Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -28.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 80.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -28.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (80.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -52.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -50.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 50.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -50.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (50.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -65.33\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -46.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 60.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -46.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (60.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -64.31\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -12.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 88.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -12.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (88.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -38.66\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -48.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 80.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -48.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (80.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -72.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -32.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 88.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -32.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (88.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -58.66\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -36.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 88.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -36.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (88.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -62.66\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -46.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 94.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -46.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (94.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -74.45\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -48.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 64.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -48.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (64.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -67.51\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta G\) en kJ/mol para una dada reacción 25ºC, con \(\Delta H = -16.35\) kJ/mol y \(\Delta S = 42.28\) J/(Kmol). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
La expresión para \(\Delta G\) es: \(\Delta G = \Delta H - T \Delta S\). \[ \begin{aligned} \Delta G &= -16.35\ \mathrm{kJ/mol} - 298\ \mathrm{K} \cdot (42.28 \cdot 10^{-3})\ \mathrm{kJ/(Kmol)} \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta G = -28.95\) kJ/mol.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir la función termodinámica asociada al calor intercambiado entre el sistema y el entorno a presión constante.
La entalpía es la función termodinámica que se relaciona con el calor intercambiado a presión constante.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Elegir cuál o cuáles de las siguientes opciones NO corresponden a una función de estado.
El calor y el trabajo NO son funciones de estado.
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-26.55\), \(74.82\) y \(131.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(131.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-26.55\ \mathrm{kJ/mol})- (74.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 373.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-20.55\), \(94.82\) y \(-150.34\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(-150.34\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-20.55\ \mathrm{kJ/mol})- (94.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = -504.74\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-18.55\), \(78.82\) y \(251.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(251.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-18.55\ \mathrm{kJ/mol})- (78.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 713.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-32.55\), \(64.82\) y \(15.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(15.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-32.55\ \mathrm{kJ/mol})- (64.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 47.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-30.55\), \(98.82\) y \(-116.34\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(-116.34\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-30.55\ \mathrm{kJ/mol})- (98.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = -386.74\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-46.55\), \(48.82\) y \(135.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(135.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-46.55\ \mathrm{kJ/mol})- (48.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 451.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-20.55\), \(96.82\) y \(-38.34\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(-38.34\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-20.55\ \mathrm{kJ/mol})- (96.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = -170.74\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-28.55\), \(58.82\) y \(59.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(59.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-28.55\ \mathrm{kJ/mol})- (58.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 177.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-32.55\), \(42.82\) y \(163.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(163.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-32.55\ \mathrm{kJ/mol})- (42.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 513.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta H\) en kJ/mol para la reacción \(2A(g)+B(g) \rightarrow 3C(g)\) a 298 K. Datos de entalpías estándar de formación en kJ/mol: \(-30.55\), \(84.82\) y \(199.66\), para A, B y C respectivamente. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
El cambio de entalpía para una dada reacción química puede calcularse conociendo los valores de las entalpías estándar de formación de los productos y los reactivos. La expresión para el \(\Delta H\) de la reacción es: \(\Delta H = 3\Delta H^0_f(C,g) - 2\Delta H^0_f(A,g)-\Delta H^0_f(B,g)\). \[ \begin{aligned} \Delta H &= 3\cdot(199.66\ \mathrm{kJ/mol}) - 2\cdot(-30.55\ \mathrm{kJ/mol})- (84.82\ \mathrm{kJ/mol}) \end{aligned} \]
De este modo, \(\Delta H = 575.26\) kJ/mol
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = -50.27\) J y \(W = -24.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= -50.27\ \mathrm{J} + (-24.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -74.73\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = 27.73\) J y \(W = -26.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= 27.73\ \mathrm{J} + (-26.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = 1.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = 45.73\) J y \(W = -2.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= 45.73\ \mathrm{J} + (-2.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = 43.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = 3.73\) J y \(W = -94.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= 3.73\ \mathrm{J} + (-94.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -90.73\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = -12.27\) J y \(W = 51.54\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= -12.27\ \mathrm{J} + (51.54\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = 39.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = 7.73\) J y \(W = -98.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= 7.73\ \mathrm{J} + (-98.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -90.73\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = -28.27\) J y \(W = -36.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= -28.27\ \mathrm{J} + (-36.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -64.73\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = -22.27\) J y \(W = -34.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= -22.27\ \mathrm{J} + (-34.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -56.73\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = 27.73\) J y \(W = 35.54\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= 27.73\ \mathrm{J} + (35.54\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = 63.27\) kJ/mol.
Calcular el \(\Delta E\) en J para un dado proceso, donde \(Q = -22.27\) J y \(W = -16.46\) J. Redondear el resultado a dos cifras decimales.
De acuerdo al primer principio de la termodinámica: \(\Delta E = Q + W\). \[ \begin{aligned} \Delta E &= -22.27\ \mathrm{J} + (-16.46\ \mathrm{J}) \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(\Delta E = -38.73\) kJ/mol.
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Elegir en cuál o cuáles de las siguientes opciones aumenta la entropía.
Para poder responder correctamente, debemos mirar el estado de agregación de las sustancias involucradas y el numero de moles de GAS que hay en reactivos y productos.
Para \({CH}_4 (g)+ 2{O}_2 (g) \rightarrow {CO}_2 (g)+ 2{H}_2{O} (l)\), disminuye el numero de moles de gas por lo que la entropía disminuye (hay menos moles de gas en productos que en reactivos). En cambio, para \({H}_2{O}(l) \rightarrow {H}_2 (g) + {O}_2 (g)\) y \({CaCO}_3 (s)\rightarrow {CaO} (s)+ {CO}_2 (g)\), el número de moles de gas aumenta y por lo tanto también la entropía (es decir, hay mas moles de gas en productos que en reactivos).
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(20.27\) g de agua desde \(25.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(42.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 20.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(42.27-25.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 1441.76\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(20.27\) g de agua desde \(25.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(42.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 20.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(42.27-25.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 1441.76\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(26.27\) g de agua desde \(17.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(38.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 26.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(38.27-17.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 2308.19\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(18.27\) g de agua desde \(21.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(32.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 18.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(32.27-21.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 840.86\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(22.27\) g de agua desde \(19.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(30.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 22.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(30.27-19.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 1024.95\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(26.27\) g de agua desde \(21.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(44.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 26.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(44.27-21.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 2528.01\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(26.27\) g de agua desde \(21.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(30.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 26.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(30.27-21.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 989.22\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(18.27\) g de agua desde \(23.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(32.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 18.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(32.27-23.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 687.98\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(22.27\) g de agua desde \(21.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(36.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 22.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(36.27-21.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 1397.67\) J.
Calcular el calor necesario (en J) para calentar \(20.27\) g de agua desde \(21.27\)\(^\circ\text{C}\) hasta \(30.27\)\(^\circ\text{C}\). La capacidad calorífica del agua es 4,184 J/(g\(^\circ\text{C}\)). Redondear el resultado a dos cifras decimales.
Dado que no hay un cambio de estado durante el proceso, el calor necesario se puede calcular como: \(Q = mCp\Delta T\). \[ \begin{aligned} Q &= 20.27\mathrm{g}\cdot 4.184\ \mathrm{J/(g^\circ\text{C} )}\cdot(30.27-21.27)\ \mathrm{^\circ\text{C} } \end{aligned} \]
Así, redondeando a dos dígitos tenemos: \(Q = 763.29\) J.
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.555\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.34\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.226\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.226\ \mathrm{atm} \cdot(0.34-0.555)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.226 \cdot(0.34-0.555)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.226 \cdot(0.34-0.555)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 26.70\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.685\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.42\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.1\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.1\ \mathrm{atm} \cdot(0.42-0.685)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.1 \cdot(0.42-0.685)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.1 \cdot(0.42-0.685)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 29.53\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.805\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.39\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.316\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.316\ \mathrm{atm} \cdot(0.39-0.805)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.316 \cdot(0.39-0.805)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.316 \cdot(0.39-0.805)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 55.32\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.56\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.32\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.364\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.364\ \mathrm{atm} \cdot(0.32-0.56)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.364 \cdot(0.32-0.56)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.364 \cdot(0.32-0.56)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 33.16\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.545\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.345\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.313\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.313\ \mathrm{atm} \cdot(0.345-0.545)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.313 \cdot(0.345-0.545)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.313 \cdot(0.345-0.545)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 26.60\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.76\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.415\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.316\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.316\ \mathrm{atm} \cdot(0.415-0.76)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.316 \cdot(0.415-0.76)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.316 \cdot(0.415-0.76)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 45.99\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.535\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.42\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.412\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.412\ \mathrm{atm} \cdot(0.42-0.535)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.412 \cdot(0.42-0.535)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.412 \cdot(0.42-0.535)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 16.45\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.57\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.375\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.124\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.124\ \mathrm{atm} \cdot(0.375-0.57)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.124 \cdot(0.375-0.57)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.124 \cdot(0.375-0.57)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 22.20\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.65\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.285\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.346\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.346\ \mathrm{atm} \cdot(0.285-0.65)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.346 \cdot(0.285-0.65)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.346 \cdot(0.285-0.65)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 49.77\) J
Calcular el trabajo (en J) necesario para cambiar el volumen de un sistema desde \(0.525\) \(\text{dm}^3\) hasta \(0.355\) \(\text{dm}^3\) contra una presión externa de \(1.157\) \(\text{atm}\). Asumir que \(\text{dm}^3\text{atm}=101.3\) J. Redondear el resultado a tres cifras decimales.
El trabajo se puede calcular como: \(W = -P_{ext}\Delta V = -P_{ext}(V_f-V_o)\). \[ \begin{aligned} W &= 1.157\ \mathrm{atm} \cdot(0.355-0.525)\ \mathrm{dm^3}\\ W &= 1.157 \cdot(0.355-0.525)\ \mathrm{dm^3atm}\\ W &= 1.157 \cdot(0.355-0.525)\cdot 101.3 \ \mathrm{J} \end{aligned} \]
Así, redondeando a tres dígitos tenemos: \(W = 19.93\) J