Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica

Q: Cómo sé cuál es el reactivo limitante

Convierte todos los reactivos a moles y compara las cantidades disponibles con la proporción de la ecuación ajustada. El que se agota primero limita la cantidad máxima de producto.

Q: La ley de velocidad se obtiene de los coeficientes de la reacción

No en una reacción global ordinaria. Los órdenes se determinan experimentalmente; solo en una etapa elemental pueden coincidir directamente con la molecularidad de esa etapa.

Q: Qué cambia cuando aumenta la temperatura

Aumenta la fracción de partículas con energía suficiente para superar la barrera de activación y, para una energía de activación positiva, aumenta la constante cinética según Arrhenius.

Q: Un catalizador modifica la entalpía o la espontaneidad

No. Proporciona un camino de menor energía de activación y modifica la rapidez, pero no cambia los estados inicial y final ni la entalpía de reacción o el criterio termodinámico de espontaneidad.

Q: Una reacción espontánea tiene que ser rápida

No. La espontaneidad se estudia con la termodinámica y la rapidez con la cinética. Una reacción con Delta G negativo puede ser muy lenta si su energía de activación es elevada.

Q: Por qué hay que igualar J y kJ en la ecuación de Gibbs

Porque Delta H y T por Delta S se restan y los dos términos deben tener las mismas unidades antes de hacer la operación.

Publicado por

JOSE-MARIA

agosto 20, 2026

el mayo 15, 2026

Química PAU 2026 bloque 1: cálculo, cinética y termodinámica

Química · 2.º de Bachillerato · PAU/EBAU

Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica

Biblioteca Marlu Educativa · revisado en agosto de 2026

Vigencia del recurso. Esta guía está revisada conforme al marco PAU 2026. Sus fundamentos, métodos y ejercicios siguen siendo útiles en cursos posteriores mientras no cambien el currículo o la estructura de la prueba.

Este bloque reúne tres herramientas que conviene saber combinar en examen. La primera es el cálculo químico —moles, disoluciones, gases, reactivo limitante y rendimiento—, que sirve de base a muchos problemas. La segunda es la cinética, donde interesa explicar de qué depende la rapidez de una reacción. La tercera es la termodinámica, que permite estudiar intercambios de energía y espontaneidad.

La guía está pensada para repasar el bloque completo sin convertir cada apartado en un tema interminable. Lo importante aquí es reconocer qué modelo pide el enunciado, plantearlo con unidades coherentes, resolverlo y comprobar que el resultado tiene sentido químico. Si una parte necesita más entrenamiento, encontrarás un enlace al material específico para seguir practicando.

La estequiometría y las disoluciones actúan aquí como base operativa para problemas cuantitativos. Cinética y termodinámica se desarrollan al nivel necesario para resolver cuestiones de 2.º de Bachillerato y PAU, con especial atención a las justificaciones que suelen decidir la puntuación.

Esta guía sirve para pasar de una familia de problemas a otra sin perder el hilo. Cuando necesites muchas variantes de un mismo tema, cada parte te lleva al cuaderno específico. La estructura atómica, el enlace y la orgánica se trabajan en el bloque 2; equilibrio, ácido-base, solubilidad y redox continúan en el bloque 3.

Los modelos de examen cambian en su redacción y optatividad según la comunidad autónoma. Por eso los problemas de esta guía son de elaboración propia y entrenan procedimientos transferibles: planteamiento, razonamiento químico, unidades y revisión del resultado.

23 resoluciones
20 ejercicios conservados y 3 modelos tipo PAU

24 ejercicios finales
con soluciones de control desplegables

3 partes
cálculo químico, cinética y termodinámica

Enfoque de examen
planteamiento, unidades, interpretación y comprobación

Estequiometría y disoluciones

Moles, concentración, gases, reactivo limitante, pureza y rendimiento como base de los problemas cuantitativos.

Cinética química

Velocidad, órdenes, unidades de k, velocidades iniciales, Arrhenius, temperatura y catalizadores.

Termodinámica química

Primer principio, entalpía, Hess, energías de enlace, entropía, Gibbs y efecto de la temperatura.

Cómo decidir por dónde empezar un problema

Si el enunciado habla de...	Primera pregunta que debes hacerte	Modelo
masa, moles, disolución, gas, pureza, rendimiento	¿Está ajustada la reacción y cuáles son los moles disponibles?	Estequiometría
rapidez, órdenes, k, temperatura, catalizador	¿Qué ley de velocidad o qué idea cinética describe el cambio?	Cinética
calor, entalpía, Hess, entropía, espontaneidad	¿Qué magnitud energética se pide y con qué convenio de signos?	Termodinámica

En los problemas mixtos el orden importa. Primero se resuelve la parte química que fija cantidades; después se aplica el modelo cinético o termodinámico que corresponda.

Un detalle que en PAU cuenta. No basta con llegar al número. Un planteamiento bien explicado, las unidades correctas y una breve valoración de si el resultado es coherente forman parte de la respuesta. Es el mismo hábito que después permite detectar un signo o un orden de magnitud absurdo.

Parte 1. Estequiometría y disoluciones

En PAU, el cálculo químico suele aparecer dentro de problemas más amplios. La estrategia fiable es convertir los datos a moles, trabajar con la reacción ajustada y volver al formato que pide el enunciado.

El esquema que evita la mayoría de errores

Ajusta la ecuación.
Convierte masas, volúmenes o concentraciones a moles.
Si hay varios reactivos, determina cuál limita el proceso.
Usa la proporción molar de la ecuación.
Convierte el resultado a gramos, litros, concentración o porcentaje.
Revisa unidades, signo, orden de magnitud y si el resultado es físicamente posible.

n = \frac{m}{M} c = \frac{n}{V} P V = n R T

c_{1} V_{1} = c_{2} V_{2} % R = \frac{cantidad real}{cantidad teórica} \cdot 100

En una dilución se conservan los moles de soluto. En cambio, si dos disoluciones reaccionan químicamente, no debe aplicarse de forma automática $c_{1} V_{1} = c_{2} V_{2}$ : primero hay que escribir la reacción y trabajar con moles.

Si estos pasos todavía no salen con seguridad. Puedes practicar por separado disoluciones y estequiometría, mol, masa molar y número de Avogadro o leyes de los gases. Después vuelve a los ejercicios tipo examen y comprueba si ya puedes elegir el camino sin ayuda.

Ejercicio 1. Moles, masa y número de partículas

Calcula los moles y el número de moléculas que hay en $36$ g de agua. Datos: $H = 1$ , $O = 16$ , $N_{A} = 6, 022 \cdot 10^{23}$ .

Antes de contar moléculas: masa molar

La fórmula del agua es $H_{2} O$ .

M_{m} (H_{2} O) = 2 \cdot 1 + 16 = 18

La masa molar del agua es $18$ g/mol.

De gramos a moles

n = \frac{m}{M}

n = \frac{36}{18} = 2

Hay $2$ moles de agua.

Ahora sí: número de moléculas

N = n \cdot N_{A}

N = 2 \cdot 6, 022 \cdot 10^{23}

N = 1, 2044 \cdot 10^{24}

Resultado. En $36$ g de agua hay $2$ moles y $1, 2044 \cdot 10^{24}$ moléculas.

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Ejercicio 2. Ajuste de reacción y masa de producto

El aluminio reacciona con oxígeno en exceso para formar óxido de aluminio. Calcula la masa de $A l_{2} O_{3}$ que se obtiene a partir de $10, 8$ g de aluminio. Datos: $A l = 27$ , $O = 16$ .

La reacción, antes de hacer cuentas

A l + O_{2} \to A l_{2} O_{3}

Ajustamos:

4 A l + 3 O_{2} \to 2 A l_{2} O_{3}

El dato útil son los moles de aluminio

n (A l) = \frac{10, 8}{27} = 0, 4

La proporción que fija la ecuación

La reacción ajustada indica que $4$ moles de $A l$ producen $2$ moles de $A l_{2} O_{3}$ .

\frac{4 m o l A l}{2 m o l A l_{2} O_{3}} = \frac{0, 4 m o l A l}{x}

x = \frac{0, 4 \cdot 2}{4} = 0, 2

Se forman $0, 2$ moles de $A l_{2} O_{3}$ .

Volvemos a la unidad pedida

M_{m} (A l_{2} O_{3}) = 2 \cdot 27 + 3 \cdot 16 = 102

m = 0, 2 \cdot 102 = 20, 4

Resultado. Se obtienen $20, 4$ g de $A l_{2} O_{3}$ .

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.

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Ejercicio 3. Reactivo limitante y reactivo en exceso

Se hacen reaccionar $5, 6$ g de nitrógeno con $1, 0$ g de hidrógeno para formar amoniaco. Determina el reactivo limitante, la masa de $N H_{3}$ obtenida y la masa de reactivo que queda sin reaccionar. Datos: $N = 14$ , $H = 1$ .

Reacción ajustada

N_{2} + 3 H_{2} \to 2 N H_{3}

Moles disponibles

n (N_{2}) = \frac{5, 6}{28} = 0, 200 m o l

n (H_{2}) = \frac{1, 0}{2} = 0, 500 m o l

Para consumir $0, 200$ mol de $N_{2}$ harían falta $0, 600$ mol de $H_{2}$ , pero solo hay $0, 500$ mol. Por tanto, el hidrógeno se agota primero.

En esta reacción merece la pena ordenar los moles en una tabla. Se ve enseguida qué se consume y qué queda al final; no es una tabla de equilibrio, sino un balance estequiométrico.

Situación	$N_{2}$	$H_{2}$	$N H_{3}$
Moles iniciales	$0, 200$	$0, 500$	$0$
Reaccionan / se forman	$- 0, 1667$	$- 0, 500$	$+ 0, 333$
Situación final	$0, 0333$	$0$	$0, 333$

Producto formado

La proporción estequiométrica indica que $3$ mol de $H_{2}$ producen $2$ mol de $N H_{3}$ .

n (N H_{3}) = 0, 500 \cdot \frac{2}{3} = 0, 333 m o l

m (N H_{3}) = 0, 333 \cdot 17 = 5, 67 g

Nitrógeno que sobra

n (N_{2} c o n s u m i d o) = 0, 500 \cdot \frac{1}{3} = 0, 1667 m o l

n (N_{2} s o b r a n t e) = 0, 200 - 0, 1667 = 0, 0333 m o l

m (N_{2} s o b r a n t e) = 0, 0333 \cdot 28 = 0, 93 g

Resultado. El reactivo limitante es $H_{2}$ . Se forman aproximadamente $5, 67$ g de $N H_{3}$ y quedan $0, 93$ g de $N_{2}$ sin reaccionar.

Comprobación. No decidas el reactivo limitante comparando gramos. Convierte ambos reactivos a moles y contrasta esos moles con los coeficientes de la ecuación ajustada. Además, la masa queda coherente: $5, 6 + 1, 0 = 6, 6$ g al inicio y $5, 67 + 0, 93 = 6, 60$ g al final, dentro del redondeo.

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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.

El rendimiento compara dos cantidades

R = \frac{c a n t i d a d r e a l}{c a n t i d a d t e ó r i c a} \cdot 100

Aplicamos el porcentaje

R = \frac{21, 5}{25, 0} \cdot 100

R = 86

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.

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Ejercicio 5. Disolución molar a partir de masa

Se disuelven $5, 85$ g de $N a C l$ en agua hasta obtener $500$ mL de disolución. Calcula la molaridad. Datos: $N a = 23$ , $C l = 35, 5$ .

Masa molar del soluto

M_{m} (N a C l) = 23 + 35, 5 = 58, 5

Cuánto soluto hay

n = \frac{5, 85}{58, 5} = 0, 1

El volumen, siempre en litros

500 m L = 0, 500 L

Concentración de la disolución

c = \frac{n}{V}

c = \frac{0, 1}{0, 500} = 0, 2 m o l / L

Resultado. La disolución es $0, 2$ mol/L.

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Ejercicio 6. Dilución de una disolución

¿Qué volumen de una disolución $2, 0$ mol/L de $H C l$ se necesita para preparar $250$ mL de una disolución $0, 50$ mol/L?

Qué sabemos

Disolución inicial: $c_{1} = 2, 0$ mol/L
Disolución final: $c_{2} = 0, 50$ mol/L
Volumen final: $V_{2} = 250$ mL
Volumen inicial buscado: $V_{1}$

En una dilución se conservan los moles

c_{1} V_{1} = c_{2} V_{2}

Despejamos el volumen

2, 0 \cdot V_{1} = 0, 50 \cdot 250

2, 0 V_{1} = 125

V_{1} = 62, 5

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.

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Ejercicio 7. Estequiometría con gases

El carbonato de calcio se descompone según:

C a C O_{3} \to C a O + C O_{2}

Calcula el volumen de $C O_{2}$ obtenido, medido a $1$ atm y $273$ K, al descomponer $20$ g de $C a C O_{3}$ . Datos: $C a = 40$ , $C = 12$ , $O = 16$ , $R = 0, 082$ atm L mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ .

Masa molar del carbonato de calcio

M_{m} (C a C O_{3}) = 40 + 12 + 3 \cdot 16 = 100

Cantidad de $C a C O_{3}$ que se descompone

n (C a C O_{3}) = \frac{20}{100} = 0, 20

Relación estequiométrica

La ecuación indica que $1$ mol de $C a C O_{3}$ produce $1$ mol de $C O_{2}$ .

n (C O_{2}) = 0, 20

El gas a la presión y temperatura dadas

P V = n R T

V = \frac{n R T}{P}

V = \frac{0, 20 \cdot 0, 082 \cdot 273}{1}

V = 4, 48

Resultado. Se obtienen aproximadamente $4, 48$ L de $C O_{2}$ .

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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 $C O_{2}$ . Calcula la pureza de la muestra. Datos: $C a C O_{3} = 100$ g/mol, $C O_{2} = 44$ g/mol.

La reacción que conecta los datos

C a C O_{3} + 2 H C l \to C a C l_{2} + C O_{2} + H_{2} O

El $C O_{2}$ medido

n (C O_{2}) = \frac{1, 76}{44} = 0, 04

Relación estequiométrica

La reacción indica que $1$ mol de $C a C O_{3}$ produce $1$ mol de $C O_{2}$ .

n (C a C O_{3}) = 0, 04

Cuánto $C a C O_{3}$ puro había

m (C a C O_{3}) = 0, 04 \cdot 100 = 4, 0

Pureza de la muestra

P u r e z a = \frac{4, 0}{10, 0} \cdot 100

P u r e z a = 40

Resultado. La muestra tiene una pureza del $40 %$ .

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Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 9. Estequiometría con disolución, reactivo limitante y gas

Se hacen reaccionar $12, 0$ g de magnesio con $200$ mL de ácido clorhídrico $2, 0$ mol/L según la reacción:

M g + 2 H C l \to M g C l_{2} + H_{2}

Determina el reactivo limitante, la masa de $M g C l_{2}$ formada y el volumen de $H_{2}$ obtenido a $1$ atm y $273$ K. Datos: $M g = 24, 3$ , $C l = 35, 5$ , $R = 0, 082$ .

Magnesio disponible

n (M g) = \frac{12, 0}{24, 3} = 0, 494

Ácido disponible

El volumen debe estar en litros.

200 m L = 0, 200 L

n (H C l) = c \cdot V = 2, 0 \cdot 0, 200 = 0, 400

Cuál se agota primero

La reacción exige $2$ moles de $H C l$ por cada $1$ mol de $M g$ .

Para consumir $0, 494$ moles de $M g$ , harían falta:

0, 494 \cdot 2 = 0, 988

Solo hay $0, 400$ moles de $H C l$ , por tanto el ácido clorhídrico es el reactivo limitante.

La tabla confirma la decisión sin esconderla dentro de una regla de tres:

Situación	$M g$	$H C l$	$M g C l_{2}$	$H_{2}$
Moles iniciales	$0, 494$	$0, 400$	$0$	$0$
Reaccionan / se forman	$- 0, 200$	$- 0, 400$	$+ 0, 200$	$+ 0, 200$
Situación final	$0, 294$	$0$	$0, 200$	$0, 200$

Producto que puede formarse

De $2$ moles de $H C l$ se obtiene $1$ mol de $M g C l_{2}$ .

n (M g C l_{2}) = \frac{0, 400}{2} = 0, 200

Masa de $M g C l_{2}$

M_{m} (M g C l_{2}) = 24, 3 + 2 \cdot 35, 5 = 95, 3

m (M g C l_{2}) = 0, 200 \cdot 95, 3 = 19, 06

Volumen de hidrógeno

De $2$ moles de $H C l$ se obtiene $1$ mol de $H_{2}$ .

n (H_{2}) = \frac{0, 400}{2} = 0, 200

Aplicamos $P V = n R T$ .

V = \frac{n R T}{P}

V = \frac{0, 200 \cdot 0, 082 \cdot 273}{1}

V = 4, 48

Resultado. El reactivo limitante es $H C l$ . Se forman $19, 06$ g de $M g C l_{2}$ y $4, 48$ L de $H_{2}$ .

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Tipo PAU · elaboración propia

Modelo tipo PAU. Disolución, reactivo limitante y rendimiento

Se hacen reaccionar $1, 20$ g de magnesio con $40, 0$ mL de una disolución de $H C l$ $1, 50$ mol/L:

M g + 2 H C l \to M g C l_{2} + H_{2}

Determina el reactivo limitante, la masa teórica de $M g C l_{2}$ , la masa que se obtendría con un rendimiento del $80 %$ y el volumen teórico de $H_{2}$ a $298$ K y $1, 00$ atm. Datos: $M g = 24, 3$ , $C l = 35, 5$ , $R = 0, 08206 L a t m m o l^{- 1} K^{- 1}$ .

1. Moles de cada reactivo

n (M g) = \frac{1, 20}{24, 3} = 0, 0494 m o l

n (H C l) = 1, 50 \cdot 0, 0400 = 0, 0600 m o l

Para consumir todo el magnesio serían necesarios $0, 0988$ mol de $H C l$ . Como solo hay $0, 0600$ mol, el ácido clorhídrico es el reactivo limitante.

Yo dejaría este balance escrito: ahorra dudas cuando el problema añade después rendimiento o volumen de gas.

Situación	$M g$	$H C l$	$M g C l_{2}$	$H_{2}$
Moles iniciales	$0, 0494$	$0, 0600$	$0$	$0$
Reaccionan / se forman	$- 0, 0300$	$- 0, 0600$	$+ 0, 0300$	$+ 0, 0300$
Situación final	$0, 0194$	$0$	$0, 0300$	$0, 0300$

2. Cantidad teórica de productos

n (M g C l_{2}) = n (H_{2}) = \frac{0, 0600}{2} = 0, 0300 m o l

M_{m} (M g C l_{2}) = 24, 3 + 2 \cdot 35, 5 = 95, 3 g / m o l

m_{t e ó r i c a} (M g C l_{2}) = 0, 0300 \cdot 95, 3 = 2, 86 g

3. Rendimiento

m_{r e a l} = 0, 80 \cdot 2, 86 = 2, 29 g

4. Volumen teórico de hidrógeno

V = \frac{n R T}{P} = \frac{0, 0300 \cdot 0, 08206 \cdot 298}{1, 00} = 0, 734 L

Resultado. $H C l$ es el reactivo limitante. La masa teórica de $M g C l_{2}$ es $2, 86$ g, con un rendimiento del $80 %$ se obtendrían $2, 29$ g, y el volumen teórico de $H_{2}$ es aproximadamente $0, 734$ L.

Comprobación. La masa real debe ser menor que la teórica. Además, los moles de $M g C l_{2}$ y $H_{2}$ son iguales porque ambos tienen coeficiente 1 en la reacción.

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Parte 2. Cinética química

La cinética responde a una pregunta distinta de la termodinámica: no pregunta si un proceso es favorable, sino con qué rapidez ocurre y de qué depende esa rapidez.

Ideas que hay que dominar

La velocidad puede expresarse a partir del cambio de concentración con el tiempo. Si se habla de desaparición de un reactivo, se usa el signo negativo para obtener una magnitud positiva.
La ley $v = k {[A]}^{m} {[B]}^{n}$ se determina experimentalmente para la reacción estudiada. Los exponentes no se copian de la ecuación global salvo que se trate de una etapa elemental.
El orden global es $m + n$ y determina las unidades de $k$ .
La teoría de colisiones exige orientación adecuada y energía suficiente. Aumentar la temperatura eleva la fracción de choques capaces de superar $E_{a}$ .
Un catalizador modifica el camino cinético y disminuye la energía de activación, pero no cambia $Δ H$ ni el valor de la constante de equilibrio a temperatura fija.

Para una reacción general $a A + b B i g h t a r r o w c C + d D$ , la velocidad de reacción se normaliza con los coeficientes estequiométricos:

v = - \frac{1}{a} \frac{Δ [A]}{Δ t} = - \frac{1}{b} \frac{Δ [B]}{Δ t} = \frac{1}{c} \frac{Δ [C]}{Δ t} = \frac{1}{d} \frac{Δ [D]}{Δ t}

Así se obtiene una única velocidad de reacción aunque reactivos y productos desaparezcan o se formen a ritmos numéricamente distintos.

v = k {[A]}^{m} {[B]}^{n}

k = A e^{- E_{a} / (R T)}

ln \frac{k_{2}}{k_{1}} = - \frac{E_{a}}{R} (\frac{1}{T_{2}} - \frac{1}{T_{1}})

En Arrhenius, la temperatura se expresa en kelvin y las unidades de $E_{a}$ deben ser compatibles con las de $R$ .

Si necesitas más práctica. En cinética química de 2.º de Bachillerato y PAU/EBAU encontrarás muchas más variantes de velocidades iniciales, órdenes, Arrhenius, catalizadores y mecanismos. Aquí nos quedamos con las ideas y los modelos que conviene llevar claros al examen.

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 $A$ . No se pide aquí la velocidad de reacción normalizada por coeficientes estequiométricos.

Velocidad de desaparición

v = - \frac{Δ [A]}{Δ t}

Cambio de concentración

Δ [A] = 0, 50 - 0, 80 = - 0, 30

El signo ya está controlado

v = - \frac{- 0, 30}{30}

v = 0, 010

Resultado. La velocidad media de desaparición de $A$ es $0, 010$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$ .

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Ejercicio 11. Ley de velocidad y orden global

Para una reacción se ha determinado experimentalmente la ley de velocidad:

v = k {[A]}^{2} [B]

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.

O r d e n g l o b a l = 2 + 1 = 3

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.

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Ejercicio 12. Unidades de la constante cinética

Una reacción tiene ley de velocidad:

v = k {[A]}^{2}

Determina las unidades de $k$ , sabiendo que la velocidad se mide en mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$ .

Despejamos $k$

k = \frac{v}{{[A]}^{2}}

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 $^{- 2}$ .

k = \frac{m o l L^{- 1} s^{- 1}}{m o l^{2} L^{- 2}}

Simplificamos

k = L m o l^{- 1} s^{- 1}

Resultado. Las unidades de $k$ son L mol $^{- 1}$ s $^{- 1}$ .

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Ejercicio 13. Método de velocidades iniciales

Para la reacción $A + B \to p r o d u c t o s$ , se obtienen los siguientes datos experimentales:

Experimento 1: $[A] = 0, 10$ mol/L, $[B] = 0, 10$ mol/L, $v = 2, 0 \cdot 10^{- 3}$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$

Experimento 2: $[A] = 0, 20$ mol/L, $[B] = 0, 10$ mol/L, $v = 8, 0 \cdot 10^{- 3}$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$

Experimento 3: $[A] = 0, 10$ mol/L, $[B] = 0, 20$ mol/L, $v = 4, 0 \cdot 10^{- 3}$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$

Determina la ley de velocidad.

La forma general

v = k {[A]}^{m} {[B]}^{n}

Comparamos experimentos 1 y 2

Entre los experimentos 1 y 2, $[B]$ permanece constante y $[A]$ se duplica.

[A] p a s a d e 0, 10 a 0, 20

La velocidad pasa de $2, 0 \cdot 10^{- 3}$ a $8, 0 \cdot 10^{- 3}$ , es decir, se multiplica por $4$ .

Si al duplicar $[A]$ , la velocidad se multiplica por $4$ , entonces:

2^{m} = 4

m = 2

Comparamos experimentos 1 y 3

Entre los experimentos 1 y 3, $[A]$ permanece constante y $[B]$ se duplica.

La velocidad pasa de $2, 0 \cdot 10^{- 3}$ a $4, 0 \cdot 10^{- 3}$ , es decir, se multiplica por $2$ .

2^{n} = 2

n = 1

La ley experimental

v = k {[A]}^{2} [B]

Resultado. La ley de velocidad es $v = k {[A]}^{2} [B]$ .

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Ejercicio 14. Temperatura, energía de activación y catalizador

Explica qué ocurre con la velocidad de una reacción al aumentar la temperatura y qué cambia cuando se añade un catalizador.

Qué cambia al aumentar la temperatura

La teoría de colisiones exige que las partículas choquen con orientación adecuada y con energía suficiente. Al subir la temperatura aumenta la energía cinética media y, sobre todo, aumenta la fracción de colisiones capaces de superar la energía de activación.

La ecuación de Arrhenius resume ese efecto:

k = A e^{- E_{a} / (R T)}

Para una energía de activación positiva, al aumentar $T$ el exponente se hace menos negativo y aumenta $k$ . Si las concentraciones se mantienen, una constante cinética mayor conduce a una velocidad mayor.

Qué hace un catalizador

Un catalizador proporciona un camino alternativo con menor energía de activación. Aumenta la velocidad de la reacción directa y de la inversa, pero no cambia $Δ H$ , $Δ G^{\circ}$ ni la constante de equilibrio a una temperatura dada.

Resultado. Aumentar la temperatura eleva normalmente $k$ y acelera la reacción. Un catalizador también la acelera al disminuir la barrera energética, sin modificar la diferencia energética entre reactivos y productos.

Error frecuente. Un catalizador no vuelve espontánea una reacción que no lo era ni desplaza por sí mismo el equilibrio. Cambia la rapidez con la que el sistema evoluciona.

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Tipo PAU · elaboración propia

Modelo tipo PAU. Ley de velocidad, presión, temperatura y Arrhenius

Para una reacción gaseosa $A + B \to p r o d u c t o s$ se obtienen estos datos iniciales:

Experimento	$[A]$ mol/L	$[B]$ mol/L	$v$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$
1	0,10	0,10	$2, 0 \cdot 10^{- 3}$
2	0,20	0,10	$4, 0 \cdot 10^{- 3}$
3	0,10	0,20	$8, 0 \cdot 10^{- 3}$

Determina la ley de velocidad, el valor y las unidades de $k$ , y razona cómo cambia la velocidad si, a temperatura constante, el volumen se reduce a la mitad. Después explica el efecto de elevar la temperatura y de añadir un catalizador.

Órdenes parciales

Al duplicar $[A]$ manteniendo $[B]$ , la velocidad se duplica. El orden respecto a $A$ es 1. Al duplicar $[B]$ manteniendo $[A]$ , la velocidad se multiplica por 4. El orden respecto a $B$ es 2.

v = k [A] {[B]}^{2}

El orden global es $1 + 2 = 3$ .

Constante cinética

k = \frac{2, 0 \cdot 10^{- 3}}{0, 10 \cdot {(0, 10)}^{2}} = 2, 0 L^{2} m o l^{- 2} s^{- 1}

Compresión a temperatura constante

Si el volumen se reduce a la mitad, las concentraciones de ambos gases se duplican. Entonces:

\frac{v'}{v} = 2^{1} \cdot 2^{2} = 8

La velocidad inicial se multiplica por 8.

Temperatura y catalizador

Al subir la temperatura aumenta $k$ porque crece la fracción de colisiones que supera $E_{a}$ . Un catalizador ofrece un camino de menor energía de activación y también incrementa la velocidad, sin alterar $Δ H$ ni la constante de equilibrio a esa temperatura.

Arrhenius con dos temperaturas

Si para otra reacción $k_{2} / k_{1} = 4$ , con $T_{1} = 300$ K y $T_{2} = 330$ K, la energía de activación se obtiene de:

ln \frac{k_{2}}{k_{1}} = - \frac{E_{a}}{R} (\frac{1}{T_{2}} - \frac{1}{T_{1}})

E_{a} = \frac{R ln 4}{\frac{1}{300} - \frac{1}{330}} \approx 3, 80 \cdot 10^{4} J / m o l = 38, 0 k J / m o l

Resultado. $v = k [A] {[B]}^{2}$ , $k = 2, 0 L^{2} m o l^{- 2} s^{- 1}$ ; al reducir el volumen a la mitad la velocidad inicial se multiplica por 8. Para los datos de Arrhenius, $E_{a} \approx 38, 0$ kJ/mol.

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Parte 3. Termodinámica química

La termodinámica estudia balances energéticos y criterios de espontaneidad. En examen es especialmente importante respetar estados físicos, signos, coeficientes estequiométricos y unidades.

Primer principio, entalpía y espontaneidad

Con el convenio químico habitual, $q > 0$ cuando el sistema absorbe calor y $w > 0$ cuando el entorno realiza trabajo sobre el sistema:

Δ U = q + w

A presión constante y cuando el trabajo mecánico relevante es el de expansión-compresión, el calor intercambiado por el sistema coincide con su variación de entalpía. Una reacción exotérmica tiene $Δ H < 0$ ; una endotérmica, $Δ H > 0$ .

Δ_{r} H^{\circ} = \sum ν Δ H_{f}^{\circ} (p r o d u c t o s) - \sum ν Δ H_{f}^{\circ} (r e a c t i v o s)

La ley de Hess funciona porque la entalpía es una función de estado. Si se invierte una reacción, cambia el signo de $Δ H$ ; si se multiplican sus coeficientes, también se multiplica $Δ H$ .

Δ H \approx \sum E (e n l a c e s r o t o s) - \sum E (e n l a c e s f o r m a d o s)

Las energías de enlace son valores medios, de modo que este procedimiento proporciona una estimación.

La entropía se relaciona con la dispersión de la energía y con el número de configuraciones microscópicas accesibles. Para estudiar la espontaneidad a temperatura y presión constantes se utiliza:

Δ G = Δ H - T Δ S

Si $Δ G < 0$ , el proceso es termodinámicamente espontáneo en esas condiciones. Eso no significa que sea rápido: una reacción favorable puede tener una barrera de activación elevada.

Unidades. Antes de calcular Gibbs, expresa $Δ H$ y $T Δ S$ en las mismas unidades. Si $Δ H$ está en kJ/mol, suele ser cómodo convertir $Δ S$ a kJ mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ .

Si quieres trabajar este tema con más amplitud. En termoquímica de 2.º de Bachillerato y PAU/EBAU se desarrollan con más ejercicios el primer principio, la entalpía, Hess, las energías de enlace, la entropía y Gibbs. Aquí Hess se utiliza como método termodinámico general. El ciclo de Born-Haber se estudia en el bloque 2, junto al enlace iónico, porque allí se emplea específicamente para interpretar la formación y la energía de la red cristalina. El equilibrio químico como tema, con sus constantes y desplazamientos, continúa en el bloque 3.

Ejemplo corto de primer principio

Un sistema absorbe $25$ kJ de calor y el entorno realiza $8$ kJ de trabajo sobre él.

q = + 25 k J w = + 8 k J

Δ U = q + w = + 33 k J

La energía interna del sistema aumenta en $33$ kJ. Si el enunciado utiliza otro convenio para el signo del trabajo, debe seguirse el convenio indicado.

Ejercicio 15. Entalpía de reacción

Calcula la entalpía de combustión del metano:

C H_{4} (g) + 2 O_{2} (g) \to C O_{2} (g) + 2 H_{2} O (l)

Datos: $Δ H_{f}^{\circ} (C H_{4} (g)) = - 75$ kJ/mol, $Δ H_{f}^{\circ} (C O_{2} (g)) = - 394$ kJ/mol, $Δ H_{f}^{\circ} (H_{2} O (l)) = - 286$ kJ/mol, $Δ H_{f}^{\circ} (O_{2} (g)) = 0$ .

La expresión que necesitamos

Δ H = \sum n Δ H_{f} (p r o d u c t o s) - \sum n Δ H_{f} (r e a c t i v o s)

Aporte de los productos

P r o d u c t o s = - 394 + 2 (- 286)

P r o d u c t o s = - 394 - 572 = - 966

Aporte de los reactivos

R e a c t i v o s = - 75 + 2 \cdot 0 = - 75

Diferencia final

Δ H = - 966 - (- 75)

Δ H = - 891

Resultado. Para la reacción escrita, $Δ_{r} H^{\circ} = - 891$ kJ/mol de reacción. La combustión es exotérmica.

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Ejercicio 16. Ley de Hess

Calcula la entalpía de la reacción:

C (s, g r a f i t o) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O (g)

Datos:

C (s, g r a f i t o) + O_{2} (g) \to C O_{2} (g) Δ H = - 394 k J

C O (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O_{2} (g) Δ H = - 283 k J

Queremos obtener $C (s, g r a f i t o) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O (g)$

La segunda reacción tiene $C O$ como reactivo, pero nosotros lo queremos como producto. Por tanto, invertimos la segunda reacción.

C O_{2} (g) \to C O (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g)

Al invertirla, cambia el signo de la entalpía.

Δ H = + 283 k J

Sumamos con la primera reacción

C (s, g r a f i t o) + O_{2} (g) \to C O_{2} (g)

C O_{2} (g) \to C O (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g)

Al sumar, $C O_{2}$ se cancela.

C (s, g r a f i t o) + O_{2} (g) \to C O (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g)

Restando $\frac{1}{2} O_{2}$ en ambos lados:

C (s, g r a f i t o) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O (g)

Sumamos entalpías

Δ H = - 394 + 283

Δ H = - 111

Resultado. $Δ H = - 111$ kJ/mol para la reacción escrita.

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Ejercicio 17. Energías de enlace

Estima la entalpía de la reacción a partir de energías medias de enlace:

H_{2} (g) + C l_{2} (g) \to 2 H C l (g)

Datos de energía de enlace: $H - H = 436$ kJ/mol, $C l - C l = 243$ kJ/mol, $H - C l = 431$ kJ/mol.

Enlaces que se rompen

En los reactivos se rompen un enlace $H - H$ y un enlace $C l - C l$ .

E_{r o t o s} = 436 + 243 = 679

Enlaces que se forman

En los productos se forman $2$ enlaces $H - C l$ .

E_{f o r m a d o s} = 2 \cdot 431 = 862

Estimación de la entalpía

Δ H = E_{r o t o s} - E_{f o r m a d o s}

Δ H = 679 - 862

Δ H = - 183

Resultado. $Δ H \approx - 183$ kJ/mol de reacción para la ecuación escrita. Es una estimación porque se han utilizado energías medias de enlace.

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Ejercicio 18. Signo de la entropía

Razona el signo de $Δ S$ en la reacción:

C a C O_{3} (s) \to C a O (s) + C O_{2} (g)

Razonamiento

En los reactivos hay un sólido. En los productos aparece un gas, $C O_{2}$ .

La aparición de una fase gaseosa aumenta mucho el número de configuraciones microscópicas accesibles y la dispersión de la materia y de la energía. Por eso, en este caso, la entropía del sistema aumenta.

Conclusión

Resultado. $Δ S > 0$ , porque se forma un gas a partir de un sólido.

Como regla cualitativa de Bachillerato, un aumento del número de moles gaseosos suele favorecer un aumento de entropía. Es una guía de razonamiento, no una definición de entropía.

El signo de $Δ S$ por sí solo no decide la espontaneidad. Para eso hay que considerar también $Δ H$ y la temperatura mediante $Δ G = Δ H - T Δ S$ .

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Ejercicio 19. Energía libre de Gibbs

Para una reacción se tiene $Δ H = 50$ kJ/mol y $Δ S = 150$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ . Determina si será espontánea a $298$ K.

Gibbs decide la espontaneidad

Δ G = Δ H - T Δ S

Antes de restar, mismas unidades

$Δ H$ está en kJ/mol y $Δ S$ en J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ . Pasamos $Δ H$ a J/mol.

50 k J / m o l = 50000 J / m o l

Con los datos a 298 K

Δ G = 50000 - 298 \cdot 150

Δ G = 50000 - 44700

Δ G = 5300

$Δ G = 5300$ J/mol, es decir, $5, 3$ kJ/mol.

Resultado. La reacción no es espontánea a $298$ K porque $Δ G > 0$ .

Pregunta adicional típica

¿A partir de qué temperatura sería espontánea?

Para que empiece a ser espontánea:

Δ G = 0

0 = Δ H - T Δ S

T = \frac{Δ H}{Δ S}

T = \frac{50000}{150} = 333, 3

Si suponemos que $Δ H$ y $Δ S$ varían poco en ese intervalo de temperatura, por encima de $333, 3$ K se obtiene $Δ G < 0$ y el proceso resulta termodinámicamente favorable.

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Tipo PAU · elaboración propia

Ejercicio 20. Entalpía, entropía y energía libre en una misma reacción

Para la reacción:

2 S O_{2} (g) + O_{2} (g) \to 2 S O_{3} (g)

se conocen los datos:

$Δ H_{f}^{\circ} (S O_{2} (g)) = - 297$ kJ/mol
$Δ H_{f}^{\circ} (S O_{3} (g)) = - 396$ kJ/mol
$Δ H_{f}^{\circ} (O_{2} (g)) = 0$ kJ/mol
$Δ S^{\circ} = - 188$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$

Calcula $Δ H$ , $Δ G$ a $298$ K e indica si la reacción es espontánea.

Entalpía de reacción

Δ H = \sum n Δ H_{f} (p r o d u c t o s) - \sum n Δ H_{f} (r e a c t i v o s)

Productos:

2 (- 396) = - 792

Reactivos:

2 (- 297) + 0 = - 594

Restamos:

Δ H = - 792 - (- 594)

Δ H = - 198

La reacción es exotérmica.

Energía libre a 298 K

Pasamos $Δ H$ a J/mol.

- 198 k J / m o l = - 198000 J / m o l

Aplicamos:

Δ G = Δ H - T Δ S

Δ G = - 198000 - 298 (- 188)

Δ G = - 198000 + 56024

Δ G = - 141976

En kJ/mol:

Δ G = - 141, 976

Qué significa el signo

Como $Δ G < 0$ , la reacción es espontánea a $298$ K.

Resultado. Para la reacción tal como está escrita, $Δ H = - 198$ kJ/mol de reacción y $Δ G \approx - 142, 0$ kJ/mol a $298$ K. Es termodinámicamente espontánea en esas condiciones.

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Tipo PAU · elaboración propia

Modelo tipo PAU. Espontaneidad y temperatura

Para la descomposición:

C a C O_{3} (s) \to C a O (s) + C O_{2} (g)

se toman, para este ejercicio, $Δ H = + 178$ kJ/mol y $Δ S = + 161$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ . Calcula $Δ G$ a $298$ K y a $1200$ K, y estima la temperatura a partir de la cual el proceso resulta termodinámicamente favorable suponiendo $Δ H$ y $Δ S$ aproximadamente constantes.

Unidades compatibles

Δ S = 0, 161 k J m o l^{- 1} K^{- 1}

A 298 K

Δ G = 178 - 298 \cdot 0, 161 = 130, 0 k J / m o l

Como $Δ G > 0$ , el proceso no es espontáneo en esas condiciones.

A 1200 K

Δ G = 178 - 1200 \cdot 0, 161 = - 15, 2 k J / m o l

Ahora $Δ G < 0$ , por lo que el proceso es termodinámicamente favorable.

Temperatura de cambio de signo

0 = Δ H - T Δ S

T = \frac{178}{0, 161} \approx 1, 11 \cdot 10^{3} K

Resultado. $Δ G (298 K) \approx + 130, 0$ kJ/mol, $Δ G (1200 K) \approx - 15, 2$ kJ/mol y la temperatura umbral es aproximadamente $1, 11 \cdot 10^{3}$ K.

Interpretación. Con $Δ H > 0$ y $Δ S > 0$ , el término $- T Δ S$ favorece la espontaneidad a temperaturas altas. Esto no dice que la reacción vaya a ser rápida: la rapidez pertenece a la cinética.

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Práctica final

La colección final mezcla cálculo químico, cinética y termodinámica. La intención es comprobar si sabes elegir el modelo antes de empezar a operar.

24 ejercicios para practicar

Calcula los moles que hay en $44$ g de $C O_{2}$ . Datos: $C = 12$ , $O = 16$ .
Calcula el número de moléculas que hay en $0, 50$ mol de $N H_{3}$ .
Ajusta $F e + O_{2} \to F e_{2} O_{3}$ .
Calcula la masa de $C O_{2}$ obtenida al quemar completamente $16$ g de $C H_{4}$ .
Se mezclan $1, 5$ mol de $H_{2}$ y $1, 0$ mol de $O_{2}$ para formar agua. Determina el reactivo limitante y los moles de $O_{2}$ que sobran.
Se obtienen $18$ g de producto cuando teóricamente se esperaban $24$ g. Calcula el rendimiento.
Calcula la molaridad de una disolución que contiene $0, 25$ mol de soluto en $500$ mL.
Calcula el volumen de una disolución $1, 5$ mol/L necesario para preparar $300$ mL de disolución $0, 30$ mol/L por dilución.
Una concentración pasa de $0, 60$ a $0, 20$ mol/L en $40$ s. Calcula la velocidad media de desaparición.
Para $v = k [A] {[B]}^{2}$ , indica órdenes parciales y orden global.
Deduce las unidades de $k$ para una reacción global de primer orden.
Explica, usando teoría de colisiones, por qué suele aumentar la velocidad al elevar la temperatura.
Explica qué modifica un catalizador y qué magnitudes termodinámicas no modifica.
En una reacción, duplicar $[A]$ duplica la velocidad y duplicar $[B]$ la cuadruplica. Escribe la ley de velocidad.
Si $k_{2} / k_{1} = 4$ , $T_{1} = 300$ K y $T_{2} = 330$ K, calcula $E_{a}$ con $R = 8, 314$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ .
Un sistema absorbe $12$ kJ y el entorno realiza $5$ kJ de trabajo sobre él. Calcula $Δ U$ con el convenio $Δ U = q + w$ .
Calcula $Δ H$ de $C O (g) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O_{2} (g)$ con $Δ H_{f}^{\circ} (C O) = - 111$ y $Δ H_{f}^{\circ} (C O_{2}) = - 394$ kJ/mol.
Razona el signo de $Δ S$ en $2 H_{2} (g) + O_{2} (g) \to 2 H_{2} O (l)$ .
Calcula $Δ G$ si $Δ H = - 80$ kJ/mol, $Δ S = - 120$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ y $T = 298$ K.
Indica si un proceso con $Δ H < 0$ y $Δ S > 0$ es espontáneo a cualquier temperatura positiva.
Explica por qué no pueden mezclarse directamente kJ y J en $Δ G = Δ H - T Δ S$ .
¿Una reacción con $Δ G < 0$ tiene que ser rápida? Razona la respuesta.
Para $Δ H = + 40$ kJ/mol y $Δ S = + 100$ J mol $^{- 1}$ K $^{- 1}$ , estima la temperatura a partir de la cual $Δ G < 0$ .
Se hacen reaccionar $50, 0$ mL de $H C l$ $0, 200$ mol/L con magnesio en exceso según $M g + 2 H C l \to M g C l_{2} + H_{2}$ . Calcula los moles teóricos de $H_{2}$ .

Ver soluciones finales

$1, 00$ mol de $C O_{2}$ .
$3, 011 \cdot 10^{23}$ moléculas.
$4 F e + 3 O_{2} \to 2 F e_{2} O_{3}$ .
$44$ g de $C O_{2}$ .
$H_{2}$ es limitante; se consumen $0, 75$ mol de $O_{2}$ y sobran $0, 25$ mol.
$75 %$ .
$0, 50$ mol/L.
$60$ mL.
$0, 010$ mol L $^{- 1}$ s $^{- 1}$ .
Orden 1 respecto a $A$ , 2 respecto a $B$ , global 3.
$s^{- 1}$ .
Aumenta la energía cinética y la fracción de colisiones que supera $E_{a}$ ; por ello suele aumentar $k$ y la velocidad.
Reduce la energía de activación mediante un camino alternativo; no modifica $Δ H$ , $Δ G^{\circ}$ ni $K$ a temperatura fija.
$v = k [A] {[B]}^{2}$ .
$E_{a} \approx 38, 0$ kJ/mol.
$Δ U = + 17$ kJ.
$- 283$ kJ/mol.
$Δ S < 0$ , porque desaparecen moles gaseosos y se forma líquido.
$Δ G = - 44, 24$ kJ/mol.
Sí, porque ambos términos hacen $Δ G$ negativo para $T > 0$ .
Porque $Δ H$ y $T Δ S$ deben expresarse en las mismas unidades antes de restar.
No. Espontaneidad y rapidez son magnitudes distintas; una barrera de activación alta puede hacer lenta una reacción favorable.
$T = 400$ K; por encima de ese valor, bajo la aproximación de $Δ H$ y $Δ S$ constantes.
$n (H C l) = 0, 0100$ mol y $n (H_{2}) = 0, 00500$ mol.

Errores frecuentes que sí cuestan puntos

Hacer una proporción con gramos en vez de convertir primero a moles.
No comprobar el reactivo limitante cuando se dan cantidades de dos reactivos.
Aplicar una fórmula de dilución cuando en realidad hay reacción química.
Usar mL en una molaridad o grados Celsius en Arrhenius.
Copiar los coeficientes estequiométricos como órdenes de reacción sin datos experimentales.
Omitir las unidades de $k$ o usar las de otro orden global.
Decir que un catalizador cambia $Δ H$ o hace más favorable una reacción.
Olvidar estados físicos en entalpías de formación; $H_{2} O (l)$ y $H_{2} O (g)$ no tienen la misma entalpía estándar de formación.
Invertir una ecuación de Hess sin cambiar el signo de $Δ H$ , o multiplicarla sin escalar la entalpía.
Tratar las energías medias de enlace como valores exactos.
Definir la entropía únicamente como “desorden” sin relacionarla con estados microscópicos o dispersión.
Mezclar J y kJ en Gibbs.
Confundir espontaneidad con velocidad. $Δ G < 0$ no indica cuánto tarda una reacción.

Antes de continuar con el resto de Química PAU

Deberías poder convertir datos a moles, reconocer un reactivo limitante, manejar concentración y gases, deducir una ley de velocidad a partir de datos experimentales y distinguir el efecto de concentración, temperatura y catalizador. En termodinámica, conviene controlar signos, Hess, entalpías de formación, energías de enlace, entropía y Gibbs.

Si uno de esos apartados todavía falla, trabaja primero el material específico y vuelve después a esta guía. La idea es comprobar que puedes pasar de un tipo de problema a otro sin mezclar métodos, signos ni unidades.

Cómo continuar la preparación de Química PAU

Bloque 1
Estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica

Bloque 2 →
Estructura atómica, enlace químico y orgánica Bloque 3 →
Equilibrio, ácido-base, solubilidad y redox

Para cambiar de tema o de materia sin perder la ruta, puedes volver a la biblioteca de recursos educativos de Marlu.

Si necesitas convertir el repaso en un método estable

Cuando los conceptos se entienden pero todavía cuesta decidir por dónde empezar, lo útil es corregir el planteamiento y no limitarse a repetir cuentas. La preparación específica está en Química online para Bachillerato y PAU.

Si antes prefieres conocer cómo trabajamos el conjunto de Matemáticas, Física y Química, puedes consultar las clases particulares online de Marlu Educativa.

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Preguntas frecuentes del bloque 1 de Química PAU

¿Cómo sé cuál es el reactivo limitante?

Convierte todos los reactivos a moles y compara las cantidades disponibles con la proporción que marca la ecuación ajustada. El que se agota primero limita la cantidad máxima de producto.

¿La ley de velocidad se obtiene de los coeficientes de la reacción?

No en una reacción global ordinaria. Los órdenes se determinan experimentalmente; solo en una etapa elemental pueden coincidir directamente con la molecularidad de esa etapa.

¿Qué cambia cuando aumenta la temperatura?

Aumenta la fracción de partículas con energía suficiente para superar la barrera de activación y, para una energía de activación positiva, aumenta la constante cinética según Arrhenius.

¿Un catalizador modifica la entalpía o la espontaneidad?

No. Proporciona un camino de menor energía de activación y modifica la rapidez, pero no cambia los estados inicial y final ni, por tanto, la entalpía de reacción o el criterio termodinámico de espontaneidad.

¿Una reacción espontánea tiene que ser rápida?

No. La espontaneidad se estudia con la termodinámica y la rapidez con la cinética. Una reacción con $Δ G < 0$ puede ser muy lenta si su energía de activación es elevada.

¿Por qué hay que igualar J y kJ en la ecuación de Gibbs?

Porque $Δ H$ y $T Δ S$ se restan. Los dos términos deben tener las mismas unidades antes de hacer la operación.

Biblioteca Marlu Educativa. Recurso revisado en agosto de 2026. Criterio docente y supervisión académica de José María · revisión académica y editorial del equipo Marlu.

Química PAU · Bloque 1 · guía conjunta de cálculo químico, cinética y termodinámica.

Blog

Química PAU 2026 bloque 1: estequiometría, disoluciones, cinética y termodinámica

Cómo decidir por dónde empezar un problema

Índice clicable de teoría y ejercicios

Parte 1. Estequiometría y disoluciones

El esquema que evita la mayoría de errores

Ejercicio 1. Moles, masa y número de partículas

Antes de contar moléculas: masa molar

De gramos a moles

Ahora sí: número de moléculas

Ejercicio 2. Ajuste de reacción y masa de producto

La reacción, antes de hacer cuentas

El dato útil son los moles de aluminio

La proporción que fija la ecuación

Volvemos a la unidad pedida

Ejercicio 3. Reactivo limitante y reactivo en exceso

Reacción ajustada

Moles disponibles

Producto formado

Nitrógeno que sobra

Ejercicio 4. Rendimiento de una reacción

El rendimiento compara dos cantidades

Aplicamos el porcentaje

Ejercicio 5. Disolución molar a partir de masa

Masa molar del soluto

Cuánto soluto hay

El volumen, siempre en litros

Concentración de la disolución

Ejercicio 6. Dilución de una disolución

Qué sabemos

En una dilución se conservan los moles

Despejamos el volumen

Ejercicio 7. Estequiometría con gases

Masa molar del carbonato de calcio

Cantidad de CaCO3 que se descompone

Relación estequiométrica

El gas a la presión y temperatura dadas

Ejercicio 8. Pureza de una muestra

La reacción que conecta los datos

El CO2 medido

Relación estequiométrica

Cuánto CaCO3 puro había

Pureza de la muestra

Ejercicio 9. Estequiometría con disolución, reactivo limitante y gas

Magnesio disponible

Ácido disponible

Cuál se agota primero

Producto que puede formarse

Masa de MgCl2

Volumen de hidrógeno

Modelo tipo PAU. Disolución, reactivo limitante y rendimiento

1. Moles de cada reactivo

2. Cantidad teórica de productos

3. Rendimiento

4. Volumen teórico de hidrógeno

Parte 2. Cinética química

Ideas que hay que dominar

Ejercicio 10. Velocidad media de reacción

Velocidad de desaparición

Cambio de concentración

El signo ya está controlado

Ejercicio 11. Ley de velocidad y orden global

Resolución

Ejercicio 12. Unidades de la constante cinética

Despejamos k

Sustituimos unidades

Simplificamos

Ejercicio 13. Método de velocidades iniciales

La forma general

Comparamos experimentos 1 y 2

Comparamos experimentos 1 y 3

La ley experimental

Ejercicio 14. Temperatura, energía de activación y catalizador

Qué cambia al aumentar la temperatura

Qué hace un catalizador

Modelo tipo PAU. Ley de velocidad, presión, temperatura y Arrhenius

Órdenes parciales

Constante cinética

Compresión a temperatura constante

Temperatura y catalizador

Cantidad de $C a C O_{3}$ que se descompone

El $C O_{2}$ medido

Cuánto $C a C O_{3}$ puro había

Masa de $M g C l_{2}$

Despejamos $k$

Queremos obtener $C (s, g r a f i t o) + \frac{1}{2} O_{2} (g) \to C O (g)$