Source: https://es.scribd.com/doc/58588330/Gases-Problemas-Resueltos
Timestamp: 2016-07-30 04:00:42+00:00

Document:
GAS y VAPOR: Se le llama GAS a cualquier sustancia que en las condiciones ambientales se encuentra en estado gaseoso, mientras que se le llama VAPOR al estado gaseoso de cualquier sustancia que en las condiciones ambientales se encuentra en estado sólido o líquido. CONDICIONES NORMALES: Son unas condiciones de referencia en las que P = 1 atm y T = 0ºC = 273ºK HIPÓTESIS DE AVOGADRO: Volúmenes iguales de gases diferentes en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de moléculas. VOLUMEN MOLAR NORMAL: Un mol de cualquier gas en condiciones normales ocupa 22,4 litros LEY DE BOYLE-MARIOTTE: Para una misma cantidad de gas a Temperatura constante, el producto de la presión que ejerce por el volumen que ocupa es constante LEYES DE CHARLES Y GAY LUSSAC: 1- Cuando se mantiene constante la presión, la relación entre el volumen ocupado por una cierta cantidad de gas y la temperatura a la que se encuentra, permanece constante. 2- La relación entre la presión ejercida por una determinada cantidad de gas y la temperatura a la que se encuentre, es constante, si no hay variación de volumen ECUACIÓN GENERAL DE LOS GASES IDEALES:
los gases: R = 0,082 atm.L/mol.ºK = 8,31 Julios/mol.ºK = 1,98 cal/mol.ºK GAS IDEAL: Es aquel que cumple las leyes de los gases ideales (El volumen de sus partículas es nulo y no existen fuerzas atractivas entre ellas). ECUACIÓN DE VAN DER WAALS PARA LOS GASES REALES:
PRESIÓN PARCIAL: Es la presión que ejercería un gas, componente de una mezcla, si ocupara él solo el volumen total. LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES: La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones parciales de todos sus componentes: P TOTAL = P A + P B + P C . Consecuencia: La presión parcial de un gas componente de una mezcla es igual al producto de su fracción molar por la presión total de la mezcla: P A = P TOTAL . X A
- Energía cinética media:
DIFUSIÓN de los gases: Es la mezcla de las partículas (moléculas, átomos o iones) de dos cuerpos que se encuentran en contacto hasta alcanzar una distribución uniforme. Es muy pequeña en los sólidos, algo mayor en los líquidos y grande en los gases debido a la movilidad de sus moléculas. EFUSIÓN de un gas: Es el escape de un fluido a través de un hueco diminuto LEY DE LA DIFUSIÓN DE GRAHAM: Es la que rige tanto la difusión como la efusión de los gases. Se enuncia como: “La velocidad de difusión (o efusión) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades o de sus pesos moleculares.
AGRUPACIÓN DE LOS PROBLEMAS RESUELTOS: (Algunos de ellos se podrían incluir en varios grupos) Los no señalados con asteriscos, son de baja dificultad: aplicación directa de las fórmulas y/o conceptos. Aquellos señalados con un asterisco, son de dificultad media, ya sea por los conceptos necesarios para resolverlos o por tener que relacionar varios de ellos. Los señalados con dos asteriscos, se consideran ya de una cierta dificultad ya sea conceptual o de cálculo
Grupo A: Aplicación de las ecuaciones generales de los gases ideales Grupo B: Mezclas de gases. Ley de las presiones parciales Grupo C: Gases y presión de vapor del agua Grupo D: Ejercicios de gases + estequiometría
ENUNCIADOS DE LOS PROBLEMAS RESUELTOS SOBRE GASES
Grupo A: APLICACIÓN DE LAS ECUACIONES GENERALES DE LOS GASES IDEALES
A-01(*)- El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido a temperatura inferior a -55 ºC y presión de 1 atmósfera. Una muestra de 0,050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4,6 L, que se termostata a la temperatura de 50ºC a) Calcule la presión, en atm, dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas. b) Explique si se producen cambios en la presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando el recipiente a 60ºC. A-02(*) - Calcule la temperatura a la que deben encontrarse 8 g de oxígeno que se encuentran en un recipiente de 5 litros a una presión de 790 mm Hg . ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales? ¿Qué cantidad de dicho gas debería salir o deberíamos introducir para que se duplicara la presión si la temperatura desciende 10ºC?. A-03 (*) - En el interior de una lámpara de incandescencia (una bombilla) cuyo volumen es de 100 ml hay una presión de 1,2.10 - 5 mm de Hg a 27ºC. Cuado comienza a funcionar, alcanza una temperatura de 127ºC. Calcular: a) número de moléculas de gas existentes en el interior de la lámpara; b) Presión en su interior cuando está funcionando.
PROB RESUELTOS - GASES - Página 3 de 39
00 g.Si la densidad del nitrógeno líquido es 1.4 g de cloro. b) La presión ambiente. A-06 (*) .00 litros. Calcule el peso molecular de este gas.00 A-13 (*) .1 g de gas de cloro a la presión ambiente. moles y moléculas.¿Qué peso de oxigeno existirá en un recipiente cilíndrico de 1 metro de altura y 30 cm. al que se ha hecho previamente el vacío.Un recipiente de 5. ¿cuál es el volumen final después de que la presión se haya reducido desde 760 mmHg a 50 mmHg? A-17 (*) . A-14 (**) .6 ºC. expresándola en gramos.Un recipiente de 2.Calcule la presión que ejercerán 4 g de dióxido de carbono que se encuentran en un recipiente de 5. ¿Qué cantidad saldría si se abre el recipiente y en el exterior la presión es de 1 atm? A-12 (**) .0 litros. 0 = 16.El volumen inicial de un gas es 4.GASES .0 litros de capacidad a 37ºC de temperatura.00 atm de presión? DATO : Peso atómico del Nitrógeno = 14. ¿Cuál será la cantidad máxima de éter etílico (en gramos) que pueden introducirse si la presión del matraz no debe exceder de 40 atmósferas? DATOS: Punto de ebullición del éter etílico = 34. cuando la temperatura es de T ºK Se calienta el recipiente hasta una temperatura 30 ºC mayor que T ºK y se abre la llave de paso de modo que la presión en su interior vuelve a su valor inicial. DATO: Peso atómico del oxígeno: 16. Se llena de oxígeno gaseoso y su masa alcanza 72. se llena de hidrógeno a 25°C y 770 mm de presión.En un matraz de 250 cm 3 se introduce éter etílico (C 4 H 10 O) a una temperatura de 12 ºC y a una presión de 740 mm de Hg.0 litros? A-08 (*) . se llena con 7.25 g/mL. ¿Cuantos átomos hay?¿Cuantos gramos? ¿Cuantos moles? ¿Qué volumen ocuparían en Condiciones Normales A-19 (*) . Determinar la cantidad que se ha introducido. se llena de hidrógeno gaseoso. ¿Cuantos átomos hay?¿Cuantos gramos de Hidrógeno contendrían el mismo número de moléculas que de átomos tiene dicho Helio? A-20 (*) Calcular la temperatura a la que deberán encontrarse 7 g de NITRÓGENO que están en un recipiente de 10 Litros a una presión de 870 mm Hg.80 litros?
A-18 (*) . al condensarse?. H =1 A-15 (**) .A-04(*) .Se tienen 5 litros de Hidrógeno a 20/C y 380 mm de presión. ¿Cuantos gramos y moles hemos introducido? ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de gas. medido en condiciones normales.Se llena de hidrógeno un recipiente de 5 litros a 10ºC y 730 mm Hg. ¿A qué presión debe someterse isotérmicamente para que ocupe 5.00. Si la temperatura es 27 ºC y la presión 700 mm Hg.Se llena de hidrógeno un recipiente de 10 litros a 33ºC y 790 mm Hg.24 litros. ¿a qué volumen se reducirá un litro de nitrógeno gaseoso. a) ¿Cuántas moléculas de H2 contiene el matraz?. medida en Condiciones Normales? A-11 (*) .0 litros de un gas que se encuentra a una presión de 1. ¿Cuantas moles y cuantas moléculas del mismo hay en ese recipiente? A-07 (*) . ¿Qué cantidad de gas habrá en el recipiente si se duplica la presión si la temperatura desciende 100ºC? DATO: Peso atómico del Nitrógeno = 14. Se llena después con otro gas desconocido en las mismas condiciones de presión y temperatura y su masa es de 72. Se desea saber: a) El valor de la temperatura Kelvin. expresada en mm de mercurio A-16 (*) . se cierra el matraz y se calienta a 200 ºC. ¿Cuantos gramos y moles hemos introducido?¿Cuál debería ser la temperatura para que la presión se redujera a la mitad? A-10 (*) .Un recipiente de 10 l. Se saca todo el aire.¿Qué presión hay que aplicar a 2.Un gas ocupa un volumen de 100 litros a 720 mm Hg y una cierta temperatura.¿Cual es la densidad del nitrógeno gaseoso a 227ºC y 5.0 atm para comprimirlo hasta que ocupe 0.0
PROB RESUELTOS .00 g. b) ¿Cuál es la densidad del gas en estas condiciones? A-09 (*) .Página 4 de 39
. provisto de llave de paso.Se tienen 5 litros de Helio a 20/C y 380 mm de presión. quedándole dentro 6.Se dispone en el laboratorio de un recipiente vacío cuya masa es de 70. de diámetro que está a 20 ºC y a 20 atmósferas de presión? A-05 (*) .75 g.Masas atómicas: C = 12.
082 atm. Calcular la cantidad de gas introducida. b) El número de gramos de hidrógeno presentes.0 . pero se incrementa a continuación hasta 850 mm Hg. Teniendo en cuenta que la densidad de la mezcla es 0. H = 1. expresándola en unidades de masa.L/Mol.5 .0 % y óxido de carbono(IV) : 0.0 litros de un gas desde 0ºC a 91ºC a presión constante.6 atm.0 B-05 (*) . C = 12.80 litros? A-27 (*) . ¿Cuál es el volumen del gas a 91ºC? A-28 (*) -Una vasija cerrada contiene CO2 a 740 mm Hg y 27 /C.2410 g cuando se llena con agua a 25ºC (Densidad del agua 0. 3
A-22 (*) -Se tienen 64 gramos de oxígeno (O2) en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Qué se puede decir sobre la presión en los tres recipientes? (Masas atómicas: H = 1. N = 14.r 3 . en otro 2 g de metano y en otro 2 g de amoniaco. c) La presión en el interior del matraz
PROB RESUELTOS . Oxígeno : 22.Un matraz de once litros contiene 20 g.
B-02 (*) . A-23 (*) .1305 g limpio. ¿Cual es la composición de la mezcla B-04 (*) . La fracción molar del compuesto B es doble que la de C.002 g/mL a 0ºC Calcular: a) La masa molecular media. Determínese la densidad de dicho aire a 20ºC y 740 mm Hg. si no varía la temperatura.0 .ºK)
Grupo B: MEZCLAS DE GASES. todos son gases y están a la misma temperatura.0 . Calcule las fracciones molares y las presiones parciales de cada componente.3846 g de dicha mezcla a una presión de 750 mm Hg y 20ºC de temperatura. vapor de agua : 1.7% . Se enfría a una temperatura de -52 /C. O = 16. ¿Cuanto gas hidrógeno entraría o saldría? DATOS: Volumen de la esfera V =
4 π . moles y moléculas. 138.0 .9970 g/mL) y 40. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES
B-01 (*) . b) la presión en los dos recipientes después de abrir la llave de paso y fluir el gas de A a B.0 .0 .C = 12.0 litros de un gas que se encuentra a una presión de 1. N = 14) A-30 . La Presión parcial de A es 0. de gas neón y un peso desconocido de hidrógeno. seco y hecho el vacío.Si se calientan 2.A-21(*) -Se tiene una esfera de 40 cm de diámetro y se llena de hidrógeno a 20ºC y 800 mm Hg de presión.La presión de 100 mL de un gas es inicialmente 760 mm Hg.2950 g cuando se llena con gas propileno a 740 mm Hg y 24ºC. A-29 (*) -Tenemos tres recipientes de igual capacidad. Se llena un recipiente de 200 ml con 0.(**) El propileno es un compuesto orgánico que se utiliza en la síntesis de otros compuestos orgánicos.Tres compuestos gaseosos A.GASES .1 %.0 atm para comprimirlo hasta que ocupe 0. Si en un recipiente de vidrio que pesa 40.Una vasija A de 200 cm3 está separada de otra B de 400 cm3 mediante una tubería de capacidad despreciable provista de una llave de paso. Pesos atómicos: Cl = 35.Si el análisis en Peso de un aire es el siguiente: nitrógeno: 74. ¿cuál es la presión final del gas A-26 (*) -¿Qué presión hay que aplicar a 2.Un aerosol contiene un gas a 25ºC y 2 atm y se arroja a un fuego cuya temperatura es de 575ºC. C) ¿Qué cantidad de gas habrá en cada uno de los dos recipientes? B-03 (*) .0 . DATOS: Pesos atómicos N = 14. H = 1.3 % . como por ejemplo el polipropileno.Página 5 de 39
. Argón : 1. En uno introducimos 2 g de nitrógeno. O = 16. B y C están contenidos en un recipiente. Ar = 40. Calcula a) Cantidad de gas que se tiene . La vasija A contiene un gas a 750 mm Hg y 45ºC y en la B se ha hecho el vacío. Si se abre el recipiente y la presión exterior es de 1 atm. ¿Cual es el volumen final de la mezcla? A-24 (*) -¿Cuantos mol hay en 16 Litros de oxígeno a presión y temperatura estándar? A-25 (*) . Si la presión total es de 1900 mm Hg. Calcular la masa molar del propileno (R = 0. ¿Cuantas moles y moléculas contiene?¿Qué volumen ocupan? ¿Qué volumen ocuparán a una presión de 900 mm Hg y una temperatura de 37ºC?.Una mezcla de gases está compuesta por etano (C 2 H 6 ) y butano (C 4 H 10 ) . Determinar la presión ejercida por el gas en esas condiciones.9 % .
6% de vapor de agua. suponiendo un comportamiento ideal de ambos gases B-11(**) . y otro matraz. Sabiendo que el experimento se realiza a presión atmosférica y a la temperatura de 20 ºC y que el peso atómico del hidrógeno es 1 y suponiendo que ambos gases tuvieran comportamiento ideal. manteniendo invariable la temperatura del sistema.0 .5 L. ¿Cuál es la presión en el interior del recipiente C? ¿Y las presiones parciales de ambos gases? DATOS: Pesos atómicos: C =12.35 moles de hidrógeno.Tres compuestos gaseosos A.6 atmósferas. B-12 (**) Si el análisis del aire expresado en % en peso es el siguiente: 75. Calcular las presiones parciales de cada gas así como la presión total en el interior del recipiente.5 Kg de cloruro de sodio? B) Si ambos gases se recogieran en un recipiente común de 15 litros a 25ºC. La operación tiene lugar a una temperatura constante de 25ºC. ¿Cuál sería la presión total en el recipiente? ¿Y la presión parcial de cada uno de ellos? B-10(**) . Si ponemos dicha mezcla a 25°C. 21. que contiene gas helio a 1.0 g de nitrógeno y 22. O = 16. calcular las fracciones molares y las presiones parciales de cada uno de los compuestos.GASES . B-13 (***) Por sendos tubos muy estrechos de la misma longitud se dejan difundir al mismo tiempo gas hidrógeno y un gas desconocido. que contiene gas neón a 600 mm de Hg de presión. (Los volúmenes de los recipientes y las presiones de los fases se indican en el esquema) Se abren ambas llaves de paso. A. mientras que el recipiente C está vacío. Al cabo de un cierto tiempo. B y C a una presión de 1 atm. determinar la presión total y las presiones parciales de dichos gases. Sabiendo que la fracción molar de A es el doble de la de B y que la fracción molar de C es la tercera parte de la fracción molar de B. ¿Qué volumen de cada uno puede obtenerse a partir de 1. determínese la densidad de dicho aire a 20ºC y 740 mm de Hg.B-06 (*) . Teniendo en cuenta que la presión total es de 1900 mm de Hg. B. B y C están contenidos en un recipiente. el sistema alcanza el equilibrio.
El recipiente A contiene Helio y el recipiente B contiene CO 2 .En un recipiente de 10 litros de capacidad se colocan 0.Página 6 de 39
. calcular la presión parcial de cada uno.4 l de dióxido de carbono medidos en condiciones normales.CH 3 ) .4 g de etanol (CH 3 .
PROB RESUELTOS .El cloro puede obtenerse por electrolisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio de acuerdo con la siguiente reacción: 2 NaCl (aq) + 2 H 2 O (l) —> 2 NaOH (aq) + H 2 (g) + Cl 2 (g)
A)Si el hidrógeno y el cloro se recogen en recipientes separados a 8 atm y 20ºC. B y C unidos mediante unas tubos provistos de las correspondientes llaves de paso.0 B-08(**) . expresada en unidades del sistema internacional. 23.20 atm.2% de nitrógeno. La presión parcial del compuesto gaseoso A es de 0. En ese momento.0 .CH 2 OH) y 18. temperatura que está muy por encima de los puntos de ebullición de ambos líquidos. comprobándose que la velocidad de difusión del hidrógeno es el cuádruple de la velocidad del otro gas. de 500 mL. Calcule la presión parcial. La fracción molar del compuesto B es doble que la de C.7 gramos de acetona (CH 3 -CO .2% de oxígeno y 1. ¿Cuál sería la densidad del gas hidrógeno en esas condiciones de presión y temperatura? ¿Qué densidad tendría el otro gas en esas condiciones de presión y temperatura?¿Cuál es el peso molecular del otro gas? B-14 (*) .En un recipiente de 10 litros se introducen 12. del gas helio en cada recipiente al final de la difusión. b) ¿Qué ocurre con la entropía del sistema al producirse la difusión? c) ¿Qué reacción tiene lugar entre los dos gases al mezclarse?
B-09 (**) .Se tienen tres recipientes A. inicialmente cerradas.a) Se tiene un matraz.Tenemos una mezcla de tres gases A. Después de cerrar el recipiente se calienta hasta 300ºC. de 1. He = 4. Se conectan y se espera el tiempo necesario para que se produzca la difusión total de los dos gases. B-07 (**) .
S = 32. ¿Cuantos gramos de oxígeno se tienen? ¿Cuantas moles? ¿ Cuantas moléculas? DATOS: Peso atómico: O = 16 .GASES .0 . b) La presión total después de la reacción a 120ºC c) El número de moles totales en fase gaseosa existentes a 10ºC d) La presión parcial del dióxido de carbono a 10ºC
PROB RESUELTOS . hidrógeno gaseoso y cloro gaseoso. (Presión de vapor del agua a 20ºC = 17. calcular: a) Cantidades de ambos gases que hay en el sistema.. Calcule la presión dentro del matraz. determinar a) su composición centesimal. y se introducen 2 g de agua líquida.En un matraz cerrado y a 120ºC 0. b) El tanto por ciento en peso de cada componente en la mezcla. B) Presiones parciales de todos los gases cuando se abre la llave y se comunican ambos.9 g/mol.5 Kg de cloruro de sodio del 90% de riqueza? C) Si se recogieran ambos gases en un recipiente de 15 litros a 25ºC. se desea saber: a) Las fracciones molares del vapor de agua y aire en la mezcla. DATOS: Masa molecular media del aire: 28. La presión total antes de la reacción es de 1 atmósfera.16 g de metano. O = 16. Presión de vapor del agua a 20ºC = 17. ¿Qué cantidad de agua líquida queda dentro del matraz? ¿Cuál debería ser el volumen de dicho matraz para que se vaporizase todo el agua? DATOS: Pesos atómicos: H = 1. S = 32.00. El segundo tiene un volumen de 3 litros y se encuentra lleno de Oxígeno a una presión total de 3 atm. b) La densidad de su vapor respecto del nitrógeno en condiciones normales D-03 (*) . ¿Qué volumen de cada uno puede obtenerse a partir de 1.Una muestra de oxígeno recogida sobre agua a 20ºC y 790 mm Hg ocupa un volumen de 486 ml.Se tiene un matraz de 5 litros lleno de oxígeno en C. ¿Cuales serían la presión parcial de cada gas en ese recipiente y cual sería la presión total D-02 (*) . Presión de vapor del agua a 60ºC =150 mm Hg
C-05 (**).0 .Sabiendo que la fórmula empírica del éter sulfúrico es: C 4 O H10 .Una cierta cantidad de aire saturado de humedad se introduce en un recipiente cerrado por un émbolo.Se tienen dos balones de vidrio unidos por una llave. resultando una presión de 780 mm de mercurio a 20ºC.0. en condiciones normales. ¿Qué cantidad de agua líquida queda dentro del matraz? ¿Cuál debería ser el volumen de dicho matraz para que se vaporizase todo el agua? DATOS: Pesos atómicos: H = 1.Se han recogido sobre agua 100 mL de oxígeno a 20ºC y 749 mm de Hg. Si ambos se encuentran a una temperatura de 27ºC.0 . Se pide: a) El volumen del matraz. despreciando su presión de vapor a esa temperatura. H = 1.5 mm Hg) C-02 (**) . Presión de vapor del agua a 20ºC = 17. Presión de vapor del agua a 60ºC =150 mm Hg C-06 (**).Página 7 de 39
.Masas atómicas: 0 = 16. reaccionan totalmente con 0. Calcular el volumen.0 .0. e) El volumen del recipiente. Se cierra el matraz y se calienta a 60ºC. y se introducen 500 g de agua líquida.5 mm Hg C-04(**) . inicialmente cerrada. después de dejar pasar el tiempo suficiente para que la mezcla sea completa c) Presión total en el recipiente de 3 litros (Despreciese la variación de volumen debida a la posible evaporación de agua)
Grupo D: EJERCICIOS DE GASES + ESTEQUIOMETRÍA
D-01 (*) . obteniéndose hidróxido de sodio.5 mm Hg C-03 (**) . A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar. 96 g de oxígeno. O = 16. Teniendo en cuenta que si se reduce el volumen del recipiente a la mitad condensan 2 g de agua. Se cierra el matraz y se calienta a 60ºC.00. B) Si el hidrógeno y el cloro se recogen separados al 8 atm y 20ºC.Grupo C: GASES Y PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA
C-01 (**) .N.N. del oxígeno seco.Se tiene un matraz de 5 litros lleno de oxígeno en C. los productos de la reacción se enfrían a 10ºC de forma que el agua condensa. El primero tiene un volumen de 2 litros contiene 100 mL de agua líquida y se encuentra lleno de Nitrógeno (N 2 ) a una presión total de 2 atm.El cloro se prepara por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio. Calcule la presión dentro del matraz.
gaseoso y óxido de plomo(II) sólido.Página 8 de 39
. b) Al realizar dicha descomposición se obtienen 0. Si el gas pesa 0.19 D-06(**) . ¿Qué cantidad de nitrato de plomo(II) se ha descompuesto: DATOS: Pesos atómicos: N = 14. Pb = 207. Se pide: a) El volumen del matraz.Al calentar una muestra de Nitrato de plomo(II) sólido se obtiene Oxígeno molecular. 96 g de oxígeno. b) La presión total después de la reacción a 120ºC c) El número de moles totales en fase gaseosa existentes a 10ºC d) La presión parcial del dióxido de carbono a 10ºC
PROB RESUELTOS . despreciando su presión de vapor a esa temperatura. a) Escriba la ecuación de la reacción.00 . calcule el valor de la constante de los gases D-05 (**).540 g.00 . Si se recoge una muestra de gas que ocupa 293 mL medida a 200ºC y 1 Atm de presión.El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular.En un matraz cerrado y a 120ºC 0.16 g de metano.5ºC. los productos de la reacción se enfrían a 10ºC de forma que el agua condensa.320 L del gas a 690 mm Hg y 12. Calcule el volumen de oxígeno medido a 125ºC y 1 atm que puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato de potasio? ¿Cuantas moléculas de oxígeno se formarán? D-07 (**) . reaccionan totalmente con 0. óxido de nitrógeno(IV).GASES .D-04 (*) . La presión total antes de la reacción es de 1 atmósfera. O = 16.El óxido nitroso (N20) es un gas que se puede obtener por descomposición térmica del nitrato amónico.
alcanza una temperatura de 127ºC.T .) Y la temperatura (50ºC = 323ºK):
P..66 gramos.323 . V =
g 0.R.273 .N.32 8 790 g = 253.5 = 760.En el interior de una lámpara de incandescencia (una bombilla) cuyo volumen es de 100 ml hay
una presión de 1.T ⇒ 760. dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en gas. b) Explique si se producen cambios en la presión y en la cantidad de moles gaseosos si el experimento lo realizáramos termostatando el recipiente a 60ºC. aunque al aumentar la temperatura hasta los 60ºC (333ºK) la presión también aumentará ligeramente.10.3 atm Pm 44
B) La cantidad de gas existente en el recipiente no varía. ocupa: 1.60 litros en C.082.T => P.74.790.R.082. V =
En el tercer caso la cantidad de gas que hay dentro del recipiente es: 2. en atm.243.5 . el volumen del recipiente(4.10 .5.050 .5º K = .10.5 32 760
por lo que deben SALIR 8.050 .333 .243.8. g = . V =
790.El "hielo seco" es dióxido de carbono sólido a temperatura inferior a -55 ºC y presión de 1 atmósfera.6 = .0.050 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío cuyo volumen es de 4. que se termostata a la temperatura de 50ºC a) Calcule la presión. Una muestra de 0.T => P.4. 2.32 g 790 = 16. 32
En C. P = 6.R.66 g hay dentro.5 mm de Hg a 27ºC.0.6 = .V =
g 0.082 32 760 Pm 8 .4.082. La calculamos con la ecuación general de los gases ideales de la misma forma que en el caso anterior:
P. T = .6 l.3 atm Pm 44
Calcule la temperatura a la que deben encontrarse 8 g de oxígeno que se encuentran en un recipiente de 5 litros a una presión de 790 mm Hg .0.19.Página 9 de 39
PROB RESUELTOS . ya que antes habia 8 gramos
A-03 . Cuado comienza a funcionar.5.N.082.
RESOLUCIÓN A) Aplicamos La ecuación general de los gases ideales ya que conocemos tanto la cantidad de gas (0. ¿Qué volumen ocupará en condiciones normales? ¿Qué cantidad de dicho gas debería salir o deberíamos introducir para que se duplicara la presión si la temperatura desciende 10ºC?.GASES .6 L. b) Presión en su interior cuando está funcionando.
RESOLUCIÓN En este caso le son aplicables las ecuaciones generales de los gases ideales:
P.082.2.PROBLEMAS RESUELTOS
A-01 -
.5 = .0. . Calcular: a) número de moléculas de gas existentes en el interior de la lámpara. V = 5.5.5º C .050g) como su masa molecular (CO 2 => 44 g/mol).082. P = 6.0.0.0.
2.100 ⇒ ⇒ P'= 1.082.T => 1.T ⇒
1.0 = 32.r 2.023.R.2.86. ¿Cuantas moles y cuantas moléculas del mismo hay en ese recipiente? RESOLUCIÓN Con los datos que nos ofrecen.7 LITROS y. 0.R. por lo que se le puede aplicar nuevamente la ecuación general de los gases ideales:
P.0.10 -11 = 3. le aplicamos la ecuación general de los gases ideales.42.0 litros de capacidad a 37ºC de temperatura.10 13 moleculas
Cuando está funcionando. de
diámetro que está a 20 ºC y a 20 atmósferas de presión? RESOLUCIÓN El volumen del cilindro que está lleno de oxígeno es: V = A.V = g g . V =
g soluto g .25 g de nitrógeno líquido.10 .25 gramos de nitrógeno gaseoso
Cuando se licúa este Nitrógeno.Calcule la presión que ejercerán 4 g de dióxido de carbono que se encuentran en un recipiente
de 5.10 -11moles de gas 760 Nº moleculas = 6. DATOS: Masa atómica del Nitrógeno: 14.15 2. con este dato. y si conocemos su densidad.1 = 0. la única diferencia con la situación anterior es el cambio de temperatura.42.293 . g soluto = 1883.¿Qué peso de oxigeno existirá en un recipiente cilíndrico de 1 metro de altura y 30 cm.0.25 g/mL.25 . 273 Pm 28. por lo que le es aplicable la ecuación general de los gases ideales:
P.GASES .00 ml ocupará esa cantidad de Nitrógeno
A-06 .00
g =1.Página 10 de 39
. ¿a qué volumen se reducirá un litro de nitrógeno gaseoso. V = n. de un recipiente lleno de gas.100 = n. en definitiva. que ahora es de 127ºC = 400ºK.0.0. V' 1. medido en condiciones normales.5 . teniendo en cuenta que las moléculas del oxígeno son biatómicas.300 ⇒ n = 6. 1.1 = .0.6.00
RESOLUCIÓN: La cantidad de nitrógeno (en gramos) que se tiene en un litro de nitrógeno gaseoso (N 2 ) se calcula mediante la ecuación de los gases ideales:
P.100 P'.0707 m 3 = 70. V P'.h = A.082. tendremos 1.5 .082 .10 23 .R. teniendo en cuenta que la temperatura debemos expresarla en ºK ºK = 37 + 273 = 310ºK: y el peso molecular del dióxido de carbono CO 2 es 12 + 2. al condensarse?. podemos determinar el volumen que ocupará:
m 1.0 :
P. aplicamos la ecuación general de los gases ideales.10 .7 = soluto .Se trata.10 .0.6. por lo que su peso molecular es: Pm = 2 .16 = 44 g/mol
PROB RESUELTOS .5 mm Hg = = T T' 300 400
A-04 .25 = V V
V = 1.3 g de O 2 Pm soluto 32
A-05 -
Si la densidad del nitrógeno líquido es 1.70. 16.T ⇒ 20.
RESOLUCIÓN La cantidad de gas. 6. 5. 2.R.0 litros? RESOLUCIÓN Con los datos que nos ofrecen.0
Para determinar el número de moles.0 = = 0. V = n. b) ¿Cuál es la densidad del gas en estas condiciones?. así: Nº de moléculas: 0. Si la temperatura es 27 ºC y la presión 700 mm Hg.0 = n .GASES . y así:
g 4.0. 10 23 moléculas.10 23 = 5. por lo que se trata también en realidad de una aplicación directa de la Ley de Boyle
P.0 litros. T
700 . 5.0 . 1. 5.0 = . 310 = 0. tiene una masa de 44 g.100 = P'.5. 100 . 0.95 atm 760 760 .46 atm 44 . podemos expresarla en moles o en gramos.082. a) ¿Cuántas moléculas de H2 contiene el matraz?.13 . T ⇒ P.187 moles 760 .48.310 Pm 44
4.5. al que se ha hecho previamente el vacío.023.374 gramos de H 2
El número de moléculas se determina teniendo en cuenta que 1 mol contiene 6. teniendo en cuenta que la temperatura permanece constante.187 moles .0 .091 moles de CO Pm 44
el número de moléculas se calcula teniendo en cuenta que 1 mol contiene 6.Página 11 de 39
. y se determina con la fórmula
masa 0. 6. 10 23 = 1.023 . ¿A qué presión
debe someterse isotérmicamente para que ocupe 5. 5.Un gas ocupa un volumen de 100 litros a 720 mm Hg y una cierta temperatura.0 litros
A-09 -
Se llena de hidrógeno un recipiente de 5 litros a 10ºC y 730 mm Hg. V' = ⇒ P. 10 23 moléculas de H 2 La densidad es la masa de la unidad de volumen.P. teniendo en cuenta que el peso molecular del H 2 es: 2 .10 22 moléculas de CO 2
A-07 . hemos de partir del peso molecular: 1 mo.187 . 300 ⇒ 760 700 .0748 litro volumen 5.0 = 2. se llena de hidrógeno gaseoso.0 . 300 ⇒
0.082 .0 = 0. Y la calculamos por medio de la ecuación general de los gases ideales aplicada a ese recipiente: P = 750 mm Hg = V = 5. P' = = 18.023.091 .0
Un recipiente de 5. V P'.374 g gramos = = 0.082 .0 n = = 0. 0.082 . V' T T'
720 720 .10 23 moléculas. y así:
nº de moléculas = 0. V = P'. aplicamos la ecuación general de los gases ideales.0 .0 l T = 27ºC = 27 + 273 = 300ºK Nº de moles = ?
700 atm 760
P.R. ¿Cuantos gramos y moles hemos introducido?¿Cuál debería ser la temperatura para que la presión se redujera a la mitad?
PROB RESUELTOS .023 . V =
2 = 0. moles y moléculas.5. ocupa 22. ¿Cuantos gramos y moles
hemos introducido? ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de gas.0 litros T’ = ? P' =
Al sustituir en la ecuación general de los gases es:
P. podemos expresarla en moles o en gramos. teniendo en cuenta que el peso molecular del H 2 es: 2 .760
.0 n = = 0.0 = 2.207 moles 760 . V = n.5º K = .306 . T'=
730 .0 = 2.0 . 283 ⇒ 760 730 . 1.GASES . V' = ⇒ T' T
730 .414.V P'. 0. medida en Condiciones Normales? RESOLUCIÓN: Aplicando la ecuación general de los gases ideales.414.0 l T = 10ºC = 10 + 273 = 283ºK Nº de moles = ?
730 atm 760
P. Y la calculamos por medio de la ecuación general de los gases ideales aplicada a ese recipiente:
PROB RESUELTOS .0 760
730 .0 = n .082.10 = n. 5.” Y así: V = 0. se llena de hidrógeno
a 25°C y 770 mm de presión. Y la calculamos por medio de la ecuación general de los gases ideales aplicada a ese recipiente: P = 750 mm Hg = V = 5.828 g de H 2
Para calcular su volumen en condiciones normales podemos aplicar de nuevo la ecuación general de los gases ideales o bien el volumen molar normal: “1 mol de cualquier gas ideal en C.T
730 .207 . Determinar la cantidad que se ha introducido. g = 0.0.0 760
283 = 141.Página 12 de 39
.0 2. 1.414 gramos de H2
Vamos a utilizar la ecuación general de los gases ideales.4 l.22. 5.R. el volumen no cambia.082 .5.0 litros T = 10ºC = 283ºK CONDICIONES FINALES
730 mm Hg 2 V’ = 5.760 730 . podemos expresarla en moles o en gramos. 283 ⇒
9. por lo que las condiciones iniciales y finales son: CONDICIONES INICIALES P = 730 mm Hg V = 5. expresándola en gramos.5.27 litros
A-11 -Un recipiente de 10 l. teniendo en cuenta que el peso molecular del H 2 es: 2 . teniendo en cuenta que al tratarse del mismo recipiente.Se llena de hidrógeno un recipiente de 10 litros a 33ºC y 790 mm Hg.082 .414 moles . se calcula el número de moles:
790 .5.0.RESOLUCIÓN La cantidad de gas. 2.0 = 0.131.N. 0.0 .283 2. 760
n = 0.5º C 2
A-10 . ¿Qué cantidad saldría si se abre el recipiente y en el exterior la presión es de 1 atm?
082 .082 . T V Pm
PROB RESUELTOS . R.830 g y ahora nos quedan 0.082 . habrán salido: 0.023. 2.75 − 72. ni tampoco la temperatura.Página 13 de 39
.¿Cual es la densidad del nitrógeno gaseoso a 227ºC y 5.00 32
72. R. saldrá Hidrógeno hasta que la presión interior se haga igual que la exterior.415 . V = n. por lo que vamos a utilizar la ecuación general de los gases ideales.0 l
770 atm 760
T = 25ºC = 25 + 273 = 298ºK Nº de moles = ?
770 . y por tanto de moles: Nº moles de O 2 = Nº moles del otro gas . T n =
⇒ 1 .Se dispone en el laboratorio de un recipiente vacío cuya masa es de 70. 6.10 23 = 2. 0. siendo.00
DATO : Peso
A-13 . contienen el mismo número de moléculas”.75. RESOLUCIÓN Aplicando la ecuación general de los gases ideales:
P.0 = 0.012 g de H 2 que salen del recipiente al abrirlo
A-12 . DATO: Peso atómico del oxígeno: 16.V = n. en ambos casos: Nº moles =
gramos Pm
72. Calcule el peso molecular de este gas.409 moles 0.V =
g g .83 gramos de H 2 P.415 .R. T ⇒ P.P = 770 mm Hg = V = 10.0 = 0.0 litros T = 25ºC = 298ºK
0.00 g.00.32 = 44 g/mol 2.818 gramos de H2 que quedan dentro
Por lo que si antes de abrir el recipiente teníamos 0. 298 0.830 .75 g.GASES .0 = 0. 10. 298
P = 1 atm V = 10.0 = n . 298 ⇒
1 .409 .00 atm de presión?
atómico del Nitrógeno = 14. Se llena después con otro gas desconocido en las mismas condiciones de presión y temperatura y su masa es de 72. 10. que es 1 atm.0 n = = 0. Por tanto.818.1023 moleculas
Cuando ese recipiente se abre y se pone en contacto con el exterior. 10. Se llena de oxígeno
gaseoso y su masa alcanza 72.R.00 g. contendrán el mismo número de moléculas. R. 0. el volumen no cambia.V = n.0. si ambos gases están en las mismas condiciones de presión y temperatura y ocupan el mismo volumen.00 RESOLUCIÓN De acuerdo con la Hipótesis de Avogadro: “Volumenes iguales de diferentes gases.0 = n . T ⇒ P.5.415 moles 760 .00 Pm
De donde: Pm =
2. en las mismas condiciones de Presión y Temperatura. 298 ⇒ 760 770 . 10.T ⇒ Nº moleculas = 0.00 − 70. Pm = . 2. por lo que tendremos:: CONDICIONES INICIALES
P.818 = 0. 0.082 . teniendo en cuenta que al tratarse del mismo recipiente.
todo el éter etólico se encuentra en forma de gas por lo que será éste el gas responsable de la presión en el interior. b) La presión ambiente.1 .28 0. RESOLUCIÓN Le aplicamos la ecuación de Clapeiron
P.0.082(T + 30) . quedándole dentro 6.1 ⎫ . 74 = 19.24 litros.250 0. 7. nos queda: 7.12 + 10.Masas atómicas: C = 12. 28 = d . 2.R.082.T = 6. Se desea saber: a) El valor de la temperatura Kelvin.500
= 3.26 moles de éter
Si queremos expresar esta cantidad en gramos. H =1
RESOLUCIÓN A 200ºC. T .T
donde.P. T = .T ⎪ 7. Se saca todo el aire.GASES . expresada en mm de mercurio.00.24 =
simplificar.(T + 30) .4 T = 192 .
T = 274.1 + 16 = 74 g/mol.4 71 71 Estado final: P.26 .6 ºC. con lo que obtenemos un sistema de ecuaciones cuyas incógnitas son P y T inicial
7.R.1T .3ºK.2. t+30.00 .V = n.1 g de gas de cloro a la
presión ambiente. no debe sobrepasar el valor de 40 atm.0.R.0.4 g de cloro. teniendo en cuenta que el peso molecular del N 2 es 2.Pm = d.1 6. que es la temperatura inicial
La presión exterior: P.Página 14 de 39
.082. al sustituir nos queda:
5.14 = 28 y que la temperatura en ºK es T = 227 + 273 = 5ºK.24 L) y al
estado final (P. V =
g .082 . y es:
P. se llena con 7.0 atm
PROB RESUELTOS . Así.250 = n.082.2.(T + 30) ⎪ 71 ⎭ Estado inicial: P. ¿Cuál será la cantidad máxima de éter etílico (en gramos) que pueden introducirse si la presión del matraz no debe exceder de 40 atmósferas? DATOS: Punto de ebullición del éter etílico = 34.24 = .473
= 0.2.082.24 =
7. 0. 0 = 16.0. se determina la cantidad de éter que puede introducirse en el matraz: P. se cierra el matraz y se calienta a 200 ºC.T ==> 40. la cual.1. provisto de llave de paso.24 g de éter que se pueden introducir en el matraz
A-15 . hemos de tener en cuenta el peso molecular del éter: C 4 H 10 O ==> 4.Un recipiente de 2. al ⎬ 6.274. la obtenemos a partir de una de las ecuaciones del sistema anterior al sustituir la temperatura por su valor calculado.6.473 ==>
40.0.24L).41 g/litro.082.0. cuando la temperatura es de T ºK Se calienta el recipiente hasta una temperatura 30 ºC mayor que T ºK y se abre la llave de paso de modo que la presión en su interior vuelve a su valor inicial. y así: g de éter = 0. como indica el enunciado.0.4 71 . 71
P = 1.4. que es la densidad
A-14 -
En un matraz de 250 cm 3 se introduce éter etílico (C 4 H 10 O) a una temperatura de 12 ºC y a una presión de 740 mm de Hg. 2.0.082.3 . 500 ==> d =
5. aplicando la ecuación general de los gases. donde.T Pm
para los gases al estado inicial (P.082.
V P'. T = .00 L T CONDICIONES FINALES P’ = 50 mm Hg V’ = ? T
P. ocupa 22. pueden realizarse los cálculos sin necesidad de transformarlas previamente en Atm.80 l) .Página 15 de 39
.5 = n. se calcula el número de moles:
380 .33 litros en C.4.104.0 atm para comprimirlo hasta que ocupe 0.00.El volumen inicial de un gas es 4. P’ = 2. g = 0. y así Nº moléculas = 0.4.00 = T
PROB RESUELTOS . el número de átomos de Hidrógeno será: Nº de átomos = 2-6. 6.(0.N.0 l) = P’. V' = . V P'.22.” Y así: V = 0.00 litros. V'= T T 50.208 g de H 2
Para determinar el número de átomos. teniendo en cuenta que la temperatura se mantiene constante: CONDICIONES INICIALES P = 760 mm Hg V = 4. por lo que nos quedará: P.5 atm
Se tienen 5 litros de Hidrógeno a 20/C y 380 mm de presión. V' T
.4 = 2.10 22 = 1. puesto que ello nos llevaría a dividir en ambos miembros por 760
. calculamos antes el número de moléculas.0 litros de un gas que se encuentra a una presión de 1. al sustituir en ella: (1 atm). teniendo en cuenta que cada mol contiene el número de Avogadro de moléculas.V' = T T
760.104 .GASES .4.25.N.023.26.V = P’. con lo cual el resultado no cambia
¿Qué presión hay que aplicar a 2.T
y de ahí: V’
= 60.8 Litros
Dado que las presiones nos las dan en ambos casos expresadas en mm Hg. ¿Cuantos átomos hay?¿Cuantos gramos? ¿Cuantos moles? ¿Qué volumen ocuparían en Condiciones Normales?
RESOLUCIÓN: Aplicando la ecuación general de los gases ideales. 10 22 moléculas y dado que la molécula del hidrógeno gaseoso es H 2 (contiene dos átomos).293 .80 litros? RESOLUCIÓN Hemos de aplicarle la ecuación general de los gases ideales:
Para calcular su volumen en condiciones normales podemos aplicar de nuevo la ecuación general de los gases ideales o bien el volumen molar normal: “1 mol de cualquier gas ideal en C. 760
n = 0.A-16 .V’.4 l.104. V' 760. ¿cuál es el volumen final después de que la presión se
haya reducido desde 760 mmHg a 50 mmHg?
RESOLUCIÓN Le aplicamos la ecuación general de los gases.104 moles .0.10 23 = 6.082.(2.26 .00 50. la cual podemos simplificar al T T'
encontrarse a la misma temperatura en ambos casos.2 = 0.
Se tienen 5 litros de Helio a 20/C y 380 mm de presión.10.4ºK = 285. 2 = 0.458.0.T . 2.082 Pm 760
En el segundo caso la cantidad de gas que hay dentro del recipiente es: .51 Litros 3
PROB RESUELTOS . g = = 17.T ⇒ .082.26 .0 .870 g 2. O = 16.4
A-21 . que equivalen también a 0. T = = 558.082.Se tiene una esfera de 40 cm de diámetro y se llena de hidrógeno a 20ºC y 800 mm Hg de presión.0 RESOLUCIÓN En ambos casos.458.3 cm 3 = 33.Página 16 de 39
.0.r 3 3
4 π .R.082. y así Nº moléculas = 0. cuyo volumen se determina por medio de la correspondiente fórmula teniendo en cuenta que el radio de esta esfera es 20 cm. expresándola en unidades de masa. N = 14.10 23 = 6.10 22 . de manera que si calculamos el número de moléculas este número será también el de átomos.26 .28 .0.5 = n.Calcular la temperatura a la que deberán encontrarse 7 g de NITRÓGENO que están en un
recipiente de 10 Litros a una presión de 870 mm Hg. 760
n = 0.GASES . 10 22 moléculas = 6.023. le aplicamos la ecuación de Clapeyron para los gases ideales
P.10 = .4ºC 28 760.A-19 .7. ¿Cuantos átomos hay?¿Cuantos gramos
de Hidrógeno contendrían el mismo número de moléculas que de átomos tiene dicho Helio? RESOLUCIÓN: Aplicando la ecuación general de los gases ideales.0.4 .10 = . H = 1.5 .4 = 0.26. 10
El número de moléculas de Hidrógeno es de 6. moles y moléculas.0.28 g 870 .10. por lo que sus moléculas son monoatómicas. ¿Cuanto gas hidrógeno entraría o saldría? DATOS: Volumen de la esfera V = RESOLUCIÓN La cantidad de gas que hay en la esfera vamos a calcularla en moles por medio de la ecuación general de los gases ideales aplicada a ese recipiente.V =
7 870. Pesos atómicos: Cl = 35.104. así: Volumen de la esfera : V =
4 π . g = 0.104 .0 .r 3 .416 g de He
Para determinar el número de átomos.293 . se calcula el número de moles:
380 . Si se abre el recipiente y la presión exterior es de 1 atm. tenemos que tener en cuanta que el Helio es un gas noble.870. la masa de éste será: g de H = 0.
Calcular la cantidad de gas introducida.05 g de N2 hay dentro del recipiente 760 28 760.0 . 3
4 π . 6.104 moles y teniendo en cuenta que el peso molecular del Hidrógeno es 2. ¿Qué cantidad de gas habrá en el recipiente si se duplica la presión si la temperatura desciende 100ºC? DATO: Peso atómico del Nitrógeno = 14.208 g de H 2
A-20 .20 3 = 33510.104 moles .104 .082.
0.8 litros .023.51 = n .4 litros/mol = 44.468 moles 760 .R.8 litros Pm 32
PROB RESUELTOS . teniendo en cuenta que cada mol ocupa 22.R.023. 16 = 32 g/mol. el número de moles que tenemos. En este caso.20 . 0. sabiendo que el peso molecular del O2 es: 2 . es
Nº de moles de Oxigeno =
gramos 64 g = = 2 moles Peso molecular 32 g / mol
El nº de moléculas lo calculamos teniendo en cuenta que 1 mol contiene 6.22. 2.4 litros”.082 . el volumen no cambia.N = 1.790 = 0. teniendo en cuenta que al tratarse del mismo recipiente.2.395 .V =
g 64 . hemos de recordar el Volumen Molar Normal: “Un mol de cualquier gas en Condiciones Normales de Presión y Temperatura ocupa 22. 6. 10
Y el volumen que ocupan estos dos moles en condiciones normales.082. También podemos calcular este volumen aplicando la ecuación general de los gases ideales (La ecuación de Clapeyron en este caso) teniendo en cuenta que Condiciones Normales son: P = 1 Atm y T = 0ºC = 273ºK.51 = n . 0. por lo que vamos a utilizar la ecuación general de los gases ideales.0 = 2. R.1.Pm = 1.51 n = = 1.Página 17 de 39
.10 23 = 8. que es 1 atm. y así: Nº de moléculas = n. Para ello. 6. 293 ⇒
Nº de moles = ? Para expresar esta cantidad en moléculas o en gramos hemos de tener en cuenta el peso molecular del Hidrógeno ( H 2 )= 2.790. es: 2 moles. así:
P.082 .V = n.T ⇒ 1 . 33.GASES .082 . 293
cantidad ésta que expresada en gramos será: 1.082 . 33.10 moléculas de Hidrógeno Nº de gramos = n. 0.936 g y ahora nos quedan 2.10 23 = 1. saldrá Hidrógeno hasta que la presión interior se haga igual que la exterior. habrán salido: 2.0 = 2.146 g de H 2 que salen del recipiente al abrirlo
A-22 .273 .T
T = 20ºC = 20 + 273 = 293ºK
800 .936 g de Hidrógeno Si ese recipiente se abre al exterior.4 litros.P = 800 mm Hg = V = 33.
¿Cuantas moles y moléculas contiene?¿Qué volumen ocupan? ¿Qué volumen ocuparán a una presión de 900 mm Hg y una temperatura de 37ºC?. así: Nº de moléculas = 2 .0 = 2.V = .84. V = 44.023.936 .V = n. 293 ⇒ 760 800 .10 23 moléculas.51 Litros
800 atm 760
P.468 . 2. 33.0. hemos de calcular antes el volumen que ocupa la cantidad de Oxígeno que tenemos.468 . 293 ⇒ 1 . RESOLUCIÓN Para aplicar la ecuación general de los gases ideales. ni tampoco la temperatura. por lo que tendremos:: CONDICIONES INICIALES
P.51 litros T = 20ºC = 293ºK
Por lo que si antes de abrir el recipiente teníamos en su interior 2.790 gramos de H 2 que quedan dentro del recipiente cuando se abre
P = 1 atm V = 33.Se tienen 64 gramos de oxígeno (O2) en condiciones normales de presión y temperatura. 33.395 moles de H2 que quedan dentro 0. T ⇒ 1.51 n = = 1.
654 moles
P. . Para determinar el número de moles.
1 atm.8 l 1184 atm .0. V P'.
Como en el caso anterior. V' 760 760
. de donde: V’
= 0.¿Cuantos mol hay en 16 Litros de oxígeno a presión y temperatura estándar?
RESOLUCIÓN Se entiende por condiciones estándar aquellas en las que P = 1 atm y T = 25ºC (= 298ºK).082. ==> 1. T ⇒ 1184. n
= 0. podemos calcular el volumen en estas últimas condiciones de P y T aplicándole la ecuación de Clapeyron:
P.Página 18 de 39
. = 273º K 310º K
1. 310 .082.V = .R. 44. No deben confundirse con Condiciones Normales ( P 0 1 atm y T = 0ºC).V’ ) o bien la ecuación general de los gases ideales.8 litros Temperatura: Ti = 0ºC = 273 ºK CONDICIONES FINALES
P f = 900 mm Hg =
900 = 1.298 .4 l/mol = 44.8 .V =
g 64 ..Vi = Ti Tf
.V = P’.16 = n. V P'.V = n.Un aerosol contiene un gas a 25ºC y 2 atm y se arroja a un fuego cuya temperatura es de 575ºC. V' = T T'
teniendo en cuenta que el proceso tiene lugar a temperatura constante.T. V' = T T'
teniendo en cuenta que el proceso tiene lugar a volumen
PROB RESUELTOS .0. 22.V . pero se incrementa a continuación
hasta 850 mm Hg.V f Pi .
¿cuál es la presión final del gas? RESOLUCIÓN En este caso es de aplicación la ecuación de la ley de Charles-Gay Lussac:
general de los gases ideales.0. 44.
P.184 atm 760
V f = ? Litros Tf = 37 + 273 = 310 ºK
Y ahora . por lo que
nos quedará la misma ecuación anterior: : P.94 litros
A-23 .0894 Litros = 89.97 litros 1184. 273 . se le aplica la ecuación general de los gases ideales. en la cual se sustituye directamente:
760 850 .GASES .V’ . le aplicamos directamente la ecuación de Clapeyroa a los datos dados. R.y por tanto las condiciones iniciales y finales de esta cantidad de gas serán: CONDICIONES INICIALES Presión: Pi = 1 atm Volumen: V i = 2 moles . ¿Cual es el volumen final de la mezcla? RESOLUCIÓN En este caso es de aplicación la ecuación de la ley de Boyle ( P. y así: P.1 = .44 mL
A-24 .310 Pm 32
V f = 42.V = P’.La presión de 100 mL de un gas es inicialmente 760 mm Hg. y nos quedará:
Pf . V f = 42.
¿Qué se puede decir sobre la presión en los tres recipientes? (Masas atómicas: H = 1. así como el volumen inicial: : .
P P' o bien la ecuación general de los = T T'
Determinar la presión ejercida por el gas en esas condiciones.
PROB RESUELTOS .80 litros? RESOLUCIÓN En este caso es de aplicación la ecuación de la ley de Boyle ( P.Una vasija cerrada contiene CO 2 a 740 mm Hg y 27 /C. V' = T T'
teniendo en cuenta que el proceso tiene lugar a presión constante.0.80
.V’ ) o bien la ecuación general de los gases ideales. en la cual se sustituye
2 P' = 298 848
que nos quedará la misma ecuación anterior: : P. V P'. Se enfría a una temperatura de -52 /C. ¿Cuál es el volumen del
gas a 91ºC? RESOLUCIÓN En este caso es de aplicación la ecuación de la ley de Gay Lussac: gases ideales.67 litros 273 364
quedará la misma ecuación anterior: :
A-28 . V P'.2. en la cual se sustituye directamente: 1. por lo que nos
V V' . RESOLUCIÓN En este caso es de aplicación la ecuación de la ley de Charles-Gay Lussac:
general de los gases ideales.Si se calientan 2.69 atm
A-26 . de donde: V’ = 2. C = 12. todos son gases y están a la misma temperatura. en la cual se sustituye
P.0 litros de un gas desde 0ºC a 91ºC a presión constante. por lo que nos quedará la misma ecuación anterior: :
. V' = T T'
constante. de donde: P’
P’ = 0.0 atm
para comprimirlo hasta que ocupe 0.0 litros de un gas que se encuentra a una presión de 1.5 atm
A-27 .717 atm = 545 mm Hg
A-29 . de donde: directamente: 760 = 300 221 . V' = T T'
teniendo en cuenta que el proceso tiene lugar a temperatura constante.¿Qué presión hay que aplicar a 2. por lo que nos quedará la misma ecuación anterior: :
. N = 14).
P.V = P’. pasadas = T T' 2 V' = a ºK: 0ºC = 273ºK y 91ºC = 364ºK.V’ .Tenemos tres recipientes de igual capacidad. en la cual se sustituyen directamente las temperaturas.V = P’. V P'. En uno introducimos 2 g de nitrógeno. P' . de donde: P’
= 5.constante.GASES .0
= P' . en otro 2 g
de metano y en otro 2 g de amoniaco.Página 19 de 39
. la presión será directamente proporcional al número de moles de gas. Si en un recipiente de vidrio que pesa 40.1305 = 98.2950 g cuando se llena con gas propileno a 740 mm Hg y 24ºC.2410 .R.2410 g cuando se llena con agua a 25ºC (Densidad del agua 0. T .14 = 28.1305 = 0. Pm 760 Pm
Pm = 41.40. por lo que aquel gas que contenga mayor número de moles.ºK) RESOLUCIÓN Es una aplicación directa de la ecuación general de los gases. si los tres recipientes tienen la misma capacidad (volumen) y se encuentran a la misma temperatura. de la cual conocemos su densidad.4057 mL = 0. seco y hecho el vacío.2950 .125 moles de CH 4 16 =
AMONIACO: Peso molecular del NH 3 = 14+.V =
0.40. para lo cual.0984 Litros. y así:
Masa 98.082. tendrá mayor presión.1305 g limpio.1645 g
y ahora le aplicamos la ecuación de los gases: de donde.1105 ⇒ 0. Nº de moles = Por tanto:
PCH4 > PNH3 > PN2
2 = 0.T. R. previamente hemos de calcular el volumen del recipiente de vidrio tomando como referencia los datos que nos dan para el agua: Masa de agua = 138. Nº de moles = = 0. 138. como por ejemplo el polipropileno.1645 g 740 .0984 = 0. V = 98.V = n.297 .4 = 16.GASES .
La masa del propileno será: 40.9970 g/mL) y 40.L/Mol. al despejar nos quedará:
P.118 moles de NH 3 17
A-30 . Calcular la masa molar del propileno (R = 0. Nº de moles
2 = 0.071 moles de N 2 28 2 METANO: Peso molecular del CH 4 = 12+.3 = 17.082 atm.0.Página 20 de 39
.1105 g de agua.El propileno es un compuesto orgánico que se utiliza en la síntesis de otros compuestos
orgánicos. NITRÓGENO: Peso molecular del N 2 = 2.1.9970 = Volumen V
.1.RESOLUCIÓN Teniendo en cuenta la ecuación general de los gases: P.81 g/mol
PROB RESUELTOS .
57 .632 atm
B-02 -
Una vasija A de 200 cm3 está separada de otra B de 400 cm3 mediante una tubería de capacidad despreciable provista de una llave de paso.507 . conocemos X A = 0.Grupo B: MEZCLAS DE GASES. por lo que desde esta fórmula podemos calcular su fracción molar
PA 0. que debemos expresarla en moles ya que desconocemos de qué gas se trata para poder expresarlo en gramos. P total
Para el gas A. La Presión parcial de A
es 0.5 = 1.6 = = 0. X C = 0. conocemos su presión parcial.3 moles 760 . b) la presión en los dos recipientes después de abrir la llave de paso y fluir el gas de A a B. P B = 0. V = n. Calcule las fracciones molares y las presiones parciales de cada componente. al sustituir nos queda: 0.24 y sabemos que X b = 2 X c. La fracción molar del compuesto B es doble que la de C. B y C están contenidos en un recipiente. 2. 0. mientras que cuando se conectan las dos.27 atm PC = X C .507
Y ya con estas fracciones molares.R. RESOLUCIÓN La presión total: 1900 mm Hg debe pasarse a Atm = 1900 / 760 = 2. C) ¿Qué cantidad de gas habrá en cada uno de los dos recipientes?
RESOLUCIÓN Dado que inicialmente el gas se encuentra en la vasija de 200 ml. 318 ⇒
PROB RESUELTOS .Tres compuestos gaseosos A.2 l
750 atm 760
P.GASES .5
Por otra parte sabemos que la suma de todas fracciones molares es la unidad. 10 .253 y de esta manera. 0.5 atm La expresión que nos permite calcular la Presión parcial de un gas es: P A
= X A .24 Ptotal 2. X B = 0.6 atm.Página 21 de 39
. 0. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES
B-01 . el volumen final que ocupará el gas será el volumen total de ambos recipientes: 200 + 400 = 600 ml La cantidad de gas. P C = 0. P total . éste será el volumen inicial.24 + 2 X C + X C =1 y de ahí:
X B = 2 . que se tiene la calculamos por medio de la ecuación general de los gases ideales aplicada a la primera vasija:
P = 750 mm Hg = V = 200 ml = 0.5 = 0.253 . 0.2 n = = 7. La vasija A contiene un gas a 750 mm Hg y 45ºC y en la B se ha hecho el vacío.082 . Calcula a) Cantidad de gas que se tiene . 318 ⇒ 760 750 . si no varía la temperatura.082 .507 . determinamos las presiones parciales de B y C
P B = X B .2 = n . así:
X A + X B + X C =1
además. 0. 2. Si la presión total es de 1900 mm Hg. T
T = 45ºC = 45 + 273 = 318ºK Nº de moles = ?
750 . P total .
por lo que nos quedará un sistema de ecuaciones: X + Y = 0.082 . 10
. V = n.6 l T = 45ºC = 45 + 273 = 318ºK Nº de moles = 7. T ⇒ 0.3846 g) será la suma de las masas de etano y butano.00 = 58.02 58. cuando están conectados. y además. ¿Cual es la composición de la mezcla?
RESOLUCIÓN Los pesos moleculares de ambos gases son: Etano: C 2 H 6 = 2.R. 10
. la presión en ambos es la misma.02 Butano : C 4 H 10 = 4.04 .329 .3
. 0. Así:
P=? V = 600 ml = 0.082 .2 = n .Página 22 de 39
. podemos utilizar también esta misma ecuación.52 .2 l T = 45ºC = 45 + 273 = 318ºK Nº de moles = ? En el recipiente de 400 ml estará el resto del gas: 7. de manera que se puede calcular el número de moles que hay en el recipiente de 200 ml tomando éste volumen y la presión y temperatura totales.01 + 10.2 = ⎜ + ⎟ .0.Para calcular la presión final. simplemente. V = n TOTAL . teniendo en cuenta que nos ofrecen datos sobre las condiciones de la mezcla de gases.3 moles 0. 0.12. 318 ⇒ 0. V = n.57 . 0.6 = 7.57 . 10 . o bien tener en cuenta. 318 ⇒
P. hemos de tener en cuenta que.329 atm V = 200 ml = 0.2.02
gramos Y = Pm 58.1.57 . 0. 318
B-03 -
Una mezcla de gases está compuesta por etano (C 2 H 6 ) y butano (C 4 H 10 ) . T ⇒
750 Y ⎞ ⎛ X . teniendo en cuenta que ahora ya conocemos el número total de moles: 7. 10 .52 .12.01 + 6. 0. que en este segundo recipiente estará la cantidad restante de gas: RECIPIENTE DE 200 ml P = 0.3 . 10
P. y análogamente podemos hacer con el otro recipiente.3 = 5.3 como el volumen final: 600 ml.2 n = = 2. 318 0. 10 .57 .1.04
moles de butano: nº moles =
La masa total (0. 0.R.082.329 atm
Para calcular la cantidad de gas que hay en cada recipiente.GASES .04 Suponemos que tenemos x gramos de etano e y gramos de butano.293 ⎝ 30.R. podemos aplicarle la ecuación general de los gases ideales a la mezcla. Se llena un recipiente de 200 ml con 0.6
= 0. por lo que el número de moles de cada gas es: moles de etano: nº moles =
gramos X = Pm 30.082 .3 moles
P. 10 .329 .3846 g de dicha mezcla a una presión de 750 mm Hg y 20ºC de temperatura.0.00 = 30.04 ⎠ 760
PROB RESUELTOS . T P =
⇒ P .57 .082 . 10 .
0.293 V = 85.0033 moles 30. Y 760 . 0.02
y los gramos de etano son: X = 0.3846 .082 .R. 22.02 58.0988 = 0.0 .58.9 = 0.2 = ⎜ ⎟ .0091 0.3222 .75% en moles 0.04 ⎠ 760 750 .3131 = 22.1 Dióxido de carbono: n CO = = 0.0 .28.02 . Argón : 1.0049 moles 28.0091 = .3846 .0033
B-04 -
Si el análisis en Peso de un aire es el siguiente: nitrógeno: 74.0. Oxígeno : 22.2 .04.Y + .2858 = 0.0049 + 0.0325 + 0.082.055 = 3.69% en peso 0.70 litros que es el volumen que ocuparán los 100 litros de 760
aire iniciales que tomamos.0988 g de etano en la mezcla => La composición porcentual es:
% de etano =
0.0049 .0200 58. vapor de agua : 1.716 + 0.3 g de argón.0325moles 2 18 40 0.C = 12.3846 . 1 g de vapor de agua y 0.100 = 74.70litros
PROB RESUELTOS .0 .167 g/litro Volumen 85.2858 g de butano en la mezcla ⇒ = 0.0
RESOLUCIÓN Si partimos de 100 g de aire.667 + 0. Y -8. 293 14.GASES .24% en moles 0.1 g de CO 2 .2858 .el cual se resuelve despejando X en la primera y sustituyendo en la segunda:
X = 0.100 = 25. 30.7% .9 g de O 2 .9 % .0 % y óxido de carbono(IV) : 0. V = 3. determinamos ya su densidad:
Masa 100g = ==> d = 1. 58.2858 = 0. Y + 30. 1. por lo que el número de moles de cada uno será: Nitrógeno: Argón:
74.0.0988 .02.02. DATOS: Pesos atómicos N = 14.04(0.Página 23 de 39
. tendremos 74.716moles : 32
1.31% en peso 0.293 ⎝ 30.04 = 58.1 %.0.100 = 40.Y Y ⎞ 750 ⎛ 0. Ar = 40.04
0.0.0033
% de butano =
0.0049 + 0.3 1 Vapor de agua: nH O = = 0.7 g de N 2 .T :
740 .0200.7 = 2.Y) + 30.100 = 59.667moles 28
Oxígeno n O2
22.082. Y 8. Determínese la densidad de dicho aire a 20ºC y 740 mm Hg.0033 . O = 16.473 moles y con este número determinamos el volumen total que ocupa este aire utilizando la ecuación general de los gases: P. H = 1.0023moles 2 44 n Ar =
Por tanto el número total de moles será: 2.3846 .0 .V=n.473.3 % .3846
y la composición porcentual en moles es:
% de butano = 0.055moles = 0.
B y C a una presión de 1 atm.0.Página 24 de 39
.R. de gas neón y un peso desconocido de hidrógeno. c) La presión en el interior del matraz.06 atm
La masa molecular media se puede calcular con la ecuación de Clapeiron:
g g .06. utilizamos la Ley de Dalton de las Presiones parciales: P TOTAL = P NEON + P HIDROGENO pudiendo calcular estas dos presiones parciales por medio de la ecuación de Clapeiron: P.273 20
2 PHIDROGENO . podemos establecer las siguientes ecuaciones:
⎫ X A + X B + X C = 1⎪ ⎪ X A = 2.03 + 2. Así. teniendo.082. T Pm
.B-05 .GASES .03 Atm 2
Y así.R.11=
20 . RESOLUCIÓN La fracción molar es una expresión de la concentración que tiene la propiedad que la suma de todas las fracciones molares de todos los componentes de una mezcla es igual a la unidad. en cuenta
Pm = 11. b) El número de gramos de hidrógeno presentes.Tenemos una mezcla de tres gases A. V =
B-06 . la presión total es:
P total = 2.R. ya que se define como el cociente entre el nº de moles de un componente y el número total de moles.Pm = .082. T ⇒ P. T V Pm g g las unidades de la densidad. RESOLUCIÓN La cantidad de Hidrógeno se obtiene a partir de la expresión de la densidad:
m 20 + x .002 = .11= .0.03 = 4.03 Atm
PNEON.082.R. 0. para esta mezcla de tres gases.0.
Teniendo en cuenta que la densidad de la mezcla es 0.Pm = 2.002 g/mL a 0ºC Calcular: a) La masa molecular media. V 11000
siendo x la cantidad de hidrógeno.273 .002 mL = 2 Litro P. es: 0. calcular la presión parcial de cada uno. P HIDRÓGENO = 2.273 . T ⇒ P. Sabiendo que la fracción
molar de A es el doble de la de B y que la fracción molar de C es la tercera parte de la fracción molar de B.V =
4.Pm = d. X B ⎬ al sustituir los valores de X A y de X c en la primera de las ecuaciones. al sustituir. P NEON = 2.: X = 2 g de H 2
Para determinar la presión en el interior del matraz.
donde. teniendo en cuenta ⎪ XB ⎪ XC = 3 ⎭
PROB RESUELTOS .Un matraz de once litros contiene 20 g.
Para calcular las presiones parciales de ambos gases. He = 4.3 = 0. tendremos:
P A = 1.3 y así : X A = 2.3 3.T . volvemos a aplicar la ecuación de Clapeyron.0. Al cabo de un cierto tiempo.082.082 .756 97. ¿Cuál es la presión en el interior del recipiente C? ¿Y las presiones parciales de ambos gases? DATOS: Pesos atómicos: C =12. tendremos:
2.6 atm P B = 1.6 = 0. manteniendo invariable la temperatura del sistema. por tanto.GASES .3 = 0.10 = ⎜ ⎟ .
⎛ 207. X B + X B +
Teniendo en cuenta la ley de las presiones parciales de Dalton.0. mientras que el recipiente C está vacío.317. tendremos una mezcla homogénea de los dos gases en el volumen total. T T
Cuando abrimos las dos llaves de paso y se estabiliza el sistema.082.3 = n. que dice que la presión parcial de un gas que forma parte de una mezcla es igual al producto de la presión total por la fracción molar de dicho gas.2 = n.X B + X B = 3 . Vamos a determinar el número de moles de cada gas que hay en los recipientes A y B utilizando la ecuación de Clapeyron: P. inicialmente cerradas. ⎝ ⎠ T
B-07 .X B + 3 0. vamos a realizar todos los cálculos suponiendo una temperatura “T”. O = 16.082.0 . pero ahora con el volumen total y el número de moles individual de cada gas:
PROB RESUELTOS .0 RESOLUCIÓN Dado que no se conoce la temperatura pero sí sabemos que se mantiene constante a lo largo del proceso. n HELIO = CO 2 : 4.(2 + 3 + 5) = ⎜ + ⎟ .0. también la del recipiente de 5 litros. T ⎝ T T ⎠
PT = 207.317 ⎞ PT . En ese momento. pues están conectados todos los recipientes:
⎛ 109. que es la suma de los volúmenes de los tres recipientes. Si le aplicamos esta misma ecuación de Clapeyron al volumen total con el nº total de moles. el sistema alcanza el equilibrio.1 = 0.T: Helio: 3.X B = 3 .0.0.R. X B = 0.082.082.Página 25 de 39
.756 = moles de Helio 0. obtendremos el valor de la presión total del conjunto que será.0. de la cual podemos obtener el valor de X B: 6.0.T T 8 97.6 y X C = = 0.Se tienen tres recipientes A. T .0 .XB = 1 .561 = moles de CO 2 0.561⎞ PT .3 atm P C = 1. 10. B y C unidos mediante unas tubos provistos de las
correspondientes llaves de paso.V = n.1 3
las otras dos ecuaciones. n CO2 =
9 109.0. PTOTAL 10
.T . El recipiente A contiene Helio y el recipiente B contiene CO 2 .082.0. (Los volúmenes de los recipientes y las presiones de los fases se indican en el esquema) Se abren ambas llaves de paso.
n = .298. expresada en unidades del sistema internacional.0.082.082 ⎛ 97.V = P’.5 = n.GASES .082 ⎛ 109. de 500 mL.Podía resolverse también de una forma mucho más rápida aplicandole la Ley de Boyle a ambos gases por separado.7 atm
Y la presión total se determina aplicando la Ley de Dalton de las Presiones parciales: P TOTAL = P He + P CO2
B-08 .El cloro puede obtenerse por electrolisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio de
acuerdo con la siguiente reacción: 2 NaCl (aq) + 2 H 2 O (l) -------. La operación tiene lugar a una temperatura constante de 25ºC. PCO2 = ⎝ T ⎠ 10
PCO2 = 0. del gas helio en cada recipiente al final de la difusión.20. Se conectan y se espera el tiempo necesario para que se produzca la difusión total de los dos gases.756 ⎞ .0.5 litros) y las de Helio en el suyo (0. una vez abiertas ambas llaves.5 He: 1. T .Página 26 de 39
. C) Al tratarse de dos gases nobles. que contiene gas neón a 600 mm de Hg de presión. Calcule la presión parcial. B) Antes de conectarse ambos recipientes.10 .082.20.9 atm del CO 2 PTOTAL = 0.0.10 = ⎜ ⎟ .561⎞ .0.0.0.0. es decir.298
Ne: Cuando se conectan ambos recipientes y después que se haya producido la difusión completa de ambos.8 CO 2 :
atm. P = 0.025. A. P’ = 0. aumentará el desorden de las mismas y con él.048 moles de Neon 760 7600.756.5 = n.2.90 Atm
97.2 NaOH (aq) + H 2 (g) + Cl 2 (g)
PROB RESUELTOS .2 = P’.10 = ⎜ ⎟ . las moléculas de Neon pueden moverse libremente en su recipiente (1. de 1.30 atm
Estos cálculos se podían haber hecho directamente aplicandole la Ley de Boyle (P.V’ : 3.298 1. cada una de esas moléculas dispone de un volumen mayor en el cual se puede mover (2 litros) por lo que la disposición al azar de las mismas será mayor que antes.30 Atm Dado que el Helio ocupa el volumen total (los dos recipientes) al igual que el Neon.8 + 0. del Helio P.0. n = 0. simplemente se mezclan
B-09 .298 . cada uno de los gases ocupará el volumen total. la entropía.082. y que calculamos con la ecuación general de los gases:
P.082.2 = 0.V’) al Helio: 1. B.HELIO:
109.082. las cuales serán las mismas a lo largo de todo el proceso.--------------------------------------.5. b) ¿Qué ocurre con la entropía del sistema al producirse la difusión? c) ¿Qué reacción tiene lugar entre los dos gases al mezclarse? RESOLUCIÓN a) Calculamos las cantidades de cada uno de los gases que tenemos. no se producirá reacción alguna entre ambos.5 . que contiene gas helio a 1.a) Se tiene un matraz.025 moles de He 0. PCO2 . y otro
matraz.V = P’.561. n = . PHELIO . T . PHELIO = ⎝ ⎠ T 10
PHELIO = 0.5 Litros). P’ = 0.20 atm. la presión parcial de cada uno así como la presión total es la misma en ambos recipientes.0. .80 Atm
-----------------------.5 = P’.082.082. n = 0. su presión parcial será la que le corresponda en el volumen total. P’ = 0.10 . es de 10 Litros: He: P.5 L.V’ : 4.V = P’. aplicándole la ecuación general de los gases en ambos casos:
600 6001. que es el que nos piden.3 = P’. pero después de conectados.1. por lo que para el caso del Helio.298.0.9 = 1.0 . teniendo en cuenta que el volumen final.
V = n.Página 27 de 39
.298 .5 Kg de cloruro de sodio? B) Si ambos gases se recogieran sobre agua en un recipiente común de 15 litros a 25ºC.4 g de etanol (CH 3 .T
H 2 : 8.88 + 20.79 Atm
B-10 .03 =
41.82.8/760 = 0.082.V = 12.88 + 0. ¿Cuál sería la presión total en el recipiente? ¿Y la presión parcial de cada uno de ellos? RESOLUCIÓN De acuerdo con la estequiometría de la reacción: 2 NaCl (aq) + 2 mol = 117 g 2 H 2 O (l) 2 mol = 36 g 2 NaOH (aq) + 2 mol = 80 g H 2 (g) + 1 mol = 2 g Cl 2 (g) 1 mol = 71 g
De donde: z =
2. temperatura que está muy por encima de los puntos de ebullición de ambos líquidos. Cuando se calienta el recipiente hasta los 300ºC(573ºK).082. la presión parcial de cada uno sería la que ejercería si estuviese él solo ocupando el volumen total.A)Si el hidrógeno y el cloro se recogen en recipientes separados a 8 atm y 20ºC. V = 38. y se determina aplicando a cada uno la ecuación general de los gases: P.88 atm
que será la misma para ambos ya que hay el mismo número de moles de Hidrógeno que de cloro Para determinar la presión total en el recipiente hemos de tener en cuenta que se recogen sobre agua.En un recipiente de 10 litros se introducen 12.V = 12.1500 = 25.8 mm Hg ( P = 23.293 .082. = 910. se produce la vaporización de la mezcla de gases.
P H2 = Pcl2 = 20.82.V = n.82 moles de Cl 2
El volumen de ambos se determina aplicando la ecuación general de los gases: P.CH 2 OH)
y 18.82.R.293 . Después de cerrar el recipiente se calienta hasta 300ºC. y de esta forma.0.031 atm).5 litros de Cl 2
Si se recogieran ambos gases en el mismo recipiente. que a 25ºC es de 23. suponiendo un comportamiento ideal de ambos gases
RESOLUCIÓN.R.T ===> P.15 = 12. Sus presiones parciales se determinan aplicando la
PROB RESUELTOS . V = 38.26 g de Cl 2 = 117
= 12.CH 3 ) .0. la presión total será la suma de las tres presiones parciales:
PTOTAL = P H2
+ P Cl2 + P H2O = 20. ¿Qué volumen de cada uno puede obtenerse a partir de 1.0.GASES .5 litros de H 2 Cl 2 : 8.82 moles de H 2
12.64g de H 2 117 711500 .7 gramos de acetona (CH 3 -CO . por lo que en el interior del mismo habrá una mezcla de dos gases. por lo que hemos de tener en cuenta también la presión parcial de ésta. Calcular las presiones parciales de cada gas así como la presión total en el interior del recipiente.
CH 2 OH) Pm = 46
.10 = .10 =
a las cantidades de ambos compuestos:
.6 = 2.573 .781 atm
B-11 .444 = 5. determínese la densidad de dicho aire a 20ºC y 740 mm de Hg. V' g = .855 + 1.Acetona (CH 3 -CO-CH 3 ) Pm = 58 . determinar la presión total y las presiones parciales de dichos gases. P = 1. P.0.082.725 moles de O 2 .Si el análisis del aire expresado en % en peso es el siguiente: 75.GASES .686 moles de N 2 .
P.35.573 .0. RESOLUCIÓN Partimos de una masa de aire de 100 g.2 23.En un recipiente de 10 litros de capacidad se colocan 0.10 = 0.35. 23.6 g de H 2 O Calculamos el número de moles de cada uno de estos tres gases:
75. V P'.2% de nitrógeno.515 atm 58
La presión total será la suma de las presiones parciales de ambos:
P TOTAL = 1. P N2 = 1.ecuación general de los gases
g ⎛ ⎞ . RESOLUCIÓN
Las presiones parciales de los tres gases se determinan aplicando a las cantidades que nos dan de esos tres gases la ecuación general de los gases ideales en cualquiera de sus tres formas:
P.Dióxido de carbono ( CO 2 ): 22.Hidrógeno ( H 2 ) 0 Pm = 2 .082.4 L en C.
12.4 l de dióxido de carbono medidos en condiciones normales.R. R.V = ⎝ ⎠ Pm
P.6% de vapor de agua. PH2 = 0.089 moles de H 2 32 28 18
Le aplicamos ahora la ecuación general de los gases al número total de moles para calcular el volumen total de ese aire .132 atm
B-12 . mezcla de los tres gases:
PROB RESUELTOS . P CO2 = 2.Página 28 de 39
. T o bien: P. P = 1. así:
P.082.10 = 0.082. H 2 O = = 0. 21.298 .N. Si ponemos dicha mezcla a 25°C. T ⎟ ⎜ P.0.833 atm 28
moles de hidrógeno.0 g de nitrógeno y 22.2 g de O 2 y 1.0 P..R.V = n.2 g de N 2 .2 1.4 .2% de
oxígeno y 1.298 . O2 = = 0. en la cual tenemos: 75.7 P.0.0.10 = .V = .082.855 atm 21.Etanol (CH 3 .266 + 1. T T T' Pm
.298 .Nitrógeno (N 2 ) Pm = 28 .515 = 2.444 atm
La presión total será la suma de las presiones parciales de los tres gases:
P TOTAL = 0. por lo que tendremos 1 mol de dicho gas.266 atm 46 18. 23.833 + 2.
¿Cuál sería la densidad del gas hidrógeno en esas condiciones de presión y temperatura? ¿Qué densidad tendría el otro gas en esas condiciones de presión y temperatura?¿Cuál es el peso molecular del otro gas? RESOLUCIÓN: En este caso se trata de una aplicación directa de la ley de difusión de Graham:
LEY DE LA DIFUSIÓN DE GRAHAM: Es la que rige tanto la difusión como la efusión de los gases. La fracción molar del compuesto B es doble que la de C. V 86.
Uno de los gases es el Hidrógeno.d = 0.u => = d1 u
Pm GAS = 2
d GAS => 0.Tres compuestos gaseosos A. de donde la ⎝V⎠ 2 d= .083
= 1.293. T = = > P.Página 29 de 39
. y nos queda:
Pm 2 = Pm1
d2 4. determinamos su densidad:
100 m = . le aplicamos la ecuación de Clapeyron lara los gases ideales:
Y con este volumen y la masa total del aire (100 g).083 g/litro 0.GASES .v”.P.V = (2.082. Teniendo en cuenta que la presión total es de 1900 mm de Hg. calcular las fracciones molares y las presiones parciales de cada uno de los compuestos. la del hidrógeno será “4.2=d.158 g/L B-13 .083 0. por lo que su peso molecular es 2. Pm = Pm
densidad del Hidrógeno es:
⎛ g⎞ ⎜ ⎟ .686 + 0. Se enuncia como: “La velocidad de difusión (o efusión) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus densidades o de sus pesos moleculares.082.293 . R. R. el cual se encuentra como moléculas diatómicas: H 2 .0.Por sendos tubos muy estrechos de la misma longitud se dejan difundir al mismo tiempo gas
hidrógeno y un gas desconocido.089). B y C están contenidos en un recipiente. Pm = d . R.725 + 0.V =
g .u = u
d GAS d GAS 2 => 4 = => d GAS 0. T : 1.u = u
PmGAS Pm GAS 2 => 4 = 2 2
4. Sabiendo que el experimento se realiza a presión atmosférica y a la temperatura de 20 ºC y que el peso atómico del hidrógeno es 1 y suponiendo que ambos gases tuvieran comportamiento ideal.V = n. por lo que para determinar tanto el peso molecular como la densidad del otro gas. T = > P. aplicamos la expresión de la Ley de Difusión de Graham. T ==>
740 .36 Litros.082.6 atmósferas. comprobándose que la velocidad de difusión del hidrógeno es el cuádruple de la velocidad del otro gas.293 Hidrógeno
Si la velocidad de difusión del Hidrógeno es cuatro veces la del otro gas y a la de éste le asignamos un valor “v”. Para determinar su densidad en las condiciones que nos dan.
PROB RESUELTOS .083
=> Pm GAS
d = 1. R. V = 86. La presión parcial del
compuesto gaseoso A es de 0.33 g/litro
P C = 481.6 mm Hg = 1. 1444 . 760 = 456 mm Hg Por lo que podemos deducir la presión de los otros dos componentes: 1900 = 456 + P B + P C Y de ahí: P B + P C = 1444 Por otra parte nos indican que la fr5acción molar de B es el doble de la de C: XB = 2 . quedándonos: P A = 456 mm Hg = 0. 481.GASES .P C = 1444 .633 atm
X B = 962.27 atm Así: teniendo en cuenta la expresión de la Ley de Dalton de las presiones parciales: .3 mm Hg = 0. P TOTAL Por lo que: P B = X B . XB = B PTOTAL 1444 y P c = X C .24 0.Página 30 de 39
. que es 1900 mm Hg. XC
P C = X C . 1444 P PB XB = .6 . P C de 1444 1444
manera que nos que da el siguiente sistema de ecuaciones:
PB + PC = 1444 ⎫ ⎬ Y de ahÍ: 2. C ==> P B = 2 . P i = X i .PC ⎭
y P B = 2 .XC =
P PB = 2.51 0.RESOLUCIÓN Teniendo en cuenta la ley de Dalton de las presiones parciales: P TOTAL = P A + P B + P C Dado que conocemos la presión parcial del compuesto A: P A = 0. P TOTAL .6 mm Hg = 1. sabemos que P B = X B .3/1990 =
PROB RESUELTOS . podemos calcular las correspondientes fracciones molares sin más que dividir la correspondiente presión parcial entra la presión total de la mezcla de los tres gases.633 atm PB = 2.6 atm = 0.25
P B = 962.3 = 962.27 atm P C = 481. P TOTAL
PC PTOTAL
De acuerdo con la ley de las presiones parciales de Dalton.6 atm X A = 456/1990 = 0.3 mm Hg = 0.6/1990 = X A = 481.P C + P C = 1444 : 3.
se puede saber cual es la presión de vapor sin mas que consultar las correspondientes tablas. Este vapor.17. el volumen final será “ V/2 “por lo que los 2 g de agua que se condensan corresponderán a la otra mitad del volumen. podemos aplicarle la expresión de la ley general de los gases (Ecuación de Clapeyron) :
P.5 = 731.0. como cualquier otro gas.9 g/mol.00.5 mm Hg) y al aire: (P aire = Ptotal 780 . Teniendo en cuenta que si se reduce el volumen del recipiente a la mitad condensan 2 g de agua.GASES .5mm Hg. En este caso la mezcla de gases se encuentra a 20ºC y a esa temperatura la presión de vapor del agua es 17.5 mm Hg. resultando una presión de 780 mm de mercurio a 20ºC.
RESOLUCIÓN: Siendo el volumen inicial “V”. .5 = 762.. y si el volumen del recipiente se reduce a la mitad sin modificar ninguna otra condición.5 Vinicial g = .R. e) El volumen del recipiente. por lo que : Xi = la cual se le aplica al agua (P agua = 17.5 = 0. del oxígeno seco.Grupo C: GASES Y PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA
C-01 -
Se han recogido sobre agua 100 mL de oxígeno a 20ºC y 749 mm de Hg. pero esta presión depende exclusivamente de la temperatura de manera que si se conoce la ptemperatura a la que se encuentra la mezcla.68 ml T T' 293º K 273º K
C-02 -
Una cierta cantidad de aire saturado de humedad se introduce en un recipiente cerrado por un émbolo.87 litros . con sus respectivas presiones parciales:
PROB RESUELTOS . utilizaremos la Ley de Dalton de las Presiones Parciales: Pi P i = X i . 749 = P OXÍGENO + 17. Calcular el volumen. ejerce una presión parcial en la mezcla que se denomina presión de vapor.Masas atómicas: 0 = 16.5 mm Hg)
RESOLUCIÓN Cuando un gas se recoge sobre agua. P total. de acuerdo con la ley de Dalton de las presiones parciales.Página 31 de 39
. V' 731.082. b) El tanto por ciento en peso de cada componente en la mezcla. en condiciones normales. V P'. H = 1.5 . Por tanto.5 mm Hg): X agua =
17.T => 18 2 760 Pm
Para calcular la fracción molar de cada componente.293 de donde V inicial = 231. Dado que la presión de vapor del agua depende solamente de la temperatura.5 mm Hg
Para calcular el volumen que ocupará en condiciones normales ( 1 atm y 0ºC) puede emplearse cualquiera de las formas de la ecuación general de los gases:
P. V' = = ⇒ ⇒ V'= 89. V =
2 17.17.022 780
X aire =
762. se desea saber: a) Las fracciones molares del vapor de agua y aire en la mezcla. la presión de la mezcla de oxígeno y de vapor de agua será igual a la suma de las presiones parciales de ambos:
P TOTAL = P OXÍGENO + P VAPOR DE AGUA .00.100ml 760mmHg. (Feb95-1-p) DATOS: Masa molecular media del aire: 28.5 = 0. P OXÍGENO = 749 .978 780
El número de moles o gramos de cada componente se obtiene aplicando la ley general de los gases ideales (ecuación de Clapeyron) a cada uno de los componentes. este se encontrará mezclado con el vapor de agua que siempre existe en contacto con la fase líquida de la misma. (Presión de vapor del agua a 20ºC = 17.
¿Qué cantidad de agua líquida queda dentro del matraz? ¿Cuál debería ser el volumen de dicho matraz para que se vaporizase todo el agua? DATOS: Pesos atómicos: H = 1.082.T => 760 Pm n agua = 0.082.5 772.75 / 283.75) . Esta cantidad la podíamos haber calculado P. 6.0. 100 = 98.021 moles de O 2 = 0.R.293 . S = 32.293 ⇒ n = = 0. en la fase gaseosa habrá una mezcla de dos gases: el propio Oxígeno y el vapor de agua. y se introducen 500 g de agua líquida.021 .00 g de agua . la presión total será la suma de las presiones parciales de ambos gases.87 = nagua . se determina ya la composición centesimal:: g totales = g agua + g aire = 4.0. V =
teniendo en cuenta que si en la mitad del volumen inicial había 2 g de agua. 28. Por ello.75 = 283. teniendo en cuenta la Ley de las presiones parciales de Dalton.082. V =
g 762.N.59% de aire
C-03 -
Una muestra de oxígeno recogida sobre agua a 20ºC y 790 mm Hg ocupa un volumen de 486 ml.222 moles = 0.5 mm Hg.231.021 760 760.5 .0.5 mm Hg
RESOLUCIÓN.75 gramos totales % de agua = (4. Presión de vapor del agua a 60ºC =150 mm Hg Densidad del agua líquida en C. O = 16.293 Pm 760
n aire = 9.486 = n.5 mm Hg Dado que la Presión parcial es la presión que ejercería un gas.00 / 283. ¿Cuantos gramos de oxígeno se tienen? ¿Cuantas moles? ¿ Cuantas moléculas? DATOS: Peso atómico: O = 16 . que se condensan.5. 100 = 1.023.10 23 = 1.68 .0.agua:
17.0.87 = naire .00 + 279.68 moles = 9.231. Si su volumen es de 5 litros y hemos introducido 500 g y si su densidad es 1 g/mL.T => . Calcule la presión dentro del matraz.0 . por lo que el volumen ocupado por el oxígeno será el resto:
PROB RESUELTOS . ocuparán un volumen de 500 mL. es decir: 4 gramos de agua aire: P . podemos aplicarle la ecuación general de los gases al oxígeno utilizando su presión parcial y el volumen total.293
moles de O 2
0.R.0 .486 .222.10
moléculas de O 2
C-04 -
Se tiene un matraz de 5 litros lleno de oxígeno en C.V = n.T ==>
772.Página 32 de 39
. y así: P.9 = 279.N. Al recogerse el oxígeno sobre agua. por lo que podemos determinar la del Oxígeno: P O2 = 790 . de las cuales conocemos la del agua: 17. Presión de vapor del agua a 20ºC = 17.24. 32 = 0.0.GASES .18 = 4.021 moles de O 2 = 0.: 1 g/mL
RESOLUCIÓN Se determina el nº de moles de oxígeno iniciales que tiene el matraz cuando lo cerramos.658
g de O 2
0. Se cierra el matraz y se calienta a 60ºC.5 = 772.082.17.021 .41% de agua % de aire = (279.75 g de aire
y con estos datos.0. componente de una mezcla si ocupara él solo el volumen total.5 g .75) . en el volumen total habría doble cantidad de agua.R.
en la cual conocemos la presión parcial.V = n.0 . ¿Qué cantidad de agua líquida queda dentro del matraz? ¿Cuál debería ser el volumen de dicho matraz para que se vaporizase todo el agua? DATOS: Pesos atómicos: H = 1.036.V = .R.V = n. en estado líquido quedarán: 2 . ejercieran una presión parcial igual a su presión de vapor (150 mm Hg).082.2 + 0.5 = 0.0.5 = n.V = n. tomando ahora el nº total de moles de gas que hay en su interior: n TOTAL = 0.082. y su nº de moles lo determinamos a partir de la ecuación de Clapeyron: P.Volumen de oxígeno: 5 L .0.032 = 0.273 .42
= 1.0.Se tiene un matraz de 5 litros lleno de oxígeno en C. y su nº de moles lo determinamos a partir de la ecuación de Clapeyron: P.T ==>
150 .. ocuparán un volumen de 2 mL.0.R.082.0. en la cual conocemos la presión parcial.: 1 g/mL
RESOLUCIÓN Se determina el nº de moles de oxígeno iniciales que tiene el matraz cuando lo cerramos. por lo que volviendo a utilizar la misma ecuación de Clapeiron: P.259 moles de gas.002 = 4. se vaporiza parte del agua hasta alcanzar una presión parcial dentro del recipiente igual a su presión de vapor: 150 mm Hg. volumen (4.GASES .4. también con la ecuación de Clapeyron.4.N. n = 0.5 = n.35
= 1.036 moles de H 2 O = 0.998 Litros de O 2 en C.5 L) y temperatura: (273 + 60)ºK :
P. y se introducen 2 g de agua
líquida.Página 33 de 39
g 150 500 . volumen (4.232.N.20 moles de O 2 Cuando se cierra el matraz y se calienta hasta 60ºC. n = 0.998 = n.5 Litros de O 2 en C.R.V = n.4.333 .R.N.415 atm
g de agua en estado líquido
PROB RESUELTOS . Se cierra el matraz y se calienta a 60ºC. P TOTAL Por tanto.0.0.T ==>
150 .333 . Presión de vapor del agua a 60ºC =150 mm Hg Densidad del agua líquida en C. Calcule la presión dentro del matraz.082. V = 3843 Litros Pm 760 18
C-05 .998 = n. tomando ahora el nº total de moles de gas que hay en su interior: n TOTAL = 0.T ===> P TOTAL .082.58 = 499.0..41 atm
Para que se vaporizase todo el agua a esa misma temperatura.65 g 760
La presión total en el interior del matraz la calculamos con la misma ecuación.032 moles de H 2 O = 0.082. O = 16. S = 32. n = 0.223 moles de O 2 Cuando se cierra el matraz y se calienta hasta 60ºC.N. y así P TOTAL.036 = 0. ya en estado de por.0. y así P TOTAL.5 L) y temperatura: (273 + 60)ºK : P.T ==> 1.4. el recipiente debería tener un volumen tal que la presión de los 500 g de agua.259.032.T ===> P TOTAL . Si su volumen es de 5 litros y hemos introducido 2 g y si su densidad es 1 g/mL.4.18 = 0.R.T ==> .R. en estado líquido quedarán: 500 .0.V = n TOTAL.4. se vaporiza parte del agua hasta alcanzar una presión parcial dentro del recipiente igual a su presión de vapor: 150 mm Hg. por lo que calculamos el nº de moles de agua que pasan al estado de vapor.333 .R.232 moles de gas.0 .0.333.5 = 4. también con la ecuación de Clapeyron.273 .082.V = n TOTAL.0.T ==> 1. P TOTAL Por tanto. por lo que el volumen ocupado por el oxígeno será el resto: Volumen de oxígeno: 5 L . por lo que calculamos el nº de moles de agua que pasan al estado de vapor. n = 0.998 = 0.58 g 760
La presión total en el interior del matraz la calculamos con la misma ecuación.18 = 0.223 + 0.65 = 1.333 .
El Nitrógeno se encuentra en un recipiente de 2 litros que contiene 100 mL de agua. después de dejar pasar el tiempo suficiente para que la mezcla sea completa c) Presión total en el recipiente de 3 litros (Despreciese la variación de volumen debida a la posible evaporación de agua) RESOLUCIÓN Vamos a calcular el número de moles de Nitrógeno y Oxígeno. que será el mismo antes y después de unir ambos recipientes.082.300 .0. El primero tiene un
volumen de 2 litros contiene 100 mL de agua líquida y se encuentra lleno de Nitrógeno (N 2 ) a una presión total de 2 atm.37 Litros 18 Pm 760
C-06 .333.3 = nOXIGENO .Página 34 de 39
.9 = 0.Se tienen dos balones de vidrio unidos por una llave. ambos gases se difunden así como el vapor de agua.9 = n NITROGENO .7 = 2002. La presión que ejerce este vapor de agua depende exclusivamente de la temperatura.7 mm Hg. que ahora ocupará también parte del recipiente de 3 litros. así: PNITRÓGENO = 2.1 mm Hg mm Hg = 2. determinaremos sus presiones parciales aplicándoles la ecuación general de los gases a cada uno: N2: O2: P.635 atm
La presión total será la suma de las presiones parciales de todos los gases : N 2 . al despreciarse la variación de volumen debida a la cantidad de agua que debe evaporarse para seguir manteniendo esa presión en el conjunto de ambos recipientes.3 mm Hg Y ya con estos datos. por lo que le aplicaremos directamente la ecuación general de los gases para calcular su número de moles:
3.082. calcular: a) Cantidades de ambos gases que hay en el sistema. B) Presiones parciales de todos los gases cuando se abre la llave y se comunican ambos. por lo que al no cambiar ésta.7 = 1493. El segundo tiene un volumen de 3 litros y se encuentra lleno de Oxígeno a una presión total de 3 atm. ya que se encuentran unidos
PROB RESUELTOS .1. Si ambos se encuentran a una temperatura de 27ºC. el recipiente debería tener un volumen tal que la presión de los 2 g de agua. por lo que volviendo a utilizar la misma ecuación de Clapeiron:
P. y así. ya en estado de vapor. O 2 y vapor de agua.26. Para que se vaporizase todo el agua a esa misma temperatura.082. que nos indican que a esa temperatura es de 26.763 atm = 580 mm Hg P N = 1.152. tenemos que ahora ambos gases se encontrarán en un volumen igual a la suma de los volúmenes de ambos recipientes ( 3 + 1.Dada la pequeña cantidad de agua líquida presente en el matraz.366 MOLES de O 2
Cuando se abre la llave y se comunican ambos recipientes.082.4.300 .7 mm Hg
Por su parte.0.300
n OXIGENO = 0. PTOTAL = P N + P O + PVAPOR AGUA = 580 + 1396.3 . V = 15.0. n NITRÓGENO = 0.366.T ==> . seguirá siendo la misma de
antes: 26.8 Esta presión total será
la misma en ambos recipientes. ejercieran una presión parcial igual a su presión de vapor (150 mm Hg).
P N = 0.760 . mientras que su presión parcial será la total del recipiente menos la ejercida por el agua.082.9 = 4. por lo que el volumen real ocupado por el Nitrógeno será de 1.837 atm = 1396. P. podríamos despreciar su volumen ( 2 mL) frente al volumen total (5 L) sin que los resultados sufrieran variaciones apreciables.4.152 MOLES de N 2
El Oxígeno por su parte se encuentra solo en el recipiente.9 = 0.9 Litros.1 + 26.GASES .R.9 litros).0.0. mediante la ecuación general de los gases ideales podemos calcular el número de moles de Nitrógeno:
1493. inicialmente cerrada.V =
g 150 2 .300 760
.V = .
ajustada ya.T ==> P PARCIAL.62% de O .NaOH +
2 moles = 2.082.82 = 37. A) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar.4 litros.69 litros de H 2 y de Cl 2 c) Si se recogen conjuntamente en un recipiente de 15 l a 25ºC. V = 34. Las relaciones estequiométricas en la reacción son:
2.00 + 16.9 g 1350 g
2.Sabiendo que la fórmula empírica del éter sulfúrico es: C 4 O H10 .00 g de H. hidrógeno gaseoso y cloro gaseoso.082. obteniéndose hidróxido de sodio.18 = 36 g
2.86% de C . la densidad la podemos calcular dividiendo su peso molecular entre 22. ¿Qué volumen de cada uno puede obtenerse a partir de 1.55.1350 = 11.53% de H La densidad con respecto al nitrógeno es el cociente entre la densidad del vapor de este compuesto y la densidad del Nitrógeno.V = 11.100/74 = 13.100/74 = 21.90 g Y moles
donde vemos que el nº de moles de Cloro y de Hidrógeno (X e Y) son iguales :
1.NaOH + H 2 (g) + Cl 2 (g)
b) La cantidad de cloruro de sodio puro es el 90% de 1500 g: 1350 g de cloruro de sodio puro.45 = 116.82 atm para el H 2 y para el Cl 2 La Presión total será la suma de las presiones parciales de ambos:
P TOTAL = P H 2 + P Cl 2 = 18.40 = 80 g
1 mol = 2g X moles
1 mol = 70. 16.0. por lo que ocuparán: P.
RESOLUCIÓN El peso molecular o masa molecular media del C 4 O H10 es = 4. b) La densidad de su vapor respecto del nitrógeno en condiciones normales.12. % de H : 10.Grupo D: EJERCICIOS DE GASES + ESTEQUIOMETRÍA
D-01 -
El cloro se prepara por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio.H 2 O
2 moles = 2.00 = 74 y en esa cantidad hay 4.H 2 O electrolisis > 2.5 Kg de cloruro de sodio del 90% de riqueza? C) Si se recogieran ambos gases en un recipiente de 15 litros a 25ºC.0.82 + 18.298 .293 .55 moles de H2 y de Cl 2 se obtienen 116.9
las cuales se recogen a 8
atm y 20ºC. Así:
PROB RESUELTOS .00=48. ¿Cuales serían la presión parcial de cada gas en ese recipiente y cual sería la presión total?
RESOLUCIÓN a) La reacción. Dado que nos la piden en Condiciones Normales.00 g de C. B) Si el hidrógeno y el cloro se recogen separados al 8 atm y 20ºC.NaCl (aq) + 2.R.NaCl (aq) +
2 moles = 2.00 + 10.58.15 = 11.100/74 = 64.00 g de O y 10.64 atm
D-02 .T ==> 8. que es el volumen que ocupa un mol de cualquier gas en Condiciones Normales. la presión parcial de cada uno será P. determinar a) su composición
centesimal. % de O : 16.Página 35 de 39
.V = n. por lo que composición centesimal será: % de C: 48.55.12.V = n. es:
2.R. P PARCIAL = 18.1..GASES .
por lo que la presión después de producirse la reacción no varía:
P FINAL = 1 atm
c) Cuando la temperatura desciende a 10ºC. una vez calculados los números de moles de metano y de oxígeno:
0.01 moles de metano 16 g / mol
nMETANO =
nOXIGENO =
0.01 moles de O 2 Z = 0.18 atm
D-04 .03 . b) La presión total después de la reacción a 120ºC c) El número de moles totales en fase gaseosa existentes a 10ºC d) La presión parcial del dióxido de carbono a 10ºC
RESOLUCIÓN En este caso nos dan las dos cantidades de los gases que reaccionan.01 + 0.082.03 moles de oxigeno 32 g / mol
a) Para determinar el volumen del matraz. Si el gas pesa 0. P CO2 = 0.01 + 0.En un matraz cerrado y a 120ºC 0.01. Para ello.289 l : P.1.R. despreciando su presión de vapor a esa temperatura. P.5ºC. 0.16 g de metano.01 moles de O 2 . por lo que antes de nada hemos de determinar si son las cantidades estequiométricas o bien sobra una cantidad de uno de los dos gases.02 moles de agua. 96 g de oxígeno.0.01 moles de O 2 y 0.GASES .
La presión total antes de la reacción es de 1 atmósfera.4 litros 28 g N2 22.V = n.El óxido nitroso (N20) es un gas que se puede obtener por descomposición térmica del nitrato
amónico.289 litros
b) Para los cálculos estequiométricos vamos a suponer que se termina todo el metano (reactivo limitante)
CH 4 + 2 O2 2 moles X -------> CO 2 1 mol Y + 2 H2O 2 moles Z
1 mol ----------0.
V = 1.02 moles de oxígeno que se gastan.393 .03) . los productos de la reacción se enfrían a 10ºC de forma que el agua condensa.01 moles de CO 2 que se forman Después de la reacción tendremos en ese recipiente: 0.01 moles de CO 2
d) La presión parcial se determina aplicando la ecuación general de los gases ideales al CO 2. se produce la condensación de los 0.02) = 0.320 L del gas a 690 mm Hg y 12. es decir que no hay variación en el número total de moles.283 .64 28
D-03 .04 moles totales.082. por lo que nos sobran: 0.01 + 0.T . teniendo en
cuenta que el volumen del recipiente es 1.0. b) Al realizar dicha descomposición se obtienen 0. a) Escriba la ecuación de la reacción. le aplicamos al número total de moles la ecuación general de los
gases ideales: P. Se pide: a) El volumen del matraz. por lo que el número total de moles es: (0.
PROB RESUELTOS . planteamos la reacción. por lo que
en estado gaseoso solamente quedarán 0.4 litros
74 = 2.289 = 0.96 g = 0.0.R.01 moles -----
X = 0.T .deter dNitrogeno
74 g eter 22.V = (0. 1. reaccionan totalmente con 0.02 moles de H 2 O que se forman Y = 0.16 g = 0. calcule el valor de la constante de los gases.V = n.02 = 0.01 moles de CO 2 y 0.540 g.Página 36 de 39
.02 moles de H 2 O.
. gaseoso y óxido de plomo(II) sólido.540 mol.00 . teniendo en cuenta que el peso molecular del Pb(NO 3 ) 2 es: Pm = 207. igualando el nº de átomos en reactivos y productos: Para resolver este sistema le damos valor a: a=2 Pb : a = d N :2a=c Por lo que directamente obtenemos d = 2 y c = 4 O : 6 a = 2 b + 2 c + d Y así: 6.51. Si se recoge una muestra de gas que ocupa 293 mL medida a 200ºC y 1 Atm de presión.10 .02
690 atm.01 + 16.0. 0. 0.10 .473
= 7.3 = 1.19 .082. en gramos. Vamos a utilizar el método de los coeficientes:
a Pb(NO 3 ) 2 —> b O 2 + c NO 2 + d PbO
Planteamos una ecuación para cada elemento. V =
g . Pb = 207. El número total de moles de gas se obtiene por medio de la ecuación general de los gases ideales: P. cuyo peso molecular es: Pm = 2.02.00 gramos de Pb(NO 3 ) 2 que se descomponen
PROB RESUELTOS . corresponde 1/5 al O 2 y 4/5 al NO 2 Así: Nº de moles de O 2 = n=
1.R. V = n.51.3 = 3.285.2 = 2 b + 2.GASES .320 l 760 0. ¿Qué cantidad de nitrato de plomo(II) se ha descompuesto: DATOS: Pesos atómicos: N = 14.R.00. ya ajustada es:
2 Pb(NO 3 ) 2 —> O 2 + 4 NO 2 + 2 PbO
En ella vemos que cada dos moles del reactivo Pb(NO 3 ) 2 se obtienen 1 mol de O 2 y 4 moles de NO 2.540 atm.5º K 44. 3.55. es suficiente con aplicar la ecuación de Clapeyron para los gases ideales.Al calentar una muestra de Nitrato de plomo(II) sólido se obtiene Oxígeno molecular.10 moles de O 2 5
por lo que de acuerdo con la
estequiometría de la reacción en la cual por cada 2 moles de Pb(NO 3 ) 2 se obtiene 1 mol de O 2.5º K 760 44. T ⇒ Pm
690 0.16 = 331. T
⇒ P.10 .R. óxido de
nitrógeno(IV). 1.3 moles que se han descompuesto Y para determinar la masa. º K
D-05 .02 . l mol .0. es decir 5 moles de gases.3 moles de las cuales
7. O = 16. que es:
P. el nº de moles de Pb(NO 3 ) 2 que se habrán descompuesto es: Nº moles de Pb(NO 3 ) 2 descompuestos: 2 . R .5510 − 3 .14.02
= 0.14 + 6.19 g/mol Masa que se descompone: 331.4 + 2 ===> b = 1 Y la ecuación.10 . 285.T ==> 1. -3 = 1.00 .0.19 + 2.293 0.320 l = mol .00 .00 = 44.0829
atm .082 .V = n.02.RESOLUCIÓN a) La reacción que tiene lugar es: b) NH 4 NO 3 <===> N 2 O + 2 H 2 O
Para determinar el valor de la constante de los gases con los datos que nos dan para el N 2 O .293 = n .19 RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: Pb(NO 3 ) 2 —> O 2 + NO 2 + PbO la cual hemos de ajustar. 473 .
87 = 128.N. 245
Y = 1. los productos de la reacción se enfrían a 10ºC de forma que el agua condensa.76 g 2 K Cl + 2 mol = 2. Se pide: a) El volumen del matraz. T.
La presión total antes de la reacción es de 1 atmósfera. teniendo en 100 cuenta la reacción estequiométrica.22. una vez calculados los números de moles de metano y de oxígeno:
PROB RESUELTOS .128. b) La presión total después de la reacción a 120ºC c) El número de moles totales en fase gaseosa existentes a 10ºC d) La presión parcial del dióxido de carbono a 10ºC RESOLUCIÓN En este caso nos dan las dos cantidades de los gases que reaccionan.V = 1. 1.Página 38 de 39
. 96 g de oxígeno. teniendo en cuenta el nº de Avogadro:
Nº moléculas = 1..0.74. Para ello.023.577 moles de O 2 que se obtienen y con este dato.577.5.46 litros de O 2
D-07 . puede hacerse fácilmente “a ojo”. y así: " Y"
moles de O 2 =
3. tenemos que calcular la cantidad de reactivo puro que hay. hemos de tener en cuenta que al disponer de un reactivo impuro. V = 51.5 = 245 g 128.El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular. los moles o los litros en C.
P.10 23 = 9.16 g de metano.D-06 .R. despreciando su presión de vapor a esa temperatura. referidas siempre a reactivos y productos puros.GASES . planteamos la reacción. Así. Y
Para determinar la cantidad de oxígeno podemos utilizar los g. por lo que antes de nada hemos de determinar si son las cantidades estequiométricas o bien sobra una cantidad de uno de los dos gases.2 litros en C. V = n.398.6.5 = 149 g X 3 O2 3 mol = 3. Dado que se trata de una reacción sencilla.
Calcule el volumen de oxígeno medido a 125ºC y 1 atm que puede obtenerse por descomposición de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso de clorato de potasio? ¿Cuantas moléculas de oxígeno se formarán? RESOLUCIÓN La reacción que tiene lugar es: K ClO 3 —> K Cl + O 2 la cual hemos de ajustar.76 . en este caso utilizaremos los moles.En un matraz cerrado y a 120ºC 0. y queda:
2 K ClO 3 —> 2 K Cl + 3 O 2
Para poder aplicar las relaciones estequiométricas.10 El volumen que ocupan es:
moléculas de oxígeno se obtienen. aplicando la ecuación general de los gases ideales como el número de moléculas.
2 K ClO 3 —> 2 mol = 2.76 g de K ClO 3 puro que se descompone.082. reaccionan totalmente con 0.32 = 96 g = 3.4 = 67. podemos ya determinar tanto el volumen que ocupa.122. tenemos que: g KClO 3 puro = 148.N.577.
0.289 litros
1 mol ----------0.GASES .01 moles de CO 2 que se forman Z = 0.02 moles de agua. no varía:
c) Cuando la temperatura desciende a 10ºC. teniendo en cuenta
que el volumen del recipiente es 1. 0.V = (0.01.0.01 moles de metano 16 g / mol
0.Página 39 de 39
. por lo que la presión.01 moles de O 2 .01 moles de O 2 y 0.02) = 0. P CO2 = 0.289 l : P.01 + 0.R.nMETANO =
0.02 moles de H 2 O que se forman Después de la reacción tendremos en ese recipiente: 0.
V = 1. después de producirse la reacción.01 moles de O 2 Y = 0. P.18 atm
PROB RESUELTOS . por lo que nos sobran: 0. 1.393 .04 moles totales.16 g = 0.01 moles -----
X = 0.96 g = 0.R.02 = 0.01 + 0.01 moles de CO 2 y 0.03 moles de oxigeno 32 g / mol
a) Para determinar el volumen del matraz.T .283 . por lo que
en estado gaseoso solamente quedarán 0.03) .082.0.082.V = n.01 moles de CO 2
d) La presión parcial se determina aplicando la ecuación general de los gases ideales al CO 2. le aplicamos al número total de moles la ecuación general de los gases
ideales: P.289 = 0. por lo que el número total de moles es: (0.T .01 + 0. es decir que no hay variación en el número total de moles.02 moles de oxígeno que se gastan.1.02 moles de H 2 O.03 . se produce la condensación de los 0.V = n.
Gases Problemas Resueltos by Beto Ayala74K viewsEmbedDownloadRead on Scribd mobile: iPhone, iPad and Android.Copyright: Attribution Non-Commercial (BY-NC)List price: $0.00Download as PDF, TXT or read online from ScribdFlag for inappropriate contentMore informationShow less
RelatedGases Problemas Resueltosby Jerry Estela IzquierdoSaturacion de Fluidosby Andres Fernando BurgosCalculos Lodoby Daniel EstevezChapter 09 ingby صهيب أرويوQuimica7 El Equilibrio Químicoby api-3761031Estadistica Para Ingenieros y Cientificos - William Navidi CAPITULO 5 Intervalos de Confianzaby TinaBrigitteSamsonMemoria de Muestreo Insituby christianmolinaPRESIÓN DIFERENCIALby JT Hidalgo RzDETERMINACIÓN DE LA SATURACIÓN POR EL MÉTODO DE DESTILACIÓN EXTRACCIÓNby marcegonzalez2005Taller Termodinamica 10° IV Pby Félix EduardoFluidos_d..by Juan David Castro Perdomoejercicios resuletos de potencial electricoby Magin BrachoCIRCUITO_LODOby Gabri Andrade CrzSolucionario de Ira Levine - Quinta Edicion Iby ryoma9000Propiedades de Las Rocas Reservorioby Ludhiana Guzman LedezmaEJERCICIOS EQUILIBRIO HETEROGÉNEO_1by Karolyn Jesenia Bermudez León2010 Fisico Quimicaby cassiboyfriendmLibro de Petroleo1by contradictorio_alexLibro de Oroby Richard GutierrezSerie3.Liquido-Vapor 15178 (1)by UrueUruzFísica Vol 2 - Resnick - Versión ampliada -4ta ingles - 3ra edicion españolby Ivan Galeana AguilarLey de Darcyby Sol Garcia VazquezIngeniería aplicada de yacimientos petrolíferos - Craft, B.C. and Hawkins, M.F.by hans1049Ejercicios de Leyes de Kirchhoff Resistencias Equivalentes y Mallasby jhonatanjrr8490EJERCICIOS RESUELTOS CAPACITORESby Jairo Niñosolucionesby ELIEZER ROJASOPERACIONES DE CEMENTACIÓN DE POZOSby Bertino Izquierdo Toledoproblemas-resueltos-corriente-electricaby giron_estela6390Similar to Gases Problemas ResueltosGases Problemas ResueltosSaturacion de FluidosCalculos LodoChapter 09 ingQuimica7 El Equilibrio QuímicoEstadistica Para Ingenieros y Cientificos - William Navidi CAPITULO 5 Intervalos de ConfianzaMemoria de Muestreo InsituPRESIÓN DIFERENCIALDETERMINACIÓN DE LA SATURACIÓN POR EL MÉTODO DE DESTILACIÓN EXTRACCIÓNTaller Termodinamica 10° IV PFluidos_d..ejercicios resuletos de potencial electricoCIRCUITO_LODOSolucionario de Ira Levine - Quinta Edicion IPropiedades de Las Rocas ReservorioEJERCICIOS EQUILIBRIO HETEROGÉNEO_12010 Fisico QuimicaLibro de Petroleo1Libro de OroSerie3.Liquido-Vapor 15178 (1)Física Vol 2 - Resnick - Versión ampliada -4ta ingles - 3ra edicion españolLey de DarcyIngeniería aplicada de yacimientos petrolíferos - Craft, B.C. and Hawkins, M.F.Ejercicios de Leyes de Kirchhoff Resistencias Equivalentes y MallasEJERCICIOS RESUELTOS CAPACITORESsolucionesOPERACIONES DE CEMENTACIÓN DE POZOSproblemas-resueltos-corriente-electrica2_Desarrollo y Aplicacion de Programas de Computadora Para Hidraulica de Perforacion y Cementacion De Pozosejercicios_termometria_dilatacion

References: RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 

RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN 
 RESOLUCIÓN