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Código: R-EDU01-02-27       Versión: 1.0     Aprobado por: Luis Fernández   Aprobado el: 15/09/11




Curso     2º BAC               Asignatura         QUÍMICA                            Evaluación          2ª EValuación
Fecha     15-02-2013           Profesor           Carmen Jiménez Alonso              Recuperación
En cada pregunta constará la puntuación máxima que el alumno puede conseguir y se archivará un modelo de este examen.



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Pregunta 1.- (2p)
Para la reacción en fase gaseosa CO + NO2             CO2 + NO, donde la ecuación de velocidad
es:
V= K [NO2]2. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones:
    a) La velocidad de desaparición del CO es igual que la velocidad de desaparición del
        NO2.
    b) La constante de velocidad no depende de la temperatura porque la reacción se
        produce en forma gaseosa.
    c) El orden total de la reacción es 3.
    d) Las unidades de la constante de velocidad serán mol·L-1·s-1

                                           SOLUCIÓN
    a)   Cierto. En la reacción general la relación es mol a mol, por tanto desaparewcen a la
         misma velocidad.
    b)   Falso. La constante de velocidad (K) siempre depende de la temperatura según
         Arrhenius.
    c)   Falso. El orden de la reacción viene definido por el exponente de la concentración en
         la ecuación de velocidad, por tanto el orden es 2.
    d)   Falso. Si realizamos es despeje de K en la ecuación de velocidad, tendremos:
                                      V              mol · L-1 · s-1
                        2
          V= K [NO2] ; K =                    =                  = mol-1 · L · s-1
                                    [NO2]2            (mol · L-1)2


Pregunta 2.- (2p)
El etanol y el dimetil éter son dos isómeros de función, cuyas entalpías de formación son:
AHºf (etanol) = -235 KJ·mol-1 y AHºf (dimetil éter) = -180 KJ·mol-1.
    a) Escriba las reacciones de formación y de combustión de ambos compuestos.
    b) Justifique cuál de las dos entalpías de combustión de estos compuestos es mayor en
       valor absoluto, teniendo en cuenta que los procesos de combustión son exotérmicos.

                                                     SOLUCIÓN
    a)
          CH3 – CH2OH Etanol
                                                  Son isómeros  Igual fórmula molecular C2H6O
          CH3 – O – CH3 Dimetil éter

     Al tener la misma fórmula molecular solo será necesario plantear una reacción de
     formación y una reacción de combustión.



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        R. Formación: 2 C + 3 H2 + 1/2 O2                             C2H6O

        R. Combustión: C2H6O + 3 O2                            2 CO2 + 3 H2O

    b) El enunciado habla de entalpías de combustión, por tanto tendremos que plantear
       las fórmulas de estas entalpías.

        De forma general será: AHºcombustión = ∑ n · AHºf productos - ∑ n · AHºf reactivos
        Por tanto con el etanol será:

                 AHºcomb. Etanol = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (∑ 1 · AHºf etanol)
        Con el dimetil éter será:

              AHºcomb. Dimetil éter = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (∑ 1 · AHºf dimetil éter)

        Si ahora sustituimos en estas dos fórmulas las entalpías de formación del etanol y del
        Dimetil éter, tendremos:
             AHºcomb. Etanol = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (- 235 KJ)
                             = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) + 235 KJ

          AHºcomb. Dimetil éter = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (- 180 KJ)
                               = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) + 180 KJ
       Si ahora nos fijamos en las dos fórmulas, la parte correspondiente a los productos (en
        negro) es la misma para los dos isómeros, y sabemos que tienen que ser valores
       negativos, por tanto en el caso del etanol a ese valor negativo se le tiene que quitar
       235 Kj, mientras que en el caso del dimetil éter a ese mismo valor negativo se le quita
      solo 180 KJ, esto determina AHº combustión éter > AHº combustión etanol, ya que a
      un valor negativo al que se le quita 180, en término de valor absoluto, siempre será
      mayor que el mismo valor negativo al que se le quita 235.


Pregunta 3.- (2p)
Justifique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas:
    a) Un valor negativo de una constante de equilibrio significa que la reacción inversa es
        espontánea.
    b) Para una reacción exotérmica, se produce un desplazamiento hacia la formación de
        productos al aumentar la temperatura.
    c) Para una reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de
        reactivos y productos, no se produce desplazamiento del equilibrio si disminuimos la
        presión.
    d) Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los
        productos, el valor de la constante de equilibrio disminuye cuando disminuimos el
        volumen del recipiente.

                                       SOLUCIÓN
    a) Falso. Una constante de equilibrio que es el resultado de operaciones de
       concentraciones o presiones siempre es positiva.



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    b) Falso. Para una reacción exotérmica una subida de la temperatura no le favorece, por
       tanto el desplazamiento se realizará hacia la formación de reactivos.
    c) Verdadero. Como An = 0, aunque se modifique la presión el equilibrio no se altera.
    d) Falso. En el apartado me dicen que la temperatura permanece constante, por tanto
       la constante de equilibrio no se modifica.

Pregunta 4.- (2p)
En un recipiente de 15 litros se introducen 3 mol del compuesto A y 2 mol del compuesto B.
Cuando se calienta el recipiente a 400 K se establece el siguiente equilibrio: 2 A (g) + B (g) 
3 C (g). Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio las presiones parciales de B y C son
iguales, calcule:
    a) Las concentraciones de A, B y C en el equilibrio. (1p)
    b) La presión total en el equilibrio. (0,5p)
    c) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp a 400 K. (0,5p)

                                                         SOLUCIÓN
    a)

                            2 A (g) + B (g)  3C

         Moles iniciales:      3                2               0

         Moles equilibrio 3 – 2x               2–x              3x

      El enunciado dice que cuando se alcanza el equilibrio las presiones parciales de B y C
      son iguales, si esto es así los moles también tienen que ser iguales, por tanto:

                 2 – x = 3x; 2 = 4x; x = 0,5 moles

                  3 – 2x            3 – 2 · 0,5             2
         [A] =                  =                    =          = 0,133 mol·L-1
                    15                    15              15


                  2 –x               2 – 0,5              1,5
         [B] =                  =                    =          = 0,1 mol·L-1
                    15                    15              15



                  3x                3 · 0,5               1,5
         [C] =                  =                    =          = 0,1 mol·L-1
                    15                    15              15

    b) PT · V = nT · R · T  PT · 15 L = ( 2+1,5+1,5) moles·0,082 atm ·L· mol-1 · K-1· 400 K

                  PT = 10,93 atm.



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    c)
                        [C]3           (0,1)3
            Kc =                    =                = 0,565 (no hay unidades ya que An = 0)
                        2                   2
                   [A] [B]          ( 0,133) · (0,1)

           Kp = Kc · (R·T)An  Kp = 0,565 · (R·T)0  Kp = 0,565


Pregunta 5.- (2p)
El clorato de potasio (sólido) se descompone, a altas temperaturas, para dar cloruro de
potasio (sólido) y oxígeno molecular (gas). Para esta reacción de descomposición, calcule:
    a) La variación de entalpía estándar.
    b) La variación de energía libre estándar.
    c) La variación de entropía estándar.
    d) El volumen de oxígeno, a 25 ºC y 1 atm, que se produce a partir de 36,8 g de clorato
        de potasio.


DATOS:

                                                   AHºf (KJ·mol-1)                      AGº (KJ·mol-1)
               KClO3 (s)                              -391,2                               -289,9
                KCl (s)                               -435,9                               -408,3


M. atm: K = 39,1; Cl= 35,5; = = 16,0

                                                     SOLUCIÓN

    a)
         AHºreacción = ∑ n · AHºf productos - ∑ n · AHºf reactivos 

         AHºreacción = [ 1 mol · (-435,9 KJ·mol-1)] - [ 1 mol · (-391,2 KJ·mol-1)]

         AHºreacción = - 435,9 KJ + 391,2 KJ = -44,7 KJ

    b)
         AGºreacción = ∑ n · AGºf productos - ∑ n · AGºf reactivos

         AGºreacción = [ 1 mol · (-408,3 KJ·mol-1)] - [ 1 mol · (-289,9 KJ·mol-1)]

         AGº reacción = -408,3 KJ + 289,9 = -118,4 KJ

    c) Aplicando la fórmula                AGº = AHº - T · ASº, despejamos ASº y tendremos:


                                                AHº - AGº             -44,7 KJ – (-118,4 KJ)             73,7 KJ
         T · ASº = AHº - AGº;         ASº =                    =                                     =             =
                                                   T                  298 K                               298 K
                                               = 0,2473 KJ·K = 247,3 J·K-1
                                                            -1




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    d)
                             1 mol KClO3             1,5 mol O2        24,4 L O2
            36,8 g KClO3 ·                    ·                    ·                = 10,98 L O2
                             122,6 g KClO3           1 mol KClO3       1 mol O2




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  • 1. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11 Curso 2º BAC Asignatura QUÍMICA Evaluación 2ª EValuación Fecha 15-02-2013 Profesor Carmen Jiménez Alonso Recuperación En cada pregunta constará la puntuación máxima que el alumno puede conseguir y se archivará un modelo de este examen. Nombre del alumno Pregunta 1.- (2p) Para la reacción en fase gaseosa CO + NO2 CO2 + NO, donde la ecuación de velocidad es: V= K [NO2]2. Justifique si son verdaderas o falsas las siguientes afirmaciones: a) La velocidad de desaparición del CO es igual que la velocidad de desaparición del NO2. b) La constante de velocidad no depende de la temperatura porque la reacción se produce en forma gaseosa. c) El orden total de la reacción es 3. d) Las unidades de la constante de velocidad serán mol·L-1·s-1 SOLUCIÓN a) Cierto. En la reacción general la relación es mol a mol, por tanto desaparewcen a la misma velocidad. b) Falso. La constante de velocidad (K) siempre depende de la temperatura según Arrhenius. c) Falso. El orden de la reacción viene definido por el exponente de la concentración en la ecuación de velocidad, por tanto el orden es 2. d) Falso. Si realizamos es despeje de K en la ecuación de velocidad, tendremos: V mol · L-1 · s-1 2 V= K [NO2] ; K = = = mol-1 · L · s-1 [NO2]2 (mol · L-1)2 Pregunta 2.- (2p) El etanol y el dimetil éter son dos isómeros de función, cuyas entalpías de formación son: AHºf (etanol) = -235 KJ·mol-1 y AHºf (dimetil éter) = -180 KJ·mol-1. a) Escriba las reacciones de formación y de combustión de ambos compuestos. b) Justifique cuál de las dos entalpías de combustión de estos compuestos es mayor en valor absoluto, teniendo en cuenta que los procesos de combustión son exotérmicos. SOLUCIÓN a) CH3 – CH2OH Etanol Son isómeros  Igual fórmula molecular C2H6O CH3 – O – CH3 Dimetil éter Al tener la misma fórmula molecular solo será necesario plantear una reacción de formación y una reacción de combustión. Página 1 de 5
  • 2. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11 R. Formación: 2 C + 3 H2 + 1/2 O2 C2H6O R. Combustión: C2H6O + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O b) El enunciado habla de entalpías de combustión, por tanto tendremos que plantear las fórmulas de estas entalpías. De forma general será: AHºcombustión = ∑ n · AHºf productos - ∑ n · AHºf reactivos Por tanto con el etanol será: AHºcomb. Etanol = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (∑ 1 · AHºf etanol) Con el dimetil éter será: AHºcomb. Dimetil éter = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (∑ 1 · AHºf dimetil éter) Si ahora sustituimos en estas dos fórmulas las entalpías de formación del etanol y del Dimetil éter, tendremos: AHºcomb. Etanol = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (- 235 KJ) = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) + 235 KJ AHºcomb. Dimetil éter = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) – (- 180 KJ) = (2 · AHºf CO2 + 3 · AHºf H2O) + 180 KJ Si ahora nos fijamos en las dos fórmulas, la parte correspondiente a los productos (en negro) es la misma para los dos isómeros, y sabemos que tienen que ser valores negativos, por tanto en el caso del etanol a ese valor negativo se le tiene que quitar 235 Kj, mientras que en el caso del dimetil éter a ese mismo valor negativo se le quita solo 180 KJ, esto determina AHº combustión éter > AHº combustión etanol, ya que a un valor negativo al que se le quita 180, en término de valor absoluto, siempre será mayor que el mismo valor negativo al que se le quita 235. Pregunta 3.- (2p) Justifique si las siguientes afirmaciones son ciertas o falsas: a) Un valor negativo de una constante de equilibrio significa que la reacción inversa es espontánea. b) Para una reacción exotérmica, se produce un desplazamiento hacia la formación de productos al aumentar la temperatura. c) Para una reacción a temperatura constante con igual número de moles gaseosos de reactivos y productos, no se produce desplazamiento del equilibrio si disminuimos la presión. d) Para una reacción a temperatura constante donde únicamente son gases los productos, el valor de la constante de equilibrio disminuye cuando disminuimos el volumen del recipiente. SOLUCIÓN a) Falso. Una constante de equilibrio que es el resultado de operaciones de concentraciones o presiones siempre es positiva. Página 2 de 5
  • 3. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11 b) Falso. Para una reacción exotérmica una subida de la temperatura no le favorece, por tanto el desplazamiento se realizará hacia la formación de reactivos. c) Verdadero. Como An = 0, aunque se modifique la presión el equilibrio no se altera. d) Falso. En el apartado me dicen que la temperatura permanece constante, por tanto la constante de equilibrio no se modifica. Pregunta 4.- (2p) En un recipiente de 15 litros se introducen 3 mol del compuesto A y 2 mol del compuesto B. Cuando se calienta el recipiente a 400 K se establece el siguiente equilibrio: 2 A (g) + B (g)  3 C (g). Sabiendo que cuando se alcanza el equilibrio las presiones parciales de B y C son iguales, calcule: a) Las concentraciones de A, B y C en el equilibrio. (1p) b) La presión total en el equilibrio. (0,5p) c) El valor de las constantes de equilibrio Kc y Kp a 400 K. (0,5p) SOLUCIÓN a) 2 A (g) + B (g)  3C Moles iniciales: 3 2 0 Moles equilibrio 3 – 2x 2–x 3x El enunciado dice que cuando se alcanza el equilibrio las presiones parciales de B y C son iguales, si esto es así los moles también tienen que ser iguales, por tanto: 2 – x = 3x; 2 = 4x; x = 0,5 moles 3 – 2x 3 – 2 · 0,5 2 [A] = = = = 0,133 mol·L-1 15 15 15 2 –x 2 – 0,5 1,5 [B] = = = = 0,1 mol·L-1 15 15 15 3x 3 · 0,5 1,5 [C] = = = = 0,1 mol·L-1 15 15 15 b) PT · V = nT · R · T  PT · 15 L = ( 2+1,5+1,5) moles·0,082 atm ·L· mol-1 · K-1· 400 K PT = 10,93 atm. Página 3 de 5
  • 4. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11 c) [C]3 (0,1)3 Kc = = = 0,565 (no hay unidades ya que An = 0) 2 2 [A] [B] ( 0,133) · (0,1) Kp = Kc · (R·T)An  Kp = 0,565 · (R·T)0  Kp = 0,565 Pregunta 5.- (2p) El clorato de potasio (sólido) se descompone, a altas temperaturas, para dar cloruro de potasio (sólido) y oxígeno molecular (gas). Para esta reacción de descomposición, calcule: a) La variación de entalpía estándar. b) La variación de energía libre estándar. c) La variación de entropía estándar. d) El volumen de oxígeno, a 25 ºC y 1 atm, que se produce a partir de 36,8 g de clorato de potasio. DATOS: AHºf (KJ·mol-1) AGº (KJ·mol-1) KClO3 (s) -391,2 -289,9 KCl (s) -435,9 -408,3 M. atm: K = 39,1; Cl= 35,5; = = 16,0 SOLUCIÓN a) AHºreacción = ∑ n · AHºf productos - ∑ n · AHºf reactivos  AHºreacción = [ 1 mol · (-435,9 KJ·mol-1)] - [ 1 mol · (-391,2 KJ·mol-1)] AHºreacción = - 435,9 KJ + 391,2 KJ = -44,7 KJ b) AGºreacción = ∑ n · AGºf productos - ∑ n · AGºf reactivos AGºreacción = [ 1 mol · (-408,3 KJ·mol-1)] - [ 1 mol · (-289,9 KJ·mol-1)] AGº reacción = -408,3 KJ + 289,9 = -118,4 KJ c) Aplicando la fórmula AGº = AHº - T · ASº, despejamos ASº y tendremos: AHº - AGº -44,7 KJ – (-118,4 KJ) 73,7 KJ T · ASº = AHº - AGº; ASº = = = = T 298 K 298 K = 0,2473 KJ·K = 247,3 J·K-1 -1 Página 4 de 5
  • 5. Código: R-EDU01-02-27 Versión: 1.0 Aprobado por: Luis Fernández Aprobado el: 15/09/11 d) 1 mol KClO3 1,5 mol O2 24,4 L O2 36,8 g KClO3 · · · = 10,98 L O2 122,6 g KClO3 1 mol KClO3 1 mol O2 Página 5 de 5