ + 2 Cr → 3 Fe + 2 Cr3+ ii) Eºpila = Eºcátodo – Eºánodo = –0,44 – (–0,74) = 0,30 V.

Esquema simplificado de la pila: Cr(s) │Cr3+(1,0 M) ‖ Fe2+(1,0 M) │ Fe(s).

b) nreal(Fe) = 3,45 / 55,8 = 0,0618 mol. Por estequiometría: n(Cr) = (2/3)·nreal(Fe) = 2 × 0,0618 / 3 = 0,0412 mol. m(Cr) = 0,0412 × 52,0 = 2,14 g. mreal(Cr) = 2,14 × 100 / 77,8 = 2,75 g.

c) Eº (Cu2+/Cu) > Eº (Ni2+/Ni), por tanto, Cu2+ se reduce y el recipiente de Ni(s) se oxida. La reacción espontánea es: Cu2+ + Ni (s)  Cu (s) + Ni2+.

4B) Puntuación máxima: a) 1 punto; b) 1 punto; c) 0,5 puntos.

a) Por las unidades de la constante de velocidad, se deduce que la reacción es de primer orden. Por tanto, la ecuación de velocidad es v = k·[AB].

La velocidad de reacción disminuye con el tiempo ya que depende directamente de la [AB] y esta va disminuyendo a medida que avanza la reacción.

b) 2 HI (g)  H2 (g) + I2 (g) ni 0,40

neq 0,40 – 2x

Kc = 0,040 = [H2]·[I2]/[HI]2 = [(x / 5,0) × (x / 5,0)] / [(0,40 – 2x)2 / 5,02] = x2 / (0,40 – 2x)2. (0,040)1/2 = x / (0,40 – 2x); x = 0,057 mol.

[HI]eq = (0,40 – 2x) / 5,0 = 0,057 M; [H2]eq = [I2]eq = x / 5,0 = 0,057 / 5,0 = 0,011 M.

Kp = Kc·(R·T)∆n; ∆n = 2 – 2 = 0; Kp = Kc = 0,040.

c) Como ∆Hrº < 0, el proceso es exotérmico. Según el principio de Le Châtelier, al aumentar la temperatura, el equilibrio se desplaza hacia el sentido endotérmico, en este caso hacia reactivos, con lo que Kc = [H2]·[I2]/[HI]2 será menor. Por tanto: Kc (500 ºC) < Kc (360 ºC).