Resolución ejercicios pruebas 2ª y 3ª (Estequiometría y

Resolución ejercicios pruebas 2ª y 3ª (Estequiometría y
Termoquímica) de la 1ª evaluación. Curso 2014-15.
Septiembre 2006
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 (se regulaba gota a gota) con acetiluro de calcio, CaC2, según
la siguiente ecuación:
CaC2 (s) + 2 H2O (l) → C2H2 (g) + Ca(OH)2 (s)
Calcule:
a) La cantidad de agua (en gramos) que se necesita para reaccionar con 50 g de
acetiluro de calcio del 80% en masa 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 anterior reacción. (0,5 puntos)
DATOS:
Masas atómicas.- H: 1 ; C: 12 ; O: 16 ; Ca: 40; 1 atm = 760 mm Hg; R = 0,082
atm·L·K-1·mol-1;
a)
80g CaC2 1mol CaC2 2 mol H 2O 18g H 2O



 22,5g H2O necesarios;
100g muestra 64g CaC2 1mol CaC2 1mol H2O
Se necesitan 22,5 g de H2O(l) para reaccionar totalmente con el acetiluro de
calcio contenido en 50 g de una muestra del 82% en masa de pureza.
80g CaC2 1mol CaC2 1mol C2 H2
b) 50g muestra 


 0, 625mol C2 H 2 producidos;
100g muestra 64g CaC2 1mol CaC2
740
atm  L
P  V  n  R  T;
atm  V  0, 625 mol  0, 082
 303K;
760
K  mol
V  15,95 L C2 H 2 (g);
A partir de la reacción anterior se producen 15,95 L de acetileno, medidos a 740
mmHg y 30 ºC.
c)
80g CaC2 1mol CaC2 1mol Ca  OH 2 74g Ca  OH 2
50g muestra 



 46, 25g Ca  OH 2 producidos;
100g muestra 64g CaC2
1mol CaC2
1mol Ca  OH 2
50g muestra 
A partir de la reacción anterior se producen 46,25 g de Ca(OH)2.
Junio 2009
La urea, CO(NH2)2, es un compuesto de gran importancia industrial en la
fabricación de fertilizantes. Se obtiene haciendo reaccionar amoníaco, 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 amoníaco 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 amoníaco necesaria para producir 1000 kg de urea al
reaccionar con un exceso de dióxido de carbono. (0,5 puntos)
DATOS: Masas atómicas.- H=1; C=12; N=14; O=16;
Al no indicar que deba emplearse un procedimiento específico para realizar el
ajuste estequiométrico, una buena opción es el método de tanteo:
2 NH3  CO2  CO  NH2 2  H2O;
Como el enunciado nos informa de la cantidad disponible de dos reactivos,
debemos determinar el que es limitante y el que se encuentra en exceso.
De entre los distintos procedimientos que se pueden utilizar, emplearé el que
determina la cantidad necesaria de uno de los reactivos para reaccionar
totalmente con la cantidad disponible del otro reactivo, por tratarse de un
procedimiento que permite obtener la respuesta de manera sencilla e intuitiva:
1mol NH3 1mol CO2 44g CO2
30, 6g NH3 disponible 


 39, 6g CO2 necesarios;
17 g NH3 2 mol NH3 1mol CO2
Como disponemos de 30,6 g de CO2, y necesitaríamos 39,6 g de CO2 para
reaccionar con todo el amoníaco disponible, el CO2 se agota antes que el
amoníaco, por lo tanto, el reactivo limitante es el CO2 y el amoníaco es el
reactivo en exceso.
Podemos comprobarlo con un cálculo adicional:
1mol CO2 2 mol NH3 17 g NH3
30, 6g CO2 disponible 


 23, 6g NH3 necesarios;
44g CO2 1mol CO2 1mol NH3
Que concuerda con la conclusión anterior, ya que disponemos de 30,6 g de
amoníaco y se necesitan 23,6 g para reaccionar con la totalidad del CO 2
disponible.
1mol CO2 1mol CO  NH 2 2 60g CO  NH 2 2
a) 30, 6g CO2 


 41, 73g urea se forman;
44g CO2
1mol CO2
1mol CO  NH 2 2
Se obtienen 41,73 g de urea a partir de la cantidad disponible de amoníaco y
dióxido de carbono; se agota el CO2 y sobra amoníaco.
b) Podemos hacer uso de los resultados obtenidos en la deducción y
comprobación del reactivo limitante y en exceso:
30,6g NH3 disponible  23,6g NH3 reaccionan  7,0g NH3 exceso;
Quedan 7,0 g de amoníaco sin reaccionar, tras reaccionar la totalidad del CO2 disponible.
c)
106 g CO  NH 2 2 
1mol CO  NH 2 2
60g CO  NH 2 2

2 mol NH3
17 g NH3

 5, 67 105 g NH3 necesarios;
1mol CO  NH 2 2 1mol NH3
Se necesitan 567 kg de amoníaco para producir 1000 kg de urea, con exceso de
dióxido de carbono.
Junio 2005
El carburo de silicio, SiC, o carborundo es un abrasivo de gran aplicación
industrial. Se obtiene a partir de SiO2 y carbono de acuerdo a la reacción:
SiO2 (s) + 3 C (s) → SiC (s) + 2 CO (g)
Calcule:
a) La cantidad de SiC (en toneladas) que se obtendría a partir de una tonelada
de SiO2 cuya pureza es del 93 % en masa. (0,7 puntos)
b) La cantidad de hulla (en kg), cuyo contenido en carbono es del 82% en masa,
necesaria para que se complete la reacción anterior. (0,7 puntos)
c) El volumen de CO (en m3) medido a 20 oC y 705 mm Hg producido como
consecuencia de la reacción anterior. (0,6 puntos)
Datos: Masas atómicas: C = 12; O = 16; Si = 28. 1atm = 760 mm Hg. R = 0,082
atm L mol-1 K-1
a)
106 gSiO2 comercial 
93gSiO2
1molSiO2 1molSiC 40gSiC



 6, 2 105 gSiC producidos;
100gSiO2 comercial 60gSiO2 1molSiO2 1molSiC
Se producen 0,62 toneladas de SiC a partir de 1 tonelada de SiO2 comercial del
93% en masa de pureza.
b)
93gSiO2
1molSiO2 3mol C 12g C 100g hulla
106 gSiO2 comercial 




 6,8 105 g hulla necesarios;
100gSiO2 comercial 60gSiO2 1molSiO2 1mol C 82g C
Se necesitan 680 kg de hulla con un contenido en carbono de 82% en masa, para
reaccionar con el SiO2 contenido en 1 tonelada de SiO2 comercial del 93% en
masa de pureza.
c)
93g SiO2
1molSiO2 2 mol CO
106 g SiO2 comercial 


 3,1104 mol CO producidos;
100 g SiO2 comercial 60 g SiO2 1molSiO2
P V  n R T;
705
atm  L
atm  V  3,1104 mol CO  0, 082
 293K ; V  8, 03 10 4 L;
760
K  mol
Se producen 803 m3 de CO, medido a 705 mmHg y 20 ºC, a partir de 1 tonelada
de SiO2 comercial del 93% en masa de pureza.
Junio 2008
En condiciones adecuadas el clorato de potasio, KClO3, reacciona con el
azufre según la siguiente reacción no ajustada:
KClO3 (s) + S (s)→ KCl (s) + SO2 (g)
Se hacen reaccionar 15 g de clorato de potasio y 7,5 g de azufre en un
recipiente de 0,5 L donde previamente se ha hecho el vacío.
a) Calcule la cantidad (en gramos) de KCl obtenido. (1 punto)
b) Calcule la cantidad (en gramos) del reactivo en exceso que permanece sin
reaccionar, una vez se ha completado la reacción anterior. (05 puntos)
c) Calcule la presión en el interior de dicho recipiente si la reacción anterior se
realiza a 300 oC. (0,5 puntos)
Datos: Masas atómicas: O: 16; Cl: 35,5; K: 39,1; S: 32,1; R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1;
Al no indicar que deba emplearse un procedimiento específico para realizar el
ajuste estequiométrico, una buena opción es el método de tanteo:
2KClO3 (s)  3S(s)  2KCl(s)  3SO2 (g);
Como el enunciado nos informa de la cantidad disponible de dos reactivos,
debemos determinar el que es limitante y el que se encuentra en exceso.
De entre los distintos procedimientos que se pueden utilizar, emplearé el que
determina la cantidad necesaria de uno de los reactivos para reaccionar
totalmente con la cantidad disponible del otro reactivo, por tratarse de un
procedimiento que permite obtener la respuesta de manera sencilla e intuitiva:
1mol KClO3
3molS
32,1gS
15g KClO3 disponible 


 5,89gSnecesarios;
122, 6g KClO3 2 mol KClO3 1molS
Para que reaccione la totalidad del clorato de potasio se necesitan 5,89 g de
azufre; como disponemos de 7,5 g de S aún quedará azufre sin reaccionar, luego
el clorato de potasio es el reactivo limitante y el azufre es el reactivo en exceso.
a)
1mol KClO3
2 mol KCl 74, 6g KCl
15g KClO3 disponible 


 9,127 g KCl producidos;
122, 6g KClO3 2 mol KClO3 1mol KCl
Se forman 9,127 g de KCl a partir de 15 g de KClO3 y 7,5 g de S (que se
encuentra en exceso).
b) A partir de los resultados obtenidos en la deducción del reactivo limitante:
7,5gSdisponibles  5,89gSconsumidos  1,61gSexceso;
Quedan 1,61 g S sin reaccionar, tras reaccionar la totalidad del KClO3
disponible.
c) Se debe calcular la cantidad total de gases que quedan en el recipiente una
vez haya finalizado la reacción. En este caso solamente debemos calcular la
cantidad de SO2(g) producido.
1mol KClO3
3molSO2
15g KClO3 disponible 

 0,1835 molSO2 producidos;
122, 6 g KClO3 2 mol KClO3
atm  L
 573K ; P  17, 2 atm;
K  mol
Tras la reacción completa de 15 g de KClO3 con exceso de azufre en un
recipiente de 0,5 L se alcanza una presión de 17,2 atm, a 300 ºC.
P V  n R T; P 0,5 L  0,1835 molSO 2  0, 082
Septiembre 2001
El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono e
hidrógeno de acuerdo con la ecuación química:
CO (g) + 2 H2(g) → CH3OH (g)
Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:
(1) CO (g) + 1/2 O2(g) → CO2 (g) ; ΔH1 = - 283,0 kJ;
(2) CH3OH (g) + 3/2 O2(g) → CO2(g) + 2 H2O (l); ΔH2 = - 764,4 kJ;
(3) H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O (g); ΔH3 = - 285,8 kJ;
Calcule:
a) El cambio de entalpía para la reacción de obtención de metanol a partir de
CO(g) y H2(g), indicando si la reacción absorbe o cede energía. (1,0 puntos)
b) ¿Qué cantidad de energía mediante calor absorberá o cederá la síntesis de 1
kg de metanol? (1,0 puntos)
Datos.- Masas atómicas: H = 1; C = 12; O = 16;
a) Aplicando la ley de Hess podemos calcular la entalpía del proceso a partir de
los datos del problema:
1
CO(g)  O 2 (g)  CO 2 (g); H  283, 0 kJ;
2
3
CO2 (g)  2 H 2O(l)  CH 3OH(g)  O 2 (g); H  ( 764, 4) kJ;
2
2 H 2 (g)  O 2 (g)  2 H 2O(g);  H  2  ( 285,8) kJ;
CO(g)  2 H 2O(g)  CH 3OH(g); H  ( 283, 0  764, 4  571, 6) kJ  90, 2 kJ;
Como la variación de entalpía del proceso es negativa, quiere decir que la
energía del sistema al final del proceso es menor que al principio del mismo,
por lo que el sistema debe ceder energía al entorno para que el proceso se
pueda llevar a cabo. Se dice que el proceso es exotérmico.
b) A partir del resultado del apartado a) podemos obtener el resultado que se
pide mediante un cálculo estequiométrico:
1mol CH3OH
90, 2 kJ
1000g CH3OH 

 2818, 75kJ se liberan;
32g CH3OH 1mol CH3OH
La síntesis de 1 kg de metanol libera 2818,75 kJ de energía al entorno.
Junio2007
El propano, C3H8 (g), es un hidrocarburo que se utiliza habitualmente
como combustible gaseoso. En un reactor de 25 L de volumen mantenido a una
temperatura constante de 150 ºC se introducen 17,6 g de propano, C 3H8 (g), y 72
g de oxígeno, O2 (g). La reacción de combustión se inicia mediante una chispa
eléctrica.
Calcule:
a) La cantidad (en gramos) de vapor de agua, H2O (g), obtenida tras finalizar la
reacción de combustión del propano. (0,7 puntos)
b) La cantidad de energía mediante calor que se libera como consecuencia de la
reacción de combustión anterior. (0,7 puntos)
c) La presión total en el interior del reactor una vez ha finalizado la reacción.
(0,6 puntos)
DATOS: ΔHºf[C3H8 (g)] = -103,8 kJ·mol-1; ΔHºf[CO2 (g)] = -393,5 kJ·mol-1;
ΔHºf[H2O (g)] = -241,8 kJ·mol-1;
Masas atómicas: H: 1; C: 12; O: 16 R = 0,082 atm·L·K-1·mol-1;
En primer lugar debemos plantear la ecuación química del proceso de
combustión del propano:
C3H8 (g)  5O2 (g)  3CO2 (g)  4H2O(g);
Como el enunciado nos informa de la cantidad disponible de dos reactivos,
debemos determinar el que es limitante y el que se encuentra en exceso.
De entre los distintos procedimientos que se pueden utilizar, emplearé el que
determina la cantidad necesaria de uno de los reactivos para reaccionar
totalmente con la cantidad disponible del otro reactivo, por tratarse de un
procedimiento que permite obtener la respuesta de manera sencilla e intuitiva:
1mol C3H8 5mol O2 32g O2
17, 6g C3H8 disponible 


 64g O2 necesarios;
44g C3H8 1mol C3H8 1mol O2
Para que reaccione la totalidad del propano disponible se necesitan 64 g de
oxígeno, como disponemos de 72 g de oxígeno, más de lo necesario, se consume
la totalidad del propano disponible y queda oxígeno sin reaccionar, por lo que
el propano es el reactivo limitante de la reacción y el oxígeno es el reactivo en
exceso.
a) Para realizar este cálculo partimos del reactivo limitante, el propano:
1mol C3H8 4 mol H 2O 18g H 2O
17, 6g C3H8 disponible 


 28,8g H 2Ose producen;
44g C3H8 1mol C3H8 1mol H 2O
Se producen 28,8 g de H2O(g) al reaccionar totalmente 17,6 g de C3H8(g) con 72
g de O2(g), que se encuentra en exceso.
b) Debemos calcular la entalpía del proceso, para lo que el problema ofrece las
entalpías estándar de formación de las sustancias que intervienen (la entalpía
de formación estándar de un elemento en su forma más estable es cero); aunque
el proceso no se lleve a cabo en condiciones estándar tomaremos como válido el
valor calculado a partir de los datos.
H oR  n  H fo (productos)  n  H fo (reactivos)  3   393,5   4   241,8    1   103,8   5   0    2043,9 kJ;
17, 6g C3H8 disponible 
1mol C3H8 2043,9 kJ

 817,56 kJ se liberan;
44g C3H8 1mol C3H8
La combustión de 17,6 g de propano con 72 g de oxígeno, que se encuentra en
exceso, libera al entorno 817,56 kJ de energía mediante calor.
c) Debemos calcular la cantidad total de gases que quedan en el reactor después
de que se haya consumido la totalidad del propano (reactivo limitante), que
corresponderá con los gases producidos, CO2(g) y H2O(g), y el oxígeno, O2(g),
que queda sin reaccionar.
1mol C3H8 3mol CO 2
17, 6 g C3H8 disponible 

 1, 2 mol CO 2 producidos;
44 g C3H8 1mol C3H8
17, 6 g C3H8 disponible 
1mol C3H8 4 mol H 2O

 1, 6 mol H 2 O producidos;
44 g C3H8 1mol C3H8
72 g O 2 disponible  64 g O 2 reaccionan  8g O 2 exceso;
8g O 2 
1mol O 2
 0, 25 mol O 2 exceso;
32 g O 2
Cantidad total de gas :1, 2 mol CO 2 (g)  1, 6 mol H 2O(g)  0, 25 mol O 2 (g)  3, 05 mol gas;
atm  L
 423K; P  4, 23atm;
K  mol
Una vez finalizada la reacción de 17,6 g de propano con 72 g de oxígeno (que se
encuentra en exceso) la presión en el reactor de 25 L es de 4,23 atm, a 150 ºC,
que se debe al CO2(g) y H2O(g) formados y al O2(g) que queda sin reaccionar.
P  V  n  R  T; P  25 L  3, 05 mol  0, 082
Septiembre 2002
Las entalpías de combustión en condiciones estándar, ΔHº, del eteno, C2H4
(g), y del etanol, C2H5OH (l) valen -1411 kJ/mol y –764 kJ/mol,
respectivamente. Calcule:
a) La entalpía en condiciones estándar de la reacción: (0,6 puntos)
C2H4 (g) + H2O (l) → CH3CH2OH (l)
b) Indique si la reacción es exotérmica o endotérmica. (0,7 puntos)
c) La cantidad de energía que es absorbida o cedida al sintetizar 75 g de etanol
a partir de eteno y agua. (0,7 puntos)
Datos: Masas atómicas: H: 1; C: 12; O: 16;
a) Para resolver este apartado debemos formular la ecuación de los procesos de
combustión que dan como dato y aplicar la ley de Hess:
C2 H 4 (g)  3O 2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H 2O(l); H o  1411kJ;
C2 H5 OH(l)  3O 2 (g)  2 CO 2 (g)  3H 2O(l); H o  764 kJ;
C2 H 4 (g)  3O 2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H 2O(l); H o  1411kJ;
2 CO 2 (g)  3H 2O(l)  C 2 H 5OH(l)  3O 2 (g); H o  ( 764) kJ;
C2 H 4 (g)  H 2O(l)  C 2 H 5OH(l); H o  (1411  764) kJ  647 kJ;
La entalpía en condiciones estándar de la reacción de síntesis de CH3CH2OH(l)
a partir de C2H4(g) y H2O(l) es -647 kJ/mol.
b) Como la entalpía del proceso es negativa significa que la energía del sistema
ha disminuido (la energía al final es menor que la energía del sistema al inicio
del proceso), por lo que es necesario que el sistema ceda energía al entorno para
que el proceso se pueda llevar a cabo, lo que se conoce como proceso
exotérmico.
c) A partir del resultado del apartado a) podemos realizar el cálculo
estequiométrico correspondiente a este apartado:
1mol C2 H5OH
647 kJ
75g C2 H5OH 

 1054,89 kJ se liberan;
46g C2 H5OH 1mol C2 H5OH
La síntesis de 75 g de C2H5OH(l) a partir de C2H4(g) y H2O(l) liberan 1054,89 kJ
al entorno.
Septiembre 2008
En la combustión de 9,2 g de etanol, C2H6O(l), a 25ºC se desprenden 274,1
kJ, mientras que en la combustión de 8,8 g de etanal, C2H4O(l), a 25ºC se
desprenden 234,5 kJ. En estos procesos de combustión se forman CO 2(g) y
H2O(l) como productos.
a) Escriba las ecuaciones ajustadas correspondientes a la combustión del etanol
y a la del etanal. (0,6 puntos)
b) Calcule la energía desprendida en la combustión de 1 mol de etanol así como
en la combustión de 1 mol de etanal. (0,6 puntos)
c) Mediante reacción con oxígeno (g) el etanol (l) se transforma en etanal(l) y
H2O(l). Escriba la ecuación química y calcule ΔHº para la transformación de 1
mol de etanol (l) en etanal (l). (0,8 puntos)
Datos: Masas atómicas.- H: 1; C: 12; O: 16;
C2 H 6 O(l)  3O2 (g)  2 CO 2 (g)  3H 2O(l);
a)
5
C2 H 4 O(g)  O2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H 2O(l);
2
b) El cálculo necesario para responder a este apartado es únicamente un cambio
de unidades:
46 g C2 H 6O(l)
247,1kJ
1370,5 kJ


;
9, 2 g C2 H 6O(l) 1mol C 2 H 6O(l) 1mol C 2H 6O(l)
44 g C2 H 4O(l)
234,5 kJ
1172,5 kJ


;
8,8g C2 H 4O(l) 1mol C 2 H 4O(l) 1mol C 2H 4O(l)
La energía producida por la combustión de un mol de etanol es 1370,5 kJ
(ΔHc(C2H6O(l)) =-1370,5 kJ/mol) y por la de un mol de etanal es 1172,5 kJ
(ΔHc(C2H4O(l)) =-1172,5 kJ/mol).
c) En primer lugar debemos formular la ecuación química del proceso en que el
etanol reacciona con oxígeno y produce etanal y agua:
1
C2 H6 O(l)  O2 (g)  C2 H 4 O(l)  H 2O(g);
2
Aplicando la ley de Hess podemos deducir la entalpía de este proceso a partir
de las entalpías de combustión calculadas en el apartado b):
C2 H 6 O(l)  3O 2 (g)  2 CO 2 (g)  3H 2O(l); H o  1370,5 kJ;
5
C2 H 4 OH(l)  O 2 (g)  2 CO 2 (g)  2 H 2O(l); H o  1172,5 kJ;
2
C2 H 6 O(l)  3O 2 (g)  2 CO 2 (g)  3H 2O(l); H o  1370,5 kJ;
5
2 CO 2 (g)  2 H 2O(l)  C 2 H 4O(l)  O 2 (g); H o  ( 1172,5) kJ;
2
1
C2 H 6 O(l)  O 2 (g)  C2 H 4O(l)  H 2O(l); H o  (1370,5  1172,5) kJ  198 kJ;
2
La ecuación termoquímica del proceso es:
1
C2 H6 O(l)  O2 (g)  C2 H 4 O(l)  H 2O(g);  H o  198kJ;
2