[{"data":1,"prerenderedAt":-1},["ShallowReactive",2],{"doc-detail-72340-es":3,"doc-seo-72340-110":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},72340,1099523885074,"Ivy","https://ap-avatar.wpscdn.com/davatar_9964176cb1d06d4a9deccf72a44ae3dc",38,"Examen","TEMA 4 Energía de las Reacciones Químicas 2000","Problemas resueltos de Química correspondientes a la edición 2000 de Selectividad Andalucía, centrados en la energía de las reacciones químicas. Incluye el cálculo de la variación de entalpía y de la energía interna (relación ΔH, ΔU y término pV) para reacciones con datos de entalpías estándar de formación. También desarrolla determinaciones de entalpía estándar de formación a partir de entalpías de combustión, cálculos de calor a presión constante al reaccionar cantidades dadas y justificación verdadero/falso sobre espontaneidad, entropía y cambios de estado.","PROBLEMAS RESUELTOSSELECTIVIDAD ANDALUCÍA 2000  \nQUÍMICA  \nTEMA 4: ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS  \n[http://emestrada. wordpress.com](http://emestrada. wordpress.com)  \nEl amoniaco, a 25 ºC y 1 atm, se puede oxidar según la reacción:  \n4NH 3 (g)+ 5 O2 (g) → 4 NO(g)+ 6 H2O(l)  \nCalcule: a) La variación de entalpía. b) La variación de energía interna.  \nDatos: R = 8' 31 J ⋅ K −1 ⋅ mol−1 ; ΔH0f[NH 3 (g)] = −46' 2kJ / mol ; ΔH0f[NO(g)] = 90'4kJ / mol ;  \nΔH0f[H 2O(l)] = −285'8 kJ / mol  \nQUÍMICA. 2000. RESERVA 2. EJERCICIO 6. 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 = 4 ⋅90 '4 + 6 ⋅(−285'4) − 4 ⋅(−46 '2) = − 1168'4 kJ b)  \nU = ΔH − pV = ΔH − nRT = − 1168'4 −1⋅8'31⋅10 −3 ⋅ 298 = − 1170 '87 kJ  \na) Calcule la variación de entalpía estándar correspondiente a la reacción:  \nZnS(s) + ~~ ~~32 O2 (g) → ZnO(s) + SO2 (g)  \nb) ¿Qué calor se absorbe o desprende, a presión constante, cuando reaccionan 100 g de ZnS(s) con oxígeno en exceso?  \nDatos: ΔH0f[ZnS(s)] = −202'9 kJ / mol ; ΔH0f[ZnO(s)] = −348 kJ / mol ;  \nΔH0f[SO2 (g)] = −296'1kJ / mol  \nMasas atómicas: O = 16; S = 32; Zn = 65’4  \nQUÍMICA. 2000. RESERVA 3. EJERCICIO 5. 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:  \nΔH 0R = −348 − 296 '1− (−202 '9) = − 441'2 kJ  \nb)  \n97 '4 g ZnS  \n100 g  \n→ − 441'2  \n→ x  \nkJ ⎫  \n⎬ x =− 452 '97 kJ ⎭  \nLuego, se desprenden 452’97 kJ.  \na) Calcule la variación de entalpía estándar de formación del acetileno (etino) a partir de lasentalpías estándares de combustión (kJ/mol) de hidrógeno, C (grafito) y acetileno cuyos valores son, respectivamente: −285' 3;− 393' 3 y − 1298' 3 .  \nb) Calcule el calor desprendido, a presión constante, cuando se quema 1 Kg de acetileno. Masas atómicas: H = 1; C = 12  \nQUÍMICA. 2000. RESERVA 4. EJERCICIO 5. OPCIÓN A  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Escribimos las reacciones de combustión:  \nC2 H2 + 52 O2 → 2 CO2 + H 2 O −1298'3 H 2 + 12 O2 → H 2 O − 285'3  \nC + O2 → CO2 − 393'3  \nA partir de estas reacciones tenemos que calcular la entalpía de la reacción:  \n2C + H 2 → C 2 H2 ΔHf  \nLuego, vemos que: ΔH f = 1298 + 2 ⋅ (−393'3) + (−285'3) = − 226 '4 kJ / mol  \nb)  \n26 g C 2 H 2 → −1298'3 kJ⎫  \n⎬ x = −49934 '61 kJ  \n1000 g → x ⎭  \nIndique razonadamente si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas:  \na) Toda reacción exotérmica es espontánea.  \nb) En toda reacción química espontánea, la variación de entropía es positiva.  \nc) En el cambio de estado H 2O(l) → H2O(g) se produce un aumento de entropía. QUÍMICA. 2000. SEPTIEMBRE. EJERCICIO 3. OPCIÓN B  \nR E S O L U C I Ó N  \na) Falsa. Para que una reacción química sea espontánea se tiene que cumplir que: ΔG \u003C 0 , y como ΔG = ΔH − TΔS , para una reacción en donde ΔS \u003C 0 y T sea alta, no sería espontánea a pesar de que fuese exotérmica.  \nb) Falsa. Si T fuese baja, puede ocurrir que ΔH > TΔS , con lo cual no sería espontánea.  \nc) Cierta. Ya que al pasar del estado liquido al gaseoso aumenta el desorden, con lo cual aumenta la entropía.","cbCaioFLUfZTRz2r","https://ap.wps.com/l/cbCaioFLUfZTRz2r","pdf",79141,5,1,6,"Spanish","es",110,"# Tema 4: Energía de las reacciones químicas\n## Ejercicio 6 (Opción A)\n## Ejercicio 5 (Opción B)\n## Ejercicio 5 (Opción A)\n## Septiembre: Ejercicio 3 (Opción B)","[{\"question\":\"¿Cómo se calcula la variación de entalpía estándar de una reacción a partir de entalpías estándar de formación?\",\"answer\":\"Se usa ΔH°R = Σ(ΔH°f de productos) − Σ(ΔH°f de reactivos). Con ello se sustituyen los valores de cada compuesto y se obtiene el resultado numérico de ΔH°R.\"},{\"question\":\"¿Cómo se determina la variación de energía interna en el ejercicio del amoniaco?\",\"answer\":\"Se aplica U = ΔH − pV y, usando condiciones ideales, U = ΔH − nRT. El documento toma ΔH calculada previamente y resta nRT para obtener ΔU.\"},{\"question\":\"¿Qué relación se indica entre espontaneidad, entalpía y entropía en las afirmaciones verdadero/falso?\",\"answer\":\"Se razona con ΔG = ΔH − TΔS: una reacción exotérmica no implica necesariamente espontaneidad. 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