[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72348-es":3,"doc-seo-72348-110":31,"detail-sidebar-cat-0-es-110":89},{"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},72348,1099523882367,"Hazel","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_9964176cb1d06d4a9deccf72a44ae3dc",38,"Examen","TEMA 4 Energía de las reacciones químicas 2007","Documento de problemas resueltos de Química para selectividad en Andalucía (2007), centrado en el tema “Energía de las reacciones químicas”. Incluye ejercicios de cálculo de entalpías estándar y de combustión, aplicación de entalpías de formación y energías de enlace, y uso de principios termodinámicos como funciones de estado y energía libre de Gibbs. Se desarrollan soluciones paso a paso para reacciones tipo: combustión del etano, formación y descomposición de especies con cloro y oxígeno, y criterios de espontaneidad mediante ΔH y ΔS.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2007  \nQUÍMICA  \nTEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS  \n• Junio, Ejercicio 6, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 2, Ejercicio 3, Opción B  \n• Reserva 3, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 4, Ejercicio 5, Opción B  \n• Septiembre, Ejercicio 4, Opción A  \n• Septiembre, Ejercicio 6, Opción B  \nA partir de las siguientes ecuaciones termoquímicas: C(grafito) + O 2 (g) → CO 2 (g) ΔH 0 = − 393'5 kj H 2 (g) + 12 O 2 (g) → H 2O(l) ΔH 0 = − 285'8 kj  \n2C 2 H 6 (g) + 7 O 2 (g) → 4 CO 2 (g) + 6 H 2O (g) ΔH 0 = − 3119'6 kj  \nCalcule:  \na) La entalpía de formación estándar del etano  \nb) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera en la combustión de 100 g de etano. Masas atómicas: C = 12, H = 1  \nQUÍMICA. 2007. JUNIO EJERCICIO 6. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na)  \n2 CO 2 (g) + 3 H 2 O (g) → C 2 H 6 (g) + 72 O 2 (g) ΔH 0 = 31192'6 kj  \n2 C (grafito) + 2 O 2 (g) → 2 CO 2 (g) ΔH 0 = − 2 ⋅393'5 kj  \n3 H 2 (g) + 32 O 2 (g) → 3H 2 O(l) ΔH 0 = − 3⋅ 285 '8 kj  \n2 C (grafito) + 3O 2 (g) → C 2 H 6 (g) ΔH 0 = ~~ ~~31192'6 − 2 ⋅393'5 − 3⋅ 285'8 = − 84 '6 kj  \nb)  \n2 ⋅30 g C 2 H 6 →  \n100 g C 2 H 6 → Se liberan 5. 199’33 kJ  \n− 3119 '6 kJ⎫⎪  \n⎬ ⇒ x = −5199 '33 kJ x ⎭⎪  \nDada la reacción: CH 4 (g) + Cl 2 (g) R CH 3Cl(g) + HCl(g) .  \nCalcule la entalpía de reacción estándar utilizando:  \na) Las entalpías de enlace.  \nb) Las entalpías de formación estándar.  \nDatos: Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−H) = 414; (Cl−Cl) = 243; (C−Cl) = 339; (H−Cl) = 432.  \nΔH 0f CH 4 (g) = − 74'9 kJ / mol ; ΔH 0f CH 3Cl(g) = − 82 kJ / mol ;ΔH 0f [ HCl(g)] = − 92'3 kJ / mo QUÍMICA. 2007. RESERVA 1. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Si la calculamos a partir de las energías de enlace, tenemos:  \nΔH 0R = ∑ ( Energía enlaces rotos ) − ∑ ( Energía enlaces formados )  \nΔH 0R = 4 ⋅ 414 + 243 − (339 + 3⋅ 414 + 432) = − 114 kJ / mol  \nb) Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \nΔH 0R = − 82 − 92'3 − (−74 '9) = − 99' 4 / mol  \nRazone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:  \na) Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad.  \nb) La entropía disminuye en las reacciones exotérmicas.  \nc) La energía libre de Gibbs es independiente del camino por el que transcurre la reacción. QUÍMICA. 2007. RESERVA 2. EJERCICIO 3. OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Falso. La velocidad de reacción no depende de la espontaneidad.  \nb) Falso. Hay reacciones exotérmicas en las que aumenta la entropía, por ejemplo, la combustióndel papel en el aire.  \nc) Cierto. La energía libre de Gibbs es una función de estado y, por lo tanto, no depende del camino por el que transcurra la reacción.  \nLa descomposición térmica del clorato de potasio se produce según la reacción (sin ajustar):  \nKClO 3 (s) → KCl(s) + O 2 (g)  \nCalcule:  \na) La entalpía de reacción estándar.  \nb) La cantidad de calor, a presión constante, desprendido al obtener 30 L de oxígeno, medidosa 25ºC y 1 atmósfera.  \nDatos: R = 0'082 atm ⋅ L ⋅ K −1 ⋅ mol−1 .  \nΔH 0f KClO 3 (s) = −414 kJ / mol ; ΔH 0f [ KCl(s)] = −436 kJ / mol .  \nQUÍMICA. 2007. RESERVA 3. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \nAjustamos la reacción: KClO 3 (s) → KCl(s) + 32 O 2 (g)  \na) Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \nΔH 0R = − 436 − (−414) = − 22 kJ b)  \nn =  P ⋅ V =  1⋅30  = 1' 22 moles R ⋅T 0 '082 ⋅ 298  \n1'5 mol → − 22  \n1' 22 → x  \nkJ ⎫  \n⎬ x = − 17 '89 kJ ⎭  \nDada la reacción (sin ajustar): SiO 2 (s) + C(grafito) → SiC(s) + CO(g)  \na) Calcule la entalpía de reacción estándar.  \nb) Suponiendo que ∆H y ∆S no varían con la temperatura, calcule la temperatura mínima para que la reacción se produzca espontáneamente.  \nDatos:  \nΔH 0f [ SiC(s)] = −65'3 kJ / mol ; ΔH 0f SiO 2 (s) = −910'9 kJ / mol ;ΔH 0f [ CO(g)] = − 110'5 kJ / mol Variación de entropía de la reacción: ΔS 0 = 353 J⋅º K −1  \nQUÍMICA. 2007. RESERVA 4. EJERCICIO 5. OPCIÓN B  \nR E S O L U ","cbCaiskNP3A6dvPS","https://ap.wps.com/l/cbCaiskNP3A6dvPS","pdf",120217,6,1,8,"Spanish","es",110,"# Tema 4: Energía de las reacciones químicas\n## Junio: Ejercicio 6, opción A\n## Reserva 1: Ejercicio 5, opción A\n## Reserva 2: Ejercicio 3, opción B\n## Reserva 3: Ejercicio 5, opción A\n## Reserva 4: Ejercicio 5, opción B\n## Septiembre: Ejercicio 4, opción A\n## Septiembre: Ejercicio 6, opción B","[{\"question\":\"En la reacción CH4 + Cl2 → CH3Cl + HCl, cómo se determina la entalpía estándar?\",\"answer\":\"La solución muestra dos métodos: por energías de enlace (sumar enlaces rotos y restar enlaces formados) y por entalpías de formación estándar (diferencia entre suma de ΔHf de productos y reactivos).\"},{\"question\":\"Qué criterios termodinámicos se usan para decidir la espontaneidad en las afirmaciones y en el cálculo de temperatura mínima?\",\"answer\":\"Se razona con que ΔG es función de estado y con la relación ΔG = ΔH − TΔS. 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