Inorganica
Páginas: 5 (1135 palabras)
Publicado: 1 de mayo de 2013
PROBLEMAS DE GASES RESUELTOS
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.
Como1 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 lopodemos 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 laley 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, ¿quévolumen presentará finalmente el recipiente?
P. a. (N)=14; P. a. (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 192 g de amoníaco que serán 6 moles.
5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condicionesnormales. ¿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 elvolumen 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.
P. a.(O)=16.
a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcularlos 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?
P. a.(S)=32.P. a.(O)=16.
Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemoscalcular 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 masadel mol:
.
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...
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.
Como1 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 lopodemos 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 laley 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, ¿quévolumen presentará finalmente el recipiente?
P. a. (N)=14; P. a. (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 192 g de amoníaco que serán 6 moles.
5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condicionesnormales. ¿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 elvolumen 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.
P. a.(O)=16.
a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcularlos 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?
P. a.(S)=32.P. a.(O)=16.
Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemoscalcular 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 masadel mol:
.
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...
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