Estequiometría de la reacción de oxidación del hierro de un recipiente con el oxígeno del aire. Cálculos con reactivos gaseosos.

1. En un recipiente de hierro de 5 L se introduce aire (cuyo porcentaje en volumen es 21 % de
oxígeno y 79 % de nitrógeno) hasta conseguir una presión en el interior de 0,1 atm a la
temperatura de 239 ºC. Si se considera que todo el oxígeno reacciona y que la única reacción
posible es la oxidación del hierro a óxido de hierro (II). Calcula: A) Los gramos de óxido de
hierro (II) que se formarán. B) La presión final en el recipiente. C) La temperatura a la que
habría que calentar el recipiente para que se alcance una presión final de 0,1 atm.
A) En primer lugar escribimos la ecuación química de la reacción ajustada:
Fe + O2  FeO2 2
La ecuación química ajustada indica que por cada mol de oxígeno que
reaccione se formarán dos de óxido de hierro.
Hallando los moles de oxígeno sabremos los de óxido formados.
El oxígeno que reacciona posee un volumen parcial del 21 %, luego:
V(O2) = 21 % de 5 L = 1,05 L
Para hallar los moles de dióxido de carbono, utilizamos la ecuación de estado
de los gases, P·V = n·R·T
n(O2) =
P·V
R·T
=
0,1 atm · 1,05 L
0,082 (atm·L/K·mol) · (239+273)K
= 2,5· 10-3 mol
n(FeO) = 2 · n(O2) = 2 · 2,5 · 10-3 mol = 5 · 10-3 mol

2. Un mol de óxido ferroso tiene de masa: 55,84 + 16 = 71,84 g;
luego la masa de 5 · 10-3 mol será 0,359 g
B) Al reaccionar el oxígeno, el único gas que queda en el recipiente es el
nitrógeno.
Como su volumen parcial era el 79 %, la presión en el recipiente será el 79 % de
la presión total original.
Luego: P(N2) = 79 % de 0,1 atm = 0,079 atm
C) Según la ley de Charles y Gay-Lussac, la presión de un gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta.
p2
p1
=
T2
T1
0,1 atm
0,079 atm
=
T2
512 K
Despejando y operando resulta: T2 = 652 K = 379 ºC