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Ejercicios Resueltos de gases Ideales y Gases reales
(1)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 haconvertido
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.
RESOLUCIÓN
A) Aplicamos La ecuación general de los gases ideales ya que conocemos tanto la cantidad
de gas (0,050g) como
su masa molecular (CO 2 => 44 g/mol), el volumen del recipiente(4,6 l.) Y la temperatura
(50ºC =323ºK):
P.V = g/Pm.R.T => P.4,6 = 0,050/44(0,082.323) ; P = 6,5.10- 3 atm
B) La cantidad de gas existente en el recipiente no varía, aunque al aumentar la
temperatura hasta los 60ºC
(333ºK) la presión también aumentará ligeramente. La calculamos con la ecuación general
de los gases
ideales de la misma forma que en el caso anterior:
P.V = g/Pm .R.T => P.4,6 = 0,050/44 (.0,082.333) ; P = 6,74.10- 3atm.
(2)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?.
RESOLUCIÓN
En este caso le son aplicables las ecuaciones generalesde los gases ideales:
P.V = g/Pm.R ; T 790/760(5) = 8/32(0,082.T) ; T = 790.5.32/760.8.0,082
= 253,5ºK = - 19,5º C
En C.N. ocupa: 1.V = 8/32(0,082.273) V = 5,60 litros en C.N.
En el tercer caso la cantidad de gas que hay dentro del recipiente es:
790/760.5 = g/32(0,082.243,5 ; g = 2.790.5.32/760.0,082.243,5
= 16,66 g hay dentro,
por lo que deben SALIR 8,66 gramos, ya que antes había 8gramos
(3)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.
RESOLUCIÓN
P.V = n.R.T >1,2.10-5/760(0,100) = n.0,082.300n= 6,42.10 moles de gas
Nº moleculas = 6,023.10ª la 23 .6,42.10ª la -11 = 3,86.10ª la 13 moleculas

Cuando está funcionando, la única diferencia con la situación anterior es el cambio de
temperatura, que ahora es
de 127ºC = 400ºK, por lo que se le puede aplicar nuevamente la ecuación general de los
gases ideales:
P.V/T= P'.V'/T'>1,2.10a la -5 (.0,100)/300 = P',0,100/400> P'= 1,6.10 mm Hg(4)¿Qué peso de oxigeno existirá en un recipiente cilíndrico de 1 metro de altura y 30 cm.
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.r 2.h = A.0,15 2.1 = 0,0707 m 3 = 70,7 LITROS
y, con este dato, le aplicamos la ecuación general de los gases ideales, teniendo en cuenta
que las moléculas del
Oxígeno sonbiatómicas, por lo que su peso molecular es: Pm = 2 . 16,0 = 32,0 :
P.V =g soluto/Pm solute .R.T 20.70,7 =g soluto/32 (0,082.293); g soluto
= 1883,3 g de O 2
(5)Si la densidad del nitrógeno líquido es 1,25 g/mL, ¿a qué volumen se reducirá un litro
de Nitrógeno gaseoso, medido en condiciones normales, al condensarse?.
DATOS: Masa atómica del Nitrógeno: 14,00
RESOLUCIÓN:
La cantidad denitrógeno (en gramos) que se tiene en un litro de nitrógeno gaseoso (N 2 )
se calcula mediante la
ecuación de los gases ideales:
P.V = g/ Pm .R.T => 1.1 = g/28,00 (0,082 . 273)
g =1,25 gramos de nitrógeno gaseoso
Cuando se licúa este Nitrógeno, tendremos 1,25 g de nitrógeno líquido, y si conocemos su
densidad, podemos
determinar el volumen que ocupará:
d = m /V ; 1,25= 1,25/V
V= 1,00 ml...