Estequiometría – PAU PAU- Ejercicios resueltos 2012-Septiembre Pregunta B4. Una muestra de 15 g de calcita, que contiene un 98% en peso de carbonato de calcio puro, se hace –3 – 3 reaccionar con ácido sulfúrico del 96% y densidad 1,84 g·cm , formándose sulfato de calcio y desprendiéndose dióxido de carbono y agua. a) Formule y ajuste la la reacción que ocurre. b) ¿Qué volumen de ácido sulfúrico será necesario para que reaccione totalmente la muestra de calcita? c) ¿Cuántos litros de CO 2 se desprenderán, medidos a 1 atm y 25 ºC? d) ¿Cuántos gramos de sulfato de calcio se producirán producirán en la reacción? –1 – 1
–1 – 1
Datos. R = 0,082 atm·L·mol ·K ; Masas atómicas: H=1; C=12; O=16; S=32 y Ca=40
a) CaCO3 + H2SO4 → CaSO4 + CO2 (g) + H2O b) Usamos factores de conversión, pero como son muchos lo hacemos en varias fases. Además así obtenemos como resultado parcial el número de moles de CaCO3 de partida, que nos será util en otros apartados.
Con el primer factor vemos cuantos g de CaCO 3 tenemos en 15 g de calcita con un 98 % en peso. Con el segundo factor, usando M(CaCO 3) =40+12+3·16=100 g/mol, tenemos los moles de CaCO 3.
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los de moles de H 2SO4. Con el segundo factor, usando M(H 2SO4)=2+32+4·16=98 g/mol, tenemos los gramos de H 2SO4 (puro).
Con el primer factor, usando la pureza del ácido comercial, obtenemos los gramos de ácido comercial. Con el segundo factor, usando la densidad del ácido comercial, obtenemos el volumen necesario. c) Partimos de los moles de CaCO3 que hemos calculado en el apartado b.
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de CO 2. Ahora a partir de la ley de los gases ideales P.V=n.R. T, obtenemos el volumen de CO 2.
d) Partimos de los moles de CaCO 3 que hemos calculado en el apartado b.
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de CaSO 4. Con el segundo factor, usando M(CaSO 4)=40+32+4·16=136 g/mol, obtenemos los g de CaSO 4.
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2009-Modelo Problema 2B. En la reacción de hierro metálico con vapor de agua se produce óxido ferroso-férrico (Fe 3O4) e hidrógeno molecular. a) Formule y ajuste la reacción química que tiene lugar. b) Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso medido a 127 ºC y 5 atm. que se obtiene por reacción de 558 g de hierro metálico. c) ¿Cuántos gramos de óxido ferroso-férrico se obtendrán a partir de 3 moles de hierro? d) ¿Cuántos litros de vapor de agua a 10 atm. y 127 ºC se precisa para reaccionar con los 3 moles de hierro? Datos. Masas atómicas: Fe= 5,8; O=16. R=0,082 atm·L/(mol.K)
a) 3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 b) Usamos factores de conversión para calcular el número de moles de H 2 obtenidos
Con el primer factor, usando la masa atómica del enunciado, obtenemos los moles de Fe. Con el segundo factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de H 2. Luego…
c) Usamos factores de conversión para calcular el número de gramos de Fe 3O4 obtenidos
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de Fe 3O4. Con el segundo factor, usando M(Fe3O4)=3·55,8+4·16=231,4 g/mol, tenemos los gramos de Fe 3O4. d) Usamos factores de conversión para calcular el número de moles de H 2O necesarios
Usamos como único factor la estequiometría de la reacción
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2008-Septiembre - Problema 2B. El ácido clorhídrico se obtiene industrialmente calentando cloruro de sodio con ácido sulfúrico concentrado. a) Formule y ajuste la reacción que tiene lugar. b) ¿Cuántos kilogramos de ácido sulfúrico de una concentración del 90 % en peso se necesitará para producir 100 kg de ácido clorhídrico concentrado al 35 % en peso? c) ¿Cuántos kilogramos de cloruro de sodio se emplean por cada tonelada de sulfato de sodio obtenido como subproducto? Datos. Masas atómicas: H=1, O=16; Na=23; S=32; Cl=35,5.
a) 2NaCl + H2SO4 → 2HCl + Na2SO4 b) Usamos factores de conversión, pero como son muchos lo hacemos en varias fases.
Con el primer factor convertimos de kg a g. Con el segundo factor, vemos cuantos g de HCl puro tenemos en los g de HCl de 35% en peso. Con el tercer factor, usando M(HCl)=1+35,5=36,5 g/mol, tenemos los moles de HCl puro.
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de H 2SO4. Con el segundo factor, usando M(H 2SO4)=2+32+4·16=98 g/mol, tenemos los g de H 2SO4 puro. Con el tercer factor, vemos cuantos g de H 2SO4 al 90% contienen los g de H 2SO4 puros anteriores Como se pide el resultado en kg, necesitaremos 52,2 kg de H2SO4 al 90%. c) Usamos factores de conversión
Con el primer factor convertimos de Tm a gramos. Con el segundo factor, usando M(Na 2SO4)=2·23+32+4·16=142 g/mol, tenemos los moles Na 2SO4 Con el tercer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de NaCl. Con el cuarto factor, usando M(NaCl)=23+35,5= 58,5 g/mol, tenemos los g de NaCl. Como se pide el resultado en kg, necesitaremos 823,9 kg de NaCl.
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2008-Junio Problema 1B. El acetileno o etino (C 2H2) se obtiene por reacción del carburo de calcio (CaC 2) con agua. a) Formule y ajuste la reacción de obtención del acetileno, si se produce además hidróxido de calcio. b) Calcule la masa de acetileno formada a partir de 200 g de un carburo de calcio del 85 % de pure za. c) ¿Qué volumen de acetileno gaseoso se produce a 25 ºC y 2 atm con los datos del apartado a nterior? Datos. R = 0,082 atm·L/(mol.K); masas atómicas: Ca= 40, C=12, H=1
a) CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 Nota: CaC2 está bien formulado, aunque pensemos en Ca2C porque Ca solamente actúa con +2 y puede actuar con -2 ó -4, lo que ocurre es que, en este compuesto, C actúa con -1, ya que entre los dos carbonos hay un enlace triple.
b) Usamos factores de conversión, calculando los moles de acetileno para usarlos luego
Con el primer factor, vemos cuantos g de CaC 2 puro tenemos en los g de CaC 2 de 85% en peso.
Con el segundo factor, usando M(CaC 2)=40+2·12=64 g/mol, tenemos los moles de CaC 2 puro. Con el tercer factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de acetileno.
Con el factor, usando M(C 2H2) = 2·12 +2·1 = 26 g/mol, tenemos los gramos de acetileno c) Aplicando la ley de los gases ideales P.V= n.R.T
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2007-JunioProblema 2B. Una muestra impura de óxido de hierro (III) (sólido) reacciona con un ácido clorhídrico comercial de –3 densidad 1,19 g·cm , que contiene el 35% en peso del ácido puro. a) Escriba y ajuste la reacción que se produce, si se obtiene cloruro de hierro (III) y agua. b) Calcule la pureza del óxido de hierro (III) si 5 gramos de este compuesto reaccionan 3 exactamente con 10 cm del ácido. c) ¿Qué masa de cloruro de hierro (III) se obtendrá? Datos. Masas atómicas: Fe=55,8; O=16; H=1; Cl=35,5.
a) Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O b) Usamos factores de conversión, calculando el número de moles de Fe 2O3 para usarlo luego
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Con el primer factor, usando la densidad, calculamos la masa de 10 cm de HCl.
Con el segundo factor vemos cuantos g de HCl puro tenemos en los g de HCl de 35% en peso. Con el tercer factor, usando M(HCl)=35,5+1 = 36,5 g/mol, calculamos los moles de HCl. Con el cuarto factor, usando la estequiometría de la reacción, calculamos los moles de Fe2O 3.
Con el factor, usando M(Fe 2O3)= 2·55,8 + 3·16 = 159,6 g/mol, calculamos los g de Fe 2O3. La pureza se obtiene dividiendo la masa que realmente “interviene” entre la masa que tenemos en realidad en nuestra muestra“teórica”. Por tan to será
pureza(%) = (3,03 / 5) ·100 = 60,6 % c) Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, calculamos los moles de FeCl 3.
Con el segundo factor, usando M(FeCl 3)= 55,8 + 3·35,5 = 162,3 g/mol, calculamos los g de FeCl 3.
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2004-Septiembre Problema 2B. En una cámara cerrada de 10 L a la temperatura de 25 ºC se introduce 0,1 mol de propano con la cantidad de aire necesaria para que se encuentre en proporciones estequiométricas con el O2. A continuación se produce la reacción de combustión del propano en estado gaseoso, alcanzándose la temperatura de 500 ºC. a) Ajuste la reacción que se produce. b) Determine la fracción molar de N2 antes y después de la combustión. c) Determine la presión total antes y después de la combustión.
Datos: R = 0,082 atm·L/(mol.K); Composición del aire: 80%N2, 20%O2
a) CH3CH2CH3 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O b) Se trata de una reacción totalmente desplazada hacia los productos, por lo que tras la combustión sólo tenemos productos en la proporción estequiométrica. Antes de la combustión: sólo tenemos en el aire O 2, N2 y el propano añadido.
Con el factor, usando la estequiometría de la reacción, calculamos los moles de O2. Nota: el enunciado indica porcentajes en la composición del aire: 80% N2, 20% O2 Debemos asumir que es porcentaje en volumen y en número de moles, no porcentaje en masa.
Después de la combustión: sólo tenemos en el aire CO2, H2O y N2, siendo el número de moles de N2 el mismo, ya que no han reaccionado.
c) Antes de la combustión
Después de la combustión
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2003-Modelo Problema 1A. Uno de los métodos de fabricación industrial de ácido sulfúrico a partir de pirita (disulfuro de hierro (II)) se resume en el siguiente esquema:
a) Formule y ajuste las reacciones que tienen lugar en cada una de Ias tres etapas. b) ¿Cuál es el porcentaje en p eso de azufre que contiene una pirita con el 90% de riqueza? c) Si se partiese de 100 kg de pirita del 90% de riqueza, ¿cuántos gramos de ácido sulfúrico se obtendrían sabiendo que el proceso transcurre con un rendimiento del 85%? Datos.- Masas atómicas: S=32,1; Fe=55,8; O=16; H=1
a) 2FeS2 + (11/2) O2 → Fe2O3 + 4SO2
SO2 + ½ O2 → SO3 SO3 + H2O → H2SO4 b) Masa molar pirita FeS2=55,8+ 2·32,1=120 g /mol FeS2
c) Por factores de conversión
Con el primer factor pasamos de kg a gramos. Con el segundo factor vemos cuantos g de FeS2 tenemos en los g de pirita de 90% en peso. Con el tercer factor, usanso M(FeS 2)=55,8+2·32,1=120 g/mol, tenemos los moles de FeS 2. Con el cuarto factor, usando la estequiometría de las tres reacciones encadenadas, tenemos los moles de H2SO4
Con el primer factor, usando M(H 2SO4)=32,1+ 4·16+2=98,1 g/mol calculamos gramos teóricos de H 2SO4. Con el segundo factor, usando el 85% de rendimiento, calculamos los gramos obtenidos de H 2SO4
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2002-Septiembre Problema 2A. Un lote de sulfato de aluminio se contamina durante su manipulación, siendo necesario determinar su pureza. Se analiza una muestra de 1 g por reacción completa con cloruro de bario, obteniéndose 2 g de sulfato de bario. a) Escriba y ajuste la reacción. b) Calcule los gramos de cloruro de bario que reaccionan. c) Determine la pureza de la muestra inicial de sulfato de aluminio. Datos.- Masas atómicas: S=32,1; O=16; Ba=137,3; Cl=35,5; Al=27
a) Al2(SO4)3 + 3BaCl2 → 3BaSO4 + 2AlCl3 b) Usamos factores de conversión, calculando los moles de BaCl 2 para usarlos luego
Con primer factor, usando M(BaSO 4)=137,3+32,1+4·16=233,4 g/mol, tenemos los moles de BaSO 4. Con el segundo factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de BaCl 2.
Con el factor, usando M(BaCl 2)=137,3+2·35,5=208,3 g/mol, tenemos los g de BaCl 2.
c) % pureza de Al2(SO4)3 = (g de Al2(SO4)3 / g muestra)·100
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de Al 2(SO4)3. Con el segundo factor, usando M(Al 2(SO4)3)=2·27+3·(32,1+4·16)=342,3 g/mol, tendremos los gramos de Al2(SO4)3.
% pureza de Al 2(SO4)3 = (0,978 g / 1 g )·100 =
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2002-Junio Problema 2B. En un recipiente de hierro de 5 L se introduce aire (cuyo porcentaje en volumen es 21 % de oxigeno y 79 % de nitrógeno) hasta conseguir una presión interior de 0,1 atm a la temperatura de 239 ºC. Si se considera que todo eI oxígeno reacciona y que la única reacción posible es la oxidación del hierro a óxido de hierro (II). Calcule: a) Los gramos de óxido de hierro (II) que se formarán. b) La presión final en el recipiente. c) La temperatura a la que hay que calentar el recipiente para que se alcance una presión final de 0,1 atm. Nota.- Considere para los cálculos que el volumen del recipiente se mantiene constante y que eI volumen ocupado por los compuestos formados es despreciable.
Datos.- Masas atómicas: O=16; Fe=55,8; R=0,082 atm·L /(mol.K)
a) Fe + ½ O2 → FeO Calculamos primero los moles de O 2 para luego obtener a partir de ellos la cantidad de FeO. El número de moles de O 2 lo obtenemos utilizando la ley de gases ideales …
Usamos factores de conversión
Con el primer factor, usando la estequiometría de la reacción, obtenemos los moles de FeO. Con el segundo factor, usando M(FeO)=55,8 + 16= 71,8 g/mol, tenemos los gramos de FeO. b) Como todo el oxígeno ha reaccionado, sólo queda N 2, luego la presión final será la que era presión parcial de N2, P Final =P N2 =P · X N2 = 0,1 ·
0,79=0,079
atm
Una manera alternativa de plantearlo es calcular el número de moles totales tras la combustión, y luego la presión total con la ley de gases ideales
nT = nO2 + nN2 = 0 + (79/21) · 0,0025 = 0,0094 mol
c)
Como , despejando los moles de N obtendremos 2
Aplicando la ley de los gases ideales
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2001-Septiembre Problema 2B. Si se somete al hidrocarburo C 10H18 a combustión completa: a) Formule y ajuste la reacción de combustión que se produce. b) Calcule los moles de O 2 que se consumen en la combustión completa de 276 gramos de hidrocarburo. c) Determine el volumen de aire, a 25 °C y 1 atm, necesario para la combustión completa de dicha cantidad de hidrocarburo. Datos.- R = 0,082 atm·L·mol-1·K-1; Masas atómicas: H=1, C=12 Considere que el aire en las condiciones dadas contiene el 20 % en volumen de oxígeno.
a) C10H18 + (29/2) O 2 → 10CO2 + 9H2O b) Usamos factores de conversión
Con el primer factor, usando M(C 10H18)=10 ·12 + 18 · 1 =138 g/mol, tenemos los moles de C 10H18. Con el segundo factor, usando estequiometria de la reacción, tenemos moles de O 2. c) Según apartado b), necesitamos 29 mol de O2, y utilizando la ley de los gases ideales
Como el 20% en volumen es solamente el de oxigeno, existe un 80% de volumen de aire adicional, luego el volumen de aire total será
708,6 L · (100/20) =
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2001-Modelo Problema 2A. La obtención del bismuto metal puede hacerse en dos pasos: El mineral sulfuro de bismuto(III) se somete a tostación en corriente de aire, con lo que se obtiene el óxido del metal y dióxido de azufre. Seguidamente, el óxido de bismuto (III) obtenido se reduce a bismuto metal con carbón, desprendiéndose monóxido de carbono. a) Formule y ajuste las dos reacciones descritas. b) Suponiendo un rendimiento de la reacción del 100%, calcule cuántos kilogramos de mineral se necesitarían para obtener 1 kg de metal, sabiendo que el mineral contiene un 30% de impurezas. c) ¿Cuántos litros de gases (a 1 atm de presión y 273 K), que pueden producir lluvia ácida se emitirían al ambiente en el caso anterior ? Datos: R=0,082 atm·l·mol-1.K-1; Masas atómicas: S= 32,1; Bi=209
a) Bi2S3 + (9/2) O2 (g) → Bi2O3 + 3SO2 Bi2O3 + 3C (s) → 2Bi + 3CO b) Usamos factores de conversión
Con el primer factor pasamos de kg a g. Con el segundo factor, usando la masa atómica de Bi, tenemos los moles de Bi. Con el tercer factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de Bi 2S3 puro. Con el cuarto factor, usanso M(Bi 2S3)=209·2+32,1·3=514,3 g/mol, tenemos los gramos de Bi 2S3puro. Como el mineral de partida tiene un 30% de impurezas, tiene un 70% de pureza, luego la masa necesaria de mineral de partida, teniendo en cuenta que el enunciado lo pide en kg, será
c) De los gases que se producen en las reacciones, el SO 2 puede producir lluvia ácida.
Repetimos factores, usando en el último la estequiometría de la reacción. Utilizando la ecuación de los gases ideales
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2000-Modelo Problema 2B. La tostación de la pirita (FeS 2) se produce, en presencia de oxígeno, dando como productos el óxido de hierro (III) y el dióxido de azufre. a) Escriba la reacción ajustada b) ¿Cuántos kilogramos de óxido de Fe(III) se obtienen al tratar media tonelada de una pirita del 80% de riqueza en FeS2?. c) ¿Que volumen de aire medido en C.N. (273K y 1 atm. ) se necesita para tostar dicha cantidad de pirita sabiendo que el aire contiene un 21% en volumen de O 2? (Suponga que el resto de los componentes de la pirita no consumen oxígeno) Datos: Masas atómicas: Fe=55,85; S=32,06; O=16
a) 2FeS2 + (11/2) O2 → Fe2O3 + 4SO2 b) Usamos factores de conversión
Con el primer factor pasamos de toneladas a gramos. Con el segundo factor obtenemos la cantidad de FeS 2 para una muestra de 80% de pureza. Con el tercer factor, usando M(FeS 2)=55,85+2·32,06=119,97 g/mol, tenemos los moles de FeS 2. Con el cuarto factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de Fe 2O3.
Con el primer factor, usando M(Fe 2O3)=2·55,85+3·16=159,7 g/mol, tenemos los gramos de Fe 2O3. Con el segundo factor pasamos de gramos a kg. c) Aplicando factores de conversión de nuevo
Con el factor, usando la estequiometría de la reacción, tenemos los moles de O 2. Utilizando la ley de los gases ideales esos moles de O2 ocuparán
(Se puede considerar que un mol en condiciones normales de presión y temperatura ocupa un volumen de 22,4 litros y se obtendría un resultado similar, 205374 L) Como el 21% en volumen es solamente el de oxígeno, existe un 79% de volumen de aire adicional, luego el volumen de aire total será
205385 L · (100/21)=978024 L aire
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