ingeniero

K, 101,325 kPa y ocupan un volumen de 15 dm3 si se llevan a un volumen de 38 litros y
una presión de 200,0 kPa?.
Solución: Planteamiento del problema,
condiciones iniciales condiciones finales
T1 = 300 K T2 = ?
P1 = 101,325 kPa V2 = 38 L
V1 = 15 dm3 P2 = 200,0 kPa
n = 5 moles n = 5 moles
debemos recordar que 1 dm3 es equivalente a 1 litro, por lo tanto las unidades de volumen
sonconsistentes, ahora, como P2V2T1 = P1V1T2 de donde despejamos la temperatura final:
1 1
2 2 1
2 P V
P V T
T = reemplazando valores:
1500.1K
101.325 kPa x 15 L
200 kPa x 38 L x 300 K
T 1
2 = =
5.7.4 LEY DE AVOGADRO
Entre los años de 1811 y 1870, los científicos determinaron cuantos átomos eran necesarios
para obtener la masa atómica en gramos de los elementos, este número, conocido como elnúmero de Avogadro (N), en honor a Amadeo Avogadro por que condujo a ese
descubrimiento. Este número es un número de cosas o partes iguales llamado mol y es
equivalente a 6.0221367x1023 unidades y se puede dar en moléculas/mol, átomos/mol o
átomos/átomo-gramo.
Un mol de cualquier sustancia contiene 6,022x1023 moléculas (el número de Avogadro) y
como PV/T es constante para cualquier masa de gasperfecto, se deduce que volúmenes
iguales de cualquier gas a la misma temperatura y presión contienen el mismo número de
moléculas. Esto es lo que se conoce como la ley de Avogadro. Muchos experimentos han
demostrado que la hipótesis de Avogadro es exacta hasta ± 2%. Matemáticamente se
expresa así:
V α n
Introduciendo una constante de proporcionalidad, k,
V = kn
134
así se llegó acomprobar que un mol de cualquier gas a 101,325 kPa y 273,15 K, ocupan un
volumen de 22,414 dm3 o litros, es decir, el volumen molar de un gas a una temperatura y
presión dadas es una constante específica independiente de la naturaleza del gas.. Las
anteriores condiciones son las que se conocen como condiciones normales (CN) o
temperatura y presión estándar (STP en inglés o PTE en español). Estosdatos se deben
tener en cuenta para desarrollar muchos problemas de la química de gases. En la Tabla 5.5
se observan algunos datos de volúmenes normales calculados experimentalmente.
Tabla 5.5 Volúmenes molares normales y densidades de algunos gases a CN
Gas Fórmula Peso molecular
(g/mol)
Volumen molar
Normal (L/mol)
Densidad
(g/L)
Hidrógeno
Helio
Neón
Nitrógeno
Oxígeno
Argón
Dióxidode carbono
Amoníaco
Cloro
Gas ideal
H2
He
Ne
N2
O2
Ar
CO2
NH3
Cl2
2.02
4.003
20.18
28.01
32.00
39.95
44.01
17.03
70.91
22.428
22.426
22.425
22.404
22.394
22.393
22.256
22.094
22.063
22.414
0.090
0.178
0.900
1.250
1.429
1.784
1.977
0.771
3.214
5.7.5 LEY DE LOS VOLUMENES DE COMBINACIÓN DE GAY-LUSSAC
Cuando en 1808, Joseph Luis Gay-Lussac (1778-1850) publicólos resultados de sus
experimentos con gases reaccionantes estableció que cuando se miden a temperatura y
presión constante, los volúmenes de los gases que se combinan o producen en una reacción
química puede expresarse en proporción de números enteros sencillos o pequeños. Estos
números enteros sencillos corresponden a los coeficientes estequiométricos de la reacción
así:
Ejemplo 5.7: Si setiene la reacción:
H2(g) + Cl2(g) ⇒ 2HCl(g)
significa que: un volumen de hidrógeno más un volumen de cloro producen dos volúmenes
de cloruro de hidrógeno, o
10 L de H2(g) + 10 L de Cl2(g) ⇒ 20 L de HCl(g)
Hay que tener en cuenta que el volumen de los gases reaccionantes no tiene que ser igual al
volumen de los gases producidos. Como se estipuló, esta relación la da la estequiometría de
lareacción.
135
Ejemplo 5.8: En la reacción:
2CO(g) + O2(g) ⇒ 2CO2(g)
la relación es: 2 volúmenes de CO(g) más un volumen de O2(g) produce 2 volúmenes de
CO2(g) o:
6 L de CO(g) + 3 L de O2(g) ⇒ 6 L de CO2(g)
Ejemplo 5.9: Si se tiene la reacción,
2C2H6(g) + 7O2(g) ⇒4CO2(g) + 6H2O (g)
a) Qué volumen de oxígeno se necesita para la combustión completa de 20 litros de etano,
si todos los...