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Reacción entre hierro y vapor de agua para dar Fe3O4 e hidrógeno (6626)
Jueves 4 de junio de 2020, por
En la reacción de hierro metálico con vapor de agua se produce óxido ferroso- férrico (
) e hidrógeno molecular.
a) Formula y ajusta la reacción química que tiene lugar.
b) Calcula el volumen de hidrógeno gaseoso medido a 
y 5 atm que se obtiene por reacción de 558 g de hierro metálico.
c) ¿Cuántos gramos de óxido ferroso-férrico se obtendrán a partir de 3 moles de hierro?
d) ¿Cuántos litros de vapor de agua a 10 atm y se precisan para reaccionar con los 3 moles de hierro?
Datos: Fe = 55.8 ; O = 16 ; 
a) La ecuación química del proceso que tiene lugar es:
![\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{3Fe(s) + 4H2O(vap) -> Fe3O4(s) + 4H2(g)}}}](local/cache-vignettes/L375xH26/9579b07ab3d10bc829723a24bd6e6cc5-7f964.png?1732972050 "\fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf \ce{3Fe(s) + 4H2O(vap) -> Fe3O4(s) + 4H2(g)}}}"){kind=small}
b) Conviertes en mol la masa de hierro que reacciona y aplicas la estequiometría de la reacción para obtener los moles de hidrógeno que se obtienen:
![558\ \cancel{g}\ \cancel{\ce{Fe}}\cdot \frac{1\ \cancel{mol}}{55.8\ \cancel{g}}\cdot \frac{4\ mol\ \ce{H2}}{3\ \cancel{mol}\ \cancel{\ce{Fe}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{13.3\ mol\ \ce{H2}}}}](local/cache-vignettes/L317xH43/bc078e63a3f1f1d055a1dde035b0554e-550ce.png?1732972050 "558\ \cancel{g}\ \cancel{\ce{Fe}}\cdot \frac{1\ \cancel{mol}}{55.8\ \cancel{g}}\cdot \frac{4\ mol\ \ce{H2}}{3\ \cancel{mol}\ \cancel{\ce{Fe}}} = \color[RGB]{0,112,192}{\textbf{13.3\ mol\ \ce{H2}}}}"){kind=small}
Ahora conviertes estos moles en volumen a partir de la ecuación de los gases ideales:
![PV = nRT\ \to\ V = \frac{nRT}{P} = \frac{13.3\ \cancel{mol}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{K}\cdot \cancel{mol}}\cdot 400\ \cancel{K}}{5\ \cancel{atm}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 87.2\ L}}](local/cache-vignettes/L509xH40/d1b26d52f5e05b9a219970d0045d8ced-74369.png?1732972050 "PV = nRT\ \to\ V = \frac{nRT}{P} = \frac{13.3\ \cancel{mol}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{K}\cdot \cancel{mol}}\cdot 400\ \cancel{K}}{5\ \cancel{atm}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 87.2\ L}}"){kind=small}
c) A partir de la estequiometría de la reacción se puede ver que 3 moles de hierro dan lugar a un mol del óxido, por lo que solo tienes que convertir en masa ese mol:
![1\ \cancel{mol}\ \ce{Fe3O4}\cdot \frac{(3\cdot 55.8 + 4\cdot 16)\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 231.4\ g\ \ce{Fe3O4}}}](local/cache-vignettes/L378xH38/7879ed42cd1f5f55e2100cb42531aec7-aa879.png?1732972050 "1\ \cancel{mol}\ \ce{Fe3O4}\cdot \frac{(3\cdot 55.8 + 4\cdot 16)\ g}{1\ \cancel{mol}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 231.4\ g\ \ce{Fe3O4}}}"){kind=small}
d) Al igual que en el apartado anterior, la estequiometría de la reacción nos indica que son 4 moles de hidrógeno los que se obtienen. La conversión a volumen es:
![PV = nRT\ \to\ V = \frac{nRT}{P} = \frac{4\ \cancel{mol}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{K}\cdot \cancel{mol}}\cdot 400\ \cancel{K}}{10\ \cancel{atm}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 13.1\ L}}](local/cache-vignettes/L487xH40/8430de46ec94d1b476d28901ca17ea8b-5cbb2.png?1732972050 "PV = nRT\ \to\ V = \frac{nRT}{P} = \frac{4\ \cancel{mol}\cdot 0.082\ \frac{\cancel{atm}\cdot L}{\cancel{K}\cdot \cancel{mol}}\cdot 400\ \cancel{K}}{10\ \cancel{atm}} = \fbox{\color[RGB]{192,0,0}{\bf 13.1\ L}}"){kind=small}