UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTALFRANCISCO DE MIRANDA

ÁREA DE TECNOLOGÍADEPARTAMENTO DE QUÍMICA

COMPLEJO DOCENTE LOS PEROZOSASIGNATURA: QUÍMICA I

SANTA ANA DE CORO, MAYO DE 2008

Realizado por:Prof. Ing. Karla PetitProf. Ing. Kendy Bustamante

INTRODUCCIÓN

Bajo condiciones adecuadas la mayor parte de las sustancias pueden existir

como gases, líquidos y sólidos. En muchas de las reacciones químicas intervienen

sustancias en estado gaseoso, tanto entre los reactivos como entre los productos. Esto es

importante, por lo que las leyes físicas relacionadas con el estado gaseoso deben

conocerse antes de tratar con problemas en los que intervengan cambios químicos de

sustancias que se presenten en el estado gaseoso.

Los gases son el estado más simple de la materia y, por tanto, las relaciones

entre las propiedades microscópicas (átomos y moléculas) y macroscópicas de una masa

gaseosa son relativamente fáciles de identificar.

Todos los gases se comportan de manera similar, de modo que el mismo

conjunto de ecuaciones puede ser usado para predecir su comportamiento.

El volumen de una masa de gas depende de la temperatura y la presión a las

cuales se encuentra. Por lo tanto se puede describir el comportamiento físico de los

gases en función de tres variables: temperatura, T; presión, P; y volumen, V. Para un

volumen dado bajo condiciones de temperatura y presión determinado, un cambio de

una o más de las tres variables traerá como consecuencia un cambio de las restantes de

acuerdo con leyes perfectamente establecidas llamadas Leyes de los Gases.

A lo largo de esta guía se utilizaran los gases y sus propiedades en una gran

variedad de reacciones químicas y para la resolución de ejercicios que involucre una

masa gaseosa o mezcla de gases se necesita estar familiarizados con el sistema

internacional (SI) de unidades y con el manejo de las relaciones estequiométricas.

GASES:

Se denomina gas, al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni

volumen propio. Su principal composición lo constituye moléculas no unidas,

expandidas y con poca fuerza de atracción, lo cuál provoca que no tengan volumen y

forma definida, haciendo que este se expanda para ocupar todo el volumen del

recipiente que la contiene.

CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES

Entre las características más importantes de los gases se encuentran las

siguientes:

El volumen de un gas cambia significativamente con la presión.

El volumen de un gas cambia mucho con la temperatura

Los gases tienen relativamente baja viscosidad

La mayoría de los gases tienen densidades relativamente bajas en condiciones

normales.

Los gases son miscibles

PROPIEDADES DE LOS GASES

Las propiedades más importantes de los gases se expresan a continuación:

Temperatura: es la medida de que tan frío o que tan caliente esta una sustancia

con respecto a otra. Las escalas de temperatura más usadas son: Celsius, Kelvin,

Fahrenheit.

Figura Nº 1: Escalas de temperaturaFuente: Jesús Peña Cano (2008)

Volumen: es el espacio que ocupa un sistema. Los gases ocupan todo el

volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un

recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el

volumen del gas.

Presión: se define como la fuerza que actúa sobre una unidad de área de

la superficie y se puede expresar en cualquiera de varias unidas convencionales (atm,

Kpa, Bar, torr, mmHg). La presión de los gases es el resultado de los impactos de las

moléculas sobre las paredes del recipiente que los contiene.

Presión barométrica: es la fuerza que ejercen los gases atmosféricos hacia la

superficie por la atracción gravitacional de la tierra. La fuerza de los gases crea una

presión de 1 atm. Esta presión es medida a través de un instrumento conocido como

barómetro. Los barómetros contienen mercurio en vez de otro líquido porque su alta

densidad permite que el barómetro sea de un tamaño conveniente. Básicamente este

instrumento es un tubo de un metro de largo, cerrado en un extremo, lleno de mercurio,

e invertido sobre un plato que contiene más mercurio. Cuando el tubo está invertido

algo de mercurio fluye hacia fuera formando un vacío sobre el mercurio que queda en el

tubo como se muestra en la figura Nº 3 a continuación.

A

FP

Figura Nº 3: Barómetro de mercurioFuente: Petrucci. España 2003

Figura Nº 2: Presión de un gasFuente: Silberberg. México 2002

Presión manométrica: es la presión de un gas o mezcla de gases medida en un

experimento a través de un manómetro. En la figura Nº 4 se muestran dos tipos de

manómetros: (a) muestra un manómetro de extremo cerrado donde un gas ejerce presión

sobre el mercurio en el brazo conectado al matraz, la diferencia de altura (ΔH) es igual

a la presión del gas. (b) y (c) representan un esquema que consiste en un tubo curvo

lleno de mercurio, donde uno de los extremos está abierto a la atmósfera y el otro está

conectado a la muestra de gas. La atmósfera empuja sobre uno de los niveles de

mercurio y el gas empuja en el otro. Ya que ΔH es igual a la diferencia entre las dos

presiones, es necesario medir la presión atmosférica separadamente en un barómetro.

Efusión Y Difusión

El movimiento de los gases, ya sea entre ellos o hacia regiones de muy baja

presión, tiene muchas aplicaciones importantes.

Efusión, es el proceso por el cual un gas escapa del recipiente que lo contiene a

través de un orificio diminuto hacia un espacio evacuado. La velocidad de efusión es el

número de moles (o moléculas) de gas que efusiona por unidad de tiempo.

Figura Nº 4: Tipos de manómetrosFuente: Silberberg. México 2002.

Figura Nº 5: Proceso de efusión de un gas.Fuente: Petruccí. España 2003

Difusión, muy relacionado al proceso de efusión está el proceso de difusión

gaseosa, el movimiento de un gas a través de otro.

COMPORTAMIENTO DE LOS GASES EN CONDICIONES ESTANDAR

Los químicos han seleccionado un conjunto de condiciones estándar para

comprender mejor los factores que influyen en el comportamiento de los gases; a este

conjunto les llaman temperatura y presión estándar (STP), por sus siglas en ingles.

STP: 0º C (273,15K) y 1 atm (760 torr)

Bajo estas condiciones, el volumen de un mol de gas ideal se denomina volumen

molar estándar y es igual a 22,414 Litros.

LEYES DE LOS GASES

El estado gaseoso es el único entre los estados de la materia en la que la

naturaleza química del gas no afecta significativamente su comportamiento físico. Las

variables que describen el comportamiento físico de un gas son: presión, volumen,

temperatura y cantidad de gas. Estas variables son interdependientes, es decir cualquiera

de ella puede determinarse midiendo las otras tres. Existen relaciones claves para

relacionar estas variables: las leyes de Boyle, Charles y Avogadro.

Figura Nº 6: Difusión de una partícula de gas a través de un espacio lleno de otras partículas.Fuente: Petruccí. España 2003

LEY DE BOYLE

La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es

inversamente proporcional al volumen del recipiente, cuando la temperatura es

constante.

Como se muestra en la figura Nº 7, el volumen es inversamente proporcional a la

presión:

Si la presión aumenta, el volumen disminuye.

Si la presión disminuye, el volumen aumenta.

De esta forma, si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes, el

producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor. Entonces la

expresión matemática de esta ley es:

(1)

(el producto de la presión por el volumen es constante)

Supóngase que se tiene un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una

presión P1 al comienzo del experimento. Si se varía el volumen del gas hasta un nuevo

valor V2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

(2)

Figura Nº 7: Relación Volumen- PresiónFuente: Petruccí. España 2003

que es otra manera de expresar la ley de Boyle

Ejercicio resuelto:

Un volumen de 380 mL de aire se midió a la presión de 640 mmHg. Calcúlese el

volumen que ocupará a una presión de 760 mmHg, a temperatura constante.

Solución

Datos:

V1= 380 mL

P1= 640 mmHg

P2= 760 mmHg

V2= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: Como se tiene temperatura constante la

expresión a emplear es la Ley de Boyle (2), podemos despejar de la ecuación (2) el V2.

Entonces y sustituyendo los valores se tiene:

LEY DE CHARLES

La ley de Charles establece que si la cantidad de gas y la presión permanecen

constantes, el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor.

Figura Nº 8: Relación Volumen- TemperaturaFuente: Petruccí. España 2003

Como se muestra en la figura Nº 8, el volumen es directamente proporcional a la

temperatura del gas:

Si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta.

Si la temperatura del gas disminuye, el volumen disminuye.

Matemáticamente se puede expresar así:

(3)

(el cociente entre el volumen y la temperatura es constante)

Supóngase que se tiene un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura

T1 al comienzo del experimento. Si se varía el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,

entonces la temperatura cambiará a T2, y se cumplirá:

(4)

que es otra manera de expresar la ley de Charles.

Ejercicio resuelto:

Se colectó un volumen de 473mL de oxígeno a 27º C. ¿Que volumen ocupará dicho

oxígeno a 173º C, a presión constante?

Solución

Datos:

V1= 473mL

T1= 27º C + 273 =300 K

T2= 173º C + 273 = 446 K

V2= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: como se tiene presión constante, la expresión a

utilizar es la ley de charles (4), despejando de esta ecuación V2 se tiene:

nótese que la temperatura debe ser transformada a una escala absoluta

Kelvin (K). De esta forma se obtiene:

LEY COMBINADA (ley de Boyle- Charles)

Esta ley establece, que los volúmenes ocupados por una masa gaseosa, son

inversamente proporcionales a la presión y directamente proporcionales a la temperatura

que soportan. La ecuación matemática para esta ley es la siguiente

(5)

Ejercicio resuelto:

Una muestra de freón-12 ocupa un volumen de 25,5 L a 298 K y 153, 3 Kpa.

¿ Determinar su volumen a condiciones estándar?

Solución

Datos:

V1= 25,5 L

T1= 298 K

P1= 153,3 Kpa

T2= 273 k

P2= 1atm = 101,325 Kpa

V2= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: por las condiciones que se tienen inicialmente se

emplea la ley combinada para encontrar el V2. De esta forma se despeja V2 de la

ecuación (5) obteniéndose:

nótese que debe transformarse la P2 a Kpa para sustituir los valores en

la ecuación. El resultado obtenido es:

LEY DE AVOGADRO

Esta ley, descubierta por Avogadro establece la relación entre la cantidad de gas

y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. Recuerde que

la cantidad de gas se mide en moles.

El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas:

Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen.

Si disminuimos la cantidad de gas, el volumen disminuye.

Se puede expresar la ley de Avogadro así:

(6)

(el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante)

Supóngase que se tiene una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1

al comienzo del experimento. Si se varía la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2,

entonces el volumen cambiará a V2, y se cumplirá:

(7)

que es otra manera de expresar la ley de avogadro.

Ejercicio resuelto:

Los dirigibles se consideran medios de transporte para mercancías. Un modelo a escala

se llena hasta un volumen de 55 cm3. Cuando 1,10 moles de helio se adicionan al

dirigible el volumen es de 26,2 cm3. Cuantos gramos de helio deben agregarse para que

este se eleve. Considere que P y T son constantes.

Solución

Datos:

V1= 26,2 cm3

n1= 1,10 mol

V2= 55 cm3

n2= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: primero se necesita encontrar n2 , dado que se

tienen condiciones de P y T constantes se emplea la ley de avogadro (7), para encontrar

este valor. Para encontrar la cantidad de helio adicionada se resta n1 y se convierte a

gramos.

sustituyendo los valores en esta ecuación se obtiene:

Determinación de la cantidad adicional de helio: nad=n2-n1

nad= (2,31-1,10)mol= 1,21 mol

LEY DE GAY LUSSAC

Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Establece la

relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.

La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura:

Si aumentamos la temperatura, aumentará la presión.

Si disminuimos la temperatura, disminuirá la presión.

Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente

entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor:

(8)

(el cociente entre la presión y la temperatura es constante)

Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una

temperatura T1 al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo

valor T2, entonces la presión cambiará a P2, y se cumplirá:

(9)

que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.

Ejercicio resuelto:

El aire en un tanque se encontraba a una presión de 640 mmHg a 23º C. Se expuso al sol

con lo que su temperatura aumento a 48º C. ¿Cuál fue la presión que se presentó

entonces en el tanque?

Solución

Datos:

P1= 640 mmHg

T1= 23 ºC + 273 = 296 K

T2= 48º C + 273 = 321 K

P2= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea la relación presión- temperatura de

Gay- Lussac (9) y se despeja de esta la P2 obteniendo:

sustituyendo los valores en esta ecuación se obtiene como resultado

LEY DEL GAS IDEAL

Cada una de las leyes elementales de los gases describe el efecto sobre el

volumen del gas de la modificación de una variable mientras se mantiene constante las

otras dos.

1. Ley de Boyle, describe el efecto de la presión

2. Ley de Charles describe el efecto de la temperatura

3. Ley de Avogadro describe el efecto de la cantidad del gas

Se pueden combinar estos efectos individuales en una relación llamada ley de

gas ideal (ecuación de gas ideal), en la que el volumen del gas es directamente

proporcional a la cantidad de gas y a la temperatura en K e inversamente proporcional a

la presión, es decir

(10)

Reordenando esta ecuación se obtiene P.V = n.R.T (11), donde R es una

constante de proporcionalidad conocida como constante universal de los gases ideales.

Según el sistema de unidades que se trabaje la constante universal de los gases

puede obtener varios valores:

Tabla Nº 1: Valor de la constante universal de los gases ideales

Valor de R en diferentes unidades

Fuente: Silberberg. México 2002.

Ejercicio resuelto:

Una botella de gases de 12,8 L contiene 35,8 g de O2 A 46º C. ¿Cuál es la presión de

este gas expresada en atmósfera?

Solución

Datos:

V= 12,8 L

g O2= 35,8g

T = 46º C +273 = 319K

P= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: antes de utilizar la ecuación de los gases ideales

(11) se debe convertir los gramos de O2 a moles de O2. De esta forma se tiene:

sustituyendo estos valores en la ecuación

(11) y despejando la presión de la misma, se obtiene:

APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES

La ley de los gases ideales puede reestructurarse de maneras adicionales para

determinar otras propiedades de los gases. Entre las aplicaciones que se le da se

encuentran: la determinación de las masas molares y la densidad de los gases.

Densidad de un gas.

Para determinar la densidad de un gas se comienza con la ecuación de densidad

d= m/V. A continuación se expresa la masa del gas como el producto del número de

moles del gas por su masa molar: m= n. М. Esto nos lleva a:

Utilizando la ecuación de los gases ideales, se puede sustituir n/V por su

equivalente P/R . T obteniendo

(12)

Ejercicio resuelto:

¿Cual es la densidad del freón-11 (CFCl3) a 120º C y 1,5 atm?

Solución

Datos:

T= 120º C +273= 393K

P= 1,5 atm

d= ?

Estrategias para resolver el ejercicio: primero se debe calcular la masa molar del

freón – 11 para sustituir los valores en la ecuación (12). De esta forma resulta:

M CFCl3 = 137,35 g/mol

Masa molar de un gas.

A través de otros rearreglos simples a la ley de gas ideal, se puede determinar la

masa molar de un gas desconocido.

P . V = n . R. T

Por lo tanto se despeja la masa molar (13)

En función de la densidad se obtiene (14)

Ejercicio resuelto:

Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno y

encuentra que su densidad es 7,71g/L a 36º C y 2,88 atm. ¿Calcule la masa molar del

gas?

Solución

Datos:

d= 7,71g/L

T= 36º C = 309K

P= 2,88 atm

M = ?

Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea la ecuación (14) para resolver el

ejercicio sustituyendo los valores adecuados en la misma, y se obtiene:

LEY DE DALTON (de las presiones parciales)

Cuando existe una mezcla de gases se denomina “presión parcial” de un gas a la

presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen.

En una mezcla de gases no reactivos, la presión total es la suma de las presiones

parciales de los gases individuales

Ptotal= PA + PB + PC (15)

Por lo tanto, la presión parcial de los gases A, B y C se expresan con las

siguientes ecuaciones:

Cada componente en una mezcla contribuye con una fracción del número total

de moles en la mezcla, que es la fracción molar (X) de este componente.

La fracción molar de un componente A se expresa con la siguiente ecuación:

(16)

Donde:

nA= moles presentes del gas A.

nT= moles totales presentes en la mezcla de gases.

La suma de las fracciones molares de todos los componentes en una mezcla debe

ser igual a uno. De esta forma:

Σ X = XA + XB + XC = 1 (17)

Ya que la presión total se debe al número total de moles, la presión parcial del

gas A es la presión total multiplicada por la fracción molar de A, XA.

PA= PTOTAL . XA (18)

Figura Nº 9: Ley de DaltónFuente: Petruccí. España 2003

Ejercicio resuelto:

Una muestra gaseosa contiene 5,23 g de cloroformo (CHCl3), y 1,66 g de metano (CH4).

Calcule:

a. Que presión es ejercida por la mezcla dentro de una bombona metálica de 50mL

a 345º C. ¿Con que presión contribuye el CHCl3.

b. Cual es la fracción molar de cada gas en la mezcla a estas condiciones.

Solución

Datos:

g CHCl3= 5,23 g

g CH4= 1,66 g

V= 50 mL = 0,05 L

T= 345º C = 618 K

Ptotal= ?

P CHCl3= ?

X CHCl3= ?

X CH4= ?

Estrategia para resolver el ejercicio: se tienen los gramos de cada gas en la mezcla, se

deben convertir a moles. Se usa entonces la ecuación de los gases ideales (11) para

calcular la presión total a partir del número total de moles. La presión ejercida por

CHCl3 se puede calcular sustituyendo el número de moles de este gas en (11)

individualmente. Para el cálculo de las fracciones parciales, se puede resolver

empleando el número de moles dados en el problema y alternativamente se puede

utilizar las presiones parciales y la presión total.

ntotal= (0,044 + 0,104) mol = 0,148 mol

Cálculo de las fracciones molares empleando el número de moles dados:

Cálculo de las fracciones molares empleando las presiones parciales de los gases:

Se debe calcular la presión parcial del CH4 para calcular su fracción molar:

nótese que la fracción molar es una cantidad

adimensional.

Entonces se cumple Σ X = XCHCl3 + X CH4 = 0,3 + 0,7 = 1

RECOLECCIÓN DE UN GAS SOBRE AGUA

La ley de las presiones parciales se usa frecuentemente para determinar la

producción de un gas insoluble en agua que se forma en una reacción. El producto

gaseoso burbujea en el agua y se colecta en un recipiente invertido, como se muestra en

la figura Nº 8. El vapor de agua que se mezcla con el gas contribuye en parte a la

presión total, llamada presión de vapor, que depende únicamente de la temperatura del

agua.

C2H2 + vapor de agua

CaC2

(Carburo de calcio)

Ejercicio resuelto:

El gas acetileno (C2H2), un gas combustible muy importante en soldaduras se produce

en el laboratorio cuando el carburo de calcio (CaC2) reacciona con agua:

CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (ac)

Para una muestra de acetileno colectada en agua la presión total del gas (ajustada a la

presión barométrica) es 738 torr y el volumen es 523 mL. A la temperatura del gas 23ºC

la presión de vapor del agua es 21 torr. ¿Cuántos gramos de acetileno se recolectaron?

Solución

Datos:

Ptotal = 738 torr

V= 523 mL = 0,523 L

+ 273 = 296 K

Estrategia para resolver el ejercicio: se necesita calcular la masa de C2H2 para

encontrar a partir de la ecuación de los gases ideales (11) si se calcula la ,

empleando la ecuación de dalton (15). De igual forma se deben convertir unidades de

presión a atmósfera para sustituir en la ecuación (11). De esta forma se obtiene:

De la ecuación de los gases ideales se tiene:

Figura Nº 10: Gas recolectado sobre aguaFuente: Petruccí . España 2003

Para encontrar los gramos obtenidos de C2H2 se emplea la masa molar de este gas.

ESTEQUIOMETRIA DE GASES

Muchas reacciones involucran gases como reactivos o como productos, en la

ecuación balanceada se emplea las proporciones molares estequiométricamente

equivalentes para calcular las cantidades (moles) de reactivos y productos, y convertir

estas cantidades a masa, número de moléculas o volumen de solución. Cualquier

reacción que involucre gases puede expresar la cantidad de reactivos o productos

gaseosos en términos de las variables del gas. De esta manera, la ley del gas ideal

permite combinar problemas de estequiometría con aquellos que implican

comportamiento de gases (P, V, T)

Ejercicio resuelto:

Un método a escala de laboratorio para reducir el óxido de un metal es calentarlo con

H2, los productos son el metal puro y H2O. ¿Qué volumen de H2 a 765 torr y 225º C se

necesitan para formar 35,5 g de Cu, del oxido de cobre (II)?

Solución

Datos:

g Cu = 35,5g

Estrategia para resolver el ejercicio: primero se debe calcular nCu empleando la masa

molar del Cu, seguidamente a través de la ecuación balanceada calculamos los moles de

hidrógeno por la relación estequiométrica que proporciona esta reacción. Utilizando los

moles de H2 se emplea la ecuación de los gases ideales (11), para obtener el volumen de

H2.

Calculo de los moles de H2

Empleando la ecuación (11) se despeja el volumen.

LEY DE GRAHAM

La ley de Graham indica, que la velocidad de efusión de dos gases diferentes medidos a

la misma temperatura es inversamente proporcional a las raíces cuadradas de sus masas

molares.

(19)

Las velocidades de difusión también se analizan por la ley de Graham descrita

anteriormente.

Ejercicio resuelto:

Dos globos del mismo tamaño y material se llenan respectivamente con hidrógeno y

oxígeno a la misma temperatura y presión. Si el oxígeno escapa a la rapidez de 65 mL/h.

¿Calcúlese la velocidad con la que escapa el hidrógeno?

Solución

Datos:

MO2= 32 g/mol

MH2 =2 g/mol

Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea las masas molares del oxígeno y el

hidrógeno para sustituir los valores en la ecuación (19) despejando la velocidad del

hidrógeno.

realizando el despeje se obtiene,

EJERCICIOS PROPUESTOS

Leyes de los gases.

1.- La presión que se ejerce sobre 25 litros de un gas aumenta desde 15atm a 85atm.

Calcular el nuevo volumen si la temperatura permanece constante.

Resp: 4,14L.

2.- Una masa de gas ocupa 600cm3 a 25ºC, si la presión se mantiene constante, ¿Cuál

será el volumen de dicha masa de gas -5ºC?.

Resp: 539,6cm3

3.- Una cantidad fija de gas a 23ºC exhibe una presión de 748torr y ocupa un volumen

de 10,3L.

a) Utilice la ley de Boyle para calcular el volumen que el gas ocupara a 23ºC si

la presión aumenta a 1,88atm.

Resp: 5,36L

b) Utilice la ley de Charles para calcular el volumen que ocupará el gas si la

temperatura aumenta a 165ºC si la presión permanece constante.

Resp: 15,23L

4.- Cierta masa de gas ocupa 200L a 95ºC y 782mmHg. ¿Cual será el Volumen

ocupado para dicha masa de gas a 65ºC y 815mmHg?.

Resp: 176,26L

5.- 1000 litros de aire medidos a la presión de 750mmHg y a la temperatura de 18ºC se

llevan a un tanque de 725 litros de capacidad, la temperatura final es de 27ºC. ¿Cuál es

la presión del aire en el segundo tanque?.

Resp: 1066,46mmHg

6.- Un globo de Helio que se encuentra a ras del suelo tiene un volumen de 4,5L a 25ºC

y 1atm, luego el globo se deja elevar hasta una altura de 30Km sobre el suelo

encontrándose que tiene una temperatura de 5C y presión de 580mmHg, ¿Cuál es el

volumen del globo a esa altura?.

Resp: 5,5L

7.- Una muestra de gas amoniaco ejerce una presión de 5.3 atm a 46 ºC ¿Cuál es la

presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte de su valor inicial a la

misma temperatura?

Resp: 53 atm

8.- Una muestra de gas ocupa un volumen de 1248 ft3 a 0.988 atm y 28 ºC .Calcule: a)

la presión del gas si su volumen se reduce a 978 ft3, mientras su temperatura se

mantiene constante. b) A que temperatura en grados centígrados el gas ocupara un

volumen de 1435 ft3 si la presión se mantiene constante.

Resp: a) P=1,26 atm b) T= 32,19 ºC

9.- El volumen de una muestra de nitrógeno gaseoso es 4.6 L cuando se le mide a una

presión de 0.74 atm. ¿Cuál será el volumen si la presión es elevada a 1.86 atm, sin que

cambie la temperatura?

Resp: V= 1,83 L

10.- Una muestra de oxígeno gaseoso ocupa un volumen de 387 mL a 15.2ºC de

temperatura. ¿A qué temperatura (en ºC) deberá estar la muestra de gas para que su

volumen cambie a 439 mL a la misma presión?

Resp: T=17,24 ºC

11.- Un globo lleno de gas con un volumen de 2.50L a 1.2 atm y 25ºC se eleva en la

atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la temperatura y la

presión son –23ºC y 3.00 x10-3 atm, respectivamente. Calcule el volumen final del

globo.

Resp : V= 838,93 L

12.- La presión de 6.0 L de gas ideal encerado en un recipiente flexible se disminuye a

un tercio de su presión original y su temperatura absoluta disminuye a la mitad. ¿Cuál es

el volumen final del gas?

Resp: V= 9,0 L

13.- Un gas liberado durante la fermentación de glucosa (elaboración del vino) tiene un

volumen de 0.78 L cuando se mide a 20.1ºC y 1.00 atm. ¿Cuál era el volumen de este

gas a la temperatura de 36.5ºC y a 1.00 atm de presión?

Resp: V=1,42 L

14.- ¿cuáles son las condiciones experimentales a las que nos referimos al decir “en

condiciones normales de presión y temperatura (TPN)”?

Gas ideal.

15.- Un gas, a 20 ºC y 1.1 atm ocupa un volumen de 30 L. ¿Cuántos moles de gas hay?

Resp: 1,374 moles

16.- ¿Qué presión ejercerán 2 moles de gas a 300 ºC, si ocupan un volumen de 50L?

Resp: 1,88 atm

17.- Calcule cada una de las cantidades siguientes para un gas ideal: a) el volumen del

gas, en litros, si 2.46 mol tienen una presión de 1.28 atm a una temperatura de -6°C; b)

la temperatura absoluta del gas a la que 4.79 X 10 -2 mol ocupan 135 mL a 720 torr.; c)

la presión, en atmósferas, si 5.52 x 10~2 mol ocupa 413 mL a 88°C; d) la cantidad de

gas, en moles, si 88.4 L a 54º C tiene una presión de 9.84 kPa.

Resp: a) 42,1 L b) 32,5 K c) 3,96 atm d) 0,320 mol

18.- El Hindenbourg fue un dirigible famoso llenado de hidrógeno que exploto en1937.

Si el Hindenbourg contenía 2,0x105 m3 de hidrógeno gaseoso a 23ºC y 1atm, calcular la

masa de H2 presente.

Resp: 1,65x104Kg de H2.

19.- El tanque de un buzo contiene 0.29Kg de O2 comprimido en un volumen de 2,3L.

a) Calcular la presión del gas dentro del tanque a 9ºC.

b) Que volumen ocupara este oxigeno a 26ºC y 0,95atm.

Resp: a) 91,22atm, b)2,34x102L.

Aplicaciones de la ecuación de gas ideal

20.- El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Se coloca una muestra de 0.05g de hielo

seco en un recipiente vacío (esto es, en el que se ha hecho vacío, donde no hay ni aire)

cuyo volumen es de 4.6 L y se lleva la temperatura a 30ºC. Calcule la presión dentro del

recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en dióxido de carbono

gaseoso.

Resp: P= 6,14*10-3 atm

21.- Un recipiente de 2.1 L de capacidad contiene 4,65 g de un gas a 1,0 atm y 27ºC.

Calcule a) la densidad del gas en g/L, b) la masa molar del gas.

Resp: a) 2,21 g/L b) 54,36 g/mol

22.- Una muestra de 0.602g de gas ocupa 448 mL en TPN. ¿Cuál es la masa molar del

gas?

23.- ¿Cuál es la masa molar de un gas si 4.26 g medidos a 23.2ºC y 756.1 torr ocupan

2.36 L?

Resp : 48,02 g/ mol

Estequiometría de los gases

24.- Un método común para preparar hierro puro en pequeñas cantidades consiste en

tratar óxido de hierro (III) con hidrógeno gaseoso:

Fe2O3 (s) + 3 H2 (g) −> 2 Fe(s) + 3 H2O (g)

¿Cuántos litros de hidrógeno gaseoso (medidos a 754.3 mmHg y 723K) se requieren,

como mínimo, para reducir 34.21 g de óxido de hierro (III)?

Resp: 38,32 L

25.- El sulfato de amonio, un fertilizante importante, se puede preparar por la reacción

de amoniaco con ácido sulfúrico:

2NH3(g) + H2SO4 (ac) (NH4)2SO4 (ac)

Calcule el volumen de NH3(g) necesario a 42°C y 15.6 atm para reaccionar con 87 kg de

H2SO4.

Resp: 2,94*103 L NH3

26.- El hidruro de calcio, CaH2 reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso:

CaH2(s) + 2H20(l) → Ca(OH)2(ac) + 2H2(g)

Esta reacción a veces se utiliza para inflar balsas, salvavidas, y globos meteorológicos,

cuando se requiere un mecanismo sencillo y compacto para generar H2.¿Cuántos

gramos de CaH2 se necesitan para generar 64.5 L de H2 gaseoso si la presión del H2 es

de 814 torr a 32°C?

Resp: 58,07 g CaH2

27.- ¿cuáles son las condiciones experimentales a las que nos referimos al decir “en

condiciones normales de presión y temperatura (TPN)”?

Ley de Dalton de las presiones parciales

28.- Una mezcla gaseosa de 0.563 moles de hidrógeno y 0.841 moles de cloro está

encerrada en un recipiente de 789 mL de capacidad, y a 84.2ºC.

a) ¿Cuál es la presión parcial de cada gas de la mezcla?

b) ¿Cuál es la presión total en mmHg?

c) ¿Cuál es la presión total?

Resp: a) PH2= 20,90 atm b) PCl2= 31,22 atm c) Pt = 39611,2 mmHg

29.- Cierta cantidad de N2 gaseoso que originalmente se tenia en un recipiente de 1.00

L, a 3.80 atm de presión y 26 ºC, se transfiere a un recipiente de 10.0 L a 20°C. Cierta

cantidad de O2 gaseoso que originalmente se tenía en un recipiente de 5.00 L, a 4.75 atm

y 26°C, se transfiere mismo recipiente de 10.0 L. Calcule la presión total nuevo

recipiente.

Resp: 2,70 atm

30- Una mezcla que contiene 0,538mol de helio, 0,315mol de neón y 0,103mol de

argón, esta confinada en un recipiente de 7 litros a 25ºC.

a) calcular la presión parcial de cada gas.

b) Calcular la presión total de la mezcla.

Resp: a) PHe= 1,88atm PNe= 1,1atm PAr= 0,36atm. b) PT= 3,34atm.

31.- Una mezcla contiene 3,5g de cada uno de estos gases, CH4, C2H4, C4H10, están

encerrados en un matraz de 2L a una temperatura de 64ºC.

a) Calcule la presión parcial de cada uno de los gases de la mezcla.

b) Calcule la presión total de la mezcla.

Resp: a) PCH4= 3,015atm PC2H4= 1,729atm, PC4H10= 0,834atm. b) PT= 5,57atm.

32.- Considere el sistema siguiente cuando se abre la llave de paso entre los dos

recipientes y se permite que se mezclen los dos gases. Calcule: a) la presión parcial del

nitrógeno b) la presión parcial del oxigeno c) La presión total en el recipiente después

de mezclarse los gases (exprese la presión en unidades atm).

Volumen 4 L 6L

Presión 1520 torr 3040 torrTemperatura 25 º C 25 º C

33.- Calcule la presión total ejercida por una mezcla de 2 g de H2 y 8 g de N2 a 0 ºC en

un recipiente de 10 L

Resp: Pt = 2,86 atm

BIBLIOGRAFÍA

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López, J. (2000). Problemas de química. Editorial Pearson Educación. Madrid. España.

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