Examen tipo Química PAU/EBAU 2026 resuelto paso a paso

Química es una asignatura en la que se nota mucho la diferencia entre haber estudiado teoría y saber resolver un ejercicio completo de examen. En la PAU/EBAU no basta con reconocer el tema. Hay que leer bien, ordenar los datos, elegir el modelo correcto, hacer los cálculos con unidades y justificar cada paso.

En este artículo resolvemos un examen tipo de Química PAU/EBAU 2026 con ejercicios muy habituales: redox en medio ácido y básico, pilas, leyes de Faraday, efecto fotoeléctrico, números cuánticos, pH, neutralización, equilibrio químico, producto de solubilidad, estequiometría y orgánica.

No es un examen oficial. Es un recurso de estudio preparado para que el alumno practique problemas reales de nivel PAU/EBAU y detecte qué partes necesita reforzar antes del examen.

Idea principal si al hacer estos ejercicios te cuesta ajustar reacciones redox, calcular un pH, plantear una pila, usar Faraday o montar una tabla de equilibrio, no basta con hacer más ejercicios sin orden. Conviene corregir el método paso a paso.

En Marlu Educativa preparamos Química de Bachillerato y PAU/EBAU con explicación clara, ejercicios reales y seguimiento personalizado, tanto online como presencialmente en Salamanca.

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Qué bloques trabaja este examen tipo

• Redox en medio ácido
• Redox en medio básico
• Pilas electroquímicas
• Leyes de Faraday
• Efecto fotoeléctrico
• Números cuánticos
• pH de ácido débil y grado de disociación
• Neutralización ácido base y pH final
• Equilibrio químico y grado de disociación
• Producto de solubilidad
• Estequiometría y reactivo limitante
• Orgánica básica e isomería

Índice del examen resuelto

• Ejercicio 1. Redox en medio ácido
• Ejercicio 2. Redox en medio básico
• Ejercicio 3. Pila electroquímica
• Ejercicio 4. Leyes de Faraday
• Ejercicio 5. Efecto fotoeléctrico
• Ejercicio 6. Números cuánticos
• Ejercicio 7. pH de un ácido débil y grado de disociación
• Ejercicio 8. Neutralización ácido base y pH final
• Ejercicio 9. Equilibrio químico y grado de disociación
• Ejercicio 10. Producto de solubilidad
• Ejercicio 11. Estequiometría y reactivo limitante
• Ejercicio 12. Orgánica básica e isomería
• Errores frecuentes en Química PAU/EBAU
• Clases online de Química para PAU/EBAU
• Preguntas frecuentes

Ejercicio 1. Redox en medio ácido

Ajusta en medio ácido la siguiente reacción redox:

MnO₄^– + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺

Planteamiento

El manganeso pasa de número de oxidación +7 en MnO₄^– a +2 en Mn²⁺. Por tanto, se reduce. El hierro pasa de Fe²⁺ a Fe³⁺. Por tanto, se oxida.

Semirreacción de reducción

Partimos de:

MnO₄^– → Mn²⁺

Ajustamos oxígenos con agua:

MnO₄^– → Mn²⁺ + 4H₂O

Ajustamos hidrógenos con H⁺:

8H⁺ + MnO₄^– → Mn²⁺ + 4H₂O

Ajustamos carga con electrones. A la izquierda hay carga +7 y a la derecha +2. Añadimos 5 electrones a la izquierda:

5e^– + 8H⁺ + MnO₄^– → Mn²⁺ + 4H₂O

Semirreacción de oxidación

El hierro se oxida:

Fe²⁺ → Fe³⁺ + e^–

Multiplicamos por 5 para igualar electrones:

5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e^–

Reacción ajustada

Sumamos las dos semirreacciones y cancelamos electrones:

MnO₄^– + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺

Resultado la reacción queda ajustada en átomos y en carga. Este tipo de ejercicio es muy habitual porque combina números de oxidación, medio ácido y método del ion electrón.

Ejercicio 2. Redox en medio básico

Ajusta en medio básico la reacción:

Cl₂ + OH^– → Cl^– + ClO^– + H₂O

Planteamiento

Esta reacción es una dismutación. El cloro molecular tiene número de oxidación 0. Una parte se reduce a Cl^–, donde el cloro tiene número de oxidación -1. Otra parte se oxida a ClO^–, donde el cloro tiene número de oxidación +1.

La forma ajustada en medio básico es:

Cl₂ + 2OH^– → Cl^– + ClO^– + H₂O

Comprobación

Resultado

Cl₂ + 2OH^– → Cl^– + ClO^– + H₂O

Revisión el ajuste conserva átomos y carga. En medio básico es muy frecuente olvidarse de OH^– o colocar mal el agua.

Ejercicio 3. Pila electroquímica

Se construye una pila con los pares:

Zn²⁺/Zn    Eº = -0,76 V

Cu²⁺/Cu    Eº = +0,34 V

Indica ánodo, cátodo, reacción global y potencial estándar de la pila.

Planteamiento

En una pila se reduce el par con mayor potencial de reducción. Como el cobre tiene mayor potencial que el cinc, el Cu²⁺ se reduce y el Zn se oxida.

Reacción global

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Potencial estándar

Eº_pila = Eº_cátodo – Eº_ánodo

Eº_pila = 0,34 – (-0,76)

Eº_pila = 1,10 V

Resultado

Ánodo: Zn

Cátodo: Cu

Reacción global:

Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

Eº_pila = 1,10 V

Revisión el potencial es positivo, por tanto la reacción es espontánea en condiciones estándar.

Ejercicio 4. Leyes de Faraday

Se hace pasar una corriente de 2,00 A durante 30 min por una disolución de CuSO₄. Calcula la masa de cobre depositada en el cátodo.

Datos: M(Cu) = 63,5 g/mol. F = 96500 C/mol e^–.

Planteamiento

La semirreacción de depósito del cobre es:

Cu²⁺ + 2e^– → Cu

Para formar 1 mol de Cu hacen falta 2 mol de electrones.

Carga eléctrica

t = 30 min = 1800 s

Q = I · t

Q = 2,00 · 1800

Q = 3600 C

Moles de electrones

n(e^–) = Q/F

n(e^–) = 3600 / 96500

n(e^–) = 0,0373 mol

Moles y masa de cobre

n(Cu) = 0,0373 / 2 = 0,01865 mol

m = n · M

m = 0,01865 · 63,5

m = 1,18 g

Resultado

m(Cu) = 1,18 g

Revisión la unidad final es gramos porque hemos pasado de carga a moles de electrones, de moles de electrones a moles de cobre y de moles de cobre a masa.

Ejercicio 5. Efecto fotoeléctrico

Una radiación de frecuencia 8,00 · 10¹⁴ Hz incide sobre un metal cuya frecuencia umbral es 5,00 · 10¹⁴ Hz. Calcula la energía cinética máxima de los electrones emitidos.

Dato: h = 6,63 · 10^-34 J · s.

Planteamiento

En el efecto fotoeléctrico, la energía del fotón se usa primero para arrancar el electrón. La energía sobrante aparece como energía cinética máxima.

Ec = h · (f – f₀)

Cálculo

f – f₀ = 8,00 · 10¹⁴ – 5,00 · 10¹⁴

f – f₀ = 3,00 · 10¹⁴ Hz

Ec = 6,63 · 10^-34 · 3,00 · 10¹⁴

Ec = 1,989 · 10^-19 J

Resultado

Ec = 1,99 · 10^-19 J

Revisión hay emisión porque la frecuencia incidente es mayor que la frecuencia umbral.

Ejercicio 6. Números cuánticos

Indica si son posibles los siguientes conjuntos de números cuánticos.

Reglas

• n puede valer 1, 2, 3, 4…
• l puede valer desde 0 hasta n – 1
• m puede valer desde -l hasta +l
• s solo puede valer +1/2 o -1/2

Resolución

Caso A para n = 3, l puede valer 0, 1 o 2. Si l = 1, m puede valer -1, 0 o +1. El spin +1/2 es posible. Por tanto, el caso A es posible.

Caso B para n = 2, l solo puede valer 0 o 1. No puede valer 2. Por tanto, el caso B no es posible.

Caso C para l = 0, m solo puede valer 0. Como aparece m = 1, el caso C no es posible.

Resultado

A es posible.

B no es posible porque para n = 2 no puede ser l = 2.

C no es posible porque si l = 0, entonces m debe ser 0.

Ejercicio 7. pH de un ácido débil y grado de disociación

Calcula el pH y el grado de disociación de una disolución 0,10 M de ácido acético, CH₃COOH, sabiendo que Ka = 1,8 · 10^-5.

Planteamiento

El ácido acético es un ácido débil, por tanto no se disocia completamente. Hay que usar Ka.

CH₃COOH ⇌ H⁺ + CH₃COO^–

Aplicamos Ka:

Ka = x² / (0,10 – x)

Como el ácido es débil, aproximamos 0,10 – x ≈ 0,10.

1,8 · 10^-5 = x² / 0,10

x² = 1,8 · 10^-6

x = 1,34 · 10^-3 M

Así:

[H⁺] = 1,34 · 10^-3 M

Cálculo del pH

pH = -log[H⁺]

pH = -log(1,34 · 10^-3)

pH = 2,87

Grado de disociación

α = x / C₀

α = 1,34 · 10^-3 / 0,10

α = 0,0134 = 1,34 %

Resultado

pH = 2,87

α = 1,34 %

Error frecuente tratar un ácido débil como si fuera fuerte. Si el ácido es débil, no se puede decir directamente que [H⁺] = 0,10 M.

Ejercicio 8. Neutralización ácido base y pH final

Se mezclan 25 mL de HCl 0,10 M con 30 mL de NaOH 0,10 M. Calcula el pH final.

Planteamiento

HCl y NaOH son fuertes. Lo importante es comparar moles, no concentraciones iniciales.

HCl + NaOH → NaCl + H₂O

Moles de ácido

n(HCl) = M · V = 0,10 · 0,025 = 0,0025 mol

Moles de base

n(NaOH) = M · V = 0,10 · 0,030 = 0,0030 mol

Sobra base:

n(OH^–) = 0,0030 – 0,0025 = 0,0005 mol

Volumen total:

V_total = 0,055 L

Concentración final de OH^–:

[OH^–] = 0,0005 / 0,055 = 9,09 · 10^-3 M

pOH y pH

pOH = -log(9,09 · 10^-3) = 2,04

pH = 14 – 2,04 = 11,96

Resultado

pH = 11,96

Revisión el pH es básico porque queda NaOH en exceso.

Ejercicio 9. Equilibrio químico y grado de disociación

El tetróxido de dinitrógeno se disocia según:

N₂O₄(g) ⇌ 2NO₂(g)

Se introduce N₂O₄ con concentración inicial 0,50 M. En el equilibrio, el grado de disociación es α = 0,20. Calcula Kc.

Tabla de equilibrio

Cálculo de Kc

Kc = [NO₂]² / [N₂O₄]

Kc = (0,20)² / 0,40

Kc = 0,04 / 0,40

Kc = 0,10

Resultado

Kc = 0,10

Error frecuente olvidar que se forman 2 moles de NO₂ por cada mol de N₂O₄ que se disocia.

Ejercicio 10. Producto de solubilidad

El producto de solubilidad del AgCl a 25 ºC es Kps = 1,8 · 10^-10. Calcula la solubilidad molar del AgCl en agua pura.

Planteamiento

El equilibrio de disolución es:

AgCl(s) ⇌ Ag⁺(aq) + Cl^–(aq)

Si la solubilidad molar es s:

[Ag⁺] = s

[Cl^–] = s

Aplicamos Kps

Kps = [Ag⁺] · [Cl^–]

Kps = s²

1,8 · 10^-10 = s²

s = 1,34 · 10^-5 M

Resultado

s = 1,34 · 10^-5 M

Revisión el sólido AgCl no aparece en la expresión de Kps.

Ejercicio 11. Estequiometría y reactivo limitante

Se hacen reaccionar 10,0 g de aluminio con 20,0 g de oxígeno para formar óxido de aluminio, Al₂O₃. Calcula el reactivo limitante y la masa de óxido formada.

Datos: M(Al) = 27,0 g/mol. M(O₂) = 32,0 g/mol. M(Al₂O₃) = 102,0 g/mol.

Ecuación ajustada

4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Moles iniciales

n(Al) = 10,0 / 27,0 = 0,370 mol

n(O₂) = 20,0 / 32,0 = 0,625 mol

Reactivo limitante

Según la ecuación, 4 mol de Al reaccionan con 3 mol de O₂.

Para consumir 0,370 mol de Al harían falta:

n(O₂) = 0,370 · 3 / 4 = 0,278 mol

Como hay 0,625 mol de O₂, sobra oxígeno. El reactivo limitante es el aluminio.

Masa de Al₂O₃ formada

Según la ecuación, 4 mol de Al producen 2 mol de Al₂O₃.

n(Al₂O₃) = 0,370 · 2 / 4 = 0,185 mol

m = 0,185 · 102,0 = 18,9 g

Resultado

El reactivo limitante es el aluminio.

m(Al₂O₃) = 18,9 g

Error frecuente usar directamente los gramos en la proporción. En estequiometría hay que trabajar con moles.

Ejercicio 12. Orgánica básica e isomería

Escribe dos isómeros de fórmula molecular C₃H₆O y nómbralos.

Planteamiento

Dos compuestos son isómeros si tienen la misma fórmula molecular pero distinta estructura. Con C₃H₆O podemos escribir, por ejemplo, un aldehído y una cetona.

Isómero 1

Propanal:

CH₃-CH₂-CHO

Isómero 2

Propanona:

CH₃-CO-CH₃

Resultado

Dos isómeros de fórmula C₃H₆O son:

Propanal: CH₃-CH₂-CHO

Propanona: CH₃-CO-CH₃

Revisión ambos tienen tres carbonos, seis hidrógenos y un oxígeno, pero pertenecen a familias diferentes.

Errores frecuentes en Química PAU/EBAU

• Ajustar redox sin separar oxidación y reducción.
• Olvidar igualar cargas en las semirreacciones.
• Confundir medio ácido con medio básico.
• No distinguir ánodo y cátodo en una pila.
• Cambiar mal el signo de los potenciales estándar.
• Aplicar Faraday sin pasar minutos a segundos.
• Confundir moles de electrones con moles de sustancia depositada.
• Tratar un ácido débil como si fuera fuerte.
• Resolver neutralizaciones con concentraciones iniciales en vez de moles.
• Olvidar los coeficientes estequiométricos en una tabla de equilibrio.
• Incluir sólidos en la expresión del producto de solubilidad.
• No comprobar si los números cuánticos cumplen todas las reglas.

Qué debería dominar el alumno después de este examen

• Ajustar reacciones redox en medio ácido y básico.
• Identificar ánodo, cátodo y reacción global de una pila.
• Aplicar correctamente las leyes de Faraday.
• Calcular pH en ácidos débiles y neutralizaciones.
• Resolver equilibrios con grado de disociación.
• Calcular solubilidad molar a partir de Kps.
• Resolver estequiometría con reactivo limitante.
• Reconocer isómeros orgánicos sencillos.

Si estos pasos no salen con seguridad, conviene reforzarlos antes de la PAU/EBAU.

Clases online de Química para Bachillerato y PAU/EBAU

Resolver un examen tipo ayuda mucho, pero la mejora real llega cuando el alumno corrige sus errores y entiende por qué se equivoca. En Química, muchos fallos no vienen de no estudiar, sino de no saber ordenar el problema: ajustar mal una reacción, confundir una fórmula, saltarse una unidad o no revisar el sentido del resultado.

En Marlu Educativa trabajamos Química de Bachillerato y PAU/EBAU con clases presenciales en Salamanca y clases online para alumnos de toda España.

Las clases se adaptan al nivel del alumno. Podemos trabajar dudas concretas, preparar ejercicios tipo examen, reforzar bloques completos o diseñar un plan de repaso para las últimas semanas.

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Preguntas frecuentes sobre Química PAU/EBAU

¿Este examen tipo sirve para preparar Química PAU/EBAU 2026?

Sí. Es un examen tipo orientativo con ejercicios representativos de Química. No sustituye a los modelos oficiales, pero ayuda a practicar bloques importantes como redox, electroquímica, ácido base, equilibrio, solubilidad, estequiometría y orgánica.

¿Qué ejercicios suelen costar más en Química PAU/EBAU?

Suelen costar los ajustes redox, las pilas, Faraday, ácido base, equilibrio químico, producto de solubilidad y estequiometría con reactivo limitante. En muchos casos el problema no es la fórmula, sino el planteamiento.

¿Cómo conviene estudiar Química antes de la PAU/EBAU?

Conviene trabajar ejercicios completos, corregir errores y repetir procedimientos importantes. Leer teoría ayuda, pero no sustituye a resolver problemas con datos, unidades y justificación.

¿Merece la pena preparar Química con clases online?

Sí, especialmente si el alumno se bloquea al ajustar reacciones, no sabe qué fórmula usar, pierde puntos por unidades o no consigue justificar bien los pasos.

¿Marlu Educativa prepara Química PAU/EBAU online?

Sí. En Marlu Educativa se prepara Química para Bachillerato y PAU/EBAU con clases online para alumnos de toda España y clases presenciales en Salamanca.

Conclusión

Química PAU/EBAU no se prepara solo memorizando reacciones o fórmulas. Hay que practicar ejercicios completos, aprender a reconocer el tipo de problema, justificar los pasos y revisar si el resultado tiene sentido.

Este examen tipo permite repasar varios bloques importantes y comprobar qué partes conviene reforzar antes de la prueba. Si al resolverlo aparecen dudas, bloqueos o errores repetidos, lo recomendable es trabajar esos puntos con una preparación guiada.

En Marlu Educativa ayudamos a preparar Química con método, ejercicios reales y explicación paso a paso, tanto online como presencialmente en Salamanca.

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