Question

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

Answer 1

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) + $\frac{1}{2}$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) + $\frac{1}{2}$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 = $\frac{P.V}{R.T} = \frac{1 atm.10000L}{0,082atm.L. mol^{-1}.K^{-1}.298K }$ ] = 409,23 moles

Estos al combustionar emanan calor de:

409,23 moles CH₄. $\frac{-74,7kJ}{1 mol CH_{4} } =$ 30.569,65 kJ