PROBLEMA 1.-
a) Calcula el calor de formación del metano a presión constante, en condiciones estándar y a 25 ºC, a partir de los siguientes datos: C (s) + O2 (g) → CO2 (g) ∆Hº = – 393,5 kJ · mol–1; H2 (g) + 2 1 O2 (g) → H2O (l) ∆Hº = – 285,8 kJ · mol–1; CH4 (g) + 2 O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l) ∆Hº = – 890,4 kJ · mol–1;
b) Calcula el calor producido cuando se queman 10 m 3 de metano medido a 1 atm de presión y a 25 ºC. DATOS: R = 0,082 atm · L · mol–1 · K–1 . Resultado: a) ∆H o f = − 74,7 kJ · mol−1 ; b) Q = 30.569,65 kJ. PRUEBA SELECTIVIDAD ANDALUCIA CONVOCATORIA SEP 2016 QUIMICA
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2
Esta es la solución para el problema 1 de la Prueba de selectividad Andalucía Convocatoria SEP 2016 de Química:
a) Para calcular el calor de formación del metano a presión constante en condiciones estándar y a 25°C a partir de la siguiente información:
C(s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH° = -395,5 kJ/mol
H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O(l) ΔH° = -285,8 kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂ (g) + 2H₂O(l) ΔH° = -890,4 kJ/mol
Comenzamos multiplicando la ecuación de combustión del H₂ por dos, incluyendo su entalpía, invirtiendo la ecuación de combustión del CH₄ cambiando el signo a su entalpía y sumándolas por Ley de Hess, obtenemos la ecuación de síntesis del metano:
C(s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH° = -395,5 kJ/mol
H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O(l) ΔH° = -285,8 kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂ (g) + 2H₂O(l) ΔH° = -890,4 kJ/mol
_____________________________________________________________
C(s) + 2H₂(g) → CH₄(g) ΔH° = -74,7 kJ/mol
b) Nos piden calcular el calor producido cuando se queman 10 m³ de metano medido a 1 atmósfera de presión con temperatura de 25°C, con la consideración de que R = 0,082 atm.L/mol.K
Para obtenerlo se deben pasar las unidades a moles y se aplica la ecuación de estado de los gases ideales. Luego, se multiplica el resultado por la relación molar entre el calor desprendido y el mol de metano que combustionó.
P.V = n.R.T
n = ] = 409,23 moles
Estos al combustionar emanan calor de:
409,23 moles CH₄. 30.569,65 kJ
a) Para calcular el calor de formación del metano a presión constante en condiciones estándar y a 25°C a partir de la siguiente información:
C(s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH° = -395,5 kJ/mol
H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O(l) ΔH° = -285,8 kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂ (g) + 2H₂O(l) ΔH° = -890,4 kJ/mol
Comenzamos multiplicando la ecuación de combustión del H₂ por dos, incluyendo su entalpía, invirtiendo la ecuación de combustión del CH₄ cambiando el signo a su entalpía y sumándolas por Ley de Hess, obtenemos la ecuación de síntesis del metano:
C(s) + O₂ (g) → CO₂ (g) ΔH° = -395,5 kJ/mol
H₂ (g) + O₂ (g) → H₂O(l) ΔH° = -285,8 kJ/mol
CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂ (g) + 2H₂O(l) ΔH° = -890,4 kJ/mol
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C(s) + 2H₂(g) → CH₄(g) ΔH° = -74,7 kJ/mol
b) Nos piden calcular el calor producido cuando se queman 10 m³ de metano medido a 1 atmósfera de presión con temperatura de 25°C, con la consideración de que R = 0,082 atm.L/mol.K
Para obtenerlo se deben pasar las unidades a moles y se aplica la ecuación de estado de los gases ideales. Luego, se multiplica el resultado por la relación molar entre el calor desprendido y el mol de metano que combustionó.
P.V = n.R.T
n = ] = 409,23 moles
Estos al combustionar emanan calor de:
409,23 moles CH₄. 30.569,65 kJ
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