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BLOQUE A
PROBLEMA 1.- La pirita es un mineral cuyo componente mayoritario es el sulfuro de hierro (II).
La tostación de la pirita (calentamiento a alta temperatura) da lugar a óxido de hierro (III) y
dióxido de azufre, de acuerdo con la reacción (no ajustada): FeS (s) + O2 (g) → Fe2O3 (s) +
SO2 (g). Calcula:
a) La pureza de una cierta muestra de pirita si la tostación de 5,765 g produce4,357 g de
Fe2O3.
b) Finalmente, el dióxido de azufre obtenido se utiliza en la síntesis del ácido sulfúrico
según la reacción (no ajustada): SO2 (g) + O2 (g) + H2O (l) → H2SO4 (l).
Calcula el volumen de aire (20% O2 y 80 % N2) medido a 10 ºC y 810 mm Hg necesarios
para producir una tonelada (1 Tm) de H2SO4.
DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u; Ar (S) = 32 u; Ar (Fe) = 58,8 u;
R =0,082 at · L · mol−1 · K−1.
Solución:
M (FeS) = 87,8 g · mol−1; M (Fe2O3) = 159,6 g · mol−1; M (H2SO4) = 98 g · mol−1;
1atm
T = 273 + 40 = 313 K; P = 840 mm Hg ⋅
= 1,105 atm.
760 mm Hg
a) La reacción ajustada es:
4 FeS + 7 O2 → 2 Fe2O3 + 4 SO2.
La masa de pirita pura contenida en la muestra se determina de la cantidad de óxido de hierro
(III) producido. Para ello, se multiplican losgramos de Fe2O3 por la relación mol−gramos, por la relación
molar FeS−Fe2O3 (4 a 2) y por la relación gramos−mol de FeS, siendo los gramos de pirita pura:
1 mol Fe 2 O3
4 moles FeS 87,8 g FeS
4,357 g Fe 2 O3 ⋅
⋅
⋅
= 4,794 g FeS , siendo la pureza de la pirita
159,6 g Fe 2 O3 2 moles Fe 2 O3 1 mol FeS
utilizada en la reacción:

4,794 g FeS pura
⋅100 = 83,16 %.
5,765 g muestra FeS

b) Lareacción ajustada es: 2 SO2 + O2 + 2 H2O → 2 H2SO4.
Para calcular el volumen de aire que se utiliza, hay que obtener el número de moles de oxígeno y
nitrógeno que se empleados, y aplicarles la ecuación de estado de los gases perfectos.
Los moles de oxígeno se hallan multiplicando la tonelada que hay que obtener de H2SO4, por las
relaciones de equivalencia Kg− Tm, gramos−Kg, mol−gramo y por larelación molar O2−H2SO4:
1 mol O 2
1000 Kg 1000 g 1 mol H 2 SO4
1 Tm H 2 SO4 ⋅
⋅
⋅
⋅
= 5102 moles O 2 , y los moles de N2,
1 Tm
1 Kg 98 g H 2 SO 4 2 moles H 2 SO4
multiplicando los moles de O2 obtenidos por la relación entre sus proporciones en el aire:
80 moles N 2
5102 moles O 2 ⋅
= 20408 moles N 2 .
20 moles O 2
Aplicando a los moles totales de O2 y N2 la ecuación de estado delos gases perfectos se obtiene
el volumen de aire consumido en la reacción: nt = 5102 moles + 20408 moles = 25510 moles:
n ⋅ R ⋅ T 25510 moles ⋅ 0,082 atm ⋅ L ⋅ mol −1 ⋅ K −1 ⋅ 313 K
P ⋅V = n ⋅ R ⋅ T ⇒ V =
=
= 592524,58 L.
P
1,105 atm
Resultado: a) 83,16 % de pureza; b) V = 5,93 ·105 L de aire.
BLOQUE B
PROBLEMA 1.- El metanol se obtiene industrialmente a partir de monóxido de carbono ehidrógeno de acuerdo con la reacción: CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH.
Teniendo en cuenta las siguientes ecuaciones termoquímicas:
1
1ª.- CO (g) +
O2 (g) → CO2 (g)
∆H1 = − 283,0 kJ.
2
3
O2 (g) → CO2 (g) + 2 H2O (l)
2ª.- CH3OH (g) +
∆H2 = − 764,4 kJ.
2

3ª.- H2 (g) +

1
O2 (g) → H2O (g)
2

∆H3 = − 285,8 kJ.

Calcula:
a) El cambio de entalpía para la reacción de obtención de metanola partir de CO (g) y H2
(g), indicando si la reacción absorbe o cede calor.
b) ¿Qué cantidad de energía en forma de calor absorberá o cederá la síntesis de 1 kg de
metanol?
DATOS: Ar (H) = 1 u; Ar (C) = 12 u; Ar (O) = 16 u.
Solución:
a) Aplicando la ley de Hess se obtiene el cambio de entalpía de la reacción. Para ello, se invierte
la ecuación de combustión del metanol y se cambia el signoa su entalpía, se multiplica por 2 la ecuación
de formación del agua gas, incluida su entalpía, y se suman las tres ecuaciones con sus entalpías:
1
CO (g) +
O2 (g) → CO2 (g)
∆H1 = − 283,0 kJ
2
3
CO2 (g) + 2 H2O (l) → CH3OH (g) +
O2 (g)
∆H2 = 764,4 kJ
2
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l)
∆H3 = − 571,6 kJ
∆Hr = − 90,2 kJ.
CO (g) + 2 H2 (g) → CH3OH (g)
El signo negativo de la entalpía...