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Junio 2015. Pregunta 5B.- Para la reacción: 2 NH3 (g) + 5/2 O2 (g) → 2 NO (g) + 3 H2O (l):
c)
Calcule la masa (en kg) de NO que se produce en la combustión de 1 kg de amoniaco.
Datos. ∆H of (kJ·mol−1): NH3(g) = −46,19; NO (g) = 90,29; H2O(l) = −285,8. Masas atómicas: H = 1;
N = 14; O = 16.
Puntuación máxima por apartado: 0,75 puntos apartados a) y b); 0,5 puntos apartado c).
Solución.
c.
Por factores de conversión:
m(NO ) = 1000 g NH 3 ⋅
1 mol NH3 2 mol NO 30 g NO
⋅
⋅
= 1764,7 g NO
17 g NH3 2 mol NH 3 mol NO
Modelo 2013. Pregunta 4A.- En un acuario es necesario que haya una cierta cantidad de CO2 disuelto
en el agua para que las plantas sumergidas puedan realizar la fotosíntesis, en la que se libera oxígeno que
ayuda a su vez a la respiración de los peces. Si suponemos que en la fotosíntesis el CO2 se transforma en
glucosa (C6H12O6):
a) Formule y ajuste la reacción global del proceso de la fotosíntesis.
b) Calcule cuántos gramos de CO2 hay que aportar al acuario en un día, para mantener una
población de peces que consume en ese periodo 10 L de O2, medidos a 700 mm de Hg y 22 ºC.
c) Calcule cuántos gramos de glucosa se producen en las plantas del acuario en un día.
Datos. Entalpías de formación (kJ mol‒1): agua (l) = –286; CO2 (g) = –394; glucosa (s) = –1271
Masas atómicas: C = 12; H = 1; O = 16. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
6CO 2 + 6H 2 O → C6 H12O 6 + 6O 2
b.
Mediante la ecuación de gases ideales, se calcula el número de moles de oxígeno necesarios.
 700 

 atm ⋅ 10 L
P⋅V
760 

n (O 2 ) =
=
= 0,38 mol
R ⋅ T 0,082 atm L ⋅ 295 K
mol K
Conocidos los moles de oxígeno necesarios para mantener la población de peces, por
estequiometria y usando los factores de conversión necesarios se calculan los gramos de CO2:
6 mol(CO 2 ) 44 g(CO 2 )
m(CO 2 ) = 0,38 mol(O 2 ) ⋅
⋅
= 16,75 g(CO 2 )
6 mol(O 2 ) 1 mol(CO 2 )
c.
Al igual que en el apartado anterior, mediante lo coeficientes estequiométricos y los factores de
conversión se calcula la masa de glucosa.
1 mol(C 6 H12O 6 ) 180 g(C 6 H12 O 6 )
m(C6 H12O 6 ) = 0,38 mol(O 2 ) ⋅
⋅
= 11,4 g(CO 2 )
6 mol(O 2 )
1 mol(C 6 H12O 6 )
Septiembre 2012. Pregunta B4.- Una muestra de 15 g de calcita, que contiene un 98% en peso de
carbonato de calcio puro, se hace reaccionar con acido sulfúrico del 96% y densidad 1,84 g·cm‒3,
formándose sulfato de calcio y desprendiéndose dióxido de carbono y agua.
a) Formule y ajuste la reacción que ocurre.
b) ¿Que volumen de acido sulfúrico será necesario para que reaccione totalmente la muestra de
calcita?
c) ¿Cuantos litros de CO2 se desprenderán, medidos a 1 atm y 25 ºC?
d) ¿Cuantos gramos de sulfato de calcio se producirán en la reacción?
Datos. R = 0,082 atm·L·mol‒1·K‒1; Masas atómicas: H =1; C = 12; O = 16; S = 32 y Ca = 40
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a.
CaCO 3 + H 2SO 4 → CaSO 4 + CO 2 + H 2 O
b.
El factor de conversión entre el carbonato cálcico y el ácido sulfúrico es
Pureza
98
m(Caliza )
15 ⋅
g
m(CaCO 3 )
H 2SO 4 1
100 =
100 = 0,147 mol
= ⇒ n (H 2SO 4 ) = n (CaCO 3 ) =
=
CaCO 3 1
M (CaCO 3 )
M(CaCO 3 )
100 g mol
1
Conocidos los moles de ácido sulfúrico se calcula la masa
m (H 2 SO 4 ) = n (H 2 SO 4 ) ⋅ M (H 2 SO 4 ) = 0 ,147 mol ⋅ 98 g
= 14 , 40 g
mol
Conocida la masa de ácido puro, el tanto por ciento en peso de la disolución de ácido sulfúrico
permite calcular la masa de la disolución de ácido.
m(H 2SO 4 )
14.4
m(d + s ) =
⋅ 100 =
⋅ 100 = 15 g
% masa
96
Conocida la nasa de la disolución y su densidad se calcula el volumen de ácido sulfúrico
necesario.
m
15 g
Vd + s = d + s =
= 8,16 cm 3
d d + s 1,84 g cm −3
Otra forma más rápida de hacer el apartado es por factores de conversión.
Vd + s (H 2SO 4 ) = 15 g calcita ⋅
98 g CaCO 3 1 mol CaCO 3 1 mol H 2SO 4 98 g H 2SO 4 100 g d + s 1 cm3 d + s
⋅
⋅
⋅
⋅
⋅
100 g Calcita 100 g CaCO 3 1 mol CaCO 3 1 mol H 2SO 4 96 g H 2SO 4 1,84 g d + s
Vd + s (H 2SO 4 ) = 8,16 cm3
c.
Según la estequiometria de la reacción, el número de moles que se producen de CO2, es igual al
número de moles de CaCO3 que reaccionan.
n (CO 2 ) = n (CaCO 3 ) = 0,147 mol
Conocidos los moles de CO2 que se forman y las condiciones en que se recoge, el volumen de
CO2 se calcula mediante la elución de gases ideales
atm L
0,147 mol ⋅ 0,082
⋅ 298 K
nRT
mol K
V=
=
= 3,59 L
P
1 atm
d.
El número de moles de sulfato de calcio que se forman coincide con el número de moles de
carbonato de calcio que reaccionan.
n (CaSO 4 ) = n (CaCO 3 ) = 0,147 mol
m(CaSO 4 ) = n (CaSO 4 ) ⋅ M (CaSO 4 ) = 0,147 mol ⋅ 136 g
mol
= 20 g
Este apartado también se puede resolver por factores de conversión.
98 g CaCO 3 1 mol CaCO 3 1 mol CaSO 4 136 g CaSO 4
m(CaSO 4 ) = 15 g calcita ⋅
⋅
⋅
⋅
= 20 g
100 g Calcita 100 g CaCO 3 1 mol CaCO 3 1 mol CaSO 4
Modelo 2012. Pregunta 5A.- Se quema 1 tonelada de carbón, que contiene un 8% (en peso) de azufre,
liberando como gases de combustión CO2 y SO2. Calcule:
a) El calor total obtenido en dicha combustión.
b) El volumen de CO2 desprendido, medido a 1 atm y 300 K.
c) La masa de SO2 desprendida.
d) Si todo el SO2 se convirtiese en acido sulfúrico, generando lluvia acida, ¿que masa de acido
sulfúrico se puede producir? Suponga que un mol de SO2 produce un mol de H2SO4.
Datos. R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1. Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; S = 32.
∆Hºf (kJ·mol−1): CO2 = −393; SO2 = −297.
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
Reacciones de combustión.
C + O 2 → CO 2 + 393 kJ
S + O 2 → SO 2 + 297 kJ
a.
El calor desprendido en la combustión es:
∆Q = n (C ) ⋅ ∆H of (CO 2 ) + n (S) ⋅ ∆H of (SO 2 )
2

920 × 103
= 76,67 × 103 mol
m(C ) = 92%m T = 920 × 103 g : n (C) =

12
1000 Kg : 
3
 m(S) = 8%m = 80 × 103 g : n (S) = 80 × 10 = 2,5 × 103 mol
T

32
kJ
kJ
+ 2,5 × 103 mol ⋅ 297
= 30872,5 × 103 kJ
mol
mol
Nota: El signo negativo va incluido en el término calor desprendido.
∆Q = 76,67 × 103 mol ⋅ 393
El volumen de CO2 desprendido se calcula mediante la ecuación de gases ideales.
n (CO 2 )RT
V(CO 2 ) =
P
b.
El número de moles de CO2 se calcula por la estequiometria de la reacción de combustión.
CO 2 1
= ⇒ n (CO 2 ) = n (C ) = 76,67 × 103 mol
C
1
atm ⋅ L
76,67 × 103 mol ⋅ 0,082
⋅ 300 K
mol ⋅ K
V (CO 2 ) =
= 1886 × 103 L = 1886 m 3
1 atm
La masa de dióxido de azufre se calcula conocidos los moles de SO2 formados.
SO 2 1
= ⇒ n (SO 2 ) = n (S) = 2,5 × 103 mol
S
1
g
m(SO 2 ) = n (SO 2 ) ⋅ M (SO 2 ) = 2,5 × 103 mol ⋅ 64
= 160 × 103 g = 160 kg
mol
c.
m(H 2SO 4 ) = n (H 2SO 4 ) ⋅ M(H 2SO 4 ) = 2,5 × 103 mol ⋅ 64
d.
g
= 160 × 103 g = 160 kg
mol
n (H 2SO 4 ) = n (SO 2 ) = 2,5 ⋅103 mol
m(H 2SO 4 ) = 2,5 × 103 mol ⋅ 98
g
= 245 × 103 g = 245 kg
mol
Modelo 2009. Problema 2B.- En la reacción de hierro metálico con vapor de agua se produce óxido
ferroso-férrico (Fe3O4) e hidrógeno molecular.
a) Formule y ajuste la reacción química que tiene lugar.
b) Calcule el volumen de hidrógeno gaseoso medido a 127°C 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°C se precisa para reaccionar con los 3 moles de
hierro?
Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; 0= 16. R = 0,082 atm-L·K−1·mol−l
Puntuación máxima por apartado: 0,5 puntos.
Solución.
a. El ajuste se hace por tanteo, primero se ajusta el oxígeno en el agua (4), a continuación el
hidrógeno en el H2 (4) y por último el hiero en el Fe (3).
3 Fe (s) + 4 H2O (v) → Fe3O4 (s) + 4 H2 (g)
b.
Por estequiometria se obtiene la relación molar entre el hidrógeno y el hierro, que permite
calcular los moles de hidrógeno que se obtienen a partir de una cantidad conocida de hierro.
Conocido los moles de hidrógeno, mediante la ecuación de gases ideales, se obtiene el volumen
de hidrógeno.
H2 4
4
4 m(Fe )
4 558 g
= ⇒ n H 2 = n Fe = ⋅
= ⋅
= 13,3 mol
Fe 3
3
3 * Pm(Fe ) 3 55,8
3
nRT
V (H 2 ) =
=
P
*
Peso atómico en gramos del hierro
atm L
⋅ 400 K
mol K
= 87,5 L
5 atm
13.3 mol ⋅ 0,082
c.
Por estequiometria se obtiene la relación molar entre el óxido ferroso-férrico y el hierro.
Fe3O 4 1
1
1
= ⇒ n Fe3O 4 = n Fe = ⋅ 3 = 1 mol
Fe
3
3
3
m(Fe3O 4 ) = n (Fe3O 4 ) ⋅ Pm(Fe3O 4 ) = 1 mol ⋅ 231,4 g
= 231,4 g
mol
d.
Por estequiometria se obtiene la relación molar entre el vapor de agua y el hierro.
H 2O 4
4
4
= ⇒ n H 2 O = n Fe = ⋅ 3 = 4 mol
Fe
3
3
3
atm L
4 mol ⋅ 0,082
⋅ 400 K
nRT
mol K
V (H 2 ) =
=
= 13,12 L
P
10 atm
Septiembre 2008. 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, 0= 16; Na = 23; S = 32; CI = 35,5.
Puntuación máxima por apartado: a) 0,5 puntos, b) y c) 0,75 puntos.
Solución.
a.
2 NaCl + H 2 SO 4 → 2HCl + Na 2 SO 4
b.
Por estequiometria de la reacción:
H 2 SO 4 1
1
1 m(HCl )Pura 1
= ⇒ n (H 2 SO 4 ) = n (HCl ) =
=
HCl
2
2
2 M(HCl )
2
R
35
100 × 10 3 ⋅
100 = 1
100 = 0,48 ∗10 3 moles
M (HCl )
2
36,5
m(HCl ) ⋅
Conocido el número de moles de ácido sulfúrico se calcula la masa de ácido puro.
m(H 2 SO 4 )Puro = n (H 2 SO 4 ) ⋅ M(H 2 SO 4 ) = 0,48 × 10 3 mol ⋅ 98 gr
= 47 × 10 3 gr = 47 Kg
mol
Conocida la masa de ácido puro se calcula la de impuro.
m(H 2 SO 4 )Puro
47
m(H 2 SO 4 ) =
100 =
100 = 52,2 Kg
R
90
c.
Por estequiometria:
m(Na 2 SO 4 )
1000 × 10 3 gr
NaCl
2
= ⇒ n (NaCl ) = 2 ⋅ n (Na 2 SO 4 ) = 2 ⋅
= 2⋅
= 14,08 × 10 3 mol
gr
Na 2 SO 4 1
M(Na 2 SO 4 )
142
mol
gr
3
3
m(NaCl ) = n (NaCl ) ⋅ M(NaCl ) = 14,08 ×10 mol ⋅ 58,5
= 823,9 ×10 gr = 823,9 Kg
mol
Tm Na 2 SO 4
Junio 2008. Problema 1B.- El acetileno o etino (C2H2) se obtiene por reacción del carburo de calcio
(CaC2) 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
pureza.
4
¿Qué volumen de acetileno gaseoso se produce a 25°C y 2 atm con los datos del apartado
anterior?
Datos. R = 0,082 atm·L·K−1·mol; masas atómicas: Ca = 40, C = 12, H = 1
c)
Puntuación máxima por apartado: a) 0,5 puntos; b) y c) 0,75 puntos.
Solución.
a. CaC 2 + 2H 2O → C2 H 2 + Ca (OH )2
b.
Por estequiometria:
R
85
200 gr ⋅
100 =
100 = 2'66 mol
M (CaC2 )
64 gr
mol
gr
m(C2 H 2 ) = n (C 2H 2 ) ⋅ M (C2 H 2 ) = 2'66 mol ⋅ 26
= 69'1 gr
mol
C2 H 2 1
m(CaC2 )
= ⇒ n (C2 H 2 ) = n (CaC 2 ) =
=
CaC2 1
M (CaC2 )
c.
m Impura ⋅
Conocido el número de moles, con la ecuación de gases ideales se obtiene el volumen.
P ⋅ V = nRT
nRT
V=
=
P
atm ⋅ L
⋅ 298 K
mol ⋅ K
= 32'5 L
2 atm
2′66 mol ⋅ 0'082
Junio 2007. Problema 2B.- Una muestra impura de óxido de hierro (III) (sólido) reacciona con un
ácido clorhídrico comercial de densidad 1,19 g·cm−3, 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
exactamente con 10 cm3 del ácido.
c) ¿Qué masa de cloruro de hierro (III) se obtendrá?
Datos. Masas atómicas: Fe = 55,8; 0= 16; H = 1; Cl = 35,5.
Puntuación máxima por apartado: a) y c) 0.5
Solución.
a) Fe 2 O 3 + 6HCl → 2FeCl 3 + 3H 2 O
b) Por estequiometria:
Fe 2 O 3 1
1
= ⇒ n (Fe 2 O 3 ) = n (HCl )
HCl
6
6
El número de moles de HCl se calcula conocido el volumen y las especificaciones comerciales
de la disolución (densidad y riqueza).
R
R
35
m(disolución ) ⋅
V ⋅ d(disolución ) ⋅
10 cm 3 ⋅1'19 gr 3 ⋅
m(HCl )
cm 100
100
100
n (HCl ) =
=
=
=
= 0'11 mol
M (HCl )
M(HCl )
M(HCl )
36'5 gr
mol
1
1
n (Fe 2 O 3 ) = n (HCl ) = ⋅ 0'114 = 0'019 mol
6
6
m(Fe 2 O 3 ) = n (Fe 2 O 3 ) ⋅ M(Fe 2 O 3 ) = 0'019 mol ⋅159'6 gr
= 3 gr
mol
m Óxido
3
Pureza =
⋅100 = ⋅100 = 60%
m(Mineral )
5
(
)
c) Por estequiometria:
FeCl 3 2
1
1
= ⇒ n (FeCl 3 ) = n (HCl ) = ⋅ 0'114 = 0'038 mol
HCl
6
3
3
m(FeCl 3 ) = n (FeCl 3 ) ⋅ M(FeCl 3 ) = 0'038 mol ⋅162,3 gr
= 6,17 gr
mol
Septiembre 2004. 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
5
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.
Dato: R = 0,082 atm·mol-1·K-1; Composición del aire: 80% N2, 20% O2
Puntuación máxima por apartado: a)0’5 punto; b) y c) 0,75 puntos.
Solución.
a.
Reacción de combustión del propano:
C 3 H 8 + 5O 2 → 3CO 2 + 4H 2 O
b.
Según la estequiometria de la reacción, el factor de conversión entre el propano y el oxigeno es:
O2
5
= ⇒ n (O 2 ) = 5·1·(C 3 H 8 )
C3H8 1
por lo tanto estequiométricamente para que reaccionen 0’1 moles de C 3 H 8 el número de moles de O2
necesarios serán:
n (O 2 ) = 5 ⋅ 0'1 = 0'5 moles
Con el número de moles de oxigeno y mediante la relación entre el nitrógeno y oxígeno del aire,
se puede calcular el número de moles de N2.
N 2 80
=
;
n (N 2 ) = 4·n (O 2 ) = 4·0'5 = 2'00moles N2
O 2 20
Conocidos el número de moles de todos los componentes de la mezcla se puede calcular la
fabricación molar del N2.
n (N 2 )
n (N 2 )
2
χ N2 =
=
=
= 0'77
nT
n (N 2 ) + n (O 2 ) + n (C 3 H 8 ) 2 + 0'5 + 0'1
Para calcular la fracción molar del N2 completada la combustión, hay que conocer la
composición molar de los gases procedentes de la combustión.
C 3 H 8 + 5O 2 + N 2 → 3CO 2 + 4H 2 O
C. I. 0’1
0’5
2
−
−
C. F. −
−
2
0’3
0’4
2
n T = 2'7
χ N2 =
= 0'74
2'7
c.
Presión total inicial. Conocidos el número total de moles iniciales y las variables del sistema,
aplicando la ecuación de gases ideales.
n RT
2'6 ⋅ 0'082 ⋅ 298
P·V = n i RTi ; P = i i =
= 6'35 atm
V
10
Repitiendo el mismo cálculo con los moles finales se obtiene la presión final
n RT 2'7 ⋅ 0'082 ⋅ 773
PT (final ) = f f
= 17'1 atm
V
10
Junio 2004. Problema 2A. La entalpía para la reacción de obtención de benceno líquido a partir de
etino gaseoso, 3C2H2 → C6H6, es −631 kJ·mol−1. En todo el proceso la temperatura es 25 ºC y la presión
15 atm. Calcule:
a) Volumen de etino necesario para obtener 0’25 L de benceno líquido.
b) Cantidad de calor que se desprende en dicho proceso
c) Densidad del etino en esas condiciones.
Datos: R = 0’082 atm·L·mol−1·K−1; d(benceno) = 0’874 g·cm−3; Masas atómicas: H = 1, C = 12.
Solución.
a.
3C2H2(g) → C6H6(l)
∆H = −631 kJ·mol−1
Teniendo en cuenta el volumen y densidad del benceno líquido, se puede calcular la masa de
benceno que se ha formado, y expresarla en moles.
6
d(C 6 H 6 ) =
m(C 6 H 6 )
gr
: m(C 6 H 6 ) = d(C 6 H 6 ) ⋅ V (C 6 H 6 ) = 0'874
⋅ 250 cm 3
3
V(C 6 H 6 )
cm
218'5 gr
= 2'8
78 gr
mol
Mediante la relación estequiométrica entre el etino y el benceno, se calculan los moles de etino
que han reaccionado.
C2H 2 3
= ⇒ n (C 2 H 2 ) = 3 ⋅ n (C 6 H 6 ) = 3 ⋅ 2'8 = 8'4 moles
C6H6 1
conocido el número de moles y las condiciones del sistema, mediante la ecuación de gases ideales se
calcula el volumen de etino.
 atm ⋅ L 
8'4(mol ) ⋅ 0'082
 ⋅ 298(K )
n (C 2 H 2 ) ⋅ R ⋅ T
 mol ⋅ K 
V (C 2 H 2 ) =
=
= 13'7(L )
P
15(atm )
m(C 6 H 6 ) = 218'5 gr : n (C 6 H 6 ) =
b.
A partir de la entalpía de la reacción y conocidos el número de moles de benceno formados, el
calor desprendido es:


kJ
 = −1.766'8 kJ
∆Q = n ⋅ ∆H = 2'8 moles C 6 H 6 ⋅  − 631

mol
C
H
6 6 

el signo negativo se interpreta como que el calor se desprende.
c.
La densidad del etino, puesto que se encuentra en estado gaseoso, se puede calcular mediante la
ecuación de estado de gases ideales.
m
m
P⋅V = n ⋅R ⋅T : P⋅V = ⋅R ⋅T : P⋅M = ⋅R ⋅T : P⋅M = d⋅R ⋅T
M
V
 gr 
15(atm ) ⋅ 26

P⋅M
 mol 
d=
=
= 15'96 gr 
 L
R ⋅T
 atm ⋅ L 
0'082
 ⋅ 298(K )
 mol ⋅ K 
Septiembre 2002. Cuestión 2.- El petróleo está compuesto por una mezcla compleja de
hidrocarburos, además de otras sustancias que contienen nitrógeno y azufre.
a. Indique, justificadamente, los productos resultantes de su combustión.
b. ¿Cuáles de estos productos obtenidos resultan perjudiciales para el medio ambiente? ¿Qué
efectos produce en la atmósfera?
Puntuación máxima por apartado: 1,0
Solución.
a.
Los hidrocarburos son compuestos, que como su nombre indica, están formados por hidrógeno y
carbono. Su combustión genera CO2 y H2O(v) según la reacción:
m
C n H m + O 2 (Exc ) → nCO 2 + H 2 O( v)
2
El petróleo puede ir acompañado de impurezas que contengan nitrógeno y azufre, las cuales, también
sufren el proceso de combustión;
S + O 2 (EXC) → SO 2 + SO 3
N + O 2 (EXC ) → NO + NO 2 + N 2 O 5
produciendo ambas reacciones una mezcla de óxidos de azufre y nitrógeno.
b.
Excepto el H2O(v), todos los productos de la combustión del petróleo ó combustibles fósiles son
perjudiciales para el medio ambiente de alguna manera.
El CO2 es uno de los responsables del efecto invernadero impidiendo la salida de rayos del sol
reflejándose sobre la superficie terrestre y produciendo el calentamiento de la atmósfera.
Los óxidos de azufre y nitrógeno son los responsables principales de la lluvia ácida, al
introducirse en los procesos meteorológicos y en el ciclo del agua adificándola.
7
Septiembre 2002. 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 = 16,0; Ba = 137,3; C1 = 35,5; A1 = 27,0
Puntuación máxima por apartado: a)0,5; b) y c) 0,75
Solución.
a.
Al 2 (SO 4 )3 + 3BaCl 2 → 3BaSO 4 + 2AlCl 3
b.
A partir de las relaciones estequiométricas entre los compuestos que intervienen en la reacción
se puede calcular la cantidad que reacciona de uno de ellos conocida la del otro.
Tomando como referencia la cantidad de sulfato de bario obtenida:
n BaSO4 3 1
= = ⇒ n BaSO4 = n BaCl2
n BaCl2
3 1
n BaSO4 =
m (g )
2
=
= 8'57·10 −3 moles
M BaSO4 233'3
teniendo en cuenta la relación estequiométrica
m BaCl2
n BaCl2 = n BaSO4 = 8'57·10 −3 =
⇒ m BaCl2 = 8'57·10 −3 ⋅ M BaCl2 = 8'57·10 −3 ⋅ 208'3 = 1'79 gr BaCl 2
M BaCl2
c.
A partir de la masa obtenida de sulfato de bario y conocida la relación estequiométrica con el
sulfato de aluminio, se calcula la cantidad de sulfato de aluminio que ha reaccionado, que comparando
con la masa de la muestra inicial se obtiene la riqueza del lote.
n Al2 (SO 4 )
1 n Al2 (SO 4 )3
8'57·10 −3
3
= =
: n Al2 (SO 4 ) =
= 2'86·10 −3 moles
3
n BaSO4
3 8'57·10 −3
3
m(Al 2 (SO 4 )3 )Re acc = 2'86·10 −3 ⋅ M Al2 (SO 4 ) = 2'86·10 −3 ⋅ 342 = 0'9781
3
m
Riqueza = R ·100 = 97'81%
mT
Junio 2002. Problema 2B.- En un recipiente de hierro de 5 L se introduce aire (cuyo porcentaje en
volumen es 21% de oxígeno y 79% de nitrógeno) hasta conseguir una presión interior de 0,1 atm a la
temperatura de 239 ºC. Si se considera que todo el 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 habría 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 el volumen
ocupado por los compuestos formados es despreciable.
Datos.- Masas atómicas: O = 16,0; Fe = 55,8; R = 0,082 atm·L·mol−1·K−1.
Puntuación máxima por apartado: a) 1; b) y c) 0,5.
Solución.
a.
La masa de óxido de hierro (II) se calcula a partir del número de moles de FeO y estos se
calculan mediante la relación estequiométrica entre ellos y el número de moles de oxigeno según la
reacción:
2Fe + O2 → 2FeO
n (FeO) 2
= ⇒ n (FeO ) = 2·n (O 2 )
n (O 2 ) 1
8
El número de moles de O2 se calcula con la ecuación de gases ideales sustituyendo la presión
total por la presión parcial del oxígeno.
PO ⋅ V P ⋅ χ O 2 ⋅ V
0'1(atm ) ⋅ 0'21 ⋅ 5(L )
n O2 = 2
=
=
= 2'5 ×10 −3 moles de O 2
R ⋅T
R ⋅T
 atm·L 
0'082
 ⋅ (239 + 273)(K )
 K·mol 
conocido el número de moles de oxígeno, se calcula el número de moles de FeO.
n (FeO ) = 2·n (O 2 ) = 2 ⋅ 2'5 × 10 −3 = 5 × 10 −3
del número de moles de FeO, se obtiene la masa de FeO.
m(FeO )
 = 0'359 gr de FeO
n (FeO ) =
⇒ m(FeO ) = n (FeO ) ⋅ M(FeO ) = 5 × 10 −3 (mol ) ⋅ 71'8 gr

 mol 
M(FeO )
b.
La reacción se termina al agotarse el O2 del recipiente, y quedando como único gas del sistema el
N2, la presión final será por tanto la presión parcial del N2.
PF = PN 2 = P ⋅ χ N 2 = 0'1(atm ) ⋅ 0'79 = 0'079(atm )
c.
Según la ecuación de gases ideales:
P⋅V
n ⋅R
siendo n el número de moles de N2 que quedan en el recipiente, pudiéndose calcular por la relación
volumétrica del oxigeno y nitrógeno en el aire
n (N 2 ) 79
79
79
=
⇒ n (N 2 ) =
⋅ n (O 2 ) =
⋅ 2'5 × 10 −3 = 9'4 × 10 −3 moles de N 2
n (O 2 ) 21
21
21
sustituyendo en la ecuación de gases ideales
0'1 ⋅ 5
T=
= 648'7 K
9'4 × 10 −3 ⋅ 0'082
T=
Septiembre 2001 Problema 2B. Si se somete al hidrocarburo C10H18 a combustión completa:
(a) formule y ajuste la reacción de combustión que se produce
(b) calcule el número de moles de O2 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 = 1,0, C = 12,0
Considere que el aire en las condiciones dadas contiene el 20 % en volumen de oxígeno.
Puntuación máxima por apartado: a) 0,5; b) 0,75 y c) 0,75
Solución.
a.
C10 H 18 +
b.
29
O 2 → 10CO 2 + 9H 2 O
2
A partir de la estequiometria de la reacción , se calcula el número de moles de O2 necesarios
29
n (O 2 )
29
29
= 2=
; n (O 2 ) =
n (C10 H 18 )
n (C10 H 18 )
1
2
2
m(C10 H 18 ) = 276gr <> n (C10 H 18 ) =
n (O 2 ) =
276gr
= 2moles
138 gr ml
29
·2 = 29moles
2
c.
Conocidos el número de moles de O2, se calcula su volumen mediante la ecuación de gases
ideales
nRT
V (O 2 ) : P·V = nRT; V =
P
9
n (O 2 )·R ·T 29·0'082·298
=
= 708'6 l
P
1
con la relación volumétrica del aire se obtiene el volumen de este
VO 2 708'6
Vaire 100
=
: Vaire =
=
= 3.543'2 l
VO 2
20
0'2
0'2
VO 2 =
10