EXAMEN DE RECUPERACIÓN DE LA 2ª EVALUACIÓN RESUELTO

SOLUCIÓN DEL EXAMEN TRIMESTRAL DE QUÍMICA 2ª EVALUACIÓN

OPCIÓN A
1)La reacción utilizada para la soldadura aluminotérmica es:
Fe2O3 (s) + 2 Al (s) → Al2O3 (s) + 2 Fe (s)
a) Calcula el calor a presión constante y el calor a volumen constante intercambiados en condiciones estándar y a la temperatura de la reacción.
(1 punto)
b) ¿Cuántos gramos de Al2O3 se habrán obtenido cuando se desprendan 10000 kJ en la reacción? (1 punto)
Datos: 〖ΔH〗_f^0 [Al2O3 (s)] = - 1675,7 kJ/mol; 〖ΔH〗_f^0[Fe2O3] = - 824,2 kJ/mol
Masas atómicas: Al = 27; O = 16
SOLUCIÓN:
a)
〖ΔH〗_R^(0 )= 2〖ΔH〗_f^0[Fe (s)] + 〖ΔH〗_f^0[Al2O3(s)] - 〖ΔH〗_f^0[Fe2O3 (s)] - 2〖ΔH〗_f^0[Al (s)]
〖ΔH〗_f^0[Fe (s)] = 〖ΔH〗_f^0[Al (s)]= 0 (por ser las entalpías de formación de un elemento químico puro en su estado más estable a 25ºC y 1 atm).
Sustituyendo los datos numéricos:
〖ΔH〗_R^(0 )= -1675,7 - (-824,2) = -851,5 kJ/mol (REACCIÓN EXOTÉRMICA)
Éste sería el calor a presión constante.
El calor a presión constante y el calor a volumen constante están relacionados por la expresión:
ΔH = ΔU + (ΔpV)
ΔH = ΔU + (Δngases) • RT
Como en la reacción no intervienen gases, (ΔpV) ≈ 0 o Δngases = 0 de lo que se deduce que:
ΔH = ΔU = -851,5 kJ/mol
b)
Mm (Al2O3) = 2 • 27 + 3 • 16 = 102 g/mol

m (g) = - 10000 kJ • ( (1 mol Al2O3 )/(- 851,5 kJ)) • (102 gAl2O3 )/(1 mol Al2O3) = 1197,9 g Al2O3

2)En un recipiente de 2L se introducen 2,1 moles de dióxido de carbono y 1,6 moles de hidrógeno molecular y se calienta a 1800ºC. Una vez alcanzado el equilibrio por el que dichas sustancias se transforman en monóxido de carbono y agua, se analiza la mezcla y se encuentra que hay 0,9 moles de dióxido de carbono. Calcula:
a) La concentración de cada especie en el equilibrio (1 punto).
b) El valor de las constantes Kc y Kp a dicha temperatura (1 punto).
SOLUCIÓN:
a)
                       CO2 (g) + H2 (g) ⃪ ⃗ CO (g) + H2O (g)
INICIAL           2,1         1,6               0     0
EQUILIBRIO  2,1-x 1,6-x             x             x
                       ǁ
0,9
2,1 - x = 0,9
2,1 - 0,9 = x
x = 1,2 moles
[CO2]eq = (0,9 moles)/2L = 0,45 mol/L
[H2]eq = (1,6-1,2)moles/(2 L) = (0,4 moles)/2L = 0,2 mol/L
[CO]eq = (1,2 moles)/2L = 0,6 mol/L
[H2O]eq = (1,2 moles)/2L = 0,6 mol/L
b)
Kc = ([H2O]eq•[CO]eq )/([CO2]eq• [H2]eq )
Sustituyendo los datos numéricos tenemos:
Kc = (0,6 mol/L•0,6 mol/L)/(0,45 mol/L•0,2 mol/L) = 4
Para calcular Kp, utilizaremos la expresión que la relaciona con Kc:
Kp = Kc (RT)Δn(gases)
T = 1800 + 273 = 2073 K
Kp = 4 • (0,082(atm•L)/(mol•K) • 2073 K)2-2 = 4

3)En un recipiente de 2,0 L en el que previamente se ha realizado el vacío, se introducen 0,20 moles de dióxido de carbono, 0,10 moles de hidrógeno y 0,16 moles de agua. A continuación, a 500 K, se establece  el equilibrio en el que el dióxido de carbono y el hidrógeno molecular se combinan para dar monóxido de carbono y agua.
I.- Si en el equilibrio, pagua = 3,51 atm, calcula las presiones parciales en el equilibrio de dióxido de carbono, hidrógeno y monóxido de carbono (1,5 puntos).
II.- Calcula Kc y Kp a 500K (1 punto).
Datos: R = 0,082 atm • L • K-1 • mol-1
SOLUCIÓN:
I.
                        CO2 (g) + H2 (g) ⃪ ⃗ CO (g) + H2O (g)
INICIAL 0,20         0,10               0            0,16
EQUILIBRIO 0,20-x 0,10-x               x     0,16 + x

pV = nRT ; n = pV/RT
(nagua)eq = (3,51 atm•2L)/(0,082 (atm•L)/(K•mol)•500 K) = 0,171 moles
0,16 + x = 0,171
x = 0,171 - 0,16 = 0,011 moles de CO hay en el equilibrio
pCO = nRT/V
pCO = (0,011 moles CO•0,082 (atm•L)/(K .mol)•500 K)/(2 L) = 0,23 atm
n (H2)eq = 0,10 - 0,011 = 0,089 moles H2 hay en el equilibrio
p_(H_2 ) = (0,089 moles•0,082 (atm•L)/(K•mol)•500K)/(2 L) = 1,82 atm
n (CO2)eq = 0,20 - 0,011 = 0,19 moles de CO2 hay en el equilibrio
p_(〖CO〗_2 ) = nRT/V
p_(〖CO〗_2 ) = (0,19 moles•0,082 (atm•L)/(K•mol)•500 K)/(2 L) = 3,87 atm
II.
Kp =( (p_CO•p_(H_2 O_.))/(p_(〖CO〗_2 )•p_(H_2 ) ))eq
Sustituyendo los datos numéricos:
Kp = (0,23 atm•3,51 atm)/(3,87 atm•1,82 atm) = 0,11

Kp = Kc (RT)Δn(gases)
Kc = K_p/〖(RT)〗^(〖∆n〗_gases )
Sustituyendo, en esta última expresión, los datos numéricos, tenemos:
Kc = 0,11/〖(0,082•500)〗^(2-2)  = 0,11/1 = 0,11


4)Si en una reacción añadimos un catalizador, razona si son verdaderas o falsas las siguientes proposiciones:
a) La entalpía de la reacción disminuye.
b) La reacción se hace más espontánea.
c) La energía de activación aumenta.
d) Se llega más rápido al equilibrio, reactivos → ⃖ productos (1,5 puntos).
SOLUCIÓN:
a) y b) son falsas porque los catalizadores modifican la velocidad de reacción, pero no influyen sobre las magnitudes termodinámicas.
c) Falsa. Un catalizador «lleva la reacción» por un mecanismo más favorable energéticamente, es decir, con menos energía de activación.
d) Verdadera. Al aumentar la velocidad de reacción, el equilibrio se alcanzará más rápidamente.
Contesta razonadamente y justifica la respuesta.
a) ¿Cuál de los siguientes procesos es siempre espontáneo y cuál no lo será nunca? (1 punto).
PROCESO ΔH ΔS
1 < 0 > 0
2 > 0 < 0
3 < 0 < 0
4 > 0 > 0
b) ¿Por encima de qué temperatura será espontánea una reacción con ΔH = 98 kJ y     ΔS = 125 J • K-1? (1 punto)
SOLUCIÓN:
a) ΔG = ΔH - T ΔS
Teniendo esto en cuenta, el proceso 1 será siempre espontáneo ya que ΔG < 0 a cualquier temperatura.
El proceso 2 nunca será espontáneo ya que ΔG > 0 a cualquier temperatura.
b) ΔH = 98 kJ • 1000J/kJ = 98000 J
0 = 98000 - T • 125
125T = 98000
T = 98000/125 = 784 K
t (ºC) = 784 - 273 = 511ºC




OPCIÓN B

1)Al calentar yodo en una atmósfera de dióxido de carbono, se producen monóxido de carbono y pentaóxido de diyodo sólido.
a) Formula y ajusta el proceso químico correspondiente.
Justifica qué efecto tendrán los cambios que se proponen:
b) Disminución del volumen sobre el valor de la constante Kc.
c) Adición de yodo sobre la cantidad de dióxido de carbono.
d) Reducción de la temperatura sobre la cantidad de dióxido de carbono.
Dato: ΔHR = 1175 kJ
(Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos).
SOLUCIÓN:
a) I2 (g) + 5 CO2 (g) ⃪ ⃗ 5 CO (g) + I2O5 (s)
b) Ninguno ya que el valor de la constante de equilibrio depende sólo de la temperatura.
c) Kc = (〖[CO]〗_eq^5)/(〖[〖CO〗_2]〗_eq^5 〖[I_2]〗_eq )
Al añadir I2, Qc < Kc y para que Qc vuelva a ser igual a Kc, el equilibrio se debe desplazar hacia la derecha para gastar el exceso de I2 añadido por lo que la [CO2] disminuirá.
d) Al reducir la temperatura, el equilibrio se desplazará en el sentido en que contrarreste dicha disminución liberando calor, es decir, se desplazará en el sentido en el que la reacción sea exotérmica, o sea, hacia la izquierda (hacia los
reactivos) por lo que la [CO2] aumenta.

2)La nitroglicerina [C3H5N3O9 (l)], se descompone a una atmósfera y 25ºC para formar nitrógeno gaseoso, dióxido de carbono gaseoso, agua líquida y oxígeno gaseoso, desprendiendo 1541,4 kJ/mol de nitroglicerina.
I.- Escribe la ecuación química ajustada para la descomposición de la nitroglicerina y calcula la entalpía de formación estándar de la nitroglicerina (1 punto).
II.- Calcula la energía liberada en la descomposición de 1g de nitroglicerina (1 punto)
Datos: masas atómicas: H = 1; C = 12; N = 14; O = 16.
〖ΔH〗_f^0 [CO2(g)] = - 393,5 kJ/mol.
〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] = - 285,8 kJ/mol.
SOLUCIÓN:
I.-Para ajustar, por tanteo, una reacción química se debe seguir el siguiente orden:
1º.- Se ajustan los elementos electropositivos distintos del H (metales).
2º.- Se ajustan los elementos electronegativos distintos del O (no metales).
3º.- Se ajusta el H.
4º.- Se ajusta el O.
Siguiendo este orden, la reacción dada se ajusta en varios pasos:
C3H5N3O9 (l) ⃪ ⃗ □(3/2) N2 (g) + 3 CO2 (g) + □(5/2) H2O (l) + □(1/2) O2 (g)
 2C3H5N3O9 (l) ⃪ ⃗ 3 N2 (g) + 6 CO2 (g) + 5 H2O (l) + □(1/2) O2 (g)
4 C3H5N3O9 (l) ⃪ ⃗ 6 N2 (g) + 12 CO2 (g) + 10 H2O (l) + O2 (g)
Por tanto, para la reacción, tal y como está ajustada:
〖∆H〗_R^0 = 4 • (-1541,4) kJ = - 6165,6 kJ
〖∆H〗_R^0 = 6 〖∆H〗_f^0[N2 (g)] + 12 〖∆H〗_f^0[CO2 (g)] + 10 〖∆H〗_f^0[H2O (l)] + 〖∆H〗_f^0[O2 (g)]       - 4  〖∆H〗_f^0[C3H5N3O9 (l)]
4  〖∆H〗_f^0[C3H5N3O9 (l)] = 6 〖∆H〗_f^0[N2 (g)] + 12 〖∆H〗_f^0[CO2 (g)] + 10 〖∆H〗_f^0[H2O (l)] + 〖∆H〗_f^0[O2 (g)] - 〖∆H〗_R^0

〖∆H〗_f^0[C3H5N3O9 (l)] = □(1/4) {6 〖∆H〗_f^0[N2 (g)] + 12 〖∆H〗_f^0[CO2 (g)] + 10 〖∆H〗_f^0[H2O (l)] + 〖∆H〗_f^0[O2 (g)] - 〖∆H〗_R^0}
Pero como:
〖∆H〗_f^0[N2 (g)] = 〖∆H〗_f^0[O2 (g)] = 0 por ser elementos puros en su estado fundamental a 25ºC y 1 atm, la expresión de la entalpía de formación de la nitroglicerina queda:
〖∆H〗_f^0[C3H5N3O9 (l)] = (12 〖∆H〗_f^0 [CO2 (g) ]+10 〖∆H〗_f^0 [H2O (l)] - 〖∆H〗_R^0  )/4

Sustituyendo los datos numéricos queda:
〖∆H〗_f^0[C3H5N3O9 (l)] = (12•(-393,5)+ 10•(-285,8)- (-6165,6))/4 = - 353,6 kJ/mol
II.- Mm (C3H5N3O9) = 3 • 12 + 5 + 3 • 14 + 9 • 16 = 227 g/mol.
n (C3H5N3O9) = 1 g C3H5N3O9 • (1 mol C_3 H_5 N_3 O_9  )/(227 g C_3 H_5 N_3 O_9 ) = 4,4 • 10-3 moles
Q = 4,4 • 10-3 moles C3H5N3O9 . ((- 1541,4 kJ)/mol) = - 6,79 kJ


3)En un recipiente de un litro, en el que inicialmente se ha hecho el vacío, se introducen 2g de carbono sólido, 0,1 moles de dióxido de carbono gas y 0,01 de monóxido de carbono gas. Al calentar a 1000 K se alcanza el equilibrio de formación del monóxido de carbono a partir de carbono y dióxido de carbono y el sistema contiene 1,97 g de carbono sólido:
a) Calcula Kc y Kp.
b) Determina la composición de la mezcla en equilibrio si la cantidad inicial de carbono sólido hubiese sido de 1g.
c) Explica si se obtendrá, una vez alcanzado el equilibrio, más cantidad de monóxido de carbono introduciendo las mismas cantidades de reactivos y productos en un recipiente más pequeño.
Datos: Masas atómicas: C = 12; R = 0,082 atm • L/mol • K (2 puntos)
SOLUCIÓN:
a)        C (s) + CO2 (g) ⃪ ⃗ 2 CO (g)
 INICIAL      0,1667 0,1               0,01
EQUILIBRIO 0,1667-x 0,1 - x  0,01 + 2x
n0 (C) = 2 g • (1 mol)/12g = 0,1667 moles
neq (C) = 1,97 g  • (1 mol)/12g = 0,1642 moles
0,1667-x = 0,1642
x = 0,1667 - 0,1642 = 0,0025 moles
[CO] = (0,01 + 2 • 0,0025) moles/1L = 0,015 moles/L
[CO2] = (0,1 - 0,0025) moles/1L = 0,0975 moles/L
Kc = (〖[CO]〗_eq^2)/〖[〖CO〗_2]〗_eq
Kc = (〖0,015〗^2  〖moles〗^2/L^2 )/(0,0975 moles/L) = 0,0023 moles/L
Kp = Kc (RT)Δn(gases)
KP = 0,0023 moles/L • (0,082(atm•L)/(K•mol) • 1000K)2-1 = 0,19 atm
b) Como el equilibrio no depende de la cantidad de sólido (el C) que hayamos puesto inicialmente, siempre y cuando sea mayor de la necesaria para alcanzarlo, la composición del equilibrio será igual a la del apartado anterior, salvo para el carbono, del que habrá:
1g • (1 mol)/(12 g) - 0,0025 moles = 0,081 moles C (s)
c) Si el recipiente es más pequeño, disminuye el volumen y la presión que ejercerán los gases será mayor (siempre que se mantenga constante la temperatura), por lo tanto, el equilibrio se desplazará hacia donde menor sea el número de moles (o moléculas) de gas, tal y como establece el Principio de Le Châtelier, es decir, que el equilibrio se desplaza hacia la izquierda, o sea, que se forma menos cantidad de CO.


 4) El producto de solubilidad del sulfuro de cobalto (II) es 4 • 10-21. Calcula la solubilidad de esta sal en moles/L (2 puntos)
SOLUCIÓN:
Para la sal en equilibrio con sus iones, tendremos:
CoS (s) ⃪ ⃗ Co2+ (aq) + S2- (aq)
_______       s                     s

KPS = [Co2+ (aq)] • [S2- (aq)]

KPS = s • s
KPS = s2
s = √(K_PS )
s = √(〖4•10〗^(- 21) ) = 6,32 • 10-11 moles/L

 5) En una reacción química del tipo 3A (g) → A3 (g) disminuye el desorden del sistema. El diagrama entálpico del sistema es:

a) ¿Qué signo tiene la variación de entropía del sistema?
b) Indica, razonadamente, si el proceso indicado puede ser espontáneo a temperaturas altas o bajas.
c) ¿Qué signo debería tener la variación de entalpía de la reacción para que no fuera espontánea a ninguna temperatura?
(2 puntos)
SOLUCIÓN:
a) Disminuye el desorden, es decir, disminuye la entropía: ΔSR < 0 (Sproductos <  Sreactivos) .
b) ΔG = ΔH - TΔS
Por lo tanto, el proceso será espontáneo a temperaturas bajas ya que |ΔH| > |TΔS| y, por tanto, predomina el valor negativo de la entalpía.
c) ΔHR > 0 (ΔHproductos > ΔHreactivos) hace que ΔG > 0 a cualquier tem peratura.

SOLUCIÓN EXAMEN TERMOQUÍMICA

1)Considera la combustión de tres sustancias: carbón, hidrógeno molecular y etanol.
a) Ajusta las correspondientes reacciones de combustión. (0,5 puntos)
b) Indica cuáles de los reactivos o productos de las mismas tienen entalpía de formación nula. (0,5 puntos)
c) Escribe las expresiones para calcular las entalpías de combustión a partir de las entalpías de formación. (0,5 puntos)
d) Escribe la expresión de la entalpía de formación del etanol en función únicamente de las entalpías de combustión de las reacciones del apartado a). (0,5 puntos)
SOLUCIÓN.
a) Las sustancias dadas tienen las siguientes fórmulas químicas:
Carbón: C
Hidrógeno molecular: H2
Etanol: CH3CH2OH
Vamos a suponer, además, que se encuentran en sus estados de agregación más estables a 1 atm: H2 (g), C (s) y CH3CH2OH (l).
Las reacciones de combustión de estas tres sustancias son:
C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)
CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O (l)
b) Por convenio, tienen entalpía de formación nula los elementos puros en su estado de agregación más estable en condiciones estándar, es decir, tienen entalpía de formación nula: C (s), O2 (g) y H2 (g).
c) C (s) + O2 (g) → CO2 (g)
〖ΔH〗_c^0 = 〖ΔH〗_f^0 [CO2 (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [C (s)] - 〖ΔH〗_f^0 [O2 (g)]
〖ΔH〗_c^0 = 〖ΔH〗_f^0 [CO2 (g)]

H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l)
〖ΔH〗_c^0 = 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] - 〖ΔH〗_f^0 [H2 (g)] - 1/2 〖ΔH〗_f^0 [O2 (g)]
〖ΔH〗_c^0 = 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)]

CH3CH2OH (l) + 3O2 (g) → 2CO2 (g) + 3H2O (l)
〖ΔH〗_c^0 = 2 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] + 3 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] -  〖ΔH〗_f^0 [CH3CH2OH (l)] - 3 •  〖ΔH〗_f^0 [O2 (g)]
〖ΔH〗_c^0 = 2 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] + 3 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] -  〖ΔH〗_f^0 [CH3CH2OH (l)]
d) Despejando de la ecuación anterior y teniendo en cuenta los resultados de as entalpías de combustión del C y el H2, se tiene:
〖ΔH〗_f^0 [CH3CH2OH (l)] = 2 • 〖ΔH〗_c^0 [C(s)] + 3 • 〖ΔH〗_c^0 [H2 (g)] - 〖ΔH〗_c^0 [CH3CH2OH (l)]

2) Calcula:
a) La entalpía de combustión estándar del octano líquido, sabiendo que se forman dióxido de carbono y agua, ambos en estado gaseoso. (1 punto)
b) La energía que necesita un automóvil por cada kilómetro si consume 5 L de octano por cada 100 km. (1 punto)
Datos: 〖ΔH〗_f^° (agua, gas) = - 241,8 kJ/mol
〖ΔH〗_f^° (dióxido de carbono, gas) = - 393,5 kJ/mol
〖ΔH〗_f^° (octano, líquido) = - 250,0 kJ/mol
Densidad octano líquido: 0,8 kg/L
Masas atómicas relativas: C =12; H = 1 
SOLUCIÓN:
a)  C8H18 (l) + 25/2 O2 (g) → 8 CO2 (g) + 9 H2O (g)
〖ΔH〗_c^0 = 8 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] + 9 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (g)] - 25/2 〖ΔH〗_f^0[O2 (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [C8H18]
〖ΔH〗_c^0 = 8 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] + 9 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [C8H18]
Sustituyendo los datos numéricos:
〖ΔH〗_c^0 = 8 • (-393,5) + 9 • (-241,8) - (-250) = -5074,2 kJ/mol
b) Mm (C8H18) = 8 • 12 + 18 = 114 g/mol.
Q = (5 L octano)/(100 km) • (0,8 kg de octano)/(1 L octano) • (1000 g octano)/(1 kg octano) • (1 mol octano)/(114 g octano) • ((- 5074,2 kJ)/(1 mol octano)) =
- 1780,42 kJ/km debe proporcionar el octano al automóvil.

3) El carbonato de calcio se descompone térmicamente para dar óxido de calcio (sólido) y dióxido de carbono (gas).
a) Calcula el cambio de entalpía, en kJ, cuando en la reacción se producen 48,02 g de dióxido de carbono. (Hasta 1 punto)
b) Razona la espontaneidad de una reacción química en función de los posibles valores positivos o negativos de ΔH y de ΔS. (Hasta 1 punto)
Datos: 〖ΔH〗_f^° (óxido de calcio, sólido) = - 635,6 kJ/mol
〖ΔH〗_f^° (dióxido de carbono, gas) = - 393,5 kJ/mol
〖ΔH〗_f^° (carbonato de calcio, sólido) = - 1206,9 kJ/mol
Masas atómicas: C = 12,01; O = 16
SOLUCIÓN:
a) CaCO3 (s) □(→┴Δ ) CaO (s) + CO2 (g)
〖ΔH〗_d^0 = 〖ΔH〗_f^0 [CaO (s)] + 〖ΔH〗_f^0 [CO2 (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [CaCO3]
Sustituyendo los datos numéricos:
〖ΔH〗_d^0 = - 635,6 - 393,5 - (- 1206,9) =  177,8 kJ/mol
Mm (CO2) = 12,01 + 2 • 16 = 44,01 g/mol
Q = 48,02 g CO2 • (1 mol 〖CO〗_2)/(44,01 g 〖CO〗_2 ) • (177,8 kJ 〖CO〗_2)/(1 mol 〖CO〗_2 ) = 194 kJ
b)

  

4) Para la reacción:
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)
a) Calcula la entalpía de reacción a 25ºC. (0,75 puntos)
b) Calcula hasta qué temperatura la reacción será espontánea, sabiendo que para esta reacción ΔSº = - 146,4 J • K-1 . (0,75 puntos).
c) Si reaccionan 2 L de NO, medidos a 293 K y 1,2 atm en exceso de O2. ¿Cuánto calor se desprenderá? (0,5 puntos)
Datos: 〖ΔH〗_f^° [NO (g)] = 90,25 kJ/mol
〖ΔH〗_f^° [NO2 (g)] = 33,18 kJ/mol
R = 0,082 atm • L-1 • mol-1
SOLUCIÓN: 
a) 〖ΔH〗_R^0 = 2 • 〖ΔH〗_f^0 [NO2 (g)] - 2 • 〖ΔH〗_f^0 [NO (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [O2 (g)]
Sustituyendo los datos numéricos:
〖ΔH〗_R^0 = 2 • 33,18 - 2 • 90,25 = - 114,14 kJ
b) 〖ΔH〗_R^0 = -114,14 kJ • 1000J/(1 kJ) = - 114140 J
ΔSº = -146, 4 J • K-1
Para hallar la temperatura pedida, hay que partir de la situación de equilibrio (ΔGº = 0). Por tanto:
0 = - 114140 - T•( - 146,4)
0 = - 114140 + 146,4 T
114140 = 146,4 T
T = 114140/146,4 = 779,6 K
t (ºC) = 779,6 - 273 = 506,6 ºC
c) pV = nRT → n = pV/RT
Q = (1,2 atm•2 L NO)/(0,082 (atm•L)/(K•mol NO)•293 K) • ((- 114,14 kJ)/(2 moles NO)) = - 5,7 kJ

5)A) Calcula la entalpía de formación estándar de la glucosa (C6H12O6) sabiendo que la entalpía de combustión estándar de la glucosa es - 2808 kJ/mol y que las entalpías de formación estándar del agua y del dióxido de carbono son - 286 y   - 393 kJ/mol, respectivamente. (1 punto)
B) Con los datos anteriores, calcula las calorías que aportamos a nuestro organismo después de ingerir 1 g de glucosa y metabolizarlo por combustión. (1 punto)
Datos: 1 cal = 4,18 J
Masas atómicas relativas : O = 16; C = 12; H = 1
SOLUCIÓN:

a) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) → 6 CO2 (g) + H2O (l) 〖ΔH〗_c^0 = - 2808 kJ • mol-1
〖ΔH〗_c^0 = 6 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] + 6 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] - 〖ΔH〗_f^0 [C6H12O6 (s)]
Despejando la entalpía de formación de la glucosa:
〖ΔH〗_f^0 [C6H12O6 (s)] = 6 • 〖ΔH〗_f^0 [H2O (l)] + 6 • 〖ΔH〗_f^0[CO2 (g)] - 〖ΔH〗_c^0[C6H12O6 (s)]
Sustituyendo los datos numéricos:
〖ΔH〗_f^0 [C6H12O6 (s)] = 6 • (- 286) + 6 • (-393) - (- 2808) = - 1266 kJ/mol
b) Mm  (C6H12O6 ) = 6 • 12 + 12 + 6 • 16 = 180 g/mol
Q = 1 g glucosa • (1 mol glucosa)/(180 g glucosa) • (2808 kJ)/(mol glucosa) • (1000 J)/(1 kJ) • (1 cal)/(4,18 J) = 3732,06 cal • (1 kcal)/(1000 cal ) = 3,73 kcal

SOLUCIÓN TRABAJO TERMOQUÍMICA

1  Se puede obtener oxígeno en el laboratorio mediante la descomposición del clorato potásico sólido para dar cloruro potásico sólido y oxígeno gas. Sabiendo que la entalpía del proceso es - 22,2 kJ por mol de clorato descompuesto, calcule el calor absorbido o desprendido al obtener 11,2 L de oxígeno, medidos a 0ºC y 1atm, a partir de la correspondiente cantidad de clorato potásico. (Escriba la reacción ajustada).

SOLUCIÓN

KClO3 (s) → KCl (s) + 3/2 O2 (g)          ΔH = - 22,2 kJ/mol

En primer lugar, mediante la ecuación de estado de los gases perfectos, calculamos los moles de oxígeno que se han formado en las condiciones del problema:

T = 0+273 = 273 K

pV = nRT → n = pV/RT

nOxígeno = (1 atm•11,2 L)/(0,082 (atm•L)/(mol•K)•273K) = 0,5 moles de O2

A continuación, se calcula el calor liberado por la formación de los 0,5 moles de O2, teniendo en cuenta la estequiometría de la reacción:

Q = - 22,2 kJ/(mol KClO3 ) • (1mol KClO3 )/(3/2  mol O2) • 0,5 moles de O2 = - 7,40 kJ

Para una determinada reacción, ΔHº < 0 y ΔSº < 0, las cuales pueden considerarse constantes con la temperatura. Razone cómo será la espontaneidad de esta reacción en función de la temperatura.

SOLUCIÓN

ΔGº = ΔHº - TΔSº 

A temperaturas bajas, |〖ΔH〗^0 | > |T 〖ΔS〗^0 |, por lo que ΔGº < 0 y la reacción será espontánea.

A temperaturas altas, , |〖ΔH〗^0 | < |T 〖ΔS〗^0 |, por lo que ΔGº > 0 y la reacción no es espontánea.

Calcule el calor de formación del acetileno (etino), conocidos los calores de formación del agua líquida y del dióxido de carbono así como el calor de combustión del acetileno.

Datos: 〖ΔH〗_f^° [H2O (l)] = - 285,8 kJ/mol; 〖ΔH〗_f^° [CO2 (g)] = - 393,13 kJ/mol; 〖ΔH〗_c^° [etino (g)] = - 1300 kJ/mol.

SOLUCIÓN

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 〖   ¿ΔH〗_f^°?

1) H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) 〖ΔH〗_f^° = -285,8 kJ/mol

2) C (s) + O2 (g) → CO2 (g) 〖ΔH〗_f^° = -393,13 kJ/mol

3) C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 CO2 (g) + H2O (l) 〖ΔH〗_c^° = -1300 kJ/mol

Para calcular la entalpía de formación del etino a partir de las tres reacciones anteriores, hay que aplicar la Ley de Hess. Para ello, tenemos que hacer la siguiente combinación lineal: 

-3) + 2 • 2) + 1)

2 CO2 (g) + H2O (l) → C2H2 (g) + 5/2 O2 (g) ΔHº = +1300 kJ

2 C (s) + 2 O2 (g) → 2 CO2 (g) ΔHº = 2 •(- 393,13) kJ

H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O (l) ΔHº = -285,8 kJ

_____________________________________________________________

2 C (s) + H2 (g) → C2H2 (g) 〖  ΔH〗_f^° = 1300 - 2 • 393,13 - 285,8 = 227,94 kJ/mol

Las entalpías estándar de formación del metanol (CH3OH) líquido, dióxido de carbono gas y agua líquida  son, respectivamente: - 239,1; -393,5 y - 285,8 kJ • mol-1.

a) Escribir la ecuación de combustión del metanol.

b) Calcular la ΔHº del proceso de combustión del metanol.

c) Calcula la variación de energía interna del mismo proceso a 25ºC.

Datos: R = 8,31 J • K-1 • mol-1

SOLUCIÓN

a) CH3OH (l) + 3/2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)

b) 〖∆H〗_c^° = 2 •〖 ΔH〗_f^° [H2O (l)] + 〖  ΔH〗_f^°[CO2 (g)] - 〖  ΔH〗_f^°  [CH3OH (l)]                     - 3/2 〖  ΔH〗_f^° [O2 (g)] 

〖∆H〗_c^° = 2 • (-285,8) - 393,5 - (- 239,1) = - 726 kJ/mol

c) ΔHº = ΔUº + (Δngases) RT

ΔUº = ΔHº - (Δngases) RT

Δngases = 1 - (3/2) = - 0,5

T = 25 + 273 = 298 K

ΔUº = -726000 J - (-0,5 mol) • 8,31 J/(K•mol) • 298 K = - 724761,81 J •(1 kJ)/(1000 J) = -724,8 kJ

                                                                     

    5) Una reacción química presenta, a 300 K de temperatura, una ΔG = - 500 J/mol     y una ΔS =  10 J/mol•K. Se desea conocer:

a) el valor  de ΔH de la reacción a esa temperatura.

b) suponiendo que ΔH e ΔS no varían con la temperatura, determinar a partir de qué temperatura la reacción será espontánea.

SOLUCIÓN

a) ΔG = ΔH - T• ΔS; ΔH = ΔG + T• ΔS

ΔH = - 500 J/mol + 300 K • (10 J)/(mol•K) = 2500 J/mol

b) 0 = ΔH - T• ΔS

0 = 2500 - T • 10

10T = 2500

T = 2500/10 = 250 K

t (ºC) = 250-273 = -23ºC

EXAMEN DE RECUPERACIÓN PRIMERA EVALUACIÓN RESUELTO

Os adjunto el examen de recuperación de la primera evaluación resuelto

1)     Escribir las configuraciones electrónicas de los átomos e iones siguientes:

a) Cl y Cl^-

b) Fe y Fe³⁺

c) Ga y Ga³⁺

Indicar, para cada par, el átomo o ion de mayor tamaño. Justificar brevemente las respuestas.

Datos: Números atómicos: Cl = 17; Fe = 26 y Ga = 31. (2 puntos)

SOLUCIÓN

a) Cl (Z=17): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

    Cl^- (17+1 = 18 electrones): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

Como el ion Cl^- tiene un electrón más en la última capa, por repulsión con los otros electrones, poseerá mayor volumen que el átomo de cloro.

b) Fe (Z = 26): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

    Fe³⁺ (26-3 = 23 electrones): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵

El átomo de hierro pierde tres electrones, concretamente los dos 4s y uno 4d para convertirse en el ion Fe³⁺.

La salida de los electrones se produce de esta manera porque, ahora, al no estar los orbitales 4s y 3d vacíos, el orden energético cambia y, en estas circunstancias, los 4s poseen más energía.

Evidentemente, el tamaño menor corresponderá a Fe³⁺, pues la salida de los electrones le ha supuesto, además, la pérdida de la última capa.

c) Ga (Z = 31): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹

    Ga³⁺ (31-3 = 28 electrones): 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰

Por razones idénticas a la anterior, el tamaño menor corresponderá al Ga³⁺.

2)     Entre las siguientes sustancias: Na, Br₂, KCl y H₂O, seleccionar razonadamente la más representativa de :

            a) Sustancia unida por fuerzas de Van der Waals.

            b) Sustancia de alta conductividad eléctrica y elevado punto de fusión.

            c) Sustancia no conductora, que se transforma en conductora al fundir.

            d) Sustancia con enlaces intermoleculares tipo puente de hidrógeno.

Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.

SOLUCIÓN

a) La sustancia cuyas moléculas están unidas por fuerzas de Van der Waals es el Br₂ puesto que sus moléculas son covalentes apolares y el único tipo de fuerzas posible entre ellas es el indicado.

b) Ninguna de las sustancias anteriores responde a las dos características indicadas, pues, aunque el Na es un sólido metálico y, por tanto, muestra una elevada conductividad eléctrica, su punto de fusión (97,5ºC) es relativamente bajo, debido a que el volumen de los Na⁺ de la red es de cierta consideración y la nube electrónica que los mantiene unidos es poco densa (cada átomo de sodio aporta un solo electrón - el de su última capa - a la nube).

c) El KCl (cloruro de potasio) es un sólido iónico constituido por iones K⁺ y Cl^- dispuestos en una red cristalina. Puesto que para que una sustancia sea conductora, además de existir cargas eléctricas, éstas han de ser móviles se comprende que el KCl sea un mal conductor. Sin embargo, al fundir, como los iones salen de sus posiciones fijas en la red y pueden moverse, se convertirá en conductor.

d) En la molécula de agua, el par de electrones del enlace O-H está muy atraído por el O, muy electronegativo. El protón (núcleo de H) queda así descubierto de carga negativa, constituyendo un polo positivo muy intenso y permitiendo al oxígeno de una molécula contigua acercarse mucho. De este modo, se forman fuertes uniones entre las moléculas de agua, que constituyen el enlace de hidrógeno.

3)     Describir la geometría de las moléculas que forman los compuestos moleculares: OF₂, NF₃ y SiF₄. ¿Son polares o apolares? (2 puntos)

SOLUCIÓN

OF2

Configuración electrónica	A	N
O: 1s22s22p4	6	8
F: 1s22s22p5	7	8

Número total de electrones disponibles: A = 6+2 · 7 = 20 electrones.

Total de electrones que caben en la capa de valencia: N = 8 + 2 · 8 = 24 electrones.

S = 24 - 20 = 4 electrones compartidos = 2 enlaces

P = 20 - 4 = 16 electrones sin compartir = 8 pares sin compartir

GEOMETRÍA: De acuerdo con la TRPECV, hay 4 pares de electrones (dos de ellos sin compartir) en torno al oxígeno, que se dirigen hacia los vértices de un tetraedro para minimizar las repulsiones. Como hay dos pares de electrones sin compartir, la geometría resultante será ANGULAR.

De acuerdo con la Teoría de Hibridación, el O presenta hibridación sp³ formando 4 orbitales híbridos iguales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Dos de ellos, están ocupados por pares de electrones sin compartir.

Con los otros dos, forma sendos enlaces σ con los orbitales 2p_z de los dos flúor, en cada uno de los cuales hay un electrón desapareado. Como consecuencia de esto, la geometría resultante será ANGULAR.

Tal y como muestra la figura, es de esperar que esta molécula sea POLAR ya que la suma vectorial de los momentos dipolares de sus dos enlaces da un momento dipolar total distinto de cero.

NF3

Configuración electrónica	A	N
N: 1s22s22p3	5	8
F: 1s22s22p5	7	8

Número total de electrones disponibles: A = 5+3 · 7 = 26 electrones.

Total de electrones que caben en la capa de valencia: N = 8 · 4 = 32 electrones.

S = 32 - 26 = 6 electrones compartidos = 3 enlaces

P = 26 - 6 = 20 electrones sin compartir = 10 pares sin compartir

GEOMETRÍA: De acuerdo con la TRPECV, hay cuatro pares de electrones en torno al nitrógeno, dirigidos hacia los vértices de un tetraedro para minimizar las repulsiones electrónicas. Como uno de ellos es un par sin compartir, la geometría es una PIRÁMIDE TRIANGULAR.

Según la Teoría de Hibridación, el N presenta hibridación sp³ con cuatro orbitales híbridos iguales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro: uno de ellos está ocupado por un par de electrones sin compartir y los otros tres forman enlaces σ con los orbitales 2p_z de los flúor que tienen electrones desapareados. Como consecuencia,  la geometría que presenta la molécula es

PIRÁMIDE TRIANGULAR.

La molécula, tal y como muestra la figura, es POLAR ya que tiene un momento dipolar total distinto de cero.

SiF4

Configuración electrónica	A	N
Si: 1s22s22p63s23p2	4	8
F: 1s22s22p5	7	8

Número total de electrones disponibles: A = 4+7 · 4 = 32 electrones.

Total de electrones que caben en la capa de valencia: N = 8 · 5 = 40 electrones.

S = 40 - 32 = 8 electrones compartidos = 4 enlaces

P = 32 - 8 = 24 electrones sin compartir = 12 pares sin compartir

GEOMETRÍA: De acuerdo con la TRPECV, hay cuatro pares de electrones compartidos en torno al Si que, para minimizar las repulsiones electrónicas, se deben colocar dirigidos hacia los vértices de un tetraedro. Por tanto, la geometría es TETRAÉDRICA.

De acuerdo con la Teoría de Hibridación, el Si presenta hibridación sp³ con 4 orbitales híbridos iguales, cada uno de los cuales se dirige hacia un vértice del tetraedro formando un enlace σ con los orbitales 2p_z de los flúor que tienen electrones desapareados. Como consecuencia,  la geometría que presenta la molécula es TETRAÉDRICA.

A pesar de que los enlaces Si-F son polares, la molécula es APOLAR porque la suma vectorial de los cuatro momentos dipolares es nula.

4)      Un láser emite luz cuya longitud de onda es 780 nm.

a) ¿Cuál es la frecuencia de esa radiación? (1 punto)

b) ¿Qué energía tiene un fotón de esa longitud de onda? (1 punto).

Datos: velocidad de la luz, c = 3 · 10⁸ m/s;                                                           constante de Planck , h = 6,63 · 10^-34 J · s 

SOLUCIÓN

a)

 λ = c · T = c/ν;  ν = c/λ

ν = 3 · 10⁸ / 780 ·10^-9= 3,85 · 10¹⁴ s^-1

 b) E = h · ν

E = 6,63 · 10^-34 · J · s · 3,85 · 10¹⁴ s^-1 = 2,55 · 10^-19 J                                                                     

    5) Calcula la afinidad electrónica del flúor a partir de los siguientes datos:

            Energía de sublimación del rubidio (Rb): 78 kJ/mol

            Energía de disociación del flúor (F₂): 160 kJ/mol

            Energía de ionización del rubidio: 402 kJ/mol

            Entalpía de formación del fluoruro de rubidio (RbF): - 552 kJ/mol

            Energía reticular del fluoruro de rubidio: - 760 kJ/mol

(2 puntos)

ΔH_f^° = ES + 1/2  Ed + EI + AE + U

ΔH_f^°- ES - 1/2 Ed - EI - U = AE

- 552 - 78 - 1/2 · 160 - 402- (- 760) = AE

AE = - 352 kJ/mol.

DUDAS E INTERCAMBIO DE INFORMACIÓN QUÍMICA 2º BACHILLERATO

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