PRACTICA DIRIGIDA Nº 06 Apellidos y Nombres: ✓ ✓ ✓ ✓ Cabrera Boñón Cristhian Carrasco Cabanillas Shirley Cieza Vásquez Marili Herrera Chávez Diego ASIGNATURA : Química CICLO : III PROFESOR : Mg. Ing. Victor Luna Botello FECHA : 21/02/2021 ESCUELA : Ingeniería Civil NOTA: ---------------------------------------------------------------------------------------------------------PREGUNTA 1 Una mezcla de combustible usada en las unidades del ejército se compone de dos líquidos, hidrazina (N2H4) y tetra-óxido de di-nitrógeno (N2O4), que se encienden al contacto para formar nitrógeno gaseoso y vapor de agua. ¿Cuántos gramos de nitrógeno gaseoso se forman cuando se mezclan 1,00 x 102 g de N2H4 y 2,00 x 102 g de N2O4? Datos: Reacción química: 1x10² g de N₂H₄ y 2x10² g de N₂O₄ 2N₂H₄ + N₂O₄ → 3N₂ +4H₂O Criterio:Estequiometria Solución: a. Convertimos a moles los reactivos: 1x10² g N₂H₄ x(1 mol / 32 g)=3.125 moles 2x10² g N₂O₄ x(1 mol/ 92 g)= 2.17 moles b. Se divide entre el coeficiente correspondiente de la reacción: N₂H₄= 3.125 moles/ 2=1.5625 N₂O₄= 2.17 moles/ 1= 2.17 El menor de ellos es el reactivo límite: N₂H₄ 2. Hallamos los gramos de nitrógeno gaseoso: 3 moles N₂ 28 g N₂ (3.125 moles N₂H₄)x (2 moles N₂H₄ )( 1 mol N₂)=131.25 gramos N₂ Respuesta: La cantidad de gramos de nitrógeno gaseoso que se forma por la reacción es: 131.25 g PREGUNTA 2 En el laboratorio se obtuvieron 250 g de ZnCl2 a partir de una muestra impura de nitrato de cinc: Zn(NO3)2, según la reacción: Zn(NO3)2 + HCl ZnCl2 + HNO3 Si inicialmente se habían colocado 430 g del nitrato de Zn impuro, calcular la pureza de dicha muestra Datos: 250 g de ZnCl2 430g de Zn(NO3)2 Tenemos la ecuación balanceada Zn(NO3)2 + 2 HCl ZnCl2 + 2 HNO3 Masa molar del ZnCl2=136 g/mol Criterio: Estequiometria Solución: Calculamos la cantidad de ZnCl2 obtenida: # de moles = 𝑊ZnCl2 250𝑔 → # de moles = 136𝑔 → # de moles = 1.84 mol 𝑃. 𝐴.ZnCl2 𝑚𝑜𝑙 Entonces, la cantidad de ZnCl2 es igual a 1,84 mol Entonces: Conocemos que, para obtener 1,84 moles de cloruro de cinc se necesitan 1,84 moles de nitrato de cinc: Cantidad de Zn(NO3)2 = 1,84 moles Esto evidencia que realmente 1,84 moles de nitrato de cinc en la muestra impura. Masa molar Zn(NO3)2 = 189.409 g/mol Masa de Zn(NO3)2 puro = (1,84 mol )x (189.409 g/mol) = 348.51 g de Zn(NO 3)2 Determinamos la pureza: Pureza(%)= 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑝𝑢𝑟𝑎 (𝑔) x100 𝑚𝑎𝑠𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑠𝑢𝑠𝑡𝑎𝑛𝑐𝑖𝑎 𝑖𝑚𝑝𝑢𝑟𝑎 (𝑔) Pureza del Zn(NO3)2 = 348.51 𝑔 ( Respuesta: La pureza del Zn(NO3)2 es del 81.04% 430𝑔 )x 100 = 81.04 % PREGUNTA 3 Al quemarse 1,14 kg de octano con una determinada cantidad de aire, se obtiene como producto de la combustión una concentración en volumen de: CO2 = 41,17 %, CO= 5,88 % y H2O = 52,95 %. ¿Cuál será la masa de aire requerido en kilogramos, que contiene una concentración en volumen de 21 % O2 y 79 % N2. ¿Si su peso molecular es 28,8 g? P.A. C=12, H=1, N=14, O=16. PREGUNTA 4 En un eudiómetro de 50 cm3 se tiene una mezcla de H2, CH4 y C2H2, luego se agrega 75 cm3 de O2. Después de la combustión completa queda un volumen gaseoso de 44 cm3, el cual al hacerlo pasar a través de una disolución de KOH se reduce a 16 cm3 (que corresponde a O2). Hallar la composición de esta mezcla gaseosa. Criterio: Estequiometria y Combustión Solución: Formamos la ecuación química: C2H2+O2+CH4+H2 → CO2+H2O La analizamos de acuerdo a los datos dados C2H2 + CH4 + H2 + O2 50 CM3 → 75 CM3 CO2 + 112.48 CM3 H2O 12.52 CM3 Escribimos la ecuación química y la balanceamos: 4KOH + 2 H2O→ 4KOH + 3O2 Establecemos la siguiente relación: X → 16 CM3 36 → 96 CM3 Obtenemos→X=6.26 CM3 Nos piden: 1𝐶𝑂2 = 𝑋1 100 × 125 = 112.48 → X1= 89.98% Nos piden: 𝑋2 4𝐻2 𝑂 = 100 × 125 = 12.52 → X2= 9.98% Respuesta: La composición de esta mezcla gaseosa, es la siguiente: X1= 89.98% X2= 9.98% PREGUNTA 5 En una planta de producción de amoniaco gaseoso. Se introducen N2 (g) y H2 (g) en el reactor, en proporción estequiométrica, utilizando como catalizador hierro metálico. Si se consume solo el 20 % del volumen de nitrógeno inicial. ¿Cuál es el porcentaje en volumen de NH3 formado respecto a los gases finales? Las operaciones se han realizado a la misma presión y temperatura. Datos: reactivos: N2 (g) y H2 (g) productos: NH3 catalizador: Fe Criterio: Estequiometría con cálculos volumétricos. Solución: N2+3H2→2NH3 𝑁 𝐻 = 1 3 Si se introduce: 100 L de N2 y 300 L de H2→Se necesita 20% deN2 =20 L de la ecuación: N2+3H2→2H2 20l 60l 40l Al producirse 40 L de NH3, los gases finales: N2: 80 L H2: 240 L NH3: 40 L -------------Total: 360 L %NH3 = 40 𝐿 360 𝐿 x 100%=11.11% Respuesta: El porcentaje en volumen de NH3 formado respecto a los gases finales es de 11.11 % PREGUNTA 6 Un mineral que contiene FeS2 y CuS, cuyo peso es 180 g, se le somete a un proceso de tostación con las siguientes reacciones: FeS2(s) + O2(g) ---calor---- Fe2O3(s) + SO2(g) CuS(s) + O2(g) ---calor----- CuO(s) + SO2(g) Se obtuvieron 44,8 L de SO2 a C.N. ¿Calcular el porcentaje de pureza de la muestra y el peso de aire consumido? La composición volumétrica del aire es 21 % O2 y 79 % N2, peso molecular-aire = 29. P.A. Cu= 63,5, Fe = 56, S = 32, O = 16. Datos: 44,8 L de SO2 a C.N peso molecular-aire = 29 180 g de de mineral Criterio: Estequiometria en procesos de combustión DESARROLLO: Balanceando las ecuaciones 4FeS2+ 11 O2 + calor→ 2 Fe2O3 + 8SO2 2CuS + 3 O2 + calor→ 2CuO + 2SO2 Se obtuvo 44.8 l a C.N de SO2 1 mol de SO2 -------22.4 l X----------44.8 l X=2 mol de SO2 Sumando las reacciones 4FeS2+2 CuS+ 14 O2 + calor→ 2 Fe2O3 + 10SO2 + 2CuO 2FeS2+ CuS+ 7 O2 + calor→ Fe2O3 + 5 SO2 + CuO Obtenemos: 240 g------7 mol O2--------------------5 mol de SO2 x x= ------- y ---------------------- 2 mol de SO2 240𝑔∗2 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2 5 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2 =96 g y= 7 𝑚𝑜𝑙 𝑂2∗2 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2 Determinamos la pureza de la muestra: P= 96 𝑔 180 𝑔 x100% P=53.3% 5 𝑚𝑜𝑙 𝑆𝑂2 =2.8 mol O2 Volumen de aire: 1 mol ---- 22.4 l 2.8 mol----- X X=62.72 L O2 Entonces: 62.72 l O2------21% Z ---- 100 % Z=298.67 L O2 Respuesta: El porcentaje de pureza de la muestra es de 53.3 % y el peso de aire consumido es de 298.67 L O2 PREGUNTA 7 Al producirse chispas eléctricas en el seno de un litro de oxígeno, el volumen se reduce a 976 cm3 en las mismas condiciones de presión y temperatura. Hallar el porcentaje de oxígeno que se ha transformado en ozono. Criterio: Estequiometria Solución: 3O2 ↔ 2O3 (𝑋 𝑐𝑚3 𝑂2 × 2𝑐𝑚3 𝑂3 3𝑐𝑚3 𝑂2 = 2𝑋 3 𝑐𝑚3 𝑂3 ) Por cada x cm3 de oxígeno que reacciona; el volumen se reduce en: (𝑥 − 2𝑥 𝑥 = ) 3 3 Entonces el volumen se reduce en (1000 – 976) cm3 = 24cm3 𝑥 24𝑐𝑚3 = 3 𝑥 = 72𝑐𝑚3 El oxígeno se reduce 72cm3 Respuesta: El porcentaje de oxígeno que se transforma en ozono es: 7.2% PREGUNTA 8 El gas de chimenea de una camara de combustion posee la siguiente composición molar: CO2= 60 %, CO= 20 % y H2=10 %,y el resto de nitrogeno. Si se somete a combustion completa 500 L de gas de chimenea. ¿Qué volumen de aire con 21 % en volumen de oxigeno, se debe utilizar? Criterio: Estequiometria; combustión. Solución: Solución: Determinamos la cantidad de cada sustancia: 𝐶𝑂2 = 60 % 𝐶𝑂2 → 100 × 500 = 300𝐿 𝐶𝑂 = 20 % 𝐶𝑂 → 100 × 500 = 100𝐿 𝐻2 = 10% 𝐻2 → 100 × 500 = 50 𝐿 𝑁2 = 10% 𝑁2 → 60 20 10 10 100 × 500 = 50 𝐿 𝑉 = 500𝐿 Entonces: 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑂 + 𝐻2 + 𝑁2 + 𝐴𝐼𝑅𝐸 → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 + 𝑁2 𝐶𝑂2 + 𝐶𝑂 + 𝐻2 + 𝑁2 + 𝑏 (𝑂2 + 3.76𝑁2 ) → 2𝐶𝑂2 + 𝐻2 𝑂 + 𝑁2 𝑏 (𝑂2 + 3.76𝑁2 ) = 50 𝑙 → 𝑎𝑖𝑟𝑒 50 𝑙 → 100% 𝑥 → 21 % 50(21) = 100 ∗ 𝑥 10.5 L = x Respuesta: El volumen de aire con 21 % en volumen de oxigeno que se necesita es de 10.5 L PREGUNTA 9 La mena de zinc (ZnS) se concentra por flotación y luego se calienta con aire que lo convierte en óxido de zinc, según: 2ZnS + 3 O2 ------------- 2 ZnO + 2 SO2 El óxido de zinc se trata con ácido sulfúrico diluido en: ZnO + H2SO4 -------- ZnSO4 + H2O El sulfato de zinc se electroliza para producir zinc metálico en: ZnSO4 + H2O --------- Zn + H2SO4 + 1/2 O2 ¿Cuál es la masa de Zinc que se obtendrá de una mena que contiene 225 kg de ZnS? El proceso de flotación se realiza con una eficiencia de 90,6 %; la etapa de electrolisis tiene una eficiencia de 98,2 % y las otras etapas con una eficiencia del 100 %. P.A. Zn= 65; S = 32; O = 16; H = 1 Datos: Eficiencia de la etapa de electrólisis = 98.2% (ZnS) = 225 Kg Eficiencia del proceso de flotación = 90.6% Eficiencia de las otras etapas = 100 % Criterio: Estequiometría Solución: El primer proceso tiene una eficiencia de 90.6%, entonces: 𝑚(𝑍𝑛𝑆) = 90.6% × 225 𝐾𝑔 𝑚(𝑍𝑛𝑆) = 203.85 𝐾𝑔 Escribimos las ecuaciones del proceso y obtenemos los moles respectivos: 1) 2ZnS + 3 O2 ------------- 2 ZnO + 2 SO2 2 moles 2 moles 2) ZnO + H2SO4 -------- ZnSO4 + H2O; eficiencia al 98.2% 1 mol 1 mol 3) ZnSO4 + H2O 1 mol --------- Zn + H2SO4 + 1/2 O2 1 mol Obtenemos la masa de una mena que contiene 225 kg de ZnS: 𝑚(𝑍𝑛) = 203.85 𝐾𝑔𝑍𝑛𝑆 × 1000 𝑔 𝑍𝑛𝑆 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛𝑆 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑍𝑛𝑂 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 65 𝑔 𝑍𝑛 × × × × 98.2% × × 1 𝐾𝑔 𝑍𝑛𝑆 97 𝑔 𝑍𝑛𝑆 2 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑍𝑛𝑆 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛𝑂 1𝑚𝑜𝑙𝑍𝑛𝑆𝑂4 1 𝑚𝑜𝑙 𝑍𝑛 𝑚(𝑍𝑛) = 134 141, 7 𝑔 → 𝑚(𝑍𝑛) = 134, 1 𝐾𝑔 Respuesta: La masa de Zinc que se obtendrá de una mena que contiene 225 kg de ZnS es 134, 1 Kg PREGUNTA 10 Una masa de 1 kg de un mineral que contiene hematita se trata frente al carbono, según la reacción: Fe2O3 + C -------- Fe + CO Obteniéndose 420 g de hierro, donde el rendimiento de la reacción es del 75%. Determinar el porcentaje de pureza en el mineral. P.A. Fe = 56, O =56, C = 12. Criterio: Estequiometria. Solución: 1 𝐹𝑒2 𝑂3 + 3𝐶 → 2𝐹𝑒 + 3𝐶𝑂 160𝑔 → 112𝑔 𝑋1 → 420𝑔 𝑋1 = 420 𝐹𝑒 𝑥160𝐹𝑒2 𝑂3 112 𝐹𝑒 𝑋1 = 600𝑔 𝐹𝑒2 𝑂3 Ahora: 600𝑔 → 75% 𝑋2 → 100% 𝑋2 = 800𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3 Determinamos la pureza: 𝑋2 . 1000𝑔 = 800𝑔 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3 100 𝑋2 = 80% 𝑑𝑒 𝐹𝑒2 𝑂3 Respuesta: El porcentaje de pureza del mineral es del 80% PROBLEMA 11 La urea se utiliza como fertilizante y en la formación de polímeros. Se prepara mediante la reacción de NH3(g) y CO2(g), produciéndose además agua. Si se mezclan 0,5 m3 de NH3 con 300 L de CO2 a 227 ºC y 4,1 atm, según las siguientes reacciones: 2 NH3 + CO2 H2N-COONH4 H2N-COONH4 (ΔH= -117kJ/mol) (NH2)2CO + H2O (ΔH= +15.5 kJ/mol) ¿Qué peso de urea se obtiene si el porcentaje de rendimiento es 75 %? P.A. N=14, C=12, O=16, H=1. Datos NH3 CO2 P = 4,1 atm 1000 𝐿 V = 0,5 m3 x 3 = 500L. P = 4,1 atm V = 300L 𝑎𝑡𝑚.𝐿 R = 0,08205746 1m 𝑎𝑡𝑚.𝐿 𝑚𝑜𝑙.𝐾 R = 0,08205746 𝑚𝑜𝑙.𝐾 T = 227 ºC + 273,15 K = 500,15 K. n = 𝑛2 T = 227 ºC + 273,15 K = 500,15 K. n = 𝑛1 Criterio: Estequiometria y ecuación general de los gases ideales Solución: 2 NH3 + CO2 H2N-COONH4 NH3 CO2 CO2 PV=RT𝑛1 PV=RT𝑛2 1 mol → 29,97 mol → 4,1 atm x 500L 0,08205746 𝑎𝑡𝑚.𝐿 𝑥 500.15 𝐾 𝑚𝑜𝑙.𝐾 4,1 atm x 300L = 𝑛1 0,08205746 𝑛1 = 49,95 mol 𝑎𝑡𝑚.𝐿 𝑥 500.15 𝐾 𝑚𝑜𝑙.𝐾 = 𝑛2 x= 𝑛2 = 29,97 mol 44 g/mol x 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝑥 29,97 𝑚𝑜𝑙 1𝑚𝑜𝑙 x = 1318,68 g/mol 1318,68 g/mol CO2 real x 1 𝑚𝑜𝑙 CO 2 = 1758,24 g/mol CO2 x 44 𝑔/𝑚𝑜𝑙 CO x 2 100 𝑡𝑒𝑜𝑟𝑖𝑐𝑎 75 𝑟𝑒𝑎𝑙 = 1758,24 g CO2 teórica 1 𝑚𝑜𝑙 H2 N−COONH4 1 𝑚𝑜𝑙 CO2 x 1 𝑚𝑜𝑙 (NH2 )2 CO 1 𝑚𝑜𝑙 H2 N−COONH4 x 60 𝑔/𝑚𝑜𝑙 (NH2 )2 CO 1 𝑚𝑜𝑙 (NH2 )2 CO = 2397,6 𝑔/𝑚𝑜𝑙 (NH2 )2 CO Respuesta: El peso de urea que se obtiene si el porcentaje de rendimiento es 75 %; es de 2397.6 g UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA PROBLEMA 12 El cloro reacciona con el amoniaco en la siguiente reacción: NH3(g) + Cl2(g) ------------- NH4Cl(s) + N2(g) ¿Cuál es el peso de dióxido de manganeso que se necesitara para obtener el cloro capaz de producir 100 litros de nitrógeno a C.N.? MnO2(s) + HCl(ac) ---------- MnCl2(ac) + H2O(l) + Cl2(g) Las reacciones indicadas tienen un rendimiento de 75 % y 80 % respectivamente. P.A. Mn=55; Cl=35,5; O=16. Criterio: Estequiometria usando la ecuación general de los gases ideales Solución: Para la primera ecuación química Primero tenemos la siguiente ecuación química ya balanceada 8𝑁𝐻3 + 3𝐶𝑙2 → 6 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 + 𝑁2 Usamos la ecuación general de los gases ideales 𝑃×𝑉 = 𝑛×𝑅×𝑇 1 𝑎𝑡𝑚 × 100 𝐿 = 𝑛 × 0.082 𝑛= 100 273 × 0.082 𝑎𝑡𝑚 × 𝐿 × 273 𝐾 𝑚𝑜𝑙 × 𝐾 𝑛 = 4.467 𝑂𝑏𝑡𝑒𝑛𝑒𝑚𝑜𝑠 4.467 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝑁2 8𝑁𝐻3 + 3𝐶𝑙2 → 6 𝑁𝐻4 𝐶𝑙 + 𝑁2 3Cl2=213 g 𝐸𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠: 213 × 4.467 = 951.471 𝑔 𝐶𝑙 Pero 𝑋= como la solución tiene un rendimiento 100 × 951.471 𝑔 = 1268.628 𝑔 𝐶𝑙 75 Para la segunda ecuación quimica: Tenemos la ecuación química balanceada 𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 2𝐻2 𝑂 + 𝐶𝑙2 Usamos la ecuación general de los gases ideales 𝑃×𝑉 = 𝑛×𝑅×𝑇 - 12- del 75%, entonces: UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA 1 𝑎𝑡𝑚 × 100 𝐿 = 𝑛 × 0.082 𝑛= 100 273 × 0.082 𝑎𝑡𝑚 × 𝐿 × 273 𝐾 𝑚𝑜𝑙 × 𝐾 𝑛 = 4.467 𝑂𝑏𝑡𝑒𝑛𝑒𝑚𝑜𝑠 4.467 𝑚𝑜𝑙 𝑑𝑒 𝐶𝑙2 Entonces: 𝑀𝑛𝑂2 + 4𝐻𝐶𝑙 → 𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 2𝐻2 𝑂 + 𝐶𝑙2 1 mol=87 g 1 mol X 4.467 mol 𝐸𝑛𝑡𝑜𝑛𝑐𝑒𝑠: 4.467 × 87 = 388.629 𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑛𝑂2 Pero 𝑋= la solución tiene un rendimiento del 80%, entonces: 100 × 388.629 = 485.78625 𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑛𝑂2 80 Respuesta: El peso de dióxido de manganeso que se necesitará para obtener el cloro capaz de producir 100 litros de nitrógeno a C.N es de 485.78625 𝑔 𝑑𝑒 𝑀𝑛𝑂2 - 13- UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA PROBLEMA 13 Se desea obtener 25 g del compuesto [Co(NH3)5SCN]Cl2 por medio de la siguiente reacción: [ Co(NH3)5Cl ]Cl2(s) + KSCN(s) -------- [Co(NH3)5SCN]Cl2(s) + KCl(s) Si se utiliza un 50 % de exceso de KSCN, el rendimiento es del 85 %. ¿Cuántos gramos de cada reactivo debe utilizarse? P.A. K = 39, S = 32, Co = 59, C= 12, N= 14, Cl=35,5 Criterio: Estequiometria y balanceo de ecuaciones ión electrón. Solución: Calculamos el peso atómico de la reacción: [ Co(NH3)5Cl ]Cl2(s) + KSCN(s) -------- [Co(NH3)5SCN]Cl2(s) + KCl(s) 59+(14+3)5+35.5+71 39+32+12+14 59+(14+3)5+32+12+14+71 39+35.5 250.5 g 97 g Analizamos para el primer reactivo: 250.5 X → 273 g Analizamos para el Segundo reactivo 273 → 25 𝑋 = 25 × 74.5 g 97 → 273 X → 25 250.5 273 𝑋 = 25 × Los gramos del primer reactivo→ x=22.93956 97 273 Gramos del Segundo reactivo → x=8.8828 Si se utiliza un 50 % de exceso de KSCN, el rendimiento seria del 85 %. X= Gramos que deben utilizarse 85% del 150% de X = 8.8828 X=6.9669 Respuesta: Se deben utilizar 22.93956 gramos de [ Co(NH3)5Cl ]Cl2(s) y 6.9669 gramos de KSCN(s) - 14- UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA PROBLEMA 14 La calcinación del fosfato amónico magnésico produce pirofosfato magnésico según la reacción: 2 NH4MgPO4 ---------- Mg2P2O7 + NH3 + H2O ¿Calcular el volumen de NH3 a 25 ºC y presión normal que acompaña a la formación de 1,0 milimol del pirofosfato magnésico? Criterio: Balanceo de ecuaciones por el método algebraico y la ecuación general de los gases ideales. Solución: a2NH4MgPO4 ---------- bMg2P2O7 + cNH3 + dH2O H→ 8a=3c+2d O→ 8a=7b+d N→ 2a=c Mg→2a=2b a=1 Trabajando las ecuaciones, obtenemos: 2NH4MgPO4 ---------- Mg2P2O7 + 2NH3 + H2O a2NH4MgPO4 ---------- bMg2P2O7 + cNH3 + dH2O Si b=1 milimol; entonces c=2milimol=2x10-3 mol Ahora para hallar el volumen, usamos la ecuación general de los gases ideales: Pasamos de C° a K°→25°C = 273.15+25 = 298.15K PxV=RxTxn 1*V= 0.0821x298.15x(2x10-3) V=0.048956 Respuesta: El volumen de NH3 a 25 ºC y presión normal que acompaña a la formación de 1,0 milimol del pirofosfato magnésico, es de 0.048956 L - 15- UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA PROBLEMA 15 Una pirita de hierro tiene la siguiente composición en peso: Fe = 40,0 %; S= 43,6 %; 16,4 % material inerte. Esta pirita se quema con un 100 % de exceso de aire sobre la cantidad requerida para quemar todo el hierro a Fe2O3 y todo el azufre a SO2. Supónganos que no se forma nada de SO3 en el horno. Los gases formados pasan al convertidor, donde se oxida el 95 % del SO2 a SO3. ¿Calcular la composición de los gases que entraron y que abandonaron el convertidor? Criterio: Balance de ecuaciones y Estequiometria. Solución: Cuando entran al horno: Fe que entra en el horno: 40 kg (hay que pasarlos a moles para posteriormente calcular la composición de los gases que entran en el convertidor). 40/55,85 = 0,715 kmol S que entra al horno 43,6 kg; 43,6/32 = 1,362 kmol O2 teórico (para la formación de Fe2O3) = 0,715 * 3/4 = 0,566 kmol O2 teórico (para la formación de SO2) = 1,362 kmol O2 teórico total = 1,898 kmol. O2 exceso = O2 teórico + %exceso de aire * O2 teórico = 1,898 + 100/100 * 1,898= 3,787 kmol N2 que entra en el aire (3,787)*79/21 = 14,28 kmol. Materia inerte: 16,4 kg. - 16- UNIVERSIDAD NACIONAL DE CAJAMARCA FACULTAD DE INGENIERIA Cuando sale del horno. SO2 formado en el horno = 1,362 kmol O2 que sale sin reaccionar = 3,787 – 1,898 = 1,898 kmol N2 que sale del horno = 14,28 kmol Mat inerte = 16,4 kg. Total de gases que salen del horno = 1,362 + 1,898 + 14,28 = 17,54 kmol Composición de los gases que entran en el convertidor %SO2 = 1,362/17,54*100 = 17,54% %O2 = 1,898/17,54*100 = 10,83% %N2 = 14,28/17,54*100 = 81,40% Cuando sale del convertidor SO3 formado en el convertidor = 1,362 * 95/100 = 1,294 kmol SO2 sin reaccionar en el convertidor = 1,362 * 5/100 = 0,0681 kmol O2 consumido en el convertidor = 1,362/2 * 95/100 = 0,64695 kmol O2 sin reaccionar = 1,898 – 0,6495 = 1,25105 kmol N2 que pasa sin reaccionar = 14,28 kmol Respuesta: La composición de los gases al salir del convertidor son: 1,2939+0,0681 + 1,25105 + 14,28 = 16,89305 kmol %SO3 = 1,2939/16,89305*100= 7,660% %SO2 = 0,0681/16,89305*100 = 0,403% %O2 = 1,25105/16,89305*100 = 7,406% %N2 = 14,28/16,89305*100 = 84,53% . - 17-
