[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72347-es":3,"doc-seo-72347-110":31,"detail-sidebar-cat-0-es-110":93},{"code":4,"msg":5,"data":6},0,"success",{"doc_id":7,"user_id":8,"nickname":9,"user_avatar":10,"doc_module":4,"category_id":11,"category_name":12,"doc_title":13,"doc_description":14,"doc_content":15,"file_id":16,"file_url":17,"file_type":18,"file_size":19,"view_count":20,"is_deleted":4,"is_public":21,"is_downloadable":21,"audit_status":21,"page_count":22,"language":23,"language_code":24,"site_id":25,"html_lang":24,"table_of_contents":26,"faqs":27,"seo_title":28,"seo_description":14,"update_tm":29,"read_time":30},72347,1099523882367,"Hazel","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_9964176cb1d06d4a9deccf72a44ae3dc",38,"Examen","Tema 4 Energía de las Reacciones Químicas 2005 Selectividad Andalucía Química","Resoluciones de ejercicios de Química de Selectividad Andalucía 2005, Tema 4: Energía de las reacciones químicas. Incluye cálculos de entalpías estándar de formación y combustión mediante ley de Hess, con reacciones de naftaleno, MnO2 con Al, etanol y ácido acético, y metano. También se trata la espontaneidad con ΔG y criterios con ΔH y ΔS, diferencias entre ΔH y ΔH°, procesos endotérmicos/exotérmicos, y problemas de entalpías a partir de datos de agua, HCl y óxido de plata.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2005  \nQUÍMICA  \nTEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS  \n• Junio, Ejercicio 6, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 4, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 6, Opción B  \n• Reserva 2, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 4, Ejercicio 3, Opción A  \n• Septiembre, Ejercicio 5, Opción B  \na) Calcule la entalpía de formación estándar del naftaleno ( C10 H 8 ).  \nb) ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones estándar? Datos: ΔH0fCO 2 (g) = −393'5kJ / mol ; ΔH0fH 2O(l) = −285'8 kJ / mol ;  \nΔH0cC10 H 8  = −4928'6 kJ / mol Masas atómicas: H = 1 ; C = 12  \nQUÍMICA. 2005. JUNIO. EJERCICIO 6. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Escribimos la reacción de combustión del naftaleno.  \nC10 H 8 + 12 O 2 → 10 CO 2 + 4 H 2 O  \nPara cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \n−4928'6 = 10 ⋅ (−393'5) + 4 ⋅(−285'8)− ΔHf ⇒ ΔHf = − 149 '6 kJ / molb)  \n128 g de Naftaleno  \n100 g Luego se desprenden 3850’46 kJ  \n→  \n→  \n− 4928'6⎫  \n⎬ ⇒ x = − 3850 ' 46 x ⎭  \nkJ  \nRazone si una reacción puede ser espontánea, cuando se cumplen las siguientes condiciones:  \na) ΔH > 0 y ΔS \u003C 0 .  \nb) ΔH \u003C 0 y ΔS \u003C 0 .  \nc) ΔH > 0 y ΔS > 0 .  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 1. EJERCICIO 4. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \nUna reacción es espontánea cuando ΔG \u003C 0 . Teniendo en cuenta la fórmula de la variación deenergía libre: ΔG = ΔH − TΔS podemos hacer la discusión.  \na) Si ΔH > 0 y ΔS \u003C 0 , entonces ΔG > 0 , luego, la reacción no será espontánea a cualquier temperatura.  \nb) Si ΔH \u003C 0 y ΔS \u003C 0 , entonces ΔG \u003C 0 si la temperatura es baja y la reacción será espontánea.  \nc) Si ΔH > 0 y ΔS > 0 , entonces ΔG \u003C 0 si la temperatura es alta y la reacción será espontánea.  \nEl dióxido de manganeso se reduce con aluminio según la reacción:  \n3 MnO 2 (s) + 4 Al(s) → 2 Al 2O 3 (s) + 3 Mn(s) ΔH0 = − 1772'4 kJ Calcule:  \na) La entalpía de formación estándar del Al 2O 3 (s) .  \nb) La energía que se desprende cuando se ponen a reaccionar, en las mismas condiciones, 50 g de MnO 2 (s) con 50 g de Al(s) .  \nDatos: ΔH0f MnO 2 (s) = − 520 kJ / mol . Masas atómicas: Al = 27; Mn = 55; O = 16.  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 1. EJERCICIO 6. OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \n−1772 ' 4 = 2 ⋅ ΔHf (Al 2 O 3 ) − 3⋅(−520) ⇒ ΔHf = − 1666 ' 2 kJ / molb) El reactivo limitante es el MnO 2 (s) , luego:  \n3⋅87 g de MnO 2 → −1772 ' 4 kJ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 339 '54 kJ  \n50 g → x ⎭  \nCuando se quema 1 g de etanol líquido (C 2 H 6O) y 1 g de ácido acético líquido (C 2 H 4O 2 ) , en condiciones estándar, se desprenden 29’7 y 14’6 kJ, respectivamente. En ambas reacciones se forma agua líquida y dióxido de carbono gaseoso. Calcule: a) Las entalpías estándar de combustión del etanol y del ácido acético. b) La variación de entalpía en la oxidación de 1 molde etanol (l) en ácido acético (l), en condiciones estándar. Masas atómicas: C = 12; O =16; H = 1.  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 2 EJERCICIO 5 OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \n1g de C2 H 6 O → − 29 '7 kJ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 1366 ' 2 kJ / mol = ΔH c (C2 H 6 O)  \n46 g → x ⎭  \n1g de C2 H 4 O 2 → −14 '6 kJ⎫  \n⎬ ⇒ x = − 876 kJ / mol = ΔH c (C2 H 4 O 2 )  \n60 g → x ⎭  \nb)  \nC 2 H 6 O + 3O 2 → 2 CO 2 + 3H 2O ΔH c = − 1366 ' 2 kJ  \n2 CO 2 + 2 H 2 O → C 2 H 4 O 2 + 2 O 2 ΔH c = 876 kJ  \nC 2 H 6 O + O 2 → C 2 H 4 O 2 + H 2 O ΔH = − 1366 ' 2 + 876 = − 490 ' 2 kJ  \nEn la combustión de 5 g de metano, CH 4 , llevada a cabo a presión constante y a 25 ºC, sedesprenden 275 kJ. En estas condiciones, determine:  \na) La entalpía de formación y de combustión del metano.  \nb) El volumen de metano necesario para producir 1 m 3 de CO 2 , medidos a 25ºC y 1 atm.  \nDatos: ΔH0f CO 2 (g) = −393 kJ / mol , ΔH0f H 2O(l) = −285'8 kJ / mol .  \nMasas atómicas: C = 12; H = 1.  \nQUIMICA. 2005. RESERVA 3 EJERCICIO 5 OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \n5 g de CH 4  \n16 g  \n→ − 275  \n→ x  \nkJ ⎫  \n⎬ ⇒ ","cbCaieKvBU3VhvOP","https://ap.wps.com/l/cbCaieKvBU3VhvOP","pdf",117297,6,1,8,"Spanish","es",110,"# Junio\n## Ejercicio 6, Opción A\n# Reserva 1\n## Ejercicio 4, Opción A\n## Ejercicio 6, Opción B\n# Reserva 2\n## Ejercicio 5, Opción A\n# Reserva 3\n## Ejercicio 5, Opción A\n# Reserva 4\n## Ejercicio 3, Opción A\n# Septiembre\n## Ejercicio 5, Opción B","[{\"question\":\"¿Cómo se calcula la entalpía de formación estándar a partir de los datos de combustión y entalpías de formación?\",\"answer\":\"Se usa la ley de Hess: ΔH⁰R = ΣΔH⁰f(productos) − ΣΔH⁰f(reactivos), despejando la entalpía de formación buscada.\"},{\"question\":\"¿Qué relación determina si una reacción es espontánea?\",\"answer\":\"La reacción es espontánea cuando ΔG \\u003c 0. 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