[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72350-es":3,"doc-seo-72350-110":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},72350,1099523882367,"Hazel","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_9964176cb1d06d4a9deccf72a44ae3dc",38,"Examen","Tema 4 Energía de las reacciones químicas 2008","Problemas resueltos de Química correspondientes a la Selectividad de Andalucía 2008, centrados en el Tema 4: energía de las reacciones químicas. Incluye cálculos de entalpía estándar mediante ley de Hess y entalpías de formación, determinación de calor a presión constante para masas concretas (pirita, agua, PCl5), y análisis termodinámico de espontaneidad usando ΔG = ΔH − TΔS. También aborda entropía, función de estado y temperatura de equilibrio aplicando datos de ΔS y ΔH.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2008  \nQUÍMICA  \nTEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS  \n• Junio, Ejercicio 5, Opción A  \n• Reserva 1, Ejercicio 3, Opción B  \n• Reserva 2, Ejercicio 5, Opción B  \n• Reserva 3, Ejercicio 4, Opción A  \n• Reserva 3, Ejercicio 6, Opción B  \n• Reserva 4, Ejercicio 5, Opción A  \n• Septiembre, Ejercicio 6, Opción A  \nLa tostación de la pirita se produce según: 4 FeS 2 (s) + 11 O 2 (g) → 2 Fe 2 O 3 (s) + 8 SO 2 (g) Calcule:  \na) La entalpía de reacción estándar.  \nb) La cantidad de calor, a presión constante, desprendida en la combustión de 25 g de pirita del 90 % de riqueza en peso.  \nDatos: ΔH0f FeS 2 (s) = − 177'5 kJ / mol ; ΔH0f Fe2 O 3 (s) = −822' 2 kJ / mol ;  \nΔH0f SO 2 (g) = −296'8 kJ / mol  \nMasas atómicas: Fe = 55'8 ; S = 32  \nQUÍMICA. 2008. JUNIO EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Para cualquier reacción: ΔH 0R = ∑ ( ΔH 0f ) productos − ∑( ΔH 0f ) reactivos , luego:  \nΔH R = 2 ⋅ (−822 ' 2) + 8 ⋅(−296 '8) − 4 ⋅ (−177 '5) = − 3308 '8 kJ b)  \n4 ⋅119 '8 g de Pirita  \n25 ⋅ 0 '9 g  \n→  \n→  \n− 3308 '8⎫  \n⎬ ⇒ x = − 155'35 x ⎭  \nkJ  \nLuego se desprenden 155’35 kJ  \nRazone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:  \na) Las reacciones espontáneas transcurren a gran velocidad.  \nb) La entropía del sistema disminuye en las reacciones exotérmicas.  \nc) El calor de reacción a presión constante es igual a la diferencia entre la entalpía de los  \nproductos y de los reactivos.  \nQUÍMICA. 2008. RESERVA 1 EJERCICIO 3 OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Falso. La velocidad no está relacionada con la espontaneidad. La velocidad depende de la temperatura, de la concentración de los reactivos y de la energía de activación, mientras que la espontaneidad depende de la energía libre de Gibbs. Una reacción espontánea puede transcurrirrápida o lentamente.  \nb) Falso. No tiene que ocurrir necesariamente aunque si puede ocurrir. No tiene nada que ver el criterio de que sea exotérmica (entalpía negativa), con el aumento de orden de la reacción (entropíanegativa) .  \nc) Verdadero. Es la definición de calor de reacción a presión constante.  \nDada la ecuación termoquímica: 2H 2O(l) → 2H 2 (g) + O 2 (g) ΔH = 571 kJ Calcule, en las mismas condiciones de presión y temperatura:  \na) La entalpía de formación del agua líquida.  \nb) La cantidad de calor, a presión constante, que se libera cuando reaccionan 50 g de H 2 con 50 g de O 2 .  \nMasas atómicas: O = 16 ; H = 1 .  \nQUÍMICA. 2008. RESERVA 2 EJERCICIO 5. OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) La reacción de formación del agua liquida es: H 2 (g) + 12 O 2 (g) → H 2 O(l) ΔHf 0  \n0  ΔH 0 571  \nLuego, ΔHf = − 2 = − 2 = − 285 '5 kJ / mol  \nb) El reactivo limitante es el oxígeno, luego:  \n12 mol de O  \n5032 moles  \n2  \n→ − 285 '5 kJ ⎫⎪  \n⎬ x = − 892 '18 kJ → x ⎪  \n⎭⎪  \nRazone si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:  \na) La reacción N 2 H 4 (g) → N 2 (g) + 2 H 2 (g) ΔH = − 95'40 kJ , es espontánea.  \nb) La entalpía es una función de estado.  \nc) Todos los procesos espontáneos producen un aumento de la entropía del universo. QUÍMICA. 2008. RESERVA 3 EJERCICIO 4. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Verdadera. La reacción es espontánea si ΔG = ΔH − T ΔS \u003C 0 . En nuestro caso hay aumento de desorden ( ΔS > 0 ) y ΔH \u003C 0 , luego: ΔG \u003C 0  \nb) Verdadero. La entalpía es una función de estado cuya variación expresa la cantidad de calor absorbido o desprendido en un sistema termodinámico a presión constante.  \nc) Verdadero. El Segundo Principio de la Termodinámica sostiene que cualquier proceso que ocurreespontáneamente produce un aumento de entropía en el universo.  \nLa conversión de metanol en etanol puede realizarse a través de la siguiente reacción (sinajustar):  \nCO(g) + H 2 (g) + CH 3OH(g) → C 2 H 5OH(g) + H 2O(g)  \na) Calcule la entalpía de reacción estándar.  \nb) Suponiendo que ΔH y ΔS no varían con la temperatura, calcule la temperatura a la que la  \nreacción deja de ser espontánea.  \nDatos: ΔH f 0 [ CO(g)] = − 110'5 kJ / mol ; ΔH ","cbCaivRsBWrBtmzO","https://ap.wps.com/l/cbCaivRsBWrBtmzO","pdf",70102,6,1,8,"Spanish","es",110,"# Energía de las reacciones químicas (Selectividad Andalucía 2008)\n## Ejercicio 5 (junio, opción A) y tostación de la pirita\n## Reservas 1–4: entalpías, calor a presión constante y espontaneidad\n## Metanol y entalpía de reacción estándar con criterio ΔG\n## Formación de PCl5 y cálculo con ley de Hess","[{\"question\":\"¿Cómo se calcula la entalpía estándar de una reacción a partir de entalpías de formación?\",\"answer\":\"Se usa ΔH°R = Σ(ΔH°f de los productos) − Σ(ΔH°f de los reactivos). Luego se sustituyen los valores dados para obtener el resultado numérico.\"},{\"question\":\"¿Qué relación permite obtener el calor a presión constante a partir de la entalpía?\",\"answer\":\"El calor liberado o absorbido a presión constante coincide con el cambio de entalpía de la reacción bajo esas condiciones. En los ejercicios se multiplica la entalpía por las cantidades estequiométricas correspondientes a la masa reaccionante.\"},{\"question\":\"¿Cómo se determina la temperatura a la que una reacción deja de ser espontánea?\",\"answer\":\"Se aplica el criterio de espontaneidad con ΔG = ΔH − TΔS. 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