Solubilidad

Problemas de selectividad 2 opción A y 2 y 5  de opción B

pROBLEMAS DE SELECTIVIDAD. a.1  B.4 Y B.5

TeoríA DE SOLUBILIDAD

Un examen de química

1. Ejercicios de formulación orgánica.
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Realiza los ejercicios  3, 4, 5, 11, 12, 25.


Ejercicios de cinética química.  Pulsar en energía de activación o ecuación de velocidad.


Examen de cinética y equilibrio.

LIBRO DE SELECTIVIDAD

PODÉIS DESCARGAR EL LIBRO DE SELECTIVIDAD EN ESTE ENLACE:
O EL DEL CURSO PASADO  Y MÁS

Equilibrio heterogéneo.

Seguimos para este tema la página: 

En los rpoblemas anteriores has visto casi exclusivamente sistemas gaseosos en equilibrio, en los que todas las sustancias se encontraban en estado gaseoso a la temperatura de trabajo, como era el caso de la síntesis del amoniaco.

Si todos los reactivos y productos están en el mismo estado físico, el equilibrio es homogéneo, pero si uno o más reactivos o productos están en una fase diferente, el equilibrio es heterogéneo.

El problema más interesante es el proceso de disolución de una sustancia en agua hasta la saturación. La concentración máxima es la solubilidad y está relacionada con la constante del equilibrio. 

Puedes ver esta animación de la disolución de la sal en agua.

Seguimos con los equilibrios en gases:

Septiembre 2012 Selectividad.
Opción 1 : 1 y 3
Opción 2 : 5

Una clase de risa:

1. 1,2-dimetilbenceno, (orto-dimetilbenceno) 
2. 1,3-dimetilbenceno, (meta-dimetilbenceno) 
3. 1,4-dimetilbenceno, (para-dimetilbenceno) 

Después de los diferentes significados de "orto" y de palabras como ortografía, ortogonal, ortocentro, ortóptero o simplemente orto como lo utilizan en Argentina nos reímos y acabamos diciéndolo mal.

orto- 

Prefijo procedente del gr. orthós, derecho, regular, correcto, recto.

quím. Prefijo que designa el ácido más hidratado, o su sal.

quím. org. Prefijo que se emplea para indicar la doble sustitución de los hidrógenos del benceno en la posición 1 y 2.

En resumen el p-dicloro benceno es:

Al elevar la temperatura a la que se realiza una reacción química: 

a) Aumenta la velocidad si la reacción es endotérmica, pero disminuye si es 

exotérmica. 

b) Aumenta siempre la velocidad de reacción. 

c) Disminuye la concentración de los reactivos y por ello la constante de 

velocidad. 

d) Aumenta la velocidad media de las moléculas y con ella la energía de 

 activación. 

La velocidad de una reacción química. 

a) Puede expresarse siempre en mol.L-1.s. 

b) Puede expresarse siempre en mol.L-1.s-1. 

c) Sus unidades dependen del orden de reacción. 

Indicar las respuestas verdaderas 

Los siguientes datos describen cuatro reacciones químicas del tipo: A + B → C + D:

             Energía de activación (kJ∙mol−1) ΔG (kJ∙mol−1) ΔH (kJ∙mol−1)

Reacción I             1                                      −2                0,2

Reacción II           0,5                                      5                −0,8

Reacción III          0,7                                      0,7               0,6

Reacción IV          1,5                                    −0,5               −0,3

Se desea saber:

a) ¿Cuál es la reacción más rápida?.

b) ¿Cuál o cuáles de estas reacciones son espontáneas?.

c) ¿Cuál es la reacción más endotérmica?.

d) ¿Qué valores de la tabla podrían modificarse por la presencia de un catalizador en

cualquiera de las situaciones anteriores?.

Justifique las respuestas.

El yoduro de hidrógeno se descompone según el equilibrio siguiente: 

2 HI (g) ↔ H2 (g) + I2 (g) 

Dentro de un recipiente cerrado, en equilibrio, hay 0,38 mol de I2 (g), 0,08 mol de H2 (g) y 1,24 mol de HI (g). Calcula la constante del equilibrio

Se añaden 0,30 mol de H2 (g) y se establece de nuevo el equilibrio. 

Calcula el número de moles de cada gas en el equilibrio (que se establece después de la adición de hidrógeno). 

Sol: n(HI) = 1,56 mol; n(H2) = n(I2) = 0,22 mol

Miércoles. A ver si alguien publica.

Seguimos con el examen de cinética.

un problema de equilibro. nº2 de 2012


A ver si alguien publica alguna solución a algo.

Examen de cinética química

Examen.

Más problemas

formulación.

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buscar la parte de formulación en cada examen

Una práctica de cinética química.

Obtenemos la práctica de esta dirección.

Vasos de precipitados                    Bisulfato sódico

Vidrio de reloj                                 Agua destilada

Varilla agitadora                             Almidón soluble

Matraces aforados                          Iodato potásico

Tubos de ensayo

Tapones

Gradilla

Balanza

Placa calefactora 

 

En esta práctica es va a estudiar la influencia de la concentración de los reactivos en la velocidad de la reacción. La reacción química cuya velocidad se va a estudiar es:

KIO₃  +  NaHSO₄ →  Na₂SO₄ + H₂O  +I₂

El iodo elemental que se libera origina un color intenso en la solución en presencia de almidón. La aparición del color azul tiene lugar cuando se ha formado cierta cantidad de iodo y, en consecuencia, el tiempo invertido desde la mezcla de las disoluciones de los reactivos hasta la aparición del color azul, es una medida de la velocidad de la reacción. Es evidente que el tiempo invertido y la velocidad de la reacción son magnitudes inversas.

Procedimiento.-

Primeramente se procederá a la preparación de la disolución de bisulfito sódico. Se calientan 150 mL de agua destilada y cuando hierva, se agrega una papilla ligera formada por 1 g de almidón soluble en 10 mL de agua destilada. Se mantiene la ebullición unos 4-5 min y se deja enfriar. Se agregan los gramos de bisulfito correspondientes para obtener una disolución 0,01M y se añade agua destilada hasta obtener 250 mL. A continuación se preparan 250 mL de una disolución 0,02 M de yodato potásico.

Se colocan en una gradilla 5 tubos de ensayo numerados. En el primero se depositan 5 mL de disolución de yodato potásico, en el segundo 4 mL, en el tercero 3mL, en el cuarto 2 mL y en el quinto 1 mL. A cada uno de los tubos de ensayo se le agrega agua destilada hasta que todos los tubos tengan 5 mL, agitando para que la disolución sea homogénea. El volumen en cada tubo es el mismo pero no la concentración.

 

problemillas cinética

el tema está aquí. lo puedes descargar

Puedes hacer de la parte final 2 o 3 problemas cuales quiera. Puedes publicar la respuesta aquí,

Examen con soluciones

EXAMEN DE QUÍMICA 2ºBCN                           TERMOQUÍMICA

A.   Ajusta la reacción de combustión del naftaleno y contesta a las siguientes cuestiones:

a)   Calcula la entalpía de formación estándar del naftaleno (C10H8).

Escribimos todas las reacciones con datos:

Reacción de formación del naftaleno:   10C + 4H₂→ C10H8

Reacción de formación del agua líquida   H₂ + 1/2O₂ → H₂O  

Reacción del formación del dióxido de carbono  C  + O₂→ CO₂

Reacción de combustión del naftaleno   C10H8  +  12O₂  → 10CO₂   + 4H₂O

Multiplico la última por (-1) , la del carbono por 10, la del hidrógeno por 4 y compruebo que todo va bien:

∆H°f(C10H8,) = 4928,6 + 4.(-285,6) + 10. (-393,5) = -148,8 kJ/mol

b)   ¿Qué energía se desprende al quemar 100 g de naftaleno en condiciones normales?

Simple proporción:

Si 1mol 4928 kJ    128g 4928kJ      Q= 4928.100/128= 3850 kJ

c)   Calcula ∆U° para la combustión del naftaleno.  H=U+pV  U=H-pV

∆U° = ∆H°c(C10H8, s) - p ∆V = -4928,6 – ∆n. R.T =-4928,6 – (-2). 8,31.273 = -4924 kJ

Datos: Masas atómicas relativas: H = 1; C = 12.

∆H°f(H2O, l)= -285’8 kJ/mol; ∆H°f(CO2, g)= -393’5 kJ/mol;  ∆H°c(C10H8, s)= -4928’6 kJ/mol;

R = 8,31 J/ mol·K

B.   Mediante la fotosíntesis se transforma dióxido de carbono y agua en hidratos de carbono, como la glucosa, obteniéndose la energía necesaria de la luz del Sol. A partir de los siguientes datos tomados a

25°C y 1 atm:   6H2O (l)+ 6CO2 (g)→ C6H12O6 (g)+ 6 O2 (g)

	∆Hf° (kJ/mol)	S° (J/mol·K)
O2 (g)	0	205
C6H12O6 (g)	-1273’5	212’1
H2O (l)	-285’8	69’9
CO2 (g)	-393’5	213’6

a)  Calcula la entalpía estándar de la reacción de la fotosíntesis. Calcula también la energía solar mínima para formar 9 gramos de glucosa.

6H2O (l)+ 6CO2 (g)→ C6H12O6 (g)+ 6 O2 (g)

Por el truquillo visto en clase: ∆H = -1273,5 – 6. (-393,5) – 6.(-285,8) = 2802 kJ/mol

Para 9 gramos   2802.9/180= 140 kJ

b)  ¿Se trata de un proceso espontáneo a 298 K? Razona y justifica la respuesta.

∆S = 205.6 + 212,2 – 6.(213,6) – 6.(69,9)= -259 J/mol.K

∆G = ∆H - T∆S = 2802 kJ/mol + 77kJ/mol= 2879 kJ/mol    no espontáneo.

Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16.

C .   Calcula el valor de ∆H° para la reacción:      3 CH4     →    C3H8    +   2 H2

Datos:

	C−C	H−H	C−H
Entalpía de enlace (kJ/mol)	347	435	414

En la reacción debemos romper 3 moléculas de CH₄, es decir  12 enlaces CH  necesito 4968KJ

Tengo que formar 1 molécula de C3H8     2 enlaces C-C y 8 enlaces C-H,  se desprenden 2.347+8.414=

4834 kJ

Tengo que formar 2 moléculas de H₂  se desprenden 2.435 = 870 kJ

En total + 92kJ/mol.

D   Enuncia los tres Principios de la Termodinámica. Mirar el libro

E..   Indica, razonadamente, cómo variará la entropía en los siguientes procesos:

a)    Disolución de nitrato de potasio, KNO3 , en agua.  Disolver siempre aumenta el desorden, aumento de la entropía

b)    Solidificación del agua.

Solidificar disminuye el desorden, disminución de la entropía

c)   Síntesis del amoniaco:          N2(g) + 3 H2(g)      →    2 NH3(g)

A la izquierda hay 4 moléculas y a la derecha solo 2. Está más desordenada la parte izquierda, ha disminuido la entropía

Puntuación:

Ejercicios	Puntos
A, B, C, D y E	10
Nota final  (10*A+10*B+7*C+7*D+7*E).10/41