1. El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno

y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en masa.

¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? ¿Cuál es la presión

ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de capacidad a la

temperatura de 25 ºC? La densidad del aire = 1,293 g/l.

a) Primeramente averiguamos la masa de 2 l de aire:

d=mV; 1 ,293g / l= m

2 l; m=2 ,586 g .

masa de O2=2 ,586 g .21100

=0 ,543 g de O2 .

masa de Ar=2,586 g .0,9

100=0 ,023 g de Ar .

Utilizamos el NA para calcular las moléculas que hay de oxígeno:

32 g O2

6 ,023 .1023moléculas de O2

=0 ,543 g O2

X; X=1,022 .1022moléculas de O2 .

b) Calculamos los moles de cada componente y los sumamos:

moles de O2=0 ,543 g

32g /mol=0 ,017 moles

;moles de N 2=

2 ,017 g28 g/mol

=0 ,072 moles;

moles de Ar=0 ,023 g4 g /mol

=0 ,006 moles; nº moles totales=0 ,017+0 ,072+0 ,006=0 ,095 ;

Aplicando la ecuación general de los gases:

P .0,5 l=0 ,095moles . 0 ,082atm . lK .mol

. 298K ; P=4 ,64 atm.

2. En un recipiente de 5 l se introducen 8 g de He, 84 g de N2 y 90 g de vapor de

agua. Si la temperatura del recipiente es de 27ºC. Calcular: a) La presión que

soportan las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de

cada gas.

a) Para calcular la presión que ejerce la mezcla de los gases, calculamos primeramente

el nº total de moles que hay en el recipiente:

masa de N2=2,586 g .78100

=2 ,017 g de N 2 .

n(He )= 8 g4 g /mol

=2 moles : n(N2 )=84 g28 g/mol

=3 moles ; n(H2O)=90 g18g /mol

=5 moles .

nº total de moles = 2 + 3 +5 =10;

Luego aplicamos la ecuación general de los gases: P .5 l=10moles .0 ,082

atm .lK .mol

.300K

PT=49 ,2atm.

b) XHe=

nº moles Henº moles totales

= 210

=0,2 ; X N2

=nº moles N 2

nº moles totales= 3

10=0,3 ;

XH 2O=nº moles H2O

nº moles totales= 5

10=0,5;

Como se puede comprobar, la suma de las presiones parciales: ∑ X i=1

PHe.V= nHeR.T; PHe . 5 l=2moles . 0 ,082

atm . lK .mol

. 300K; PHe=9 ,84 atm;

PN2=XN 2

. PT ; PN 2=0,3 .49 ,2atm=14 ,76atm

PH2O=X H2O

. PT ; PH2O=0,5 .49 ,2atm=24 ,6atm

La suma de las presiones parciales es la presión total:

9,84 atm +14,76 atm + 24,6 atm = 49,2 atm.

3. Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 l de su gas,

medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que su

análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74

%; H, 2,06 % y Cl, 73,20 %.

24 ,74 g C12g /mol

=2 ,06 moles átomos de C

Como las tres relaciones son idénticas, la fórmula empírica será: CHCl.

2 ,06 g H1 g/mol

=2 ,06 moles átomos de H

73 ,20g Cl35 ,5g /mol

=2 ,06 moles átomos de Cl

750mmHg760mmHg /atm

. 1l=n .0 ,082atm. lk .mol

298K ; n=0 ,04 moles .

Estos moles son los que corresponden a los 3,88 g de compuesto, luego planteamos la

siguiente proporción para encontrar la masa molar:

3 ,88 gson 0 ,04moles

= x1mol

; x=Masa molar=97g /mol

fórmula del compuesto es C2H2Cl2.

4. Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la

duda, los introducimos en un recipiente de 1 l y observamos que la presión

que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?

Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles

correspondientes a esos 4,88 gramos de gas:

1,5atm .1 l=n. 0 ,082atm .lk .mol

.300K ; n=0 ,061mol de O2.

La masa molar del gas será:

Si 4 ,88gson 0 ,061 moles

= X1 mol

; X=80 g

Como la M(SO2)=64 g/mol y la M(SO3)=80g/mol. El gas es el SO3

m=ρ1.V 1 m=1 ,25g / l . 25 l=31 ,25g .

ρ2=mV 2

=31 ,25g22 ,4 l

=1 ,40 g/ l

17. Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2,

sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de

gas en c.n.

a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT pero previamente calculamos los

moles de gas:

9748 ,5

=2 ;

b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n. podemos volver a

aplicar la ecuación PV=nRT con las c.n. o la siguiente proporción:

1mol de gas en c .n .ocupa siempre 22 ,4 l

=107 ,19molesX

; X=2401 l .

5. Un mol de un gas ideal para el que CV, m = 20,8 J K-1 mol-1 se calienta desde

una temperatura inicial de 0 º C a una temperatura final de 275 º C a volumen

constante. Calcule q, w, U y delta H para este proceso.

w = 0 porque ∆V = 0.

∆U = q = CV

∆T = 20.8 J mol-1 K-1 × 275 K = 5.72 ×103J

∆H = ∆U + ∆ (PV) = ∆U + R∆T = 5.72 ×103J + 8.314 J mol-1 K-1 × 275 K =

8.01×103J

6. A temperatura muy próxima a 26 °C la presión de vapor de agua resulta ser

de 25,21 mm. Calcular la presión de vapor a la misma temperatura de una

solución 2,32 molal de un compuesto no electrolito no volátil, suponiendo

comportamiento ideal.

P .V=n .R .T ; P .100 l=107 ,19moles . 0 ,082atm .lK .mol

293K ; P=25 ,75atm .

nº de moles=3430 g32g /mol

=107 ,19 moles

m=2 . 32molal=2 .32moles . solutoKg .disolvente

1Kg .disolvente=1000gr .disolvente… x 1mol18 g

=55 .5moles (H 2O )

Po−PPo

=Xs=25 .21−P25 .21

Xs= 2 .32moles . soluto(2 .32+55 . 55)molestotales

=0 . 04

25 . 21−P25 . 21

=0. 04

P=24 .201mmHg

7. A 19 °C, la presión de vapor del tetracloruro de carbono, CCl4 es de

85,51mm, y la de una disolución de 0,860 g de antraceno en 20,0 g de CCl4 es

de 82,26 mm. Hallar el peso molecular del antraceno.

Po = 85.51 mmHg

P = 82.26 mmHg

Po−PPo

=Xs=85 .51−82 .2685 .51

=

0 .86M

0 .86M

+20154

0 .038=0. 860. 86+0.1298M

M=167 . 64gmol

8. Si se introducen 1,35 noles de hidrógeno y 0,493 moles de yodo en un vaso

de reacción de un litro de capacidad, se calienta a 454c, ¿cuánto será el valor

dela constante de equilibrio a esa temperatura, sabiendo que la

concentración de vapor del yoduro de hidrógeno, HI, en equilibrio es de

9,45.10-2 moles/L?

H2(g) + I2(g) ↔ 2HI(g)

n inicio 1,35 0,493 -

n consumo x x

n forma - - 2x

n eq 1,35 - x 0,493 + x 2x

Dato:

9,45.10-2 mol/L = 2x

V = 1L

X = 4,725.10-2mol

[H2] =

1,35−x1 = 1,30275 mol/L

[I2] =

0 ,493−x1 = 0,44575 mol/L

Kc =

[ HI ]2

[H2] [ I 2] =

[9,45 . 10-2 ]2

[1,30275 ] [ 0,44575 ] = 0,1537

9. Para la siguiente reacción en equilibrio: 2NO(g) + O2(g) ↔ 2NO2(g) el valor de

la constante de equilibrio Kc es 6,43.105 a 200c. Si la concentración en el

equilibrio del NO(g) es 3,04.10-4 moles/L y la concentración de O2(g) es 0,606

moles/L ¿Cuál será la concentración del NO2(g)?

Kc =

[ NO2 ]2

[ NO ]2 [O2 ]

6,43.10-5 =

[ NO2]2

[3,04 .10 -4 ]2 [ 0,606 ]

[NO2] = 0,1897 mol/L

10. A 375 K, el valor de Kp de la reacción: SO2Cl2(g) ↔ Cl2(g) + SO2(g) es 2,4

cuando las presiones se expresan en atm. Supónganse que se colocan 6,7g

de SO2Cl2(g) en un balón de 1L y se aumenta la temperatura a 375 K ¿cuál

será la presión del SO2Cl2(g) si nada de el se disociara?. En el equilibrio

cuales son las presiones del SO2Cl2(g), Cl2(g) y SO2(g)?.

Datos:

T = 375K

Kp = 2,4

SO2Cl2(g) ↔ Cl2(g) + SO2(g)

P inicio Pi - -

P consumo P - -

P forma - - P

P eq Pi - P P P

Masa del SO2Cl2 = 6,7g

M del SO2Cl2 = 134

Al inicio la presión total se debe al SO2Cl2

Pi =

nRTV =

mRTM̄ V

Pi =

(6,7 ) (0 ,092 ) (375 )(135 ) (1 ) = 1,526 atm

Kp =

(P SO2 )(P Cl2)(P SO2Cl2) =

P2

(1,526−P ) = 2,4

P = 1,0588 atm

Entonces en el equilibrio:

P Cl2 = 1,0588 atm

P SO2 = 1,0588 atm

P SO2Cl2 = 0,4672 atm

11. La formación del N2O4 se explica mediante las dos reacciones siguientes:

2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

2 NO2 (g) → N2O4 (g).

¿Qué relación existe entre las constantes de los dos equilibrios con la

constante de equilibrio de la reacción global?

(1) 2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g)

(2) 2 NO2 (g)→N2O4  (g)

(3) 2 NO + O2 (g)→N2O4  (g)

[NO2]2 [N2O4] [N2O4]

KC1 = ––––––––– ; KC2 = –––––– ; KC3 = –––––––––

[NO]2·[O2] [NO2]2 [NO]2·[O2]

[NO2]2·[N2O4] [N2O4]

KC1·KC2 = –––––––––––––– = ––––––––– = KC3

[NO]2·[O2]·[NO2]2 [NO]2·[O2]

12. La constante del siguiente equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g). a 150 ºC y

200 atm es 0,55: ¿Cuál es la concentración de amoniaco cuando las

concentraciones de N2 e H2 en el equilibrio son 0,20 mol/L y 0,10 mol/L

respectivamente.

Equilibrio: 3 H2(g) + N2(g) → 2 NH3(g)

[NH3]2 [NH3]2

KC = ––––––––– = ––––––––––––– = 0,55

[N2]·[H2]3 0,2 M·(0,10 M)3

Despejando: [NH3] = 0.01 M

13. Se ha estudiado la reacción del equilibrio siguiente: 2 NOCl (g) → 2 NO (g) +

Cl2  (g) a 735 K y en un volumen de 1 litro. Inicialmente en el recipiente se

introdujeron 2 moles de NOCl. Una vez establecido el equilibrio se comprobó

que se había disociado un 33 % del compuesto.

a) Calcula Kc.

b) ¿Hacia dónde se desplazará el equilibrio si se aumenta la presión? Razona la

respuesta.

a) Equilibrio: 2 NOCl (g) → 2 NO (g) + Cl2  (g)

Conc inic. (M) 2 0 0

Conc equil. (M) 2(1–0,33) 2·0,33 0,33

[NO]2·[Cl2] (0,67 M)2·(0,33 M)

KC = ––––––––– = ––––––––––––––– = 0.083 M

[NOCl]2 (1,33 M)2

b) El equilibrio se desplazará hacia la izquierda pues existen menos moles en los

reactivos (2) que en los productos (2+1) y según el principio de L’Chatelier al

aumentar la presión el equilibrio se desplazará hacia donde se produzca un

descenso de la misma, es decir, hacia donde menos moles haya.

14. Para la reacción SbCl5(g) → SbCl3(g) + Cl2(g), KC, a la temperatura de 182 C,

vale 9,32 · 10–2. En un recipiente de 0,40 litros se introducen 0,2 moles de

SbCl5 y se eleva la temperatura a 182 ºC hasta que se establece el equilibrio

anterior. Calcula:

a) la concentración de las especies presentes en el equilibrio;

b) la presión de la mezcla gaseosa.

a) Equilibrio: SbCl5(g) →SbCl3(g) + Cl2(g)

cinic(mol/l) 0,2/0,4 0 0

cequil(mol/l) 0,5(1–a) 0,5 a 0,5 a

[SbCl3] ·[Cl2] 0,5 a · 0,5 a

KC = ––––––––– = ––––––––––– = 9,32 · 10–2

[SbCl5] 0,5(1–a)

De donde: a = 0,348

[SbCl5] = 0,5 M · (1 – 0,348) = 0.326 M

[SbCl3] = 0,5 M · 0,348 = 0.174 M

[Cl2] = 0,5 M · 0,348 = 0.174 M

b) ctotal = 0,326 M + 0,174 M + 0,174 M = 0,674 M

ptotal = ctotal·R·T = 0,674 mol·L–1·0,082 atm·L·mol–1·K–1·455 K

ptotal = 25 atm

15. Calcula los valores de Kc y Kp a 250 °C en la reacción de formación del

yoduro de hidrógeno, H2(g) + I2(g) → 2 HI(g). sabiendo que el volumen del

recipiente de reacción es de 10 litros y que partiendo de 2 moles de I2 y

4 moles de H2, se han obtenido 3 moles de yoduro de hidrógeno.

Equilibrio: H2(g) + I2(g) → 2 HI(g)

ninic(mol) 4 2 0

nequil(mol) 2,5 0,5 3

cequil(mol/l) 0,25 0,05 0,30

[HI]2 (0,30 M)2

KC = ––––––– = ––––––––––––––– = 7.2

[H2]·[I2] (0,25 M) ·(0,05 M)

KP = KC ·(R·T)Dn = 7,2·(0,082·523)0 = 7.2

16. Cuando 30 g de ácido acético CH3COOH, reaccionan con 46 g de etanol

CH3CH2OH se forman 36,96 g de acetato de etilo CH3COO–CH2CH3.y una

cierta cantidad de agua. Calcula la constante de equilibrio de la reacción de

esterificación.

Equilibrio: CH3COOH + CH3CH2OH → CH3COO–CH2CH3 + H2O

ninic(mol) 30/60 = 0,5 46/46 = 1 0 0

nequil(mol) 0,5 – 0,42 1 – 0,42 36,96/88 = 0,42 0,42

cequil(mol/l) 0,08/V 0,58/V 0,42/V 0,42/V

[CH3COO–CH2CH3]·[ H2O] (0,42/V)·(0,42/V)

KC = –––––––––––––––––––––– = –––––––––––––– = 3,80

[CH3COOH]·[CH3CH2OH] (0,08/V)·(0,58/V)