Problemas resueltos

Problemas resueltos
1. Una llanta de un automóvil tiene un volumen
de 9 x103 cm3. Se llenó con aire a una presión
de 1.9 atm y una temperatura de 25 ºC. La
composición molar aproximada del aire es de
80% nitrógeno y 20% oxígeno. Suponer
comportamiento ideal del aire y un peso
molecular promedio de 29 g/mol. Determinar:
a) La densidad del aire contenido en la llanta.
b) La presión resultantecuando se pone en
marcha el coche y las llantas aumentan
10 ºC su temperatura debido a la fricción.
c) Si el coche se dirige de la Ciudad de México
hacia el puerto de Veracruz, ¿variará la
presión de las llantas, una vez que se haya
estacionado y permanezca en reposo con
una temperatura constante.
Solución:
a) Para calcular la densidad del aire dentro de
la llanta, se necesita conocer la masa y elvolumen del aire. Para calcular la masa se
requiere conocer el número de moles
contenidos en la llanta. De la ecuación del
Gas Ideal, tenemos:

c) No, dado que T, V y n permanecen
constantes, el cambio de presión barométrica
no afecta la presión del sistema del aire
contenido en la llanta.

2. Para elaborar un pastel se requieren 2.40 g
de polvo de hornear (bicarbonato de sodio:
NaHCO3), como agentefermentador. La
acidez de la leche agria causa la reacción:
NaHCO3 + H3O+  CO2(g) + 2H2O(g) + Na+
Calcular la
cantidad de CO2(g) que se
desprende a 177 ºC y 748 mmHg, en términos
de moles, gramos y volumen en litros.
SOLUCION:
Para calcular la cantidad de CO2 que
desprenden 2.40 g de NaHCO3, se necesita
transformar los 2.40 g a moles:

Ahora, calculamos cuantos moles de
CO2 producen 0.028 moles debicarbonato de
sodio, de acuerdo con la ecuación química
balanceada:
1 mol NaHCO3 – 1 mol CO2

A continuación calculamos la masa:

0.028 mol

–

x

x = 0.028 mol CO2

Entonces la densidad del aire es:

b) Para calcular el cambio de presión a
volumen constante, de la ecuación de Gay
Lussac, tenemos:

Transformamos los moles de CO2 a gramos,
conociendo que el peso molecular de este
gas es de 44g/mol:

Finalmente, calculamos el volumen que
ocupa el gas, utilizando la ecuación del Gas
Ideal:

Resp. PM = 74.13 g/mol.

Problemas propuestos
1. Una muestra de aire ocupa 2.5 lt. cuando
la presión es de 1.2 atm.

6. Un globo perfectamente elástico hasta su
volumen de explosión de 1.68 lt., se llenó a
nivel del mar con 1 lt. de un gas ligero.
¿Hasta que presión atmosférica puede
elevarse antes deexplotar? Supóngase que
no hay cambios en la temperatura. La
presión al nivel del mar es de 1 atm.

a) ¿Qué volumen ocupará a 6.5 atm?
Resp. P = 0.2 atm.
b) ¿Qué presión se requiere para comprimirla
hasta 2.5 cm3?
Resp. a) 0.46 l; b) 1200 atm.
2. Una muestra de helio y neón ocupa un
volumen de 6.8 lt. a 300 K y 1 atm. Calcular
la composición de la mezcla en porcentaje
en masa.
Resp. 16.7 % de He;83.35% de Ne.
3. Calcular la constante de Boyle a partir de
los siguientes
datos:
P
5 10 15
17 20 22 30 40
(atm)
V (lt.) 40 20 13.3 11.8 10 9.1 6.7 5.0
Resp. KB = 199.5 l atm.
4. Calcule las presiones parciales de N2, O2 y
Ar, en una mezcla cuya presión total es 5
atm. Si hay 30 g de N2, 15 g de O2 y 5 g de
Ar, en un recipiente de 2 lt.
Resp. PN2 = 3.16 atm; P = O2 = 1.5 atm; PAr =
0.37.
5. MacInnes y Kreiling (J. Am. Chem.
Soc.; 39, 2350 (1917)) determinaron el peso
molecular del éter dietílico (CH3CH2OCH2CH3)
por el método de Víctor Meyer y obtuvieron los
siguientes datos:
Peso del éter =
0.1023 g
Volumen de aire
desplazado = 35.33
cm3

Temperatura = 32.5
ºC = 305.5 K
Presión atmosférica =
743.95 mmHg

Calcúlese el peso molecular del éter.

7. La presión de un gas en un vaso de
reacciónde volumen fijo debe reducirse a
0.01 atm. La bomba de vacío disponible sólo
puede bajar la presión a 0.015 atm, si la
temperatura es de 17 ºC. ¿Se podría obtener
el vacío deseado enfriando el vaso a –25 ºC
en una mezcla de hielo con sal?
Resp. Sí ya que la presión obtenida es de
0.0128 atm.
8. a) Encontrar la ecuación de Charles-GayLussac, con los siguientes datos:
V (cm3)
267.4
267.9
268.4...