Termodinámica, equilibrio químico y cinética química

La variación de entalpia en una reacción química depende de que la reacción se efectúe en una o varias etapas. Verdadero. Falso.

En el equilibrio: PCI5 (g) <=> PCl3 (g) + Cl2 (g) Un aumento de volumen o una disminución de la presión desplaza el equilibrio hacia la izquierda, donde el número de moles es menor. Verdadero. Falso.

Los catalizadores son sustancias que aumentan la velocidad de las reacciones químicas. Verdadero. Falso.

La velocidad de una reacción química es independiente de la temperatura a la que se lleve a cabo. Verdadero. Falso.

En la siguiente ecuación: N2O4(g) <=> 2NO2 (g) Cuando se alcanza el equilibrio, las velocidades de formación y de descomposición de NO2 se igualan. Verdadero. Falso.

Indicar cuál de las afirmaciones sobre la reacción 3 H2 (g) + N2 (g) <=> 2 NH3 (g) es incorrecta: El hidrógeno y el nitrógeno se combinan siempre en una proporción en peso constante 6:28. La suma de los gramos de hidrógeno y de nitrógeno que se combinan es igual al número de gramos formados de amoníaco. La suma de los moles de hidrógeno y de nitrógeno que se combinan es igual al número de moles formados de amoníaco.

La variación de entalpia en una reacción química: Es constante e independiente de que la reacción se efectúe en una o varias etapas. No es constante, pues depende de que la reacción se efectúe en una o varias etapas. Es constante e independiente de que la reacción se efectúe en una o varias etapas si la reacción es endotérmica y no lo es si la reacción es exotérmica.

Las reacciones químicas a temperatura moderada y constante pueden ser espontáneas si se cumple que: La energía libre de Gibbs, AG > 0. La energía libre de Gibbs, AG = 0. La energía libre de Gibbs, AG < 0.

Dada la siguiente reacción: PCl5 <=> (g) PCl3 (g) + Cl2 (g) AH° = + 92,37 kJ/mol. Si se aumenta la temperatura el equilibrio se desplaza hacia: Derecha. Izquierda. Se mantiene.

Para un determinado equilibrio químico en fase gaseosa se sabe que un aumento en la temperatura desplaza el equilibrio hacia la izquierda, mientras que un aumento de la presión provoca el desplazamiento hacia la derecha. Indica de cuál de estos tres equilibrios se trata: A + B <=> C + D, exotérmica. A + B <=> C, endotérmica. 2A <=> B, exotérmica.

Dado el equilibrio: H2O (g) + C (s) <=> CO (g) + H2 (g) AH > 0 ¿Cuál de las siguientes medidas produce un aumento de la concentración de monóxido de carbono?. Elevar la temperatura. Retirar vapor de agua de la mezcla en el equilibrio. Introducir H2 en la mezcla.

La reacción en fase gaseosa 2 A + B -> 3 C transcurre totalmente y es una reacción elemental y por tanto de orden 2 respecto de A y de orden 1 respecto de B. Formule la expresión para la ecuación de velocidad. v = k[A]^2[B]. v = k[A]^2[B]/[C]^3. v = k[A][B]^2.

La cantidad de energía necesaria para que la unidad de masa (kilogramo, mol, etc.) de una sustancia que se encuentre en equilibrio con su propio vapor a una presión de una atmósfera pase completamente del estado líquido al estado gaseoso, se denomina: Entalpía de vaporización. Energía libre de Gibbs. Punto de ebullición.

Un recipiente cerrado herméticamente contiene agua a 30 °C . La presión de vapor es de 0,0425 bar. Si se añade agua, la presión de vapor: Aumenta. Disminuye. No varía.

La ecuación de velocidad: v = k [A]^2[B], corresponde a la reacción química: A + B -> C Indicar el orden de reacción con respecto a A, a B y para el conjunto de la reacción. 2, 1 y 3. 3, 3 y 3. La velocidad está mal expresada.

El cálculo del cociente de reacción permite conocer en cualquier momento el sentido en el que evoluciona una reacción hasta alcanzar el equilibrio. Si Q < Kc significa que la reacción: Ha alcanzado el equilibrio. Transcurre de izquierda a derecha. Transcurre de derecha a izquierda.

Una vez que se ha alcanzado el equilibrio en una reacción química: A + B <=> C + D. Las concentraciones no varían con el tiempo. El equilibrio se irá desplazando hacia la derecha con el tiempo. Ninguna de las anteriores es verdadera.

Dado el siguiente equilibrio: PCl5 (g) <=> PCl3 (g) + Cl2 (g) si se añade 1 mol de PCl3 (g) al matraz de reacción ¿cómo se modificarán las concentraciones de las especies presentes cuando alcancen el equilibrio de nuevo respecto a las iniciales?. La concentración de PCl5 (g) aumenta y la de Cl2 (g) disminuye. La concentración de PCl5 (g) disminuye y la de Cl2 (g) aumenta. Las concentraciones de PCl5 (g) de Cl2 (g) ni aumentan ni disminuyen.

Dado el siguiente equilibrio: NO2Cl (g) + NO (g) <=> NOCI (g) + NO2 (g) indicar si la concentración de NO2 incrementa, disminuye o permanece constante por: (i) añadir NOCI (ii) añadir NO (iii) retirar NO. Decrece en los casos (i) y (iii) y se incrementa en (ii). Decrece en los casos (i) y (ii) y permanece constante en (iii). Se incrementa en el caso (i) y disminuye en (ii) y (iii).

La supresión del monóxido de carbono, (gas tóxico) se realiza mediante un tratamiento con oxígeno para formar dióxido de carbono. Suponiendo que se ha alcanzado el equilibrio en el proceso: 2 CO (g) + O2 (g) <=> CO2 (g) AH = -567 kJ indicar cómo se podría aumentar el rendimiento de dióxido de carbono: (i) Disminuyendo la presión (ii) Elevando la temperatura (iii) Elevando la presión parcial de O2. (i). (ii) y (iii). (iii).

La velocidad de una reacción dada entre dos reactivos A y B es: v1= k [A][B]2. Si se reduce a la mitad el volumen del recipiente de la reacción tendremos que la velocidad: Se duplica. Disminuye a la mitad. Se hace ocho veces mayor.

Considerar el siguiente equilibrio: CaCO3 (s) + calor <=> CaO (s) + CO2 (g) ¿Qué ocurrirá si la descomposición del carbonato càlcico se realiza en un recipiente abierto?. La reacción no podrá tener lugar pues el calor se disipará. La reacción no se interrumpirá hasta que desaparezca todo el CaCO3, ya que el CO2 no permanece en el recipiente. Ninguna de las respuestas anteriores es cierta.

Calcular el calor de la reacción que produce gas de agua (H2 + CO) partiendo del coque y del vapor de agua, y mediante las dos siguientes ecuaciones termoquímicas: 1) 2C + O2 -> 2CO + 53000cal 2) 2H2 + O2 —> 2H2O + 115200 cal. 62200 cal. 31100 cal. -31100 cal.

Las variaciones de entalpías estándar de formación del CH4 (g), CO2 (g) y H2O (l) son, respectivamente, -74,9 kJ/mol; -393,5 kJ/mol; -285,8 kJ/mol. Calcular la variación de la entalpía de combustión del metano. 760 kJ/mol. -890,2 kJ/mol. -564,5 kJ/mol.

La entalpía de formación del amoníaco es AH = -46,2 kJ/mol. Calcular el calor que se libera cuando se forman 3 litros de amoníaco, medidos en condiciones normales de presión y temperatura. (Masas atómicas: N = 14: H = 1). 46,2 kJ. 6,19 kJ. 138,6kJ.

Se mezclan 0,8 mol/L de cada uno de los reactivos A y B. Reaccionan lentamente para formar C y D. Cuando se alcanza el equilibrio [C] = [D] = 0,6 mol/L. Calcular el valor de Kc. Kc=1,77. Kc = 9. Kc= 18.

La reacción: N2O4 (g) <=> 2NO2 (g) tiene una constante de equilibrio Kc = 4,63 • 10^-3 a una determinada temperatura. En un experimento se tienen unas concentraciones iniciales [N2O4] = 0,446 y [NO2] = 0,050. ¿Hacia qué lado se desplazará el equilibrio?. Derecha. Izquierda. Se mantiene.

La constante de equilibrio Kc de la reacción: 2SO2 + O2 <=> 2SO3 es 862 a 800 °C. Calcular la Kp a dicha temperatura. (R = 0,082 atm L/mol K). Kp= 9,08 atm^-1. Kp = 4,54 atm^-1. Kp= 0,45 atm^-1.

La disociación del dióxido de nitrógeno, NO2, en óxido nítrico, NO, y oxígeno, O2, tiene lugar en un recipiente cerrado a 327 °C. Las concentraciones de los gases en equilibrio son: [NO2] = 0,0146; [NO] = 0,00382 y [O2] = 0,00191 expresadas en moles por litro. Hallar la constante Kc para la disociación del dióxido de nitrógeno a 327 °C. Kc = 2,6x10^2 moles/L. Kc = 1,31 • 10^4 moles/L. Kc = 5,4 X10^3 moles/L.

Hallar las presiones parciales de una mezcla de gases en equilibrio a la presión total de 1 atmósfera que contiene 56,2 por ciento en moles de BrON; 12,4 por ciento en moles de NO y 31,4 por ciento en moles de Br2. 0,562; 0,248 y 0,157. 0,562; 0,062 y 0,628. 0,562; 0,124 y 0,314.

Para el siguiente equilibrio: H2 (g) + I2(g) <=> 2HI (g) Kc = 49,7 a 458 °C ¿cuál será el valor de Kp si R = 0,082 atm L/mol K?. Kp = 971090,06. Kp = 832,54. Kp = 49,7.

Se introducen 0,1 moles de SbCl5 en un recipiente de 1 litro; se calienta a 182 °C y se produce su disociación, quedando cuando se alcanza el equilibrio 0,087 moles de SbCl5. Calcular la constante de equilibrio Kc. SbCl5 <=> SbCl3 +Cl2. Kc= 1,94x10^-3. Kc = 18x10^-2. Kc= 1,48x10^-5.

Para la síntesis del amoníaco el valor de Kc = 6 • 10^-2 a 500 °C . En un experimento 5,0x10^-1 moles de N2, 1,0X10^-2 mol de H2 y 1,0x10^-4 mol de NH3 se mezclaron a dicha temperatura en un recipiente de 1 litro. ¿Cuál es la dirección que tomará el sistema para alcanzar el equilibrio?. Derecha. Izquierda. Queda en equilibrio.

En un recipiente de 1L, a temperatura ambiente, se introduce un mol de SO3. Al alcanzarse el equilibrio según la ecuación: 2SO3 <=> 2SO2 + O2, se comprueba que se han formado 0,6 mol de SO2. Calcular la constante de equilibrio. Kc = 0,52. Kc = 2 X 10^2. Kc = 0,67.

En la reacción: 2HI (g) <=> H2 (g) + I2(g) a 448 °C, las presiones parciales de los gases que están en equilibrio son: [HI] = 4x10^-3 atm; [H2] = 7,5 • 10^-3 atm e [I2] = 4,3 • 10^-5 atm. Calcular las constantes de equilibrio Kp y Kc. Kp = Kc = 4,02• 10^-4. Kp = 2x10^-2 y Kc = 4,02x10^-4. Kp = Kc = 2,01x10^-2.

A 1225 °C la constante de equilibrio de la reacción: 2SO2 (g) + O2 (g) <=> 2SO3 (g), tiene un valor de Kc = 0,152. En un momento determinado las concentraciones de las sustancias que intervienen son las siguientes : [SO3] = 0,04 M; [SO2] = 0,45 M; [O2] = 0,26 M. En ese momento ¿está el sistema en equilibrio? Si no lo está ¿en qué sentido tendrá que evolucionar para que lo esté?. Sí, está en equilibrio. No, tendrá que evolucionar hacia la derecha. No, tendrá que evolucionar hacia la izquierda.

En un recipiente cerrado y vacío de 1 L de capacidad, se introducen 1,280 g de bromo y 2,032 g de yodo. Se eleva la temperatura a 150 °C y se alcanza el equilibrio: Br2(g) + I2(g) <=> 2BrI(g) El valor de Kc para este equilibrio a 150 °C es 280. Calcular el valor de Kp para este equilibrio a 150 °C y los moles de yodo en el equilibrio. (Masas atómicas: Br = 80; I = 127. R = 0,082 atm L/Kmol). Kp = 280; [I2] = 9 • 10^-4 moles/L. Kp = 140; [I2] = 2x10^-5 moles/L. Kp = 280; [I2] = 8 • 10^-6 moles/L.

Se introducen 0,2 moles de Br2 (g) en un recipiente de 0,5 litros a 600 °C, siendo el grado de disociación en esas condiciones 0,8. Calcular la constante Kc del equilibrio: Br2 (g) <=> 2 Br (g). Kc = 8,0 moles/L. Kc = 0,8 moles/L. Kc= 5,12 moles/L.

En un experimento 1,0 mol de N2 (g) y 1,0 mol de H2 (g) fueron ubicados en un recipiente de 1 litro a 500 °C para reaccionar. El sistema, después de alcanzar el equilibrio, se encontró 0,921 mol de N2. Calcular las concentraciones en el equilibrio de H2 y NH3. 0,345 mol de H2 y 0,456 mol de NH3. 0,237 mol de H2 y 0,456 mol de NH3. 0,763 mol de H2 y 0,158 mol de NH3.

Cuando se calienta una cierta cantidad de bicarbonato sódico en un recipiente de 2,0 L a 110 °C, la presión es de 1,25 atmósferas cuando se alcanza el equilibrio. Calcular el valor de Kp y el peso de bicarbonato que se descompone, sabiendo que da lugar a carbonato sódico, dióxido de carbono y agua. (Masas atómicas Na = 23; C = 12; O = 16; H = 1). Kp = 0,39; m = 6,68 g. Kp = 0,625; m = 3,34 g. Kp = 0,39; m = 3,34 g.