ejercicios de leyes y gases unidad 5
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EJERCICIOS DE LEYES Y GASES
Presentado al Licenciado Químico Freddy Sandoval
En el Área de Química General
RICARDO MOJICA COLMENARES
SALUD OCUPACIONAL
UNIVERSIDAD DE LOS LLANOS
PAZ DE ARIPORO CASANARE
2013
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ESTADO GASEOSO
Su estudio incluye
LEYES EMPIRICAS
DALTON
CHARLES
BOYLE
PARA
MEZCLA DE
GASES
ESTABLECE
Pt=P1+P2+P3
ESTABLECE
VARIACIÓN DE
VOLUMEN
CON
TEMPERATURA
MANTENIMIENTO
P CONSTANTE
SUS ECUACIONES SON
ESTABLECE
VARIACION DE
VOLUMEN
CON
PRESION
MANTENIMIENTO
T CONSTANTE
V1
V2
=T1
T2
V=KT
V1P1 = V2P2
T1 T2
IGUALANDO
SE OBTIENE
V1/V2=P1/P
PV=k
Si T1/p1son constantes y
V1=1mol—pv—RT
Para n moles=nRT
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SU ESTUDIO INCLUYE
LEYES EMPIRICAS TEORIA CINETICA
GAY-LUSACC
GRAHAM
ESTABLECE
ESTABLECE
VARIACION DE
PRESENTACION
CON
TEMPERATIRA
MANTENIMIENTO
V CONSTANTE
SUS ECUACIONES SON
P1/P2=T1/T2 P=KT
PARA
DIFUNCION
ESTABLECE
Va/Vb=vMB /vMA
POSTULADOS
PARA EXPLICAR
COMPORTAMIENTO
DE LOS
GASES
PARA
GASES REALES
SE MODIFICAN
ALGUNOS
POSTULADOS
SE OBTIENE
ECUACION DE VAN DER WALLS
SE APLICA A
GASES IDEALES
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1. ¿Cómo explica q los gases ejerzan presión sobre las paredes del recipiente
q los contiene?
Los gases ejercen presión sobre cualquier superficie con la que entren en contacto, yaque las moléculas gaseosas se hallan en constante movimiento. Al estar en movimientocontinuo, las moléculas de un gas golpean frecuentemente las paredes internas delrecipiente que los contiene. Al hacerlo, inmediatamente rebotan sin pérdida de energíacinética, pero el cambio de dirección (aceleración) aplica una fuerza a las paredes delrecipiente. Esta fuerza, dividida por la superficie total sobre la que actúa, es la presióndel gas.
Definición de presión: La presión se define como una fuerza aplicada por unidad deárea, es decir, una fuerza dividida por el área sobre la que se distribuye la fuerza.
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2. ¿Qué factores determina la mayor o menos presión de un gas?
La temperatura, el volumen, y la cantidad de gas. Según la ley de gases ideales [1] la
relación es PV=nRT.
Donde:
P=Presión
V=Volumen
n=Cantidad de moles
R=Constante universal de los gases ideales
T=Temperatura absoluta (Kelvin)
3. ¿Cierta cantidad de gas por ejemplo oxigeno puede ocupar diferentes volúmenes
dentro de un recipiente ¿q valores depende?
No, porque siempre ocupará el volumen del recipiente que lo contiene. Si varía la
temperatura, variará la presión y si varia la presión variará la temperatura, pero
siempre permanecerá el mismo volumen.
4. ¿Exprese los siguientes valores de presión en atmosferas: a) 400 mm hg b) 380
torr c) 1.3 pascales?
1 atm = 760 mm = 760 torr
1 torr = 1 mmHg
1 atm = 101325 Pascales
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a. 400 mmHg
400
b. 380Torr
c. 1,3 pascales
5. ¿Halle la densidad de un gas, si 6.8 gramos ocupan 5.6 litros?
D=1,21 g/L
1L 1000 ml
5,6 X
X = 5600 ml
5600 ml 5,6 L
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6. La presión de un neumático es de 1.7 atm. Expresa dicha presión en pascales y
en mm Hg?
1.7 atm = 172210 Pa = 1292 mmHg.
7. ¿Determine el número de moles que corresponda a 45 gramos de cada una
delas siguientes sustancias?
El numero de moles lo podemos encontrar haciendo la siguiente operación n=m/pm
n=numero de moles
m=masa
Pm= peso molecular que se encuentra en la tabla periodica
el primero es el n2 que creo que es el nitrógeno N2 entonces Pm=14 (2)=28 masa= 45
gramos
n=45/28 = 1.60 moles ese es su numero de moles
b)para el CO Pm=16 + 12 = 28 masa= 45 gramos
n=45/28 = 1.6 moles
c) para el H2 Pm= 1(2)=2 masa=45 gramos
n=45/2 = 22.5 moles
d)para el C3H3 Pm= 12(3) + 1(3) =39
n=45/39 =1.1538 moles
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1. Cierta cantidad de C 2 H 2 ocupa 4.8 litros a una presión de 85 torr determine el
volumen de dicho gas a la presión de 1 atm
P1V1=P2V2
por lo tanto solo ponemos los datos:
v= 4,8 L , P= 85 torr , V2= ? , V1= 1 atm
(85 Torr) (4.8L) = (1atm)(x)
para esto debemos convertir los torr a atm..... así
1 atm--------------------------- 760torr
x-----------------------------------85 torr
x= 0.111 atm
ahora pasamos a la ecuación y despejamos a V2 así:
V2 = P1V1 / P2 = (0.111atm)(4.8L) / (1 atm) = 0.532 L
Respuesta: 0.532 L
2. ¿Cinco litros de freón CCl2F2 un gas utilizado en refrigeración ejerce una
presion de 190 mm Hg en un recipiente?
a) ¿El volumen del gas aumentara o disminuirá?Disminuye
b) ¿Cuál es el nuevo volumen del gas?
Se debe utilizar la ecuación general de los gases:
Como no indicas un cambio en la temperatura, podemos asumir que es un
proceso Isotérmico, y puede anularse en la ecuación.
Quedando ahora
P1 V1 = P2 V22.- Lo que quieres conocer es V2, y si lo despejas, quedaría como:
. . . P1 V1
V2=----------
. . . . P1
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V = 5 L
P1= 190mmHg
P2= 230 mmHgV2 = ¿?
3.- Sustituye y resuelve
. . . . 190mmHg x 5Lt
V2= ------------------------ = 4.13Lt. Este es el nuevo volumen del gas
. . . . .230mmHg
A. El volumen de gas disminuyo
B. 4,13 L
3. Calcule la cantidad que faltan en cada uno de los siguientes conjuntos de
datos de presión y volumen. Considérese que la temperatura y la cantidad de
gas se mantienen constantes.
V1 P1 V2 P2
25 L 800 mm Hg 22.8 L 77,19 mm Hg
6,15 L 1.8 atm 12.3 L o.9 atm
780 Ml 1.1 P.a. 536,2 L 1.6 atm25.3 L 9649 torr 21.7 L 112,5 torr
125 L 3.8 atm 163,7 L 2.9 atm
1. Si cierta cantidad de dióxido de azufre a 25ºC ocupa un volumen de 18.5L, ¿cual
será el volumen a 30ºC?
La ecuación esV1/T1 = V2/T2entonces
T=25 0C, V1 = 18.5 L, V2 = ? , T2 = 300CV2 = V1T2/T1 = 18.5K x 303 K/ 298K = 18.81 L.
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2. Si 31.8L de amoniaco se mantienen a 20ºC y una presión de 1 atm cual será el
nuevo volumen si la temperatura aumenta a 40ºC y la presión se mantienen en 1
atm
La ecuación v1 / t1 = v2 / t2
Despejamos v2
V1 = 31,8 L , T1 = 200C , P = 1 atm , v2 = ? , T2 = 400C
V1 * t2 / t1 =V2 31.8L * 40ºC / 20ºC = V2 V2 = 63.6 L
el nuevo volumen es 63.6 L
V1 P1 V2 P2
39.5 L 240C 45.6 L 27,700C500mL 40,50C O,12 L 100C
O,5 L -100C 75,4 L 30,50C22,4 L 0.00C 32,8 L 400 K
44,8 L 600C 22,4 L 300C
1. Una muestra de un gas de 25ºC y 800mmHg ocupa un volumen de 3.450 ml
¿Cuál es la temperatura para que la presión cambie a 1.5 atm y el volumen a
4L?
Condiciones Iniciales Condiciones Finales
Presión Temperatura Volumen Presión Temperatura Volumen
580 torr 250C 45.6 L 322,52 torr 150C 49.2 L
2.5 Pa 250 K 125 mL 3.4 Pa 612000 K 225 L
2.6 atm 20oC 854 mL 1,800 Torr 00C 273 K 9.9 mL
760 mmHg 280C 33,6 L 0,4 Atm 50C 15.0 L
4,5 Atm 28,430C 1,245 Ml 1,500 Torr 300C 3,O L
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Despejamos la fórmula general de los gases:
P1V1/T1= P2V2/T2 Despejamos la temperatura 2 y sustituimos los datos
T2=P2V2T1/P1V1
T2 = (1,5 atm)(4L)(25°C) / (1,05atm)(0.00345L)
T2 = 150 / 3,62
T2 = 41,43 °C
2. Cuál es la presión final de 5L de O2 a 560mmHg y 25°C si su volumen se
expande a 7.5L y la T se eleva a 40°C?
P V / T = C T E.
De modo que:
p1 V1 / T1 = p2 V2 / T2
Siendo
p1 = 560mmHg
V1 = 5L
V2 = 7.5L
T1 = 25 0C
T2 = 40 0C
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Entonces:
p2 = p1 V1 T2 /(V2 T1)
p2 = 560 mmHg * 5L * 400C / (7.5L * 250C)
p2 = 112 / 187,5p2 = 0,5973 mmHg
3. ¿El volumen de cierta cantidad de O2 a 150C y 560 torr es de 6.5 L?
¿Cual es su volumen en CN?
V1 = 6,5 lts
P1 = 560 torr/ 760 = 0,73 atm
T1 = 15°C + 273 = 288°K
V2= X
P2 = 1atm
T1 = 273°K
V1 x P1 x T2 = V2 x P2 x T1
V2 = V1 x P1 x T2 / P2 x T1
V2 = 0,73 atm x 6,5 L x 273 K / 1 atm x 288°K
V2 = 1295,38 / 288
V2 = 4,49 L
4. ¿ A cuántas atmósferas deben someterse 10 L de H2 que están a 15º C y 0.5
atmósferas para que el volumen disminuya a la mitad, si la temperatura es ahora
de 30º C?
Primero usaremos la fórmula del gas ideal
P*V= n*R*T
P = Presión.V = Volumen.
n = Moles de gas.
R = 0.082
T = Temperatura en Kelvin.
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Luego buscaremos los moles de Hidrógeno que tenemos
n= (P*V)/R*T
n= (0.5*10)/0.082*288n= 0.21 moles
Ahora buscaremos las atmósferas necesarias para la condición que estás
pidiendo
P= (n*R*T)/V
P= (0.21*0.082*308)/5 lts
P= 1.042 atmLa presión necesaria es de 1.042 atm
Relación, presión, temperatura.
1. Una muestra de gas neón se encuentra a 800 torr 250C. ¿Cuál es la nueva
presión si la temperatura aumento hasta 450C? Considere el volumen
constante.
P1 = 800 torr. T1 = 250C
P2 =?
T2 = 450C
P2 = P1.T2 / T1
P2 = 800 Torr x 450C / 250C
P2 = 1440 Torr
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2. Cierta cantidad de O2 se encuentra confinada en un recipiente
herméticamente cerrado a una presión de 1.5 atmósferas y 25ºC ¿cual es la
nueva presión de dicho gas cuando el termómetro marca 0ºC?
Aplicando la Ley de Gay-Lussac
P1T1=P2T2
P1=1,5 atm
T1=25ºC +273,=298K hay que pasar los grados Celsius o centigrados a
grados Kelvin sumando 273
P2=?
T2= 0ºC + 273=273 K
despejando P2 en la formula de Gay-Lussac
P2=P1T1/T2=1,5 atm x 298K / 273 K =1,64 atm
3. Cuál es la presión final (p2) de un determinado gas, si se enfrían 1500 mL
(V1), desde 25ºC(T1) hasta -50ºC (T2), si la presión inicial era de 1.5 atm (p1)
P2 = ?
V1 = 1500 mL = 1,5 L
T1 = 25
0
CT2 = 500C
P1 = 1,5 L
entonces:
V, n, R constantes
P/T = constante
de esto:
P1/ T1 = P2/T2.........(P atmosferas y T en Kelvin)P2 = 1.5 atm x 500C+ 273 / 250C+ 273
P2 = 1,62 atm
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1. Determine el volumen q ocupan 25 gramos de cada una de los siguientes gases
en CN O2, H2, N2, CH4.
Si consideramos valores normales de presión y temperatura (1 atmósfera y 25 ºC),
sabemos que 1 mol de gas ocupa un volumen de 22,4 litros, entonces, 25 gramos de
los siguientes gases ocupa, según la siguiente fórmula:
(25 / Peso Molecular del gas) x 22.4
CN: 21.53 litros
O2 : 22,4 L x 25 g O2 / 32 gO2 = O2: 17.5 L
H2: 22,4 L x 25gr H2 / 2 gr H2 = H2 : 280 L
N2: 22,4 L x 25gr N2 / 28gr N2 = N2 : 20 L
CH4: 22,4 L x 25grCH4 / 16 gr CH4 = CH4: 35 L
2. ¿A cuantos gramos en CN equivalen 28,6 L de cada uno de los siguientes
gases. CH4, CO2, SO3, H2S
Gr? ----- 28,6 L. CN
CH4 = 22, 4----- 16 gr CH4 ------------ X= 28,6 L x 16gr CH4 / 22,4 L = 20,42 grCH4
28,6 L -------- X
CO2 = 22,4 L ------- 44gr CO2 ------ X = 28,6 L x 44gr CO2 / 22,4 L = 56,17 gr CO2
28,6 L -------- X C = 12 O = 16 x 2 = 32 mas 12 = 44gr
SO3 = 22,4 L x 80grSO3 ------------ X = 28,6 L x 80grSO3 / 22,4 L = 102,14 grSO3
28,6 L -------- X
H2S = H : 1x2= 2 S= 32x1= 32 H2S = 34gr
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H2S = 22,4 L x 34grH2S ---------- X = 28,6 L x 34grH2S / 22,4 L = 43,41 H2S
28,6 L--------- X
3. Cierta cantidad de CO ocupa 25 L a 20º C y 560 torr. Determinar.
1. Su volumen en condiciones normales
2. La cantidad en gramos de CO
3. El número de moles del gas
4. El número de moléculas del compuesto
1. V1 = 25L V2= ?
P1 = 560 Torr P2= 760 Torr (Presión Normal)
T1 = 20ºC = 293K T2 = 273K
P1 x V1 / T1 = P2 x V2 / T2
despejando V2, obtengo V2 = T2 x P1 x V1 / T1 x P2
V2 = 273 x 560 x 25 / 293 x 760 = 17,1L
2 y 3. PV = nRT, despejando n (moles):
n= PV/RT
R es una constante y vale 0.082 L atm/mol K o en este caso como estas trabajando la
presión en Torr vale 62,36 L Torr/mol K
n = 560 x 25 / 62.36 x 293 = 0,76 mol
n = m/Mm
Mm CO = PA C + PA O = 12+16 = 28
m = 0.77 x 28 = 21,56g
4. 1 mol son 6.02 E23 moléculas (6.02 x 10 a la 23)
entonces hacés la regla de 3 18271,48
1 mol..... 6.02 E23
0.77...... x
x = 0.77 x 6.02 E23 = 4.63E23.
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4. Si 62 gramos de un gas ocupa un volumen de 90 lts a 15ºC y 700 mmHg
-¿Cuántos moles hay en dicho volumen?
-¿Cual es la peso molecular del gas?
Para este problema, tenemos la temperatura, volumen, presión y masa del gas, la
fórmula que relaciona estos datos es la fórmula general de los gases:
m=62g
V=90L
T=15°C=288.15°K
P=700mmHg=0.921atm
n=?=número de moles
MM=?=masa molecular
R=0.08314 atmL/mol°K
PV=nRT
Despejamos en la ecuación para encontrar los moles, para mayor comodidad, pasamos
los mmHg a atmósferas y los°C a °K.
n=PV / RT
n=0.912atm (90L) / 0.08314atmL/mol°K(288.15°K)
n=3.46mol
Con la masa y los números de moles podemos encontrar la masa molecular del gas,
con ayuda de la siguiente ecuación:
n=m/MM
MM=m/n=62g/3.46mol = 17.92g/mol
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1. Se van a llenar tres cilindros de 50L con hidrogeno H2 acetileno C2H2 y helio He
respectivamente calcule cuantos gramos de gas se requieren para llenar dichos
cilindros si la presión a de ser de 10 Atm y la temperatura de 23 grados
centígrados.
Los tres cilindros tendrán el mismo nº de moles de cada gas, pero diferente masa
porque su composición es distinta.
g = 50 gr, T : 200C + 273, V : 50 L, P : ?,
M = 26 gr/ mol
C2H2 = C: 12x2 = 24 H: 1x2= 2 C2H2 = 26 gr / mol
P= 50gr x 0,082 L atm x 243 L /mol/L/mol
50L x 26 gr/mol
P = 1201,3 / 1300 = 0,92 atm C2H2
P= 50 gr x 0,082 L. atm/k mol x 293 k = 1201,3 / 2200= 0,54 atm CO2
50 L x 44 gr /mol = 2200
P= 50gr x 0,082 L.atm / k.mol x 293 k =1201,3 / 1700 = 0,70 atm H2S
50 L x 34 gr /mol
P= 0,70 atm H2S
2. Determine por separado la presión que ejerce 50 gramos de cada una de las
siguientes sustancias gaseosas a 20 grados c en cilindros de acero de 50L
acetileno C2H2 dióxido de carbono CO2 acido sulfúrico H2SPrimero se calcula los moles de cada compuesto:
peso molecular del acetileno: 26 g/mol n = masa / p. mol.
Peso mol. CO2: 44 g/mol
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peso mol. H2S: 34 g/mol
acetileno: 1,92 moles
CO2: 1,14 molesH2S: 1,47 moles
estado de los gases ideales:
PV=nRT
Donde:
P=nRT/V
Remplazando los datos: P= 1,92 x 0,082 x 293,15 / 50P= 0,92 atmosferas
3. ¿Qué volumen a 25 grados centigrados y 600 mmHg ocupan 45 gramos de
monóxido de carbono CO?
V = ? T = 250C + 273 = 298 °K
P= 600mmhg/760=0,78 atm
G = 45grs
m=28 gr/mol
v= gRt/p.m
v= 45gms x 0,082 L.atm/°k.mol x 298°k
v= 0,78 atm x 28 gr/mol
V= 1099,6 / 21.84 = 50,34 L
1. Si 0,60º grs de un gas ocupan un volumen de 82 ML a 6.0 atm de presion y a
una temperatura de 27°C ¿Cuál es el peso molecular del compuesto?
g = 0,60° grs v = 82 m L = 0.082 L p = 6 atm
T = 27 °C + 273 ° = 300 °K
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M = ?
p.v.m = Grt m= g RT/p.v
m = 0,60 grs x 0,082 L.atm/k.mol x 300°K = 14,76/0,492 = 30grs/mol
6 atm x 0,082 L
M = 30 grs/mol
2. gramo de un compuesto ocupa 0,82 L a 1 atmosfera de 30°C. halle el peso
molecular del compuesto.
G = L.g.r pvm = grt
V = 0,82 lts P = 1 atm t = 30 °C + 273 °k = 303 °k
M =?
M= grt/pv
M = 1 g x 0,082 L.atma/°k.mol x 303 °k M = 30,3 grs/mol
1 atm x 0,82 L
M = 30,3 grs/ mol
3. La desidad de cierta sustancia en estado gaseoso es de 1,26 grs/ L a 50°C y
749mmHg. ¿calcule el peso molecular de dicho gas?
Pm = dRt m = dRt/p
D= 1,26 grs/L t = 50°C +273 °K = 323°K
P = 749 mmHg / 760 = 0, 98 atm
M = 1,6 grs/L x 0,082 L,atm/°K.mol x 323°K / 0,98 atm
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M = 34,05 grs/mol
Calcule la densidad del oxigeno, O2 a 500°C y 2.3 atm
Pm= dRt T= pm/ Rt D = ? T = 500°C + 273 °K = 773°K
P = 2.3 atm
O2 m = 16 x 2 = 32grs / mol
D= 2,3 atm x 32grs/mol / 0,082 L. atm/°K.mol x 737 °K
D = 73,6 / 63,38 = 1,16 grs/L
4. Halle el peso molecular de cierta sustancia gaseosa a 700mmHg y 120 °C si su
densidad es de 3,40 g/L
Pm=dRt m= dRt/p d = pm/rt
P = 700 mmHg / 760 = 0,92 atm T= 120 °C + 273 °K = 393°K
D= 3,4°C/L M = ?
M= 340 grs/ L x 0,082 L.atm/°k.mol x 393°k / 0,92 atm
M = 109,56 / 0,92 = 119,9 grs/ mol
1. Calcule la presión cuando se mezcla 550 Ml h2 con 560 de mL de n2 que
estaban en CN y se trasladan a un recipiente de 1,500 mL a 0°c
Pv= nRt p=nrt/v
P H2 = 1 mol x 0,082 L.atm/°k.mol x 273 °k / 0,055L = 40,70 atm H2
P N2 = 1 mol x 0,082 L.atm/°k.mol x 273 °k / 0, 560 L = 39,97 atm N2
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El sobrante del recipiente es de 1,500 mL ----------- 1,100 = 400 Ml
P aire = 1 mol x 0,82 L.atm/°k,mol x 273°k / 0,400 = 55,96 atm aire
40,70 atm de H2 + 39,97 atm N2 + 55,96 atm aire = 136,63 atm
2. Un recipiente de 40.0 m L a 35 °C y 600 mmHg contiene CO2 . Si se le agregan
50.0 m L de O2 que estaban a 25 °C y 500mmHg ¿Cuál es ahora la presion en
el recipiente que contiene los dos gases?
V = 40. M L T = 35°C + 273 °K = 308 °K P = 600 mmHg
V = 50 m L O2 T = 25 °C + 273 °K = 298 °K P= 500 mmHg
Con tiene co2
La presión que contiene el nuevo recipiente será
P = 600 mmHg + 500 mmHg = 1100 mmHg
3. Un tanque contiene 3 moles de O2, 4 moles de H2 y 5 moles de N2. La presión
total total en el tanque es de 12.o atmosferas. Halle la presión de cada gas
P parcial = tracion molar x p total
Presión total = 12 atm f molar O2 = 3 moles O2 / 12 moles
Total = 0,25 x 12 atm = 3 atm O2
F molar de H2 = 4 moles H2 / 12 moles total
0,33 X 12 atm = 49 atm H2
F molar de N2 = 5 moles N2 / 12 moles total
0,41 x 12 atm de N2 = 5 atm N2
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1. ¿se obtienen 5 gramos de O2 y se recogen sobre el agua a 25°C y 750 mm Hg.
Calcule el volumen del oxigeno?
No necesitamos formula alguna. Razonemos: Sabes que 32g O2 sometido a las
condiciones normales (700mmHg y 273ºK), ocupan 22,4 litros O2. Como estas
elevando la temperatura ( 25ºC = 25+273= 298ºK), el volumen AUMENTA en un
factor (298 /273) y como disminuyes la presión hasta 750mmHg, entonces también
el volumen AUMENTARA en un factor:(760 / 750), después de esto ya es sencillo
concebir que e El ELvolumen 22,4 litros sufre la siguiente modificación:22.4 litros
O2(298 / 273)(760 /750)= 24,78 litros. Rpta
2. ¿Se recoge agua a 20 C y a 760 mm Hg cierta cantidad de gas metano CH,
halle la presion de gas seco?
20 C pasa a ser 20º C (grados centígrados o Celsius)
CH no existe Valencia C es 4 y la de H 1 intercambiando --> CH4 Este si es el
metano.
se aplica la fórmula P * V/T = P' * V'/T'
dónde
P = 760 mm
V = no es necesario ni conocido
T = 20ºC --> 20+273 ºK = 293 ºK
P' la presión gas seco a calcular -->
V' = no es necesario ni conocido
T' = 0 ºK --> 273º C
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Por tanto P' = (P * V/T) * V'/T' = 760 * 293/273 = 815,677656 mm
La presión aumenta de 760 mm a 816 mm Hay compresión y por tanto elvolúmen disminuirá
3. Se obtuvo oxigeno mediante descomposición de clorato de potasio con dióxido
de magnesio y calor de acuerdo con la siguiente reacción:
2KClO3 + MnO2 .......... 2KCl + 3O2
El oxigeno obtenido se recogió por desplazamiento de agua. La presión en el
laboratorio era de 560torr temperatura del agua de 20ºC. si se recogieron 1.5
Litros de O2, halle la presión del O2 libre de vapor de agua y el numero de moles
de dicho gas.
La presión del vapor de agua a 20ºC = 17'5 mm de Hg
Al recoger el oxígeno sobre agua, la presión de 560 mm de Hg será la suma de
la presión debida al oxígeno y la debida al vapor de agua.
P de O2 = 560 - 17'5 = 542'5 mm de Hg = 542'5 torr
Aplicando la ecuación de los gases P x V = n x R x T
P = 542'5 mmHg x 1 at/ 760 mm Hg =0'7138 at
V = 1'5 L de O2
R = 0'082 at x L / K x mol
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T = 273 + 20 = 293 K
0'7138 x 1'5 = n x 0'082 x 293
n = 0'7138 x 1'5 / 0'082 x 293 = 0'04456 moles de O2
1. Se colocan por separado dos masas iguales de CH4 y CO2 en sus respectivos
recipientes a la misma temperatura?
Si el volumen de los dos recipientes es igual
precise lo siguiente:
a. ¿en cual de los recipientes hay mayor numero de moléculas?
b. compare cuantitativamente las dos presiones
c. comente acerca de la velocidad molecular promedio de los gases
mg de CH4 x 1 mol CH4/16 g CH4 = m/16 moles CH4
m/16 moles CH4 x 6'022.10^23 moléculas / mol =
6'022 x 10^23 m/16 moléculas CH4
Para el CO2 siguiendo los mismos pasos serían
6'022 x 10^23 m/44 moléculas de CO2
Habrá mayor nº de moléculas en el recipiente que contiene CH4
P1 x V =m/16 x R x T
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P2 x V = m/44 x R x T
P1/P2 = 44/16 =2'75
P1 = 2'75 x P2
La presión en el recipiente del metano es 2'75 veces mayor que la del
recipiente con CO2
Según la teoría cinética, la temperatura es una manifestación del
movimiento de las partículas, como en los dos recipientes hay la misma
temperatura, se deduce que la velocidad promedio es igual para los dos
gases.
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INTERNET: Este trabajo fue resuelto a través de la consulta en varios foros y páginas
WEB de química donde se encontraron sus posibles respuestas.