PROBLEMAS RESUELTOS GASES Practica nº9
1. La presión atmosférica en Marte es de 5,60 mmHg Exprese esa presión en atm y Pascales 5 1atmósfera= 760 torr= 760 mmHg = 1,013 x10 Pascal 760 mmHg -----1 atm 5,60 mmHg ----X 7,36x 10-3 atm 5
760 mmHg----1,013 x10 Pascal 5,60 mmHg---------X
2.
5
2
1,013 x10 Pascal X 5,60 mmHg = 7,46 10 Pa 760 mmHg
En condiciones de P constante, una muestra de gas H con un volumen inicial de 9,6 litro a 88 ºC se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 l. ¿Cuál es su temperatura final?
P =CTE. V1= 9,6 litros T1 = 88 ºC = 361 ºK
V2 = 3,4 litros T2= ?????
V1 = V2 T1 T2
T2 = V2 T1 V1
T2 = 3,4 litros 361ºK = 9,6 litros
T2 = 129º Kelvin 3.
Una cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25 ºC y 0,8 atm. Si el recipiente puede soportar una presión de hasta 2 atm. ¿Cuánto se puede elevar la temperatura sin que se rompa el recipiente?
T = 25 ºC + 273 = 298 ºK P1 = 0,8 atm P1 T2 = P2 T1
T2?? P2 = 2 atm
T2 = P2 T1 = P1
2 atm 298 ºK = 0,8 atm
T2 = 745 º K 4.
Una muestra de gas ocupa un volumen de 0,452 l medido a 87 º C y 0.620 atm. ¿Cuál es su volumen a 1 atm y 0 ºC ¿
V1 0,452 litros V2 ¿? T1 87 ºC +273= 360 ºK T2 273 ºK P1 = 0,620 atm P2 = 1 atm V2= V1 P1 T2 T1 P2
V2 = 0,452 l 0,620 atm 273 º K 360 º K 1 atm
V2 = 0,213 litros 5.
Se tienen 375 litros de gas medidos a 25ºC y 10 atm de presión Sufre una transformación isocórica al elevarse la temperatura a 263 º C. Hallar la presión final del sistema
V = 373 litros Volumen constante = transformación isocórica T1 = 25 º C 298 ºK T2 263 ºC =536 ºK P1 = 10 atm P2 = ¿??? P1 T2 = P2 T1
P2 = 10 atm 536 ºK 298º K
P2 17,98 atm Cuando se vaporizan 2,96 gramos de cloruro mercúrico en una ampolla de 1 litro a 680ºK, la presión resultante es de 458 torr. ¿Cuál es el peso molecular y la fórmula molecular del vapor de cloruro mercúrico? Masa = 296 gramos Presión = 458 Torr Volumen 1 l T = 680 ºK PM ¿? 6.
PV = m R T PM 760 Torr ------1 atm 458 Torr ------ X
0.603 atm
2,96 gramos 0,082 litro atm = 274 0,603 atm 1 litro ºK gramo mol 7.
Hg Cl2
Si se colocan 2 gramos de He y 2 gramos de H2 en una ampolla de 15 litros ¿Cuál será la fracción molar de cada gas ¿ Si la ampolla se mantiene a 30ªC ¿Cuáles serán las presiones parciales y la presión total?
Se llama fracción molar X de un gas a una cantidad adimensional que expresa la relación del nº de moles de un componente con el nº de moles de todos los componentes presentes(nº total de moles) Si A y B son los gases de la mezcla XA es la fracción molar del gas A y XB la fracción molar del gas B, así; XA = nA XA + XB = 1 nA + nB Presión parcial del gas A será pA = XA Ptotal Masa de He 2 gramos PM =4 masa de H2 = 2 gramos PM = 2 Volumen 15 litros T = 303ºK Pv = masa/PM RT pA (presión parcial del gas A) = 2 gramos 0,082 l atm 303 ºK 4 15 litros pA 0,8,28 atm pB 1,65 atm número total de moles 1 mol de He ----4 gramos 0,5 mol --------- 2 gramos XA= 0,5/1,5 = 0,33
Ptotal 2,48 atm 2gramos =1 mol de H2
XB = 1/1,5= 0,66 X = 1
Quimica para Sistemas de Información. Trabajo Practico n 9: Gases. 1. 1)Responder por verdadero o falso, justificando la respuesta. a) Los gases reales se encuentran en el grupo VIIA de la tabla periódica. b) Un mismo gas se puede comportar como ideal o como real, dependiendo de las condiciones de P y T. c) La masa de los gases ideales es despreciable. d) Todos los gases se comportan como reales cuando están en condiciones próximas al pasaje de gas a liquido. e) En las ecuaciones de gases ideales, “volumen” se refiere al volumen de las moléculas. 2. 2)La presión atmosférica en Marte es de 5.60 mm Hg, mientras que en la Tierra es de 760 mm Hg. Exprese esa presión en atmósferas y en Pascales. (760 mm Hg= 1 atm = 760 torr = 101.3 kPa) 3. 3) En condiciones de P constante, una muestra de gas H con un volumen inicial de 9,6 l a 88° C se enfría hasta que su volumen final es de 3,4 l. ¿Cuál es su temperatura final? (Rta 130 °K). 4. 4)Una cierta cantidad de gas esta contenida en un recipiente de vidrio a 25°C y 0,8 atm. Si el recipiente puede soportar una presión de hasta 2 atm., ¿Cuánto se puede elevar la temperatura sin que se rompa el recipiente? (Rta 745 °K) .
5. 5) ¿Por qué es necesario expresar todas las temperaturas en grados Kelvin cuando se trabaja con problemas que tratan de relaciones entre gases? 6. 6) Una muestra de gas ocupa un volumen de 0,452 L medido a 87ºC y 0,620 atm.¿Cuál es su volumen a 1 atm y 0ºC? Rta.:0,213L 7. 7) Un gas ideal a 1 atm de presión está contenido en una ampolla de volumen desconocido V. Se abre una llave permitiendo que el gas se expanda hacia una ampolla previamente evacuada, cuyo volumen exacto es 0,500 L. Cuando se ha establecido el equilibrio entre las ampollas, se observa que la temperatura no ha cambiado y que la P=530 Torr. ¿Cuál es el volumen desconocido V1 de la primera ampolla?.Rta:1,15 L
8. 8) Si 0,896 g de un compuesto gaseoso puro que contiene solamente N y O ocupan 524 cm3 a una presión de 730 Torr y una temperatura de 28,0ºC. ¿Cuál es el peso molecular del gas? 9. 9) Calcular el número de moles que hay en una muestra de un gas ideal cuyo volumen es de 0,452 L a 87ºC y 0,620 atm. Rta:9,48.10-³ 10.10) Si se colocan 2,00 g de He y 2,00 g de H2 en una ampolla de 15,0L.¿Cuál será la fracción molar de cada gas?. Si la ampolla se mantiene a 30ºC. ¿Cuáles seán las presiones parciales y la presión total? Rta: Pa=0,818 atm Pb=1,65 atm PT= 2 ,468 atm 11.11.-Se tienen 375 litros de gas medidos a 25 C y 10 atm de presi{on . Sufre una transformación isocórica al elevarse la temperatura a 263 C . Hallar la presión final del sistema 12.12.-Marcar con una X la respuesta correcta Calcular la temperatura de un gas que ocupa 10 litros a una presión de 608 mmHg. La masa gaseosa inicial ocupa un volumen de 20 litros, a una temperatura de 127 C y a una presión de 1,2 atm.a) 133C b) –139,67C c) 140 K d) 900 K 13.13.- En las siguientes afirmaciones idicar V si la afirmación es verdadera, si es falsa indique la opción verdadera. a) La representación gráfica en un sistema de ejes (p,v) correspondiente a la ley de Boyle-Mariotte es una recta b) La ley de Gay-Lussac se aplica a transformaciones isotérmicas c) La constante de los gases tiene unidades de litro x mmHg / C x mol d) Un gramo de una sustancia en estado gaseoso ocupa un volumen de 22,4 litros en CNPT 14.14.-A cuántos gramos de oxígeno corresponden 1,23 litros de este gas medidos en CNPT 15.15.- Un gas desconocido X tiene una densidad de 2,39 g/l a 100C y 715 torr. Cuál es el peso molecular del gas suponiendo que es ideal. 16.16)Se abre la válvula que conecta un tanque de 5 L, en el que la Pgas=9 atm con un tanque de 10 L, que contiene gas a 6 atm y se deja establecer el equilibrio a una T=cte. ¿Cuál es la presión final de los dos tanques? Rta: 7 atm 17.17)Si una muestra de gas ideal que está a 750 Torr y 10ºC cambia su temperatura a –30ºC. ¿Cuál será su presión final en Torr y en atm?. Supóngase que el volumen no cambia. Rta: 0,8473 atm 18.18)Cuando se vaporizan 2,96 g de cloruro mercúrico en una ampolla de 1,00 L a 680ºK, la presión resultante es de 458 Torr. ¿Cuál es el peso molecular y la fórmula molecular del vapor de cloruro mercúrico? Rta: 274,07g/mol 19.19)El hielo seco es dióxido de carbono sólido. Una muestra de 0.05 g de hielo seco se coloca en un recipiente vacío que tiene un volumen de 4.6 l a 30°C. Calcular la presión en el interior del recipiente después que todo el hielo seco se convirtió en CO2 gaseoso. (Rta 6.1 (10-3) atm.)
20.20) Se necesita llenar con nitrógeno un tubo de un volumen de 20 l. Si la DADOpresión será de 2 atm ¿Cuántos moles de nitrógeno se necesitan, y cuantos g son?¿Qué volumen ocupan esos moles de nitrógeno a 1 atm?La temperatura es de 25°C. 21.21)(Chang ejemplo 5.18) Sabiendo que 3.5 moles de NH3 ocupan 5.20 l a 47°C, calcule la presión del gas utilizando. a) la ecuación de gases ideales b) la ecuación de Van der Waals, (a= 4.17 atm .(l)2/(mol)2, b= 0.0371 l/mol). C) Si la presión que se midió en estas condiciones es de 16 atm, ¿cuál ecuación seria más correcto usar? 22.22)Una muestra de aire solo contiene nitrógeno y oxigeno gaseosos, cuyas presiones parciales son 0.80 atm y 0.20 atm respectivamente. Calcule la presión total y las fracciones molares de los gases (Chang 5.56) (Rta: XN2= 0.8, XO2= 0.2).
1.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm.si la temperatura no cambia? Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2 Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas. Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:
Se puede resolver igualmente con mm de Hg. 2.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante. Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:
El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.
3.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC. Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac:
La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.
4.- Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente? Ar (N)=14. Ar (H)=1. Manteniendo constante la P y la T, el volumen es directamente proporcional al número de moles del gas. El mol de amoníaco, NH3, son 17 g luego: Inicialmente hay en el recipiente 34 g de gas que serán 2 moles y al final hay 102 g de amoníaco que serán 6 moles.
5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC? Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante:
la temperatura obligatoriamente debe ponerse en K
Como se observa al aumentar la presión el volumen ha disminuido, pero no de forma proporcional, como predijo Boyle; esto se debe a la variación de la temperatura. 6.- Un recipiente cerrado de 2 l. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula: a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente. b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente. Ar(O)=16. a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles de oxígeno:
b) Utilizando el NA calculamos el número de moléculas de oxígeno:
7.- 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? Ar(S)=32.Ar(O)=16. Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles correspondientes a esos 4,88 gramos de gas:
La masa molar del gas será: Como la M(SO2)=64 g/mol y la M(SO3)=80g/mol. El gas es el SO3 8.-Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales. Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la masa del mol:
; por lo tanto Como hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad:
9.- 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:
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:
10.- 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 %. Ar(O)=16. Ar(H)=1. Ar(Cl)=35,5
Primero calculamos la fórmula empírica:
Como las tres relaciones son idénticas, la fórmula empírica será: CHCl. Para averiguar la fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar del compuesto. La vamos a encontrar a partir de la ecuación general de los gases: PV=nRT.
Estos moles son los que corresponden a los 3,88 g de compuesto, luego planteamos la siguiente proporción para encontrar la masa molar:
Como la fórmula empírica es CHCl su masa molar “empírica” es 48,5 g/mol. Al dividir la masa molar del compuesto (97 g/mol) entre la masa molar “empírica”
deducimos que la fórmula del compuesto es C2H2Cl2.
