CALCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS. PAU QUÍMICA

1.-La primera etapa de la síntesis industrial del ácido sulfúrico, H2SO4, corresponde a la obtención del

dióxido de azufre, SO2. Este óxido se puede preparar por calentamiento de pirita de hierro, FeS2, en

presencia de aire, de acuerdo con la

siguiente reacción ajustada:

4 FeS2 (s) + 11 O2 (g) → 2 Fe2O3 (s) + 8 SO2 (g)

Si el rendimiento de la reacción es del 80% y la pureza de la pirita del 85% (en peso), calcule:

a) La masa en kg de SO2 que se obtendrá a partir del tratamiento de 500 kg de pirita. (1 punto)

b) El volumen de aire a 0,9 atmósferas y 80ºC que se requerirá para el tratamiento de los 500 kg de

pirita. (1 punto)

DATOS.- Masas atómicas: O = 16; S = 32; Fe = 55,8; R = 0,082 atm·L/mol·K ; el aire contiene el

21% en volumen de oxígeno. Septiembre 2012

2.-La etiqueta de una botella de una disolución acuosa de amoniaco, NH3, indica que su concentración

es del 32 % en peso y su densidad de 0,88 kg/L. Calcule:

a. La concentración de la disolución en moles/L. (1 punto)

b. El volumen de esta disolución concentrada de amoniaco que debe tomarse para preparar 2

litros de amoniaco de concentración 0,5 M. (1 punto).

DATOS: Masas atómicas H = 1; N = 14. Septiembre 2010

3.- La urea, CO(NH2)2, es un compuesto de gran importancia industrial en la fabricación de

fertilizantes. Se obtiene haciendo reaccionar amoniaco, NH3, con dióxido de carbono, CO2, de acuerdo

con la reacción (no ajustada):

NH3 + CO2 CO(NH2)2 + H2O

Calcule:

a. La cantidad de urea (en gramos) que se obtendría al hacer reaccionar 30,6 gramos de amoniaco

y 30,6 gramos de dióxido de carbono. (1 punto).

b. La cantidad (en gramos) del reactivo inicialmente presente en exceso que permanece sin

reaccionar una vez se ha completado la reacción anterior (0,5 puntos).

c. La cantidad (en Kg) de amoniaco necesaria para producir 1000 Kg de urea al reaccionar con

un exceso de dióxido de carbono (0,5 puntos).

Datos: Masas atómicas: H = 1 ; N = 14 ; O = 16 ; C = 12 Junio 2009

4.- En 1947 un barco cargado de fertilizante a base de nitrato amónico NH4NO3, estalló en Texas City

(Texas USA) al provocarse un incendio. La reacción de descomposición explosiva del nitrato amónico

se puede escribir según la ecuación:

2NH4NO3 (s) 2 N2 (g) + O2 (g) + 4 H2O (g)

Calcule:

a. El volumen total en litros de los gases formados por la descomposición de 1000 Kg de nitrato

amónico a la temperatura de 819 ºC y 740 mmHg. (1 punto).

b. La cantidad de energía en forma de calor que se desprende en la descomposición de 1000 Kg

de nitrato amónico. (1 punto). Junio 2009

Datos: Masas atómicas: H = 1 ; N = 14 ; O = 16 ;

R = 0,082 atm.L.K-1

.mol-1

; 1 atm = 760 mmHg.

ΔHf°[NH4NO3 (s)] = - 366,6 kJ.mol-1

; ΔHf°[H2O (g)] = - 241,82 kJ.mol-1

5.- En condiciones adecuadas, el clorato potásico KClO3 reacciona con el azufre según la siguiente

reacción no ajustada:

KClO3 (s) + S (s) KCl (s) + SO2 (g)

Se hacen reaccionar 15 gramos de clorato potásico y 7,5 gramos de azufre en un recipiente de 0,5 litros,

en el que previamente se ha hecho el vacío.

a. Escriba la ecuación ajustada de la reacción. (0,6 puntos)

b. Explique cuál es el reactivo limitante y calcule la cantidad (en gramos) de KCl obtenido (1

punto)

c. Calcule la presión en el interior de dicho recipiente si la reacción anterior se realiza a 300 ºC

(0,4 puntos) Junio 2008

DATOS: Masas atómicas: K: 39,1 ; Cl: 35,5 ; O: 16 ; S: 32,1. R = 0,082 atm.L.K-1

.mol-1

6.- Cierto compuesto orgánico sólo contiene C, H y O, y cuando se produce la combustión de 4,6 g del

mismo con 9,6 gramos de oxígeno, se obtienen 8,8 g de dióxido de carbono y 5,4 g de agua. Además

se sabe que 9,2 g de dicho compuesto ocupan un volumen de 5,80 L medidos a la presión de 780

mmHg y 90 ºC de temperatura. Determine: Septiembre 2006

a. La fórmula empírica de este compuesto. (1 punto)

b. La fórmula molecular de este compuesto. (0,5 puntos).

c. Nombre dos compuestos compatibles con la fórmula molecular obtenida. (0,5 puntos).

Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; R=0,082 atm.L.mol-1

.K-1

7.- Las lámparas antiguas de los mineros funcionaban quemando gas acetileno (etino) que proporciona

una luz blanca brillante. El acetileno se producía al reaccionar el agua (que regulaba gota a gota) con

carburo de calcio, CaC2, según la ecuación:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (s)

Calcule:

a. La cantidad de agua (en gramos) que se necesitará para reaccionar con 50 gramos de carburo

cálcico del 80 % de pureza. (1 punto)

b. El volumen de acetileno (en L) medido a 30 ºC y 740 mmHg producido como consecuencia de

la anterior reacción. (0,5 puntos)

c. La cantidad en gramos de hidróxido de calcio producida como consecuencia de la reacción

anterior. (0,5 puntos) Septiembre 2006

Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; Ca = 40 ; R=0,082 atm.L.mol-1

.K-1

.

8.- Un compuesto orgánico contiene C, H y O. Por combustión completa de 0,219 gramos de este

compuesto, se obtienen 0,535 gramos de dióxido de carbono y 0,219 gramos de vapor de agua. En

estado gaseoso 2,43 gramos de este compuesto ocupan un volumen de 1,09 litros a la temperatura de

120 ºC y 1 atm de presión. Determina:

a. La fórmula empírica del compuesto. (0,8 puntos).

b. Su fórmula molecular (0,6 puntos).

c. Nombra al menos dos compuestos compatibles con la fórmula molecular obtenida. (0,6

puntos) Junio 2006

DATOS: Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16; R=0,082 atm.L.mol-1

.K-1

.

9.- Un hidrocarburo gaseoso está formado por un 81,82 % de Carbono y el resto hidrógeno. Si

sabemos que un litro de dicho hidrocarburo gas, a 0 ºC y 1 atmósfera de presión tiene una masa de

1,966 gramos, determina:

a. Su fórmula empírica (0,8 puntos).

b. Su masa molecular (0,6 puntos).

c. La fórmula molecular de dicho compuesto. Septiembre 2005

Datos: Masas atómicas: H = 1; C = 12; R = 0,082atm.l.mol-1

.K-1

10.- Un compuesto A presenta la siguiente composición centesimal C = 85,7 %; H = 14,3 %. Por otro

lado se sabe que 1,66 gramos del compuesto A ocupan un volumen de 1 litro, a la temperatura de 27

ºC, siendo la presión de trabajo de 740 mmHg. Determine:

a. Su fórmula empírica (0,8 puntos).

b. Su fórmula molecular (0,6 puntos).

c. Si un mol de A reacciona con un mol de bromuro de hidrógeno, se forma un compuesto B.

Formule y nombre los compuestos A y B. (0,6 puntos). Junio 2004

Datos: Masas atómicas: H = 1 ; C= 12 ; R = 0,082 atm.L.K-1

.mol-1

1 atm = 760 mmHg