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CÁTEDRA: QUÍMICA

GUÍA DE PROBLEMAS N°3
TEMA: GASES IDEALES

OBJETIVO: Interpretación de las propiedades de los gases; efectos de la presión y la
temperatura sobre los volúmenes de los gases.
PRERREQUISITOS: Conocimiento de las leyes de los gases ideales; ecuación general de
estado; ley de Dalton de las presiones parciales y manejo de unidades.
INTRODUCCIÓN TEÓRICA:
Decimos que unasustancia en estado gaseoso se comporta como un gas ideal cuando obedece
con exactitud a las leyes de los gases que se detallan a continuación:
LEY DE BOYLE: A temperatura constante, el volumen (V) que
ocupa una masa definida de gas es inversamente proporcional a la
presión aplicada (P).
V . P = cte

(n, T ctes))

Presión, P

V α 1/P

Menor volumen ,
alta presión

mayor volumen
bajapresión

Volumen,V

LEY DE CHARLES: A presión constante, el volumen (V) que
ocupa una masa dada de gas es directamente proporcional a su
temperatura absoluta (T).
V = cte . T

(n, P ctes)

LEY DE AVOGADRO: A la misma temperatura y presión,
volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de
moléculas (n: N° de moles).
Vαn

V = cte . n

Volumen, V

VαT

Temperatura alta,volumen grande

Temperatura baja,
volumen pequeño

Temperatura,T

(P, T ctes)

A partir de combinar estas leyes de los gases ideales, se obtiene la ecuación de los gases
ideales:
P.V=n.R.T
P: presión
n: N° de moles
V: volumen
T: temperatura absoluta
Donde el valor de R, la constante universal de los gases, depende de las unidades que se
elijan para P, V y T.
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Ejemplo: R =0,082 atm L/mol K;

o

R = 8,314 J/mol K

La ecuación de los gases ideales nos permite calcular una de las variables del gas (P, V, T ó n)
a partir de conocer las 3 restantes.
Cuando un gas sufre una transformación modificando sus variables P, V ó T, y siempre y
cuando se mantenga la misma cantidad de gas (n), existe una ecuación resultante de la ecuación
de los gases ideales que mepermite relacionar las variables del gas (P, V y T) del estado inicial
y final de la transformación.

Si en la ecuación de los gases ideales reemplazamos el número de moles (n) por el cociente
entre la masa del gas y su masa molar (MM), obtendremos una modificación que puede ser de
utilidad:

LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
La presión total que ejerce una mezcla de gases ideales es lasuma de las presiones parciales de
los gases que la componen.
Llamamos presión parcial de un gas en una mezcla de gases, a la presión que tendría ese gas si
estuviera solo en el recipiente de la mezcla y en las mismas condiciones (P y T) de la misma.

RECOLECCIÓN DE GAS SOBRE AGUA
Cuando se recoge un gas sobre agua lo que se obtiene es una mezcla de gases compuesta por el
gas recogido yvapor de agua. La presión parcial del vapor de agua es la presión de vapor del
agua a la temperatura en que se encuentra la mezcla.

Se sigue el mismo criterio si el gas se recoge sobre otro líquido.
FACTORES DE CONVERSIÓN Y CONSTANTES
0ºC = 273K
760 mm Hg = 1 atm = 1,013 x 105 Pa = 101,3 KPa = 760 torr
R = 0,0823 atm L mol-1 K-1 = 8,314 J mol-1 K-1 = 8,314 kPa dm3 mol-1 K-1
1 mL = 1 cm3
1 L= 1000 mL = 1 dm3
CNPT = condiciones normales de presión y temperatura = 1 atm y 273 K
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PROBLEMAS RESUELTOS
Ejercicio N° 1:
Se tiene una masa de oxígeno, que ocupa un volumen de 200 litros a la temperatura de 97oC y
presión de 100,8 kPa, se quiere saber a qué temperatura ocupará un volumen de 150 litros si la
presión de 103,5 kPa?
Resolución:

V1 = 200 L

V2 = 150 L

T1 = 97 oC= 370 K
P1 = 100,8 kPa

T2 = ?
P2 = 103,5 kPa

Ejercicio N° 2:
250 cm3 de un gas se han recogido sobre acetona a –10 °C y 770 torr de presión. El gas pesa
1,34 g y la presión de vapor de la acetona a esa temperatura es 39 mmHg. ¿Cuál es la masa
molar del gas?
T = -10 °C = 263 K
Resolución: V = 250 cm3 = 0,25 L ;

Ejercicio N° 3:
Se tiene un recipiente de 44,8 dm3 lleno con 2 moles...