• Escribimos la reacción y ajustamos

2FeS + 5/2O₂ → Fe₂O₃ + 2SO

• Pasamos a moles, teniendo en cuenta la riqueza

en 10kg de pirita habrá un 64% de sulfuro ferroso, es decir m(SFe)=10.0,64=6,4kg=6400g
Calculamos el PM(FeS)=88g/mol
n=m/PM=6400/88=72,73moles

• Utilizamos la estequiometría de la reacción

Si 2 moles de FeS producen 1mol de Fe₂O₃
72,73 moles producirán x=36,36 moles

• Tenemos en cuenta el rendimiento:

R=nreales/nteóricos.100 → 80=nreales/36,36.100 →nreales=29,09moles

• Escribimos la reacción. Se trata de una doble sustitución

AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃

• La reacción está ya ajustada
• Pasamos a moles, teniendo en cuenta la riqueza del primer reactivo. Para ello necesitamos calcular los pesos moleculares:

PM(AgNO₃)=170g/mol
PM(NaCl)=58,5g/mol
n=m/PM
Como la riqueza del nitrato de plata es del 75% y tenemos 20g, la masa real de nitrato de plata será: m=20.0,75=15g
n(AgNO₃)=15/170=8,8.10^-2moles
n(NaCl)=20/58,5=0,34 moles

• Vemos cuál es el reactivo limitante y el reactivo en exceso utilizando la estequiometría de la reacción

Si 1mol de nitrato de plata reacciona con 1mol de cloruro de sodio
8,8.10^-2 reaccionarán con x=8,8.10^-2moles
El reactivo limitante será el nitrato de plata y sobrará cloruro de sodio que es el reactivo en exceso.
Si 1mol de nitrato de plata produce 1mol de cloruro de plata
8,8.10^-2 producirán x=8,8.10^-2moles

Como me pide masa, utilizo el PM(AgCl)=143,5g/mol → m=n.PM=8,8.10^-2.143,5=12,63g

b) Para que sea una reacción REDOX debe cambiar el número de oxidación de dos elementos de la reacción
AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
En los reactivos:
O=-2
Ag=+1
N=+5
Na=+1
Cl=-1
En los productos:
Ag=+1
Cl=-1
Na=+1
N=14
O=-2
Puesto que no cambia ninguno NO es una reacción REDOX

a) La reacción que nos piden es la siguiente: N₂ + H₂ → NH₃

• Ajustamos

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

• Pasamos a moles:

Tenemos 10L de hidrógeno en condiciones normales, es decir T=273K y P=1atm. Como es un gas, utilizamos la ecuación de los gases ideales para pasar a moles: pV=nRT; n=pV/RT=1.10/0,082.273=0,45moles de H₂

• Utilizamos la estequiometría de la reacción para calcular los moles de amoniaco que se producirán teóricamente:

Si 3 moles de hidrógeno producen 2moles de amoniaco
0,45 moles producirán x=0,45.2/3=0,30 moles

• Puesto que el rendimiento de la reacción es R=nreales/nteóricas . 100

70=nreales/0,30 . 100 → nreales=0,21 moles
Pasamos a gramos multiplicando por el PM
PM(NH₃)=17g/mol
m=0,21.17=3,57g

b) La reacción que nos piden es la siguiente: N₂ + H₂ → NH₃

• Ajustamos

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

• Pasamos a moles:

Tenemos 10L de aire y sólo el 12% es de hidrógeno, que es lo que a mi me interesa, luego el volumen de hidrógeno que tengo será de 10.12/100=1,2L
Los pasos a seguir son los mismos que en el apartado anterior, pero con un volumen de 1,2L de hidrógeno y no 10L
n=PV/RT=1.1,2/0,082.273=0,05 moles
Si 3 moles de hidrógeno producen 2moles de amoniaco
0,05 producirán x=0,05.2/3=0,03 moles teóricas de amoniaco

70=nrales/0,03 . 100 → nreales=0,02 → m=n.PM=0,02.17=0,34g