Guía N 8 Gases Resuelta

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GUÍA DE ESTUDIO Nº 8: ESTADOS DE AGREGACION 
DE LA MATERIA: ESTADO GASEOSO 
 
Expectativas de logro: 
 Diferenciar y comprender las propiedades de líquidos, sólidos, y diferenciarlos de los 
gases. 
 Relacionar presión, volumen, temperatura y cantidad de gas, establecer las leyes 
combinadas de los gases y sus limitaciones. 
 Calcular cambios en la temperatura, presión y volumen según las leyes 
correspondientes. 
 Determinar pesos moleculares, densidades y fórmulas a partir de propiedades. 
 Describir comportamiento de mezcla de gases y predecir sus propiedades. 
 Realizar cálculos con gases implicados en reacciones químicas. 
 Describir, interpretar y comprender cambios de fases. 
 
 
INTRODUCCION 
 
En los trabajos de aula anteriores estudiamos estructura electrónica de los átomos y 
cómo estos se enlazan para formar moléculas. Sin embargo, en la vida diaria, en el 
laboratorio o en la industria, no encontramos la materia a nivel de átomos o moléculas, sino 
como un inmenso conjunto de ellos, en uno de los tres estados agregación: sólido, líquido 
o gas. 
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EJERCICIOS Y PROBLEMAS PROPUESTOS 
 
1. Identifique una sustancia sólida, una líquida y una gaseosa, a temperatura ambiente, 
que le resulte familiar y de las cuales pueda indicar: 
 
Sustancia Fórmula 
Química 
Punto de 
Fusión 
Punto de 
Ebullición 
 
 
 
 
2. Defina o explique los siguientes términos o símbolos utilizando tus propias palabras: 
atm, condiciones normales, R, presión parcial. 
3. Describa brevemente cada una de las siguientes ideas, fenómenos o métodos: cero 
absolutos de temperatura, recogida de un gas sobre agua, efusión de un gas. 
4. ¿Cuál es la altura de una columna de agua que ejerce la misma presión que una 
columna de mercurio con una altura de 76,0cm? 
 Rta: 1033,6 cm 
 
5. Realice y analice los gráficos, de fracción de moléculas-energía cinética: 
a) Para una sustancia a la temperatura t1 y la misma sustancia a la temperatura t2, donde 
t2 > t1. 
b) Para un: gas, líquido y sólido a una misma temperatura. 
 
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6. Sobre 1 (un) mol de gas de comportamiento ideal a la temperatura de 273 K y presión 
de 0,5 atm se realizan los siguientes cambios de presión y temperatura. 
a) Se aumenta la presión hasta 10 atm en forma isotérmica. Rta: 2,24 L 
 
Resolución: El proceso es Isotérmico T= Cte 
 
Datos: 1 mol de gas ideal en las condiciones de “a” 
 Ta= 273K 
 Pa= 10 atm 
 R= 0,082 L atm/mol K (Cte Universal de los gases ideales). 
 
Sabemos que P x V = n x R x T Ec General de los Gases Ideales 
 
V= n R T/ P = 1mol x 0.082 (L atm / mol K) x 273 K / 10 atm = 2,24 L 
 
2da opción de Resolución 
 
V1= n R T/ P = 1mol x 0.082 (L atm / mol K) x 273 K / 0,5 atm = 44,7 L 
 
P1. V1= P2. V2 P2 = P1. V1/ V2 
 
b) Se aumenta la temperatura hasta 1273 K en forma isobárica. Rta: 10,45 L 
 
Resolución: El proceso es Isobárico P= Cte 
 
Datos: 1mol de gas ideal en las condiciones de “b” 
 Tb = 1273K 
 Pb= 10 atm (se mantiene la P del ítem anterior) 
 R= 0,082 L atm/mol K 
 
V= 1 mol x 0,082 (L atm / mol K) x 1273K / 10 atm= 10,45 L 
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c) Se disminuye la presión a 0,5 atm en forma isotérmica. Rta: 209 L 
 
Resolución: El proceso es Isotérmico T= Cte 
 
Datos: 1mol de gas ideal en las condiciones de “c” 
 
 Tc = 1273 K (se mantiene la T del ítem anterior) 
 Pc = 0,5 atm 
 R= 0,082 L atm/mol K 
 
V= 1 mol x 0,082 (L atm / mol K) x 1273K / 0,5 atm= 208.772 L 
 
 
c) Se disminuye la temperatura a 273 K en forma isobárica. Rta: 44,82 L 
LO REALIZANLOS ESTUDIANTES 
 
Realice un gráfico P-V y otro V-T que pongan de manifiestos los cambios relativos a lo largo 
del ciclo. 
 
Resuelto en clases y construido el GRAFICO P-V 
 
 
 
7. La reserva de oxígeno de un hospital se realiza en un tanque de 5.000 litros a 
temperatura ambiente “máxima probable 40 ºC”. Determine el peso de oxígeno en (kg) 
que puede almacenar como máximo el hospital, teniendo en cuenta que el fabricante 
del tanque garantiza su uso hasta una presión de 25 atm. 
Rta: 155,85 Kg 
Resolución. 
Datos: V= 5000 L 
 P = 25 atm 
 T= 40°C + 273 = 313 K 
 M O2 ?? 
 
De la ecuación P V = n R T despejamos n 
 
n = P V / R T= (25 atm x 5000L) mol K = 4871,3 mol 
 (0,082 atm. L x 313K) 
 
 
Y sabemos que el n° de moles es: n = Masa/ MMolar 
 
Masa 02 = (4871,3 moles) / (32 g / mol) / 1Kg/ 1000 g = 155,8 Kg 
 
8. La comercialización de gases se realiza generalmente en tubos de aceros, con el gas 
comprimido a 200 atm. Estos tubos contienen 12 m3 de gas medidos en CNPT. Para 
disminuir al máximo la probabilidad de accidente, la norma de seguridad establece que 
a los tubos se los debe someter a una prueba hidráulica de por lo menos el doble de la 
presión de trabajo 
a) Determine el volumen “real” de los tubos de gas. Rta: 0,06 m3 
Resolución 
4 
 
Datos 
P= 200 atm; VCNTP =12 m3 = 12000 L; transformación a T= cte 
 
P1. V1= P2. V2 V2 = P1. V1/ P2= 12000 L x 1 atm = 60 L = 0,06 m3 
 200 atm 
 
b) La temperatura máxima que puede garantizar un tubo de esas características cargado 
con nitrógeno a 200 atm y 20 ºC. 586 K 
Buscar la Tmáx a V=cte ( la max presión es 400 atm) 
 
P1= P2 T2= P2 T1 T2= 400 atm x 293 K = 586 K 
T1 T2 P1 200 atm 
 
T (°C) = 586 K – 273= 273 °C 
 
 
d) La masa de gas metano CH4 que puede contener un tubo de gas de automóviles de esas 
características. Rta: 8576,79 g 
Debemos conocer n= masa / MMolar 
 
PV= n R T PV= masa/ MMolar R T masa= PV/ MMolar RT 
 
M (g) = 200 atm x 60 L x mol K = 8576,79 g 
 0,082 L x atm 273 K 
 
 
 
9. En un recipiente de 250 litros a 30 °C se colocan 25 g de nitrógeno, 10g de helio y 4,6 
g de oxígeno. De acuerdo a ello se puede decir que: (Justifique la respuesta) 
 
 Verdadero Falso 
La presión parcial del nitrógeno es de 67.22 mmHg 
 
V 
La presión parcial del oxígeno es igual a la suma de 
las presiones parciales del nitrógeno y del helio. 
 
La presión parcial del nitrógeno es mayor que la 
presión parcial del helio. 
 
La presión total es de 73,54 atm 
 
 
 
Es un Ejemplo de Presiones parciales, aplicaremos las leyes de Dalton 
Resolución: 
V= 250 L 
T= 30°C +273 = 303 K 
Masas de los gases: 25 g N2, 10 g He y 4,6 g de O2 
 
Calcular las P parciales de cada uno de los gases con la Ec general de los gases 
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Ej: Para el N2 
 P N2 = (nN2 x R x T) / V = (25 g/ 28g/mol) x 0.082 x 303 K ) / 250 L= 0,088 atm 
 P N2 = 0,088 atm x 760 mmHg/ 1 atm = 67,44 mmHg 
 
 
De la misma manera calculan las otras P parciales y luego comparan para poder completar 
el cuadro. 
P He = 0,2475 atm P O2 = 0,0142 atm 
P Total = = 0,3497 atm 
Con estos datos completar el cuadro 
 
10. En un experimento de efusión, se permite la expansión de gas argón, a través de un 
estrecho orificio abierto en un matraz en el que se ha hecho vacío de 120 mL de volumen 
durante 32 segundos, en ese momento la presión en el matraz es de 12,5 mmHg. Este 
experimento se repite con un gas X de masa molar desconocida a la misma T y P. se 
averigua que la presión en el matraz es de 12,5 mmHg después de 48 segundos. Calcule 
la masa molar de X. Rta: 89,7 g/mol 
Este ejercicio es una aplicación de difusión de la Ley de Graham 
Tiempo que fluye el Ar= 32 s 
Tiempo que fluye el gas X= 48 s 
 
𝑣1
𝑣2
= √
𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟2
𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 1
=
𝑡2
𝑡1
 
 
𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟2 =
𝑡2
𝑡1 
 𝑀𝑚𝑜𝑙𝑎𝑟 
M molar X= (48/32)2 x 39,948 g/mol= 89,88 g/mol 
 
11. Se conectan dos tanques con una llave de paso y cadatanque se llena con gas, ambos 
se mantienen a la misma temperatura, se abre la llave de paso y se dejan que se 
mezclen los gases 
a-después de que los gases se mezclan ¿Cuál es la presión parcial de cada uno y cuál es 
la presión total? Rta: PA= 15 atm. PB= 12 atm. PT= 27 atm. 
 Tanque A Tanque B 
 
 
Resolución: 
 
 
 
Datos: P1 O2 = 24 atm; V1 O2 = 5 L 
 P2 O2 = ¿??? Atm; V2 O2 = 8 L 
5,00 L de 
oxígeno 
24 atm 
3,00 L de 
Nitrógeno 
32 atm 
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P2 O2 = P1. V1/ P2= 24 atm x 5 L = 15 atm O2 
 PT= PA + PB = 27 atm 
P2 N2 = P1. V1/ P2= 32 atm x 3 L = 12 atm N2 
 8 L 
X molar PO2 = X O2 PT = 15 atm / 27 atm= 0,56 
 PN2 = X N2 PT = 12 atm / 27 atm= 0,44 
X N2 = 1- X O2 = 1- 0,56 = 0,44 
 
 
12. Se recibió hidrógeno sobre agua a 21 ºC en un día en que la presión atmosférica es de 
748 torr. El volumen de la muestra de gas que se colectó fue de 300mL. 
¿Cuántos moles de hidrógeno estaban presentes? Rta: 0,012 moles 
¿Cuántos moles de vapor de agua había en la mezcla gaseosa húmeda? 
Rta: 2,475.10-4 moles 
¿Cuál es la fracción molar del hidrógeno en la mezcla gaseosa húmeda? Rta: 0,979 
¿Cuál sería la masa de la muestra de gas si estuviera seca? Rta: 0,024 g 
Dejar para resolver luego de ver PRESION DE VAPOR 
 
 
13. Imagine que vive en una cabina con un volumen interior de 175 m3. En una mañana fría 
la temperatura del aire interior es de 10ºC, pero por la tarde el sol calentó el aire de la 
cabina a 18ºC. La cabina no está sellada, por lo tanto, la presión interna es igual a la 
externa. Suponga que la presión se mantiene constante durante el día. ¿Cuántos m3 de 
aire debieron salir de la cabina a causa del calentamiento solar? ¿Cuántos litros? 
LO HACEN ESTUDIANTES Rta: Deben salir 4,95 m3 o 4950 L 
 
 
14. Determine la densidad del dióxido de carbono y dióxido de azufre en las siguientes 
condiciones: 
a) 20 º C y 1 atm. Rta: SO2= 0,00266 g mL-1 CO2= 0,0018 g mL-1 
b) 20 º C y 5 atm. Rta: SO2= 0,0133 g mL-1 CO2= 0,009 g mL-1 
 
 Resolución: 
 
A partir de P x V = n x R x T P x V = masa/ Mm x R x T 
Reordenando la ecuación P x Mm = masa/ V x R x T 
 y como Masa / V = densidad 
Entonces queda 
 
 δ = (P x M m) / (R x T) 
 
 Datos mM de CO2 = (12 + 2 x 16) g/mol = 44 g/mol (de tabla periódica) 
 
a) 
δ = (1 atm x 44 g/mol) / (0.082 x 293k) = 1.83 gr/l x 1L/1000 ml= 0.0018gr ml-1 
 
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De la misma forma se resuelven los otros puntos. 
 
 
 
 
 
 
 
15. El nitrito de amonio se descompone por calentamiento en nitrógeno y agua, pudiendo 
recoger el nitrógeno desprendido en un tubo eudiométrico. ¿Qué volumen de nitrógeno 
seco se recogerá por la descomposición de 3 g de nitrito de amonio a 25 ºC y 780 mmHg 
de presión atmosférica? Presión de vapor de agua a 25 ºC 14 mmHg. 
 Dejar para resolver luego de ver PRESION DE VAPOR 
 Rta: 1,136 L 
 
16. Los envases para aspersión en aerosoles tienen una presión de prueba muy baja, 3 
atm. Si un aerosol es cargado con gas a presión de 2,2 atm a 20 º C ¿A qué temperatura 
superará la presión de prueba? Rta 399,54 K 
 
 P1/P2 = X / T2= 3 atm/ 2,2 atm = x / 293 K = 399 54 K 
 
 
 
17. El smog fotoquímico es un fenómeno de contaminación en ciertos ambientes urbanos 
producto, principalmente, de la acción de la luz solar en los gases de escapes de los 
automóviles. Uno de estos gases es el óxido nítrico, que reacciona inmediatamente con 
el oxígeno gaseoso para formar dióxido de nitrógeno, un gas café oscuro. En la siguiente 
tabla se consignan las cantidades iniciales utilizadas en cuatro experiencias de la misma 
reacción, efectuadas en un laboratorio a 23 °C y 750 mmHg. 
 
 
 
A partir de estos datos te pedimos las siguientes actividades: a) Completa la cuarta 
columna de la tabla determinando en cada caso, cuál es el reactivo limitante; b) Calcula 
para cada experiencia los moles de producto que se formaran y completa con los 
resultados obtenidos la quinta columna. c) En la última columna completa con los moles 
del reactivo en exceso que permanecen sin reaccionar. 
R: a) NO; O2; O2; NO b) moles de producto: 6,6; 2; 6; 4 c) moles sin reaccionar: 
2,95; 1; 4; 2 
 
Resolución: 
Experiencia N°1 
 
2NO(g) + O2(g) 2 NO2 (g) 
8 
 
 
200g 200 g 
T= 23 °C + 273= 296k 
P= 750 mmHgx1atm / 760 mmHg=0,98 atm Datos 
mM NO= 30 g/mol 
mM NO2 = 46 g/mol 
 
 
 
 
Cálculo del reactivo limitante y producto: 
 
60 g NO 92 g NO2 El reactivo Limitante es el NO 
 
200 g NO x= 306,6 g NO2 N= Masa / mM= 306g/ 46 g/ mol = 6 mol NO2 
 
32g O2 92 g NO2 
 
200 g O2 x= 575 g NO2 
 
Calculo de moles sin reaccionar: 
 
Por lo tanto, el reactivo en exceso es el oxígeno 
 
NNO = Masa/ mM = 200 g = 6,66 mol NO 
 30 g/mol 
 
NO2= Masa/ mM = 200g = 6,25 mol O2 
 32 g/mol 
 
2 mol NO 1 mol O2 
 6, 66 mol NO x= 3,33 mol O2que reaccionan 
 
Moles de O sin reaccionar= moles totales – moles que reaccionan=( 6,25 – 3,33) mol= 2,95 mol 
 
De la misma manera se calculan el resto de las experiencias del cuadro. En la experiencia 4 tienen 
que usar la ecuación general de los gases. 
 
 
18. Según el proceso Haber, el nitrógeno reacciona con el hidrógeno en determinadas 
condiciones para dar NH3. Reaccionan 20 litros de NH3 en CNPT con suficiente 
cantidad de oxígeno para dar óxido nítrico y agua. Calcula la masa de óxido obtenido. 
Rta: 26,78 g 
LO REALIZANLOS ESTUDIANTES 
 
19. La argentita es un mineral que tiene una pureza del 90% en sulfuro de plata. Si se trata 
una muestra del mineral con suficiente ácido clorhídrico liberándose 11,75 L de sulfuro 
de hidrógeno a 32 ºC y 750 mmHg. Calcula: a) la masa de argentita tratada; b) moles 
de precipitado obtenido. 
R: a) 126,6 g; b) 0,92 moles 
LO REALIZANLOS ESTUDIANTES 
9 
 
 
20. Se mezclan 500 g de fosfato de amonio, pureza 80%, con 250g de hidróxido de calcio 
en solución acuosa. Calcula: a) Volumen de gas que se libera, medidos a 27 °C y 999,7 
hPa. b) Masa, en gramos, del reactivo que permanece sin reaccionar. 
R: a) 168 L; b) 64 g 
LO REALIZANLOS ESTUDIANTES 
 
21. ¿Cuántos litros de oxígeno medidos en CNPT reaccionan con 3,22.1024 moléculas de 
potasio para formar el óxido correspondiente? 
Resolución: Rta: 29,95 L 
En CNPT 1 mol = 22,4 L= 6,02 x 1023 moléculas 
 
Primero realizar la Ec química correspondiente e igualarla: 
 
O2 + 4K = 2O K2 
 
6,02 x 1023 moléculas de K x 4 mol K = 2,40 x 1024 moléculas de K 
 1 mol K 
 
22, 4 L O2 x 3,22 1024 moléculas de K = 29,96 L de O2 
 2,40 1024 moléculas de K 
22. Se descomponen térmicamente 108 g de óxido mercúrico. Calcula: 
 
a) Volumen de oxígeno liberado, medido en CNPT Rta: 5,58 L 
b) Volumen de mercurio obtenido (ᵹ= 13,6 g/mL) Rta: 7,35 L 
 
Recuerden siempre realizar la ec química e igualarla: 
a) 
 
2 O Hg + Calor = O2 + 2Hg 
 
 si 22,4 l = 1 mol y Mm OHg =( 200,9 + 16) g/ mol = 216 g/mol 
 
180 g O Hg/ 216 g/ mol OHg = 0.83 mol O Hg 
 
2 mol O Hg x 22 4 L O2 = 5.58 L O2 
0,83 mol OHg 
 
b) ᵹ= 13,6 g/mL) = Masa / vol 
 
 
 
 
 
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23. En la reacción de 0.5 L de dióxido de carbono medidos en CNPT con suficiente hidróxido 
de calcio, se obtuvieron 2 g de carbonato de calcio. Calcular el rendimiento de la 
reacción.Rta: 90% 
 
24. ¿Qué volumen de hidrógeno medido a 25 ºC y 730 mm de Hg se libera cuando reacciona 
15 g de Al 90% de pureza con suficiente HCl si la reacción se completa en un 75%? 
Rta: 14,32 L 
2Al + 6 HCl 2AlCl3 + 3H2 (g) 
 
15 g Al x 90/100 = 13,5 g Al puros x 1mol Al = 0,5 mol Al puros 
 27 g 
0,5 molAl x 3 mol H2 = 0,75 mol H2 
 2 mol Al 
 
De la siguiente ecuación: P V = n RT 
 V H2= n RT / P = 0,75 mol x 0,082 l atm x 298 k = 19.09 l H2 
 
 0,96 atm mol K 
 
 
 
19,09 l x 75% = 14,32 L H2 
Pero la reacción se 
completa en un 75%