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Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica
Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica
Este primer bloque reúne tres partes que aparecen de forma muy recurrente en problemas de Química de PAU y EBAU: estequiometría y disoluciones, cinética química y termodinámica química. Son contenidos muy distintos, pero tienen algo en común: exigen leer bien el enunciado, identificar qué datos son útiles y justificar cada paso.
El objetivo de este recurso no es memorizar fórmulas sueltas. La intención es que el alumno vea cómo se razona un problema real de examen: ajuste de reacción, moles, masas, volúmenes, concentración, reactivo limitante, rendimiento, velocidad de reacción, orden de reacción, energía de activación, entalpía, ley de Hess, entropía y espontaneidad.
Este bloque está diseñado como material de alta intención para preparar Química PAU 2026 con ejercicios resueltos paso a paso. También sirve como diagnóstico para saber si el alumno necesita reforzar cálculo químico antes de entrar en equilibrio químico, ácido-base, solubilidad o redox.
Material elaborado para Marlu Educativa como recurso de apoyo para alumnos de Bachillerato que preparan Química con método, explicación completa y práctica de problemas tipo examen.
Moles, masas, gases, concentración, diluciones, reactivo limitante y rendimiento.
Velocidad, ley de velocidad, orden de reacción, constante cinética y energía de activación.
Entalpía, ley de Hess, energía de enlace, entropía, energía libre y espontaneidad.
Preparar Química PAU con método y ejercicios reales
En Química de PAU no basta con saber fórmulas. Hay que saber cuándo usar cada una, cómo leer el enunciado, cómo ajustar la reacción, cómo convertir unidades y cómo justificar el resultado. Muchos errores vienen de saltarse pasos intermedios.
En Marlu Educativa trabajamos Química con explicación paso a paso, resolución de problemas tipo examen y revisión de errores frecuentes. Puede consultarse la modalidad de clases online de Matemáticas, Física y Química, las clases online por la mañana o solicitar orientación desde la prematrícula de clases particulares.
Índice clicable de teoría y ejercicios
- Teoría esencial de estequiometría y disoluciones
- Moles, masa y número de partículas
- Ajuste de reacción y masa de producto
- Reactivo limitante
- Rendimiento de una reacción
- Disolución molar a partir de masa
- Dilución de una disolución
- Estequiometría con gases
- Pureza de una muestra
- Problema completo de estequiometría PAU
- Teoría esencial de cinética química
- Velocidad media de reacción
- Ley de velocidad y orden global
- Unidades de la constante cinética
- Método de velocidades iniciales
- Energía de activación y Arrhenius
- Teoría esencial de termodinámica química
- Entalpía de reacción
- Ley de Hess
- Energías de enlace
- Entropía y espontaneidad
- Energía libre de Gibbs
- Problema completo de termodinámica PAU
- Práctica final sin resolver
Parte 1. Teoría esencial de estequiometría y disoluciones
La estequiometría es el cálculo de cantidades en una reacción química. La clave está en trabajar siempre con moles y usar los coeficientes de la reacción ajustada.
Ideas que hay que dominar
- La masa molar permite pasar de gramos a moles y de moles a gramos.
- La reacción química debe estar ajustada antes de hacer cualquier cálculo estequiométrico.
- Los coeficientes de la ecuación ajustada relacionan moles, no gramos directamente.
- El reactivo limitante es el que se consume antes y determina la cantidad máxima de producto.
- El rendimiento compara la cantidad real obtenida con la cantidad teórica esperada.
- La molaridad mide moles de soluto por litro de disolución.
- En una dilución se conserva la cantidad de soluto, por eso se usa \(M_1V_1=M_2V_2\).
Fórmulas básicas
\(n\) son los moles, \(m\) la masa en gramos y \(M\) la masa molar en g/mol.
\(N_A=6,022\cdot10^{23}\) partículas/mol.
La molaridad se expresa en mol/L. El volumen debe estar en litros.
Esta relación se usa en diluciones, cuando solo se añade disolvente.
El rendimiento se expresa en porcentaje.
Ejercicio 1. Moles, masa y número de partículas
Calcula los moles y el número de moléculas que hay en \(36\) g de agua. Datos: \(H=1\), \(O=16\), \(N_A=6,022\cdot10^{23}\).
Primer paso. Calculamos la masa molar del agua
La fórmula del agua es \(H_2O\).
La masa molar del agua es \(18\) g/mol.
Segundo paso. Pasamos de gramos a moles
Hay \(2\) moles de agua.
Tercer paso. Calculamos el número de moléculas
Resultado. En \(36\) g de agua hay \(2\) moles y \(1,2044\cdot10^{24}\) moléculas.
Ejercicio 2. Ajuste de reacción y masa de producto
El aluminio reacciona con oxígeno para formar óxido de aluminio. Calcula la masa de \(Al_2O_3\) que se obtiene a partir de \(10,8\) g de aluminio. Datos: \(Al=27\), \(O=16\).
Primer paso. Escribimos y ajustamos la reacción
Ajustamos:
Segundo paso. Pasamos aluminio a moles
Tercer paso. Usamos la proporción estequiométrica
La reacción ajustada indica que \(4\) moles de \(Al\) producen \(2\) moles de \(Al_2O_3\).
Se forman \(0,2\) moles de \(Al_2O_3\).
Cuarto paso. Pasamos moles de producto a gramos
Resultado. Se obtienen \(20,4\) g de \(Al_2O_3\).
En este tipo de ejercicios no se pasa directamente de gramos de reactivo a gramos de producto. Primero se pasa a moles, después se usa la reacción ajustada y finalmente se vuelve a gramos.
Ejercicio 3. Reactivo limitante
Se hacen reaccionar \(5,6\) g de nitrógeno con \(1,2\) g de hidrógeno para formar amoniaco. Determina el reactivo limitante y la masa de \(NH_3\) obtenida. Datos: \(N=14\), \(H=1\).
Primer paso. Ajustamos la reacción
Segundo paso. Calculamos los moles iniciales
Para el nitrógeno:
Para el hidrógeno:
Tercer paso. Comprobamos la proporción
La reacción exige \(1\) mol de \(N_2\) por cada \(3\) moles de \(H_2\).
Para \(0,2\) moles de \(N_2\), se necesitan:
Hay exactamente \(0,6\) moles de \(H_2\).
Por tanto, los reactivos están en proporción estequiométrica. No sobra ninguno.
Cuarto paso. Calculamos los moles de amoniaco
De \(1\) mol de \(N_2\) se obtienen \(2\) moles de \(NH_3\).
Quinto paso. Pasamos a gramos
Resultado. No hay reactivo en exceso. Se obtienen \(6,8\) g de \(NH_3\).
Ejercicio 4. Rendimiento de una reacción
En una reacción se deberían obtener teóricamente \(25,0\) g de producto, pero en el laboratorio se obtienen \(21,5\) g. Calcula el rendimiento.
Primer paso. Usamos la fórmula del rendimiento
Segundo paso. Sustituimos
Resultado. El rendimiento de la reacción es del \(86\%\).
El rendimiento nunca se calcula con los reactivos iniciales, sino comparando lo realmente obtenido con lo que se habría obtenido si la reacción fuese completa y sin pérdidas.
Ejercicio 5. Disolución molar a partir de masa
Se disuelven \(5,85\) g de \(NaCl\) en agua hasta obtener \(500\) mL de disolución. Calcula la molaridad. Datos: \(Na=23\), \(Cl=35,5\).
Primer paso. Calculamos la masa molar
Segundo paso. Calculamos los moles
Tercer paso. Pasamos el volumen a litros
Cuarto paso. Calculamos la molaridad
Resultado. La disolución es \(0,2\) mol/L.
Ejercicio 6. Dilución de una disolución
¿Qué volumen de una disolución \(2,0\) mol/L de \(HCl\) se necesita para preparar \(250\) mL de una disolución \(0,50\) mol/L?
Primer paso. Identificamos los datos
- Disolución inicial: \(M_1=2,0\) mol/L
- Disolución final: \(M_2=0,50\) mol/L
- Volumen final: \(V_2=250\) mL
- Volumen inicial buscado: \(V_1\)
Segundo paso. Usamos la ecuación de dilución
Tercer paso. Sustituimos
Resultado. Se necesitan \(62,5\) mL de la disolución inicial.
En una dilución no cambian los moles de soluto. Lo que cambia es el volumen total al añadir agua, y por eso baja la concentración.
Ejercicio 7. Estequiometría con gases
El carbonato de calcio se descompone según:
Calcula el volumen de \(CO_2\) obtenido, medido a \(1\) atm y \(273\) K, al descomponer \(20\) g de \(CaCO_3\). Datos: \(Ca=40\), \(C=12\), \(O=16\), \(R=0,082\) atm L mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\).
Primer paso. Calculamos la masa molar del carbonato de calcio
Segundo paso. Calculamos los moles de \(CaCO_3\)
Tercer paso. Relación estequiométrica
La ecuación indica que \(1\) mol de \(CaCO_3\) produce \(1\) mol de \(CO_2\).
Cuarto paso. Aplicamos la ecuación de los gases ideales
Resultado. Se obtienen aproximadamente \(4,48\) L de \(CO_2\).
Ejercicio 8. Pureza de una muestra
Una muestra de \(10,0\) g de carbonato de calcio impuro reacciona con ácido clorhídrico en exceso. Se obtienen \(1,76\) g de \(CO_2\). Calcula la pureza de la muestra. Datos: \(CaCO_3=100\) g/mol, \(CO_2=44\) g/mol.
Primer paso. Escribimos la reacción
Segundo paso. Calculamos los moles de \(CO_2\)
Tercer paso. Relación estequiométrica
La reacción indica que \(1\) mol de \(CaCO_3\) produce \(1\) mol de \(CO_2\).
Cuarto paso. Calculamos la masa de \(CaCO_3\) puro
Quinto paso. Calculamos la pureza
Resultado. La muestra tiene una pureza del \(40\%\).
Ejercicio 9. Problema completo de estequiometría PAU
Se hacen reaccionar \(12,0\) g de magnesio con \(200\) mL de ácido clorhídrico \(2,0\) mol/L según la reacción:
Determina el reactivo limitante, la masa de \(MgCl_2\) formada y el volumen de \(H_2\) obtenido a \(1\) atm y \(273\) K. Datos: \(Mg=24,3\), \(Cl=35,5\), \(R=0,082\).
Primer paso. Calculamos los moles de magnesio
Segundo paso. Calculamos los moles de ácido clorhídrico
El volumen debe estar en litros.
Tercer paso. Determinamos el reactivo limitante
La reacción exige \(2\) moles de \(HCl\) por cada \(1\) mol de \(Mg\).
Para consumir \(0,494\) moles de \(Mg\), harían falta:
Solo hay \(0,400\) moles de \(HCl\), por tanto el ácido clorhídrico es el reactivo limitante.
Cuarto paso. Calculamos los moles de \(MgCl_2\)
De \(2\) moles de \(HCl\) se obtiene \(1\) mol de \(MgCl_2\).
Quinto paso. Pasamos a gramos de \(MgCl_2\)
Sexto paso. Calculamos el volumen de hidrógeno
De \(2\) moles de \(HCl\) se obtiene \(1\) mol de \(H_2\).
Aplicamos \(PV=nRT\).
Resultado. El reactivo limitante es \(HCl\). Se forman \(19,06\) g de \(MgCl_2\) y \(4,48\) L de \(H_2\).
Ejercicio muy representativo. Este tipo de problema mezcla concentración, volumen, moles, reactivo limitante, masa de producto y gases. Si un alumno domina este esquema, tiene una base muy sólida para problemas de Química PAU. Si se bloquea en el planteamiento, puede ser buen momento para pedir orientación en la prematrícula de clases particulares.
Parte 2. Teoría esencial de cinética química
La cinética química estudia la velocidad de las reacciones y los factores que la modifican. En PAU suele aparecer como problema de ley de velocidad, orden de reacción, unidades de la constante o energía de activación.
Conceptos clave de cinética
- La velocidad de reacción mide cómo cambia la concentración de reactivos o productos con el tiempo.
- La ley de velocidad se obtiene experimentalmente, no se deduce directamente de la ecuación ajustada salvo que sea una etapa elemental.
- El orden parcial indica cómo afecta la concentración de un reactivo a la velocidad.
- El orden global es la suma de los órdenes parciales.
- La constante cinética \(k\) depende de la temperatura.
- Un catalizador disminuye la energía de activación y aumenta la velocidad, pero no modifica la variación de entalpía de la reacción.
Fórmulas importantes
Para un reactivo, la concentración disminuye, por eso aparece el signo negativo si se quiere que la velocidad sea positiva.
\(m\) y \(n\) son órdenes parciales. El orden global es \(m+n\).
Es la ecuación de Arrhenius. Relaciona la constante cinética con la temperatura y la energía de activación.
Ejercicio 10. Velocidad media de reacción
En una reacción, la concentración de un reactivo \(A\) pasa de \(0,80\) mol/L a \(0,50\) mol/L en \(30\) s. Calcula la velocidad media de desaparición de \(A\).
Primer paso. Escribimos la expresión
Segundo paso. Calculamos el cambio de concentración
Tercer paso. Sustituimos
Resultado. La velocidad media de desaparición de \(A\) es \(0,010\) mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\).
Ejercicio 11. Ley de velocidad y orden global
Para una reacción se ha determinado experimentalmente la ley de velocidad:
Indica el orden parcial respecto a cada reactivo y el orden global.
Resolución
El exponente de \([A]\) es \(2\), por tanto la reacción es de segundo orden respecto a \(A\).
El exponente de \([B]\) es \(1\), por tanto la reacción es de primer orden respecto a \(B\).
El orden global es la suma de los exponentes.
Resultado. Orden \(2\) respecto a \(A\), orden \(1\) respecto a \(B\) y orden global \(3\).
El orden de reacción se lee en la ley de velocidad, no en los coeficientes estequiométricos de la reacción global.
Ejercicio 12. Unidades de la constante cinética
Una reacción tiene ley de velocidad:
Determina las unidades de \(k\), sabiendo que la velocidad se mide en mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\).
Primer paso. Despejamos \(k\)
Segundo paso. Sustituimos unidades
La velocidad tiene unidades mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\).
La concentración \([A]\) tiene unidades mol L\(^{-1}\), por tanto \([A]^2\) tiene unidades mol\(^{2}\) L\(^{-2}\).
Tercer paso. Simplificamos
Resultado. Las unidades de \(k\) son L mol\(^{-1}\) s\(^{-1}\).
Ejercicio 13. Método de velocidades iniciales
Para la reacción \(A+B\rightarrow productos\), se obtienen los siguientes datos experimentales:
Experimento 1: \([A]=0,10\) mol/L, \([B]=0,10\) mol/L, \(v=2,0\cdot10^{-3}\) mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\)
Experimento 2: \([A]=0,20\) mol/L, \([B]=0,10\) mol/L, \(v=8,0\cdot10^{-3}\) mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\)
Experimento 3: \([A]=0,10\) mol/L, \([B]=0,20\) mol/L, \(v=4,0\cdot10^{-3}\) mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\)
Determina la ley de velocidad.
Primer paso. Planteamos la forma general
Segundo paso. Comparamos experimentos 1 y 2
Entre los experimentos 1 y 2, \([B]\) permanece constante y \([A]\) se duplica.
La velocidad pasa de \(2,0\cdot10^{-3}\) a \(8,0\cdot10^{-3}\), es decir, se multiplica por \(4\).
Si al duplicar \([A]\), la velocidad se multiplica por \(4\), entonces:
Tercer paso. Comparamos experimentos 1 y 3
Entre los experimentos 1 y 3, \([A]\) permanece constante y \([B]\) se duplica.
La velocidad pasa de \(2,0\cdot10^{-3}\) a \(4,0\cdot10^{-3}\), es decir, se multiplica por \(2\).
Cuarto paso. Escribimos la ley de velocidad
Resultado. La ley de velocidad es \(v=k[A]^2[B]\).
Ejercicio 14. Energía de activación y Arrhenius
Explica qué ocurre con la velocidad de una reacción si aumenta la temperatura y relaciónalo con la ecuación de Arrhenius.
Idea fundamental
La ecuación de Arrhenius es:
En esta expresión, \(k\) es la constante cinética, \(E_a\) la energía de activación, \(R\) la constante de los gases y \(T\) la temperatura absoluta.
Razonamiento
Cuando aumenta la temperatura \(T\), el valor del exponente negativo se hace menos negativo. Como consecuencia, el factor exponencial aumenta y también aumenta \(k\).
Si \(k\) aumenta, la velocidad de reacción también aumenta, porque la ley de velocidad contiene a \(k\).
Papel de un catalizador
Un catalizador proporciona un camino alternativo con menor energía de activación. Al disminuir \(E_a\), aumenta el valor de \(k\), y la reacción se hace más rápida.
Resultado. Al aumentar la temperatura aumenta la constante cinética y, por tanto, aumenta la velocidad de reacción. Un catalizador también aumenta la velocidad porque disminuye la energía de activación.
Error frecuente: decir que el catalizador cambia la entalpía de la reacción. No lo hace. Cambia la energía de activación, no la diferencia de energía entre reactivos y productos.
Parte 3. Teoría esencial de termodinámica química
La termodinámica química estudia los intercambios de energía y la espontaneidad de las reacciones. En PAU suele aparecer con entalpías de formación, ley de Hess, energías de enlace, entropía y energía libre de Gibbs.
Conceptos clave de termodinámica
- Una reacción exotérmica libera energía y tiene \(\Delta H<0\).
- Una reacción endotérmica absorbe energía y tiene \(\Delta H>0\).
- La entalpía de reacción puede calcularse con entalpías de formación.
- La ley de Hess permite sumar reacciones para obtener una reacción global.
- La entropía mide el grado de desorden o dispersión de la energía.
- La energía libre de Gibbs permite estudiar la espontaneidad.
- Una reacción es espontánea si \(\Delta G<0\).
Fórmulas importantes
En la fórmula de Gibbs, \(\Delta H\) debe estar en J/mol si \(\Delta S\) está en J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\).
Romper enlaces consume energía. Formar enlaces libera energía.
Ejercicio 15. Entalpía de reacción
Calcula la entalpía de combustión del metano:
Datos: \(\Delta H_f(CH_4)=-75\) kJ/mol, \(\Delta H_f(CO_2)=-394\) kJ/mol, \(\Delta H_f(H_2O)=-286\) kJ/mol, \(\Delta H_f(O_2)=0\).
Primer paso. Escribimos la fórmula
Segundo paso. Calculamos productos
Tercer paso. Calculamos reactivos
Cuarto paso. Restamos
Resultado. \(\Delta H=-891\) kJ/mol. La reacción es exotérmica.
Ejercicio 16. Ley de Hess
Calcula la entalpía de la reacción:
Datos:
Primer paso. Queremos obtener \(C+\frac{1}{2}O_2\rightarrow CO\)
La segunda reacción tiene \(CO\) como reactivo, pero nosotros lo queremos como producto. Por tanto, invertimos la segunda reacción.
Al invertirla, cambia el signo de la entalpía.
Segundo paso. Sumamos con la primera reacción
Al sumar, \(CO_2\) se cancela.
Restando \(\frac{1}{2}O_2\) en ambos lados:
Tercer paso. Sumamos entalpías
Resultado. \(\Delta H=-111\) kJ.
Ejercicio 17. Energías de enlace
Calcula aproximadamente la entalpía de la reacción:
Datos de energía de enlace: \(H-H=436\) kJ/mol, \(Cl-Cl=243\) kJ/mol, \(H-Cl=431\) kJ/mol.
Primer paso. Identificamos enlaces rotos
En los reactivos se rompen un enlace \(H-H\) y un enlace \(Cl-Cl\).
Segundo paso. Identificamos enlaces formados
En los productos se forman \(2\) enlaces \(H-Cl\).
Tercer paso. Calculamos la entalpía
Resultado. \(\Delta H=-183\) kJ. La reacción es exotérmica.
Ejercicio 18. Entropía y espontaneidad
Razona el signo de \(\Delta S\) en la reacción:
Razonamiento
En los reactivos hay un sólido. En los productos aparece un gas, \(CO_2\).
La formación de una sustancia gaseosa suele aumentar mucho el desorden del sistema, porque las partículas de un gas tienen mucha más libertad de movimiento que las de un sólido.
Conclusión
Resultado. \(\Delta S>0\), porque se forma un gas a partir de un sólido.
Cuando aumenta el número de moles gaseosos, normalmente aumenta la entropía. Esta idea aparece mucho en razonamientos teóricos de termodinámica.
Ejercicio 19. Energía libre de Gibbs
Para una reacción se tiene \(\Delta H=50\) kJ/mol y \(\Delta S=150\) J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\). Determina si será espontánea a \(298\) K.
Primer paso. Usamos la fórmula de Gibbs
Segundo paso. Unificamos unidades
\(\Delta H\) está en kJ/mol y \(\Delta S\) en J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\). Pasamos \(\Delta H\) a J/mol.
Tercer paso. Sustituimos
\(\Delta G=5300\) J/mol, es decir, \(5,3\) kJ/mol.
Resultado. La reacción no es espontánea a \(298\) K porque \(\Delta G>0\).
Pregunta adicional típica
¿A partir de qué temperatura sería espontánea?
Para que empiece a ser espontánea:
Por encima de \(333,3\) K, \(\Delta G\) será negativa y la reacción será espontánea.
Volver al índiceEjercicio 20. Problema completo de termodinámica PAU
Para la reacción:
se conocen los datos:
- \(\Delta H_f(SO_2)=-297\) kJ/mol
- \(\Delta H_f(SO_3)=-396\) kJ/mol
- \(\Delta H_f(O_2)=0\) kJ/mol
- \(\Delta S=-188\) J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\)
Calcula \(\Delta H\), \(\Delta G\) a \(298\) K e indica si la reacción es espontánea.
Primer paso. Calculamos la entalpía de reacción
Productos:
Reactivos:
Restamos:
La reacción es exotérmica.
Segundo paso. Calculamos \(\Delta G\)
Pasamos \(\Delta H\) a J/mol.
Aplicamos:
En kJ/mol:
Tercer paso. Interpretamos
Como \(\Delta G<0\), la reacción es espontánea a \(298\) K.
Resultado. \(\Delta H=-198\) kJ/mol. \(\Delta G=-141,976\) kJ/mol. La reacción es espontánea a \(298\) K.
Ejercicio clave para PAU. Este problema une entalpía de formación, unidades, entropía y energía libre. Es el tipo de ejercicio donde muchos alumnos pierden puntos por mezclar kJ y J. En Marlu Educativa se trabaja este tipo de problema con pasos claros en las clases online de Química y en las clases online por la mañana.
Práctica final sin resolver
Estos ejercicios sirven para comprobar si el alumno domina el bloque antes de pasar a equilibrio químico, ácido-base, solubilidad y redox.
Ejercicios para practicar
- Calcula los moles que hay en \(44\) g de \(CO_2\). Datos: \(C=12\), \(O=16\).
- Calcula el número de moléculas que hay en \(0,50\) moles de \(NH_3\).
- Ajusta la reacción \(Fe+O_2\rightarrow Fe_2O_3\).
- Calcula la masa de \(CO_2\) que se obtiene al quemar \(16\) g de \(CH_4\).
- Se mezclan \(2\) moles de \(H_2\) y \(1\) mol de \(O_2\). Determina el reactivo limitante para formar agua.
- Se obtienen \(18\) g de producto cuando teóricamente se esperaban \(24\) g. Calcula el rendimiento.
- Calcula la molaridad de una disolución que contiene \(0,25\) moles de soluto en \(500\) mL.
- Calcula el volumen necesario de una disolución \(1,5\) mol/L para preparar \(300\) mL de disolución \(0,30\) mol/L.
- Calcula la velocidad media si una concentración pasa de \(0,60\) mol/L a \(0,20\) mol/L en \(40\) s.
- Para \(v=k[A][B]^2\), indica órdenes parciales y orden global.
- Deduce las unidades de \(k\) para una reacción de primer orden.
- Explica qué ocurre con la velocidad si aumenta la temperatura.
- Explica qué hace un catalizador sobre la energía de activación.
- Calcula \(\Delta H\) de \(CO+\frac{1}{2}O_2\rightarrow CO_2\), sabiendo que \(\Delta H_f(CO)=-111\) kJ/mol y \(\Delta H_f(CO_2)=-394\) kJ/mol.
- Razona el signo de \(\Delta S\) en \(2H_2(g)+O_2(g)\rightarrow2H_2O(l)\).
- Calcula \(\Delta G\) si \(\Delta H=-80\) kJ/mol, \(\Delta S=-120\) J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\) y \(T=298\) K.
- Indica si una reacción con \(\Delta H<0\) y \(\Delta S>0\) será espontánea a cualquier temperatura.
- Explica por qué hay que pasar kJ a J cuando se usa \(\Delta G=\Delta H-T\Delta S\).
Ver soluciones finales
- \(1\) mol de \(CO_2\)
- \(3,011\cdot10^{23}\) moléculas
- \(4Fe+3O_2\rightarrow2Fe_2O_3\)
- \(44\) g de \(CO_2\)
- No sobra ninguno; están en proporción estequiométrica
- \(75\%\)
- \(0,50\) mol/L
- \(60\) mL
- \(0,010\) mol L\(^{-1}\) s\(^{-1}\)
- Orden \(1\) respecto a \(A\), orden \(2\) respecto a \(B\), orden global \(3\)
- s\(^{-1}\)
- Aumenta la constante cinética y aumenta la velocidad
- Disminuye la energía de activación
- \(-283\) kJ/mol
- \(\Delta S<0\), porque disminuyen los moles de gas y se forma líquido
- \(\Delta G=-44,24\) kJ/mol
- Sí, porque \(\Delta H<0\) y \(\Delta S>0\) hacen \(\Delta G<0\) a cualquier temperatura
- Porque \(T\Delta S\) queda en J/mol si \(\Delta S\) está en J mol\(^{-1}\) K\(^{-1}\)
Errores frecuentes en este bloque
- No ajustar la reacción antes de calcular.
- Usar gramos directamente en la proporción estequiométrica.
- Olvidar pasar mL a L en molaridad.
- Confundir molaridad con moles.
- No identificar el reactivo limitante.
- Calcular el rendimiento con datos incorrectos.
- Deducir la ley de velocidad a partir de la ecuación ajustada sin datos experimentales.
- Confundir orden parcial con coeficiente estequiométrico.
- No poner bien las unidades de \(k\).
- Decir que un catalizador cambia \(\Delta H\).
- Mezclar kJ y J en la fórmula de Gibbs.
- Olvidar que \(\Delta G<0\) significa reacción espontánea.
¿Necesitas ayuda con Química PAU 2026?
Si un alumno se atasca en estequiometría, disoluciones, cinética o termodinámica, lo normal es que también encuentre dificultades después en equilibrio químico, ácido-base, solubilidad y redox. Este bloque es una base de cálculo y razonamiento para toda la Química de segundo de Bachillerato.
En Marlu Educativa se trabajan los ejercicios con pizarra digital, explicación paso a paso y corrección de errores. Puede solicitarse información desde la prematrícula de clases particulares, consultar las clases online o revisar la opción de clases online por la mañana.
También puede ayudarte
- Clases online de Matemáticas, Física y Química
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