Preguntas del examen y web para encontrar ejercicios de selectividad resueltos y con solución

Buenos días! El jueves hicimos el examen y a mi personalmente me salió tan sumamente mal que solo hice un ejercicio...Allá van las preguntas del examen



1.- La reacción de hidrogenación del buta-1,3-dieno para dar butano es
C4H6 (g) + 2 H2 (g) → C4H10 (g)
Calcule la entalpía de la reacción a 25 ºC y en condiciones estándar:
a) A partir de la entalpía de formación del agua y de las entalpías de combustión del buta-1,3-dieno y del butano.
b) A partir de las entalpías de enlace.
Datos: ΔHºc[C4H6(g)]=−2540’2 kJ/mol, ΔHºc[C4H10(g)]=−2877’6 kJ/mol, ΔHºf[H2O(l)]=−285’6 kJ/mol. Entalpías de enlace en kJ/mol: (C−C) = 348’2; (C=C) = 612’9; (C−H) = 415’3; (H−H) = 436’4.

2.- Dada la reacción 2 H (g) → H2 (g), conteste de forma razonada:
a) ¿Cuánto vale ΔH de la reacción si la energía de enlace H-H es 436 kJ/mol?
b) ¿Qué signo tiene la variación de entropía de esta reacción?
c) ¿Cómo afecta la temperatura a la espontaneidad de la reacción?

3.- Para la reacción: CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
a) Calcule la variación de entalpía y de la entropía de la reacción en condiciones estándar a 25 ºC.
b) Indique razonadamente si el proceso es espontáneo a 100 ºC.
Datos: ΔHºf [CH4 (g)]= −74’8 kJ/mol, ΔHºf [CO2 (g)]= −393’5 kJ/mol,
ΔHºf [H2O (l)] = −285’5 kJ/mol. Sº [CH4(g)] = 186’3 J·mol-1·K-1, Sº [O2(g)] = 205’1 J·mol-1·K-1, Sº [CO2(g)] = 213’7 J·mol-1·K-1, Sº [H2O(l)] = 69’9 J·mol-1·K-1.

4.- Cuando se mezclan 0’40 moles de gas xenón con 0’80 moles de gas flúor en un recipiente de 2 litros a cierta temperatura, se observa que el 60 % del xenón reacciona con el flúor formando XeF4 gaseoso.
a) Calcule el valor de Kc a esa temperatura, para la reacción:
Xe (g) + F2 (g) XeF4 (g)
b) ¿Cuántos moles de F2 se deben añadir a la cantidad inicial para que la conversión sea del 75 %?

5.- La descomposición del HgO sólido a 420 ºC se produce según:
2 HgO (s) 2 Hg (s) + O2 (g)
En un matraz en el que previamente se ha hecho el vacío, se introduce una cierta cantidad de HgO y se calienta a 420 ºC. Sabiendo que la presión total en el equilibrio es 0’510 atmósferas, calcule:
a) El valor de las constantes Kc y Kp a esa temperatura.
b) La cantidad de HgO expresada en gramos que se ha descompuesto si el matraz tiene una capacidad de 5 litros.
Datos: R = 0’082 atm·L·K-1·mol-1. Masas atómicas: Hg = 200’6; O = 16
.
6.- Considere el siguiente sistema en equilibrio: 3 O2 (g) 2 O3 (g) ΔHº = 284kJ
Razone cuál sería el efecto de:
a) Aumentar la presión del sistema disminuyendo el volumen.
b) Añadir O2 a la mezcla en equilibrio.
c) Disminuir la temperatura.


Las respuestas no las pongo porque me resulta imposible poner aquí la imagen.
Por otro lado, para aquellos que no estén enterados de la web de nuestro querido profesor Paco Funes, el cual ha invertido mucho de su tiempo en nosotros los alumnos para solucionar todos los problemas de la asignatura de selectividad de todos los juegos de exámenes y todas las opciones, perfectamente explicados y resueltos: 
http://fisquim.torrealmirante.net/selectividad.html

Semana del 4 al 10 de Marzo

MODIFICACIONES DEL EQUILIBRIO.

Si un sistema se encuentra en equilibrio (Q = K_c) y se produce una perturbación:

-Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.

-Cambio en la presión (o volumen).

-Cambio en la temperatura.

el sistema deja de estar en equilibrio y trata de volver a él.

Cambio en la concentración de alguno de los reactivos o productos.

Si una vez establecido un equilibrio se varía la concentración algún reactivo o producto el equilibrio desaparece y se tiende hacia un nuevo equilibrio.

Las concentraciones iniciales de este nuevo equilibrio son las del equilibrio anterior con las variaciones que se hayan introducido.

Lógicamente la constante del nuevo equilibrio es la misma, por lo que si aumenta la concentración de algún reactivo, crecería el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K_Csería que disminuyera la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que aumentasen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la derecha, es decir, se obtiene más producto que en condiciones iniciales.

De la manera, en caso de que disminuyera la concentración de algún reactivo: disminuiría el denominador en Q, y la manera de volver a igualarse a K_C sería que aumentase la concentración de reactivos (en cantidades estequiométricas) y, en consecuencia, que disminuyesen las concentraciones de productos, con lo que el equilibrio se desplazaría hacia la izquierda, es decir, se obtiene menos producto que en condiciones iniciales.

Análogamente, podría argumentarse que, si aumentase la concentración de algún producto, el equilibrio se desplazaría a la izquierda, mientras que si disminuyese, se desplazaría hacia la derecha.

CAMBIO EN LA PRESIÓN O VOLUMEN

En cualquier equilibrio en el que haya un cambio en el número de moles en sustancias gaseosas entre reactivos y productos, como por ejemplo en reacciones de disociación del tipo: A ÁB + C,  ya se vio que K_C @ c x a²

Al aumentar “p” (o disminuir el volumen) aumenta la concentración y eso lleva consigo una menor “a”, es decir, el equilibrio se desplaza hacia la izquierda que es donde menos moles hay.

Este desplazamiento del equilibrio al aumentar la presión, hacia donde menos moles de sustancias gaseosas, es válido y generalizable para cualquier equilibrio en el que intervengan gases. Lógicamente, si la presión disminuye, el efecto es el contrario.

Si el número de moles gaseosos total de reactivos es igual al de productos se pueden eliminar todos los volúmenes en la expresión de K_C, con lo que éste no afecta al equilibrio (y por tanto, tampoco la presión).

¡CUIDADO!: El cambio de presión apenas afecta a sustancias líquidas (incluyendo disoluciones) o sólidas, por lo que si en una reacción no interviene ningún gas, estos cambios no afectarán al equilibrio.

CAMBIO EN LA TEMPERATURA

Se observa que, al aumentar T, el sistema se desplaza hacia donde se consuma calor, es decir, hacia la izquierda en las reacciones exotérmicas y hacia la derecha en las endotérmicas.Si disminuye T el sistema se desplaza hacia donde se desprenda calor (derecha en las exotérmicas e izquierda en las endotérmicas).

-PRINCIPIO DE LE CHATERLIER-

Enuncia lo siguiente:Un cambio o perturbación en cualquiera de las variables que determinan el estado de equilibrio químico produce un desplazamiento del equilibrio en el sentido de contrarrestar o minimizar el efecto causado por la perturbación.

  D[reactivos]   > 0                ¾¾®

 D[reactivos]   < 0                ¬¾¾

 D[productos] > 0                ¬¾¾

  D[productos] < 0                ¾¾®

DT > 0 (exotérmicas)        ¬¾¾

DT > 0 (endotérmicas)      ¾¾®

DT < 0 (exotérmicas)        ¾¾®

DT < 0 (endotérmicas)      ¬¾¾

Dp > 0                                 Hacia donde menos nº moles de gases

Dp < 0                                  Hacia donde más nº moles de gases.

Aquí concluye la teoría de este tema.Se realizarán ejercicios de Selectividad de la página de Paco Funes.

25F/3M Final del tema 7 y comienzo del 8

Buenos días. :)

Esto cada vez va complicándose más y más.(Personalmente, para mi es bastante complicado y  me cuesta mucho el llevar a cabo los problemas)PD: Menos mal que por fin hay sitios de internet que me permiten copiar fórmulas porque con el procesador de texto me resulta imposible.

Concepto de catálisis

Un catalizador es una sustancia que modifica la velocidad de una reacción química, permitiendo que ésta transcurra a mayor velocidad.

Los catalizadores no modifican el estado de equilibrio de un sistema químico, esto es, su constante de equilibrio. Participan activamente en la reacción pero no se consumen, ya que se regeneran en el transcurso de la misma y, por tanto, no aparecen en la ecuación química ajustada.

Tipos de procesos catalíticos

La catálisis puede ser de dos tipos:

*Heterogénea, si el catalizador se encuentra en distinta fase que los reactivos. Normalmente, el catalizador heterogéneo es un sólido a través del cual se hace pasar una mezcla de gases, que son los reactivos.

Los catalizadores heterogéneos suelen ser metales finamente divididos u óxidos metálicos dispersos en un soporte inerte, ya que de esta manera se incrementa la superficie activa, que es donde se produce la reacción.

Un ejemplo es la reacción de hidrogenación de eteno para dar etano, que se produce rápidamente a temperatura ambiente y presión atmosférica, en presencia de níquel finamente dividido.

*Homogénea, cuando el catalizador está en la misma fase que los reactivos. Un ejemplo es la descomposición del peróxido de hidrógeno, H₂O₂ , que se acelera considerablemente en presencia de iones yoduro:

2 H₂O₂ (l) ® 2 H₂O (l) + O₂ (g)

La reacción tiene lugar en dos etapas; el catalizador homogéneo se consume en la primera pero se recupera en la segunda.

Los procesos catalíticos también son frecuentes en los seres vivos. Así, las enzimas actúan como catalizadores biológicos altamente específicos, capaces de incrementar la velocidad de las reacciones bioquímicas en factores que pueden llegar hasta 10¹².

                                            TEMA 8-EQUILIBRIO QUÍMICO. 

Es una reacción que nunca llega a completarse, pues se produce simultáneamente en ambos sentidos (los reactivos forman productos, y a su vez, éstos forman de nuevo reactivos). Es decir, se trata de un equilibrio dinámico.

Cuando las concentraciones de cada una de las sustancias que intervienen (reactivos o productos) se estabiliza, es decir, se gastan a la misma velocidad que se forman, se llega al EQUILIBRIO QUÍMICO.

Reacciones químicas reversibles: Son Reacciones que se producen en ambos sentidos y por lo general conducen a un estado de equilibrio

estudio del equilibrio químico(o físico) es un estado del sistema en el que no se observan cambios a nivel macroscópico a medida que transcurre el tiempo, a nivel microscópico es un equilibrio dinámico.

LEY DE ACCIÓN DE MASAS. CONSTANTE DE EQUILIBRIO (K_C)

Para una reacción cualquiera  (a A + b B + .... Á c C + d D + ...)  se define la constante de equilibrio (K_C) de la siguiente manera:

Siendo las concentraciones medidas en el equilibrio (no confundir con las concentraciones iniciales de reactivos y productos).Se denomina constante de equilibrio, porque se observa que dicho valor es constante (dentro un mismo equilibrio) si se parte de cualquier concentración inicial de reactivo o producto.

Atención: Sólo se incluyen las especies gaseosas y/o en disolución. Las especies en estado sólido o líquido tienen concentración constante, y por tanto, se integran en la constante de equilibrio.

GRADO DE DISOCIACIÓN (a)

Se utiliza en aquellas reacciones en las que existe un único reactivo que se disocia en dos o más moléculas más pequeñas.

Es la fracción de un mol que se disocia (tanto por 1). En consecuencia, el % de sustancia disociada es igual a 100·a.

COCIENTE DE REACCIÓN (Q)

En una reacción cualquiera:  a A + b B Á c C + d D se llama cociente de reacción a:

Tiene la misma fórmula que la K_C pero a diferencia de ésta, las concentraciones no tienen porqué ser las del equilibrio.

 *Si Q = K_c entonces el sistema está en equilibrio.

*Si Q < K_c el sistema evolucionará hacia la derecha, es decir, aumentarán las concentraciones de los productos y disminuirán las de los reactivos hasta que Q se iguale con K_C.

*Si Q > K_c el sistema evolucionará hacia la izquierda, es decir, aumentarán las concentraciones de los reactivos y disminuirán las de los productos hasta que Q se iguale con K_C.

Seguimos con lo nuestro...18/24 FEB

Good Morning! ¡Allá vamos! :D

INTEGRACIÓN DE LA ECUACIÓN CINETICA:
La ecuación de velocidad integrada da las concentraciones de reactivos y 
productos en función del tiempo. Se obtiene por integración de la ley de 
velocidad

FACTORES QUE INFLUYEN EN LA VELOCIDAD DE REACCIÓN

1.- Estado físico de los reactivos:Las reacciones son más rápidas si los reactivos son gaseosos o están 
en disolución. 
En las reacciones heterogéneas la velocidad dependerá de la superficie 
de contacto entre ambas fases, siendo mayor cuanto mayor es el estado de 
división
2.- Concentración de los reactivos: La velocidad de la reacción se incrementa al aumentar la concentración 
de los reactivos, ya que aumenta el número de choques entre ellos
3.- Temperatura:Un incremento de la temperatura provoca un incremento en la 
energía cinética de las moléculas, lo que hace que sea mayor el 
número de moléculas que alcanza la energía de activación. 
4.- Catalizadores:Los catalizadores cambian la energía de activación de una 
determinada reacción, y por lo tanto varían la velocidad de reacción

EFECTO DE LA TEMPERATURA: ECUACION DE ARRHENIUS:

La velocidad de casi todas las reacciones químicas aumenta con la temperatura. Muchas reacciones químicas de importancia industrial se llevan a cabo a temperaturas superiores a la ambiental, ya que en esas condiciones, la velocidad de la reacción permite que su explotación sea viable desde el punto de vista económico. Por el contrario, una forma de preservar los alimentos consiste en almacenarlos a baja temperatura para que, de esa forma, la velocidad de descomposición bacteriana disminuya.

Energía de activación

Para que exista una reacción química es necesario que las moléculas de los reactivos colisionen entre sí. Para que la colisión sea efectiva es necesario que las moléculas choquen con la orientación adecuada y con la energía suficiente.

Por otra parte, una reacción química es consecuencia de la reorganización de los átomos de los reactivos para dar lugar a los productos. Este proceso no se lleva a cabo directamente, sino a través de una asociación transitoria de las moléculas o estado intermedio denominado complejo activado.

A la energía necesaria para que los reactivos formen el complejo activado se le llama energía de activación, E_a , y representa la barrera de energía que han de salvar las moléculas para que tenga lugar la reacción.

En los choques moleculares, parte de la energía cinética puede convertirse en energía potencial. Para que un choque entre las moléculas sea efectivo, es necesario que la energía cinética de las moléculas sea superior a la energía de activación.

En la gráfica se muestra la variación de la energía potencial en el choque de una molécula de O₃ con otra de NO hasta formar los productos de reacción NO₂ y O₂.

Relación de k con la temperatura

La ecuación de Arrhenius relaciona la constante de velocidad con la temperatura, para una determinada reacción química:

k = Ae^-E_a/RT

donde A es una constante que tiene las mismas unidades que la constante de velocidad; E_a es la energía de activación (unidades de energía) y R es la constante de los gases que se expresa en unidades compatibles con las de la energía de activación.

En forma logarítmica, la ecuación puede expresarse:

Semana del 11/17 FEB Tema7

¿Estamos con ganas?¡Hoy empezamos tema nuevo.Se llama "cinética química"
Este tema no posee muchos ejercicios realizados y para poder encontrar este tipo de ejercicios entre los de Selectividad tenéis que buscar dentro de la termoquímica.

1-Cinética química: estudia la velocidad de los procesos químicos y qué factores influyen sobre ella.Tiene como objetivo encontrar la expresión matemática  que relaciona la velocidad de una reacción química con los diferentes factores de los que depende.

*Velocidad de reaccion: es el cambio que experimenta la concentración de un reactivo o de un producto con respecto al tiempo(Observar FIG.2 Pg188)
*Velocidad de reacción instantanea: Lavariación temporal instantánea y con signo positivo de la concentración molar de un reactivo o producto,dividida por su coeficiente estequiométrico en la reacción

2-Ecuación cinética de una reacción química: Es la expresión matemática que relaciona la velocidad de reacción con las concentraciones molares de todas las sustancias que intervienen en el proceso.Es una ecuacioón que se determina experimentalmente

a A + b B → c C + d D
Ley de velocidad: v = k [A]m [B]n…
m, n … = órdenes de reacción parciales
m + n +… = orden de reacción total
k = constante de velocidad (función de la temperatura, de la propia reacción y –si lo hay- del catalizador

Clara de huevo "de diseño"

Investigadores del Consejo Superior de Investigaciones Científicas (CSIC) han patentado un nuevo producto derivado de la clara de huevo que proporciona una espuma más esponjosa, brillante, ligera, uniforme y que además resulta más manejable para su aplicación en alta cocina. El ingrediente fue presentado ayer por el cocinero Mario Sandoval y el repostero Francisco Torreblanca en Madrid Fusión, el foro de difusión de las últimas tendencias en gastronomía.

El nuevo producto tiene, según los investigadores, “propiedades tecnofuncionales novedosas y antihipertensivas”. Se obtiene tras tratar la clara de huevo pasteurizada con una enzima que rompe las proteínas en fragmentos de menor tamaño, un proceso denominado hidrólisis.

“La espuma que es posible obtener con este producto puede volver a montarse transcurrido un tiempo, una capacidad que no tiene la clara de huevo que todos conocemos. Su sabor neutro y su color blanco permiten mezclarlo con diferentes ingredientes, como purés, pulpas o saborizantes, para obtener nuevas texturas y sabores”, explica Marta Miguel Castro, investigadora del CSIC en el Instituto de Investigación en Ciencias de Alimentación (CSIC-Universidad Autónoma de Madrid).

Al ser derivado de la clara de huevo, el producto tiene una composición exclusivamente proteica y no contiene ni grasas ni azúcares. “Puede combinarse con otros ingredientes o componentes. También puede mantenerse refrigerado para usarse fresco o puede conservarse mediante liofilización, una forma de desecado en frío”, agrega la investigadora del CSIC.

Semana del 4 al 10 de Febrero/Segundo principio de la termodinámica

Hola a todos!

Estamos a principio de mes, pero estamos cada vez más cerquita de Mayo y del final del curso.Esta semana hemos estado viendo el final del tema 6, el 2º principio de la termodinámica, pero para poder introducirnos en el tema, previamente vamos a tener que hacer una introducción al término entropía : medida a escala microscópica del grado de desorden molecular del sistema.Cuanto mayor sea el orden interno del sistema más baja será su entropía.

Casos de fenómenos fisicoquímicos:

-Cambios de estado:para una misma sustancia la entropía siempre aumenta S(sol)>S(l)>S(g)

-Disolución de un sólido en un líquido:La entropía de la disuloción es mayor que la de sus componentes

-Mezcla de gases:La entropía de la mezcla es mayor que la de los gasespuros por separado
-Aumento de Temperatura: todas las sustancias aumentan su entropía cuando crece la Temperatura.

ENUNCIADO DEL SEGUNDO PRINCIPIO :En todo proceso espontáneo se produce un aumento total de la entropía del universo

*Observar ejercicios resueltos para la comprensión de los problemas planteados en Selectividad

Factores que influyen en la espontaneidad:
-Disminución de energía
-Con un aumento del desorden
-Modificación de la temperatura del sistema

La energía de Gibbs y el cambio espontáneo
Obedece a la fórmula G=H-T·S 
Esta magnitud al igual que H y S no es en valor absoluto y solo pueden conocerse sus variaciones.Su importancia es que para procesos a p y T constantes , la condición para que un proceso sea espontáneo es que haya una disminución de la energía libre de Gibbs es decir que IncGsistema<o