EjerciciosFyQ

PAU Madrid: química (junio 2025) - ejercicio 4B (8556)

F_y_Q — 2025-10-28T04:39:21Z

En un recipiente de 2.50 L se introducen 0.0200 mol de $$$ \text{N}_2$$$ y 0.0300 mol de $$$ \text{H}_2$$$. Se eleva la temperatura hasta 400 ºC, y la reacción $$$ \text{N}_2(\text{g}) + 3\text{H}_2(\text{g}) \leftrightharpoons 2\text{NH}_3(\text{g})$$$ alcanza el equilibrio, obteniéndose $$$ \Delta \text{H}_{\text{R}}$$$ < 0 y una concentración de $$$ \text{NH}_3(\text{g})$$$ de $$$ 0.00375\ \text{mol}\cdot \text{L}^{-1}$$$.

a) Calcula las presiones parciales de cada sustancia en el equilibrio y la presión total.

b) Obtén $$$ \text{K}_{\text{P}}$$$ y $$$ \text{K}_{\text{C}}$$$.

c) Justifica si el rendimiento del proceso aumenta realizándolo a menor temperatura.

d) Razona cómo varía la concentración de $$$ \text{N}_2$$$ cuando se añade al equilibrio un gas inerte como el Ar a volumen y temperatura constantes.

$$$ R = 0.0820\ \text{atm}\cdot \text{L}\cdot \text{mol}^{-1}\cdot \text{K}^{-1}$$$

a) $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{p}_{\text{N}_2} = 0.338\ \text{atm}}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{p}_{\text{H}_2} = 0.351\ \text{atm}}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{p}_{\text{NH}_3} = 0.207\ \text{atm}}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{p}_{\text{T}} = 0.896\ \text{atm}}}$$$
b) $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{K}_{\text{C}} = 8.93\cdot 10^3\ \text{M}^{-2}}}$$$ ; $$$ \color{firebrick}{\boxed{\bf \text{K}_{\text{P}} = 2.93\ \text{atm}^{-2}}}$$$
c) Aumenta el rendimiento.
d) No varía la concentración de nitrógeno.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

PAU Andalucía: química (junio 2025) - pregunta 3 - ejercicio 3A (8479)

F_y_Q — 2025-06-30T05:18:26Z

El equilibrio de descomposición del puede expresarse como:

Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)}" title="\ce{2NaHCO3(s) <=> Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)}" />

Para estudiar este equilibrio en el laboratorio, se depositaron 200 g de en un recipiente cerrado de 25 L, en el que previamente se hizo el vacío y se calentó a . La presión en el interior del recipiente, una vez alcanzado el equilibrio, fue de 1.65 atm. Calcula:

a) La masa de que queda en el recipiente tras alcanzarse el equilibrio a .

b) El valor de y a esa temperatura.

Dato: . Masas atómicas relativas: Na= 23; O= 16; C= 12; H= 1

a)
b) ;

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

EBAU Andalucía: química (junio 2024) - ejercicio C.2 (8273)

F_y_Q — 2024-08-23T04:03:41Z

Para preparar 250 mL de disolución saturada de a se necesitan 325 mg de dicho compuesto.

a) A partir del equilibrio correspondiente, calcula el producto de solubilidad del .

b) Calcula la solubilidad molar del en presencia de NaF 0.50 M.

Masas atómicas relativas: F= 19 ; Ba= 137.3

a)

b)

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

EBAU Andalucía: química (junio 2024) - ejercicio C.1 (8271)

F_y_Q — 2024-08-20T03:52:28Z

El se descompone en , estableciéndose el siguiente equilibrio:

2NO2(g)}" title="\ce{N_2O4(g) <=> 2NO2(g)}" />

En un recipiente de 0.5 L se introducen 0.025 moles de a . Una vez alcanzado el equilibrio, la presión total es de 3.86 atm. Calcula:

a) La presión parcial de cada gas en el equilibrio y el valor de a la temperatura dada.

b) El grado de disociación del y el valor de a la temperatura dada.

Dato:

a) ; ;

b) ;

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

EBAU Andalucía: química (junio 2024) - ejercicio B.2 (8258)

F_y_Q — 2024-08-04T05:36:59Z

El metanol se prepara industrialmente según el proceso siguiente:

CH3OH(g)} \ \ \ (\Delta H < 0)" title="\ce{CO(g) + 2H2(g) <=> CH3OH(g)} \ \ \ (\Delta H < 0)" />

Razona cómo afectaría al rendimiento de la reacción:

a) Aumentar la temperatura.

b) Retirar del reactor el a medida que se vaya produciendo.

c) Aumentar la presión del sistema a temperatura constante.

a) Disminuye el rendimiento.
b) Aumenta el rendimiento.
c) Aumenta el rendimiento.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

EBAU Andalucía: química (junio 2024) RESERVA - ejercicio C.1 (8242)

F_y_Q — 2024-07-09T07:14:41Z

Se introducen 2 g de en un recipiente de 2 L y se calienta a estableciéndose el siguiente equilibrio:

CaO(s) + CO2(g)}" title="\ce{CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g)}" />

Calcula:

a) Las constantes y a esa temperatura si la presión en el equilibrio es de 0.236 atm.

b) Los gramos de y de que hay en el recipiente después de que se alcance el equilibrio.

Datos: Ca = 40 ; O = 16 ; C = 12 ;

a) y

b) y

RESOLUCIÓN DEL PROBLEMA EN VÍDEO.

EBAU Andalucía: química (junio 2024) RESERVA - ejercicio B.6 (8241)

F_y_Q — 2024-07-06T20:11:17Z

Al añadir una pequeña cantidad de sólido a un vaso con agua se observa que no se disuelve por completo, quedando parte del sólido en equilibrio con la disolución saturada.

a) A partir del equilibrio correspondiente, deduce la relación entre la solubilidad molar de este compuesto y su producto de solubilidad.

b) Razona si aumentará la solubilidad del añadiendo a la disolución , que es una sal muy soluble.

c) Justifica si cambiará el producto de solubilidad del al añadir NaOH a la disolución saturada.

a) \underset{s}{Ca^{2+}(ac)} + \underset{2s}{2OH^-}}" title="\ce{Ca(OH)2(s) <<=> \underset{s}{Ca^{2+}(ac)} + \underset{2s}{2OH^-}}" />

b) Disminuye la solubilidad.

c) No cambia.

RESOLUCIÓN DEL EJERCICIO EN VÍDEO.

Principio de Le Châtelier en un equilibrio heterogéneo (8207)

F_y_Q — 2024-05-12T06:21:48Z

Si se introduce una cierta cantidad de sólido en un recipiente cerrado y se calienta a , se descompone estableciéndose el equilibrio:

NH3(g) + H2S(g)}\ \ ;\ \ \Delta H > 0" title="\ce{(NH4)HS(s) <=> NH3(g) + H2S(g)}\ \ ;\ \ \Delta H > 0" />

Con estos datos, razona sobre la veracidad o falsedad de las siguientes afirmaciones:

a) Cuando el volumen del recipiente se duplica, la cantidad de se reduce.

b) Cuando aumenta la temperatura disminuye la presión parcial de amoníaco.

c) El valor de la constante de equilibrio es independiente de la temperatura.

Antes de responder a las cuestiones planteadas, observa que se trata de un equilibrio heterogéneo en el que un sólido se descompone en dos sustancias gaseosas, con lo que el incremento de moles gaseosos es positivo.

a) Verdadero. Si se aumenta el volumen, cae la presión del sistema, lo que implica que el equilibrio se desplaza hacia la formación de productos gaseosos y se produce la reducción de la cantidad de reactivo.

b) Falso. Se trata de un proceso endotérmico por lo que, si aumenta la temperatura, se favorece la formación de productos, es decir, aumenta la presión parcial del amoniaco.

c) Falso. La constante de equilibrio depende de la temperatura, como indica la ecuación de Van't Hoff.

Aplicación del principio Le Châtelier y relación entre Kp y Kc (8206)

F_y_Q — 2024-05-11T01:45:49Z

Para la reacción:

2H2O(g) + Sn(l)}" title="\ce{SnO2(s) + 2H2(g) <=> 2H2O(g) + Sn(l)}" />

la constante de equilibrio de la reacción () aumenta al aumentar la temperatura.

a) Explica, de forma razonada, tres maneras de conseguir una reducción más eficiente del dióxido de estaño sólido.

b) ¿Qué relación existe entre y en este equilibrio?

a) Si aumenta la constante de equilibrio al aumentar la temperatura, según la ecuación de Van't Hoff, implica que se trata de una reacción endotérmica:

Si T_1" title="T_2 > T_1" />, el paréntesis del segundo miembro es positivo y solo será positivo el primer miembro si lo es la entalpía, es decir, si es un proceso endotérmico.

1. Aumentar la presión parcial de hidrógeno. Según el principio de Le Châtelier, el sistema evoluciona hacia los productos, con lo que se reduce la cantidad del otro reactivo.
2. Retirar el estaño producido. En este caso, según Le Châtelier, el sistema evoluciona hacia los productos, por lo que se reduce la cantidad de dióxido de estaño.
3. Aumentar la temperatura. Al ser un proceso endotérmico, el aumento de la temperatura del sistema hará que el equilibrio se desplace hacia los productos.

b) La ecuación que relaciona las constantes de equilibrio es:

Al ser un equilibrio heterogéneo, solo se toman en cuenta las especies gaseosas y puedes ver que no existe un incremento de los moles gaseosos en la estequiometría de la reacción, esto significa que se cumple:

Moles de oxígeno para modificar la concentración de producto en un equilibrio (5331)

F_y_Q — 2024-02-24T16:41:15Z

En un recipiente de hay inicialmente 2 moles de dióxido de azufre gaseoso y 1 mol de trióxido de azufre gaseoso, a 700 K. Si se desea aumentar la concentración de trióxido de azufre hasta que llegue a 0.6 M:

a) ¿Cuántos moles de oxígeno habrá que agregar al recipiente?

Considera el equilibrio y la constante :

SO3(g)}\ \ [\ce{K_C = 18.9}]" title="\ce{SO2(g) + \textstyle{1\over 2}O2 (g) -> SO3(g)}\ \ [\ce{K_C = 18.9}]" />

Como sabes los moles iniciales de y , y suponiendo que han de reaccionar «x» moles de , habrá (1 + x) moles de en el equilibrio. Como conoces el volumen del recipiente y el valor que debe cumplir la concentración en equilibrio:

Despejas el valor de «x» y calculas:

La concentración del en el equilibrio es:

Como conoces la constante de equilibrio, puedes calcular

Sustituyes y calculas:

Teniendo en cuenta el volumen del recipiente, los moles de oxígeno en el equilibrio será:

Si al principio de la reacción había mol de , en el equilibrio habrá moles.