4_Estado_gaseoso_y_sus_leyes

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Prof. María Fernanda Aued
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Unidad 2
El estado gaseoso y las leyes de los gases
Introducción teórica
En la naturaleza, las sustancias se presentan – a una temperatura y a una presión dada –
en un determinado estado de agregación. En general, los metales (salvo el mercurio, que es
líquido) y las sustancias constituidas por iones se encuentran en estado sólido, mientras que
las sustancias que forman moléculas pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas. Entre las
moléculas de una sustancia actúan dos tipos de fuerzas: de atracción y de repulsión. Del
balance de la acción entre esas fuerzas resultará el estado de agregación de la sustancia en
cuestión.
El estado gaseoso
Al abrir la llave de gas de una garrafa y cerrarla luego de unos segundos, se
percibe un olor característico que desaparece rápidamente ( en realidad el gas natural
es una mezcla inodora de hidrocarburos, pero para detectar una pérdida de gas se
agregan pequeñas cantidades de una sustancia, que le otorgan ese “olor a gas”
característico) El gas que escapó de la garrafa “desapareció” en el aire, o dicho de
otra manera, difundió hacia el medio (aire)
Según la teoría cinético – molecular, un gas tiende a ocupar todo el espacio del
recipiente que lo contiene, ya que sus moléculas poseen gran energía cinética, que
supera cualquier tipo de fuerzas de tracción que puedan existir entre ellas. En
consecuencia, se advierte que los gases no tienen forma ni volumen propios, la
densidad es mucho menor que los otros estados y son compresibles, es decir que el
volumen que ocupan se modifica con los cambios de presión.
Si a las moléculas de un sólido o de un líquido se les entrega suficiente energía en
forma de calor, estas también adquirirán la suficiente energía como para romper las
fuerzas que las mantienen unidas y pasar al estado de vapor, produciéndose,
entonces, el cambio de estado. Pocas son las sustancias que están en estado
gaseoso a temperatura ambiente, entre ellas el nitrógeno (N2), el oxígeno (O2), el
hidrógeno (H2), el dióxido de carbono (CO2), el flúor (F2), el cloro (Cl) y el helio (He)
Si bien comúnmente las palabras gas y vapor se utilizan como sinónimos, hay que
diferenciarlas, porque aluden a distintos conceptos: el gas es una sustancia que a
presión normal y a temperatura ambiente, se encuentra en estado gaseoso, el vapor,
por su parte, es la forma gaseosa de una sustancia, que a temperatura ambiente es
un sólido o un líquido. En general, el vapor está en contacto con uno de sus estados
condensados (líquido o sólidos)
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Aunque parezca mentira, ya que la mayoría de los gases son percibidos por nuestros
sentidos, el estado gaseoso ha sido, históricamente, el estado de la materia de más
fácil estudio. Gran parte de lo que sabemos hoy acerca del comportamiento de los
gases proviene de las investigaciones realizadas durante siglos XVII, XVIII y XIX. Los
estudios con gases permitieron formular el modelo de partículas que se emplea en la
actualidad para explicar la naturaleza de la materia, fueron formalizados mediante las
llamadas leyes de los gases.
Los gases y la teoría cinética molecular.
La atmósfera, el aire de los neumáticos y los humos representan el estado
gaseoso. En 1868, el físico escocés James C. Maxwell (1831 – 1879) y el físico
austriaco Ludwig Boltzmann (1831 – 1879) pensaron que los gases estaban
constituidos por infinidad de moléculas moviéndose al azar. Y enunciaron, luego de
numerosos experimentos, los postulados de la teoría cinética molecular que dicen:
 Los gases están formados por partículas diminutas (moléculas, muy alejadas
unas de otras) Puede considerarse que las moléculas poseen masa, pero tiene
un volumen despreciable con respecto al espacio vacío que existe entre ellas.
 No existen fuerzas de interacción entre las partículas.
 Las moléculas gaseosas se mueven continuamente al azar y en línea recta,
chocando entre sí o contra las paredes del recipiente que las contiene. Este
estado continuo movimiento se denomina agitación térmica.
 Las colisiones entre las moléculas son choques elásticos, es decir que por más
que ocurran, la energía cinética total del sistema se conserva.
 En una masa gaseosa, en un instante dado, las partículas poseen diferentes
velocidades y, en consecuencia, distintas energía cinéticas. La energía cinética
promedio de dichas partículas es proporcional a al temperatura absoluta del
gas. A la misma temperatura, las moléculas de cualquier gas tienen igual
energía cinética promedio. Estos postulados no se cumplen estrictamente para
los gases reales, sino que a ellos responde un modelo de gas ideal.
Volumen: Es una magnitud que indica el espacio que ocupa una sustancia. El
volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contiene. Se mide en
unidades de volumen, tales como decímetro cúbico (dm3), centímetro cúbico (cm3),
litro (l), mililitro (ml); siendo las dos primeras del Sistema Internacional (SI).
Equivalencias
1dm3 =1000 cm3
1dm3 = 1l
1cm3 = 1ml
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Presión: Es una magnitud que indica la fuerza que ejerce el gas en una unidad de
área. Es una medida de las colisiones que ejercen de las moléculas de gas sobre la
superficie interna del recipiente. La presión puede medirse en diferentes unidades de
medida, dependiendo del sistema de unidades que se considere. Las unidades de
presión que utilizaremos son: Pascal (Pa) y hectoPascal (hPa), ambas del SI, y
atmósfera (atm) y Torricelli (Torr) que antiguamente era llamada “milímetro de
mercurio” (mmHg).
Equivalencias
101325 Pa = 1013,25 hPa = 1atm = 760 Torr = 760 mmHg
Temperatura: Es una magnitud que está relacionada con la energía cinética de las
moléculas, que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema
(recordar el 3er. postulado de la Teoría Cinético Corpuscular). A medida de aumente
la energía cinética de un sistema, su temperatura será mayor. Las temperaturas se
miden con termómetros y existen diferentes escalas termométricas.
A continuación se presentan las temperaturas en escala de grados Celsius, grados
Fahrenheit y en grados Kelvin con la respectiva conversión de unidades.
El comportamiento de los gases fue estudiado por los científicos desde el siglo XVII, y
sus conclusiones se conocen como las Leyes de los Gases.
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LEY DE BOYLE
Los gases tienen una propiedad característica que es su gran comprensibilidad. En el
año 1662, Robert Boyle estudia este comportamiento de los gases cuando la
temperatura se mantiene constante, es decir siendo un proceso isotérmico. En esas
condiciones el científico concluye que el volumen de una cantidad determinada de
gas disminuye al aumentar la presión. Si se representan la variación de volumen
en función de la presión, se obtiene una hipérbola equilátera denominada isoterma,
ya que dichas variaciones ocurren cuando la temperatura se mantiene constante.
La representación gráfica indica que para una cantidad determinada de gas a
temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presión.
Es decir, si la presión se eleva, el volumen de gas se reduce. Este comportamiento de
los gases puede expresarse matemáticamente por la siguiente proporción:
El comportamiento de los gases a temperatura constante también fue estudiado por el
físico francés Edme Mariotte, razón por la cual se la conoce como ley de Boyle-
Marriotte. Ejemplifiquemos con una situación problemática. Cuando se presiona el
pistón de un inflador de bicicletas, el volumen interior del inflador disminuye de 100
cm3 a 20 cm3 antes que el aire fluya dentro del neumático. Suponiendo que la
variación es isotérmica, calcular la presión final del aire en el inflador si la presión
inicial era de 1, 5 atm. Consideramos el estado inicial como estado 1 y el estado final
como estado 2.
Considerando la ley de Boyle podemos escribir la ecuación mencionada
anteriormente como:
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P1 . V1 = P2 .V2
se deduce que 1. 1 / 2 = 2
Reemplazando los valoresresulta que P2 = 1,5 .100 3 / 20 3P2 = 7,5 atm
LEY DE CHARLES – GAY-LUSSAC
¿Qué sucede con el comportamiento del gas si se modifica la temperatura? Los
científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay- Lussac estudiaron el efecto de
la temperatura sobre el volumen de gas (manteniendo la presión constante) y sobre la
presión ejercida por el gas (manteniendo el volumen constante).
A Presión Constante (proceso isobárico)
El volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta el gas y se contrae
al enfriarse. La representación en ejes de coordenadas de dichas variaciones es una
función lineal denominada isobara ya que ocurre cuando la presión del gas es
constante. El científico Charles- Gay Lussac postula que el volumen de una cantidad
fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la
temperatura absoluta del gas.
La variación en el comportamiento del gas puede expresarse según la proporción
matemática indicada:
=
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La ley de Charles- Gay Lussac indica que el volumen de una cantidad fija de gas
mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura
absoluta del gas.Se debe utilizar la temperatura en Escala Kelvin para realizar los
problemas de gases, puesto que es la única escala de temperatura de carácter no
arbitrario.
Ejemplificando:
1. Un globo lleno de aire tiene un volumen de 500 cm3 cuando la temperatura es
de 15 °C. Si la temperatura inicial se triplica, ¿cuál será el nuevo volumen que
alcanzará el globo?
Es conveniente organizar los valores de volumen y temperatura. Expresar las
temperaturas en escala absoluta
T1= 15 °C + 273 K= 288 K
T2= (3. 15 °C )+ 273= 45 °C + 273 =318K
V1=500 cm3
Teniendo en cuenta le ecuación de Charles es posible calcular el valor de la nueva
presión sabiendo que:
1/ 1. T2 = V2
500 3/318 . 288 = 2
V2 = 552 cm3
A Volumen Constante (proceso isocórico)
La presión de una muestra de gas aumenta cuando se calienta el gas ydisminuye al
enfriarse. La representación en ejes de coordenadas de dichas variaciones es una
función lineal denominada isocora ya que ocurre cuando el volumen del gas es
constante. La variación en el comportamiento del gas puede expresarse según la
proporción matemática indicada.
=
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La ley de Charles- Gay Lusa indica que la presión de una cantidad fija de gas
mantenido a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura
absoluta del gas.
Relación entre el volumen del gas y la cantidad: Ley de Avogadro
El científico Italiano Amadeo Avogadro complementa las conclusiones realizadas por
Boyle indicando que cuando la presión y la temperatura de un gas se mantienen
constantes, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de
moléculas átomos (si el gas es monoatómico). De acuerdo a esto el volumen de
cualquier gas el proporcional a la cantidad moles de moléculas presente (n)
V= k.n donde k es una contante de proporcionalidad
Ecuación General de los gases
Las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac dan cuenta del comportamiento de
una sustancia en estado gaseoso cuando una de las variables se mantiene constante,
porque de esta manera se facilita el estudio de las propiedades de los gases y la
influencia de una variable. En la vida cotidiana generalmente se modifican
simultáneamente dos de las variables produciendo la modificación de la tercera
variable en cuestión.
Si la cantidad de gas (el número de corpúsculos) se mantiene constante es posible
relacionar la presión, el volumen y la temperatura del estado inicial de un gas ideal
con las mismas variables en el estado final.P . VT = P . VT
Ecuación general de estado
Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y
temperatura pueden describirse completamente con la ecuación deducida a partir de
las leyes de Boyle Mariotte, de Charles-Gay Lussac a presión contante y la ley de
Avogadro.
Volumen N° de Mol de gas R (Constante de los gases ideales)
Presión P . V = n . R . T
R = 0,082 l. atm/ K. mol Temperatura absoluta
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Relaciones de masa, masa molar y densidad de un gas
La densidad es una magnitud que indica la masa que tiene un determinado volumen
de sustancia; se calcula como el cociente entre ambas magnitudes ( =m/V).
Las densidades de los gases son muy bajas, generalmente se expresan en unidades
de (g/l). Teniendo en cuenta que la cantidad de moles de un gas puede calcularse
como el cociente entre la masa de sustancia y su masa molar, es posible vincular las
tres magnitudes en las ecuaciones dadas donde
M= masa molar m = masa y = densidad del gas
P.V = n R T
Si n = m/M
P.V = /MR T
Reordenando M = m RT/ PV en función de la masa molar de gas.
Si =m/V m =. V
Si reemplazamos
P .V =. V / M R T
Resulta P = /M R T
Reordenando P M = R T
= PM/ RT en función de la densidad del gas.
Ejercitación
1. Un dm3 de helio (He) a 27 °C está sometido a una presión de 2,00 atm. El
sistema se calienta hasta duplicar su volumen, manteniendo la presión constante.
Calcular la temperatura final del sistema.
Resolución
Datos
V1 = 1 dm3 P = 2,00 atm constante
T1 = 27 °C + 273,15 K = 300,15 K
V2 = 2 dm3
T2 = X
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Utilizamos la ecuación para una evolución del Sistema a presión constanteVT = VT
T = T x VV
Reemplazamos los valoresT = 300,15 K x 2,00 dm1,00 dm= 600,3 K
Expresado en ° C T (K) = t °C + 273,15 K
Despejando t °C = T (K) - 273,15 K
t °C = 600,3 K - 273,15 K
t °C = 327,15 ° C
2. Se desea conocer a qué volumen final llegará un sistema gaseoso que inicialmente
ocupa un volumen equivalente a 30 litros a 27º C y 740 mm Hg, si la temperatura
del sistema aumenta a 45º C y la presión a 2 atm.
Resolución
Analizamos los datos y las unidades
Datos
P1=740 mmHg = 0,973 atm
V1 = 30 l = 30 dm3
T1 = 27 °C + 273,15 K = 300,15 K
P2=2 atm
V2 = X
T2 = 45°C + 273,15 K = 318,15 K
Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas
utilizaremos la ecuación general de los gases.
Como necesitamos saber el V2 (o final) para este sistema, teniendo todos los
datos despejamos de la ecuación.P x VT = P x VT= P x V x TT x P
y ahora remplazamos los valores
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= 0,973 atm x 30 dm x 318.15 K300,15 K x 2 atm
Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse
en dm3.
El volumen final será: = ,
3. ¿Cuál es la presión de un sistema gaseoso que ocupa un volumen de 500 cm3 si
la temperatura es de 70º C y el sistema está formado por 3,8 moles de dióxido de
carbono (CO2)? Expresar el resultado en hPa.
Resolución
Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e
involucra el número de moles del gas.
P x V = n x R x T
Donde R es la constante universal de los gases y
R = 0,082
Analizamos los datos
P= X en hPa
V = 500 cm3 = 0,500 cm3
T= 70° C + 273,15 K = 343,15 K
n = 3,8 mol de CO2
Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la
incógnita
P =
Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la presión
P =
, , ,,
Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta
P = 213,85 atm
P = 213,85 atm x 1013 hPa
P = 216630,05 hPa
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4. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y a una presión
de 90 kPa, hasta un volumen de 500 ml ¿Qué presión, en atmósferas, se
necesita?
Resolución
Analizamos los datos
T constante = ambiente = 20° C
P1 = 90 kPa = 900 kPa = 0,89 atm
V1 =10 l de O2 = 10 dm3 de O2
V2 =500 ml = 500 cm3 = 0,500 dm3
P2 = X
Para resolverlo utilizamos la ecuación de evolución isotérmica que corresponde a la
ley de Boyle y Mariotte
P1 x V1 =P2 x V2
Despejamos la incógnita en este caso la presión final del sistema
Y resulta P =
Reemplazamos los valores
P = 0,89 atm x 10 dm0,500 dm= ,
5. Un globo lleno de gas con un volumen de 2,50 litros a 1,2 atm y 25º C se eleva en
la atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra)donde la temperatura y la
presión son –23º C y 3,00 x 10 –3 atm, respectivamente. Calcular el volumen final en
dm3.
Resolución
Analizamos los datos
V1 = 2,50 l = 2,50 dm3
T1 = 25° C + 273,15 K = 298,15 K
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P1 = 1,2 atm
V2 = X
T2 = -23° C +273,15 K = 250,15 K
P2 = 3,00 x 10-3 atm = 0,003 atm
Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas
utilizaremos la ecuación general de los gases.
Como necesitamos saber el V2 (o final) para este sistema, teniendo todos los datos
despejamos de la ecuación. P x VT = P x VT= P x V x TT x P
y ahora remplazamos los valores
= 1,2 atm x 2,50 dm x 250,15 K298,15 K x 0,003 atm
Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse
en dm3.
El volumen final será: = ,
6. ¿Cuál será la presión ejercida en el interior de una olla a presión de 5 litros de
capacidad cuando se calientan 2,78 moles de agua a 150º C?
Resolución
Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e
involucra el número de moles del gas.
P . V = n . R . T
Donde R es la constante universal de los gases y
R = 0,082
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Analizamos los datos
P= X
V = 5 l = 5 dm3
T= 150° C + 273,15 K = 423,15 K
n = 2,7 mol de H2O
Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la
incógnita
P =
Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la presión
P =
, , ,
Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta
P = 18,73 atm
7. ¿Cuál es la temperatura de un sistema gaseoso formado por 2,5 moles de dióxido
de carbono que ocupa un volumen de 400 ml, si la presión es de 740 mm Hg?
Expresar el resultado en grados centígrados.
Resolución
Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e
involucra el número de moles del gas.
P . V = n . R . T
Donde R es la constante universal de los gases y
R = 0,082
Analizamos los datos
P= 740 mm Hg = 0,97 atm
V = 400 ml = 0,400 dm3
T= X ° C
n = 2,5 mol de CO2
Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la
incógnita
T =
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Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la temperatura
T = , ,, ,
Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta
T = 1,89 K
Expresado en ° C T (K) = t °C + 273,15 K
Despejando t °C = T (K) - 273,15 K
t °C = 1,89 K - 273,15 K
t °C = -271,26 ° C
8. ¿Cuál será el número de moles de nitrógeno que contiene un recipiente si la
presión es de 1000 hPa, la temperatura es de 28º C y ocupa un volumen
equivalente a 50 litros?
Resolución
Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e
involucra el número de moles del gas.
P . V = n . R . T
Donde R es la constante universal de los gases y
R = 0,082
Analizamos los datos
P= 1000 hPa = 1,013 atm
V = 50 l = 50 dm3
T= 28° C + 273,15 K = 301,15 K
n = X mol de N2
Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la
incógnita
n =
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Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado el número de
moles (n)
n = ,, ,
Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta
n = 2,05 mol
9. Indicar cuál es la temperatura de un sistema gaseoso que soporta 6 atm de
presión y que ocupa un volumen equivalente a 4 litros. Si se lleva el sistema a
condiciones normales de presión y temperatura.
Resolución
Analizamos los datos y las unidades
Datos
P1= 6 atm
V1 =4 l = 4 dm3
T1 = X
Se lo lleva a CNPT
P2= 1 atm
V2 = 22,414 dm3
T2 = 0°C + 273,15 K = 273,15 K
Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas
utilizaremos la ecuación general de los gases.
Como necesitamos saber la T1 (o inicial) para este sistema, teniendo todos los
datos despejamos de la ecuación.P x VT = P x VT
= P x V x TP x V
y ahora remplazamos los valores
= 6 atm x 4 dm x 273,15 K1 atm x 22,414 dm
Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse
en K.
La temperatura inicial será = ,
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Ejercitación
1. Se desea conocer a qué volumen final llegará un sistema gaseoso que
inicialmente ocupa un volumen equivalente a 30 litros a 27º C y 740 mm Hg, si
la temperatura del sistema aumenta a 45º C y la presión a 2 atm.
2. ¿Cuál es la presión de un sistema gaseoso que ocupa un volumen de 500 cm3
si la temperatura es de 70º C y el sistema esta formado por 3,8 moles de
dióxido de carbono (CO2)? Expresar el resultado en hPa.
3. ¿Qué temperatura alcanza un sistema gaseoso que inicialmente soporta una
presión de 4 atm y 150º C si la presión desciende a 1,5 atm? Expresar la
temperatura final en grados centígrados.
4. Indicar cuál es la temperatura de un sistema gaseoso que soporta 6 atm de
presión y que ocupa un volumen equivalente a 4 litros. Si se lleva el sistema a
condiciones normales de presión y temperatura.
5. Un globo lleno de gas con un volumen de 2,50 litros a 1,2 atm y 25º C se eleva
en la atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra) donde la
temperatura y la presión son –23º C y 3,00 x 10 –3 atm, respectivamente.
Calcular el volumen final en dm3.
6. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y a una
presión de 90 kipá, hasta un volumen de 500 ml ¿Qué presión, en atmósferas,
se necesita?
7. Una pelota tiene un volumen equivalente a 4 litros cuando la temperatura es de
25º C. ¿Cuál será su volumen si se coloca en el refrigerador a 5º C (Imagina
que la presión dentro de la pelota es igual a la atmosférica durante todo el
tiempo en que se produce el proceso de enfriamiento hasta que la pelota
alcanza los 5º C)
8. Una muestra de gas ocupa un volumen de 20 litros a 500 torr de presión y 27º
C ¿Cuál será la presión, en kipá, si el volumen aumenta a 25 l y la temperatura
a 127º C?
9. ¿Cuál será la presión ejercida en el interior de una olla a presión de 5 litros de
capacidad cuando se calientan 2,78 moles de agua a 150º C?
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10.¿Cuántos moles de monóxido de carbono (CO) hay en un frasco de vidrio con
capacidad de 1 litro. Si este se encuentra a 10º C y 90 kPa.
11.¿Cuál es la temperatura de un sistema gaseoso formado por 2,5 moles de
dióxido de carbono que ocupa un volumen de 400 ml, si la presión es de 740
mm Hg. Expresar el resultado en grados centígrados.
12.¿Cuál será el número de moles de nitrógeno que contiene un recipiente si la
presión es de 1000 hPa, la temperatura es de 28º C y ocupa un volumen
equivalente a 50 litros.
13.Calcular la densidad del gas etano (C2H6) a 1,00 atm y 25 °C.
14.Un gas A tiene una densidad de 1,99 g .dm-3. En las mismas condiciones de
presión y temperatura, 10,0 dm3 de oxígeno gaseoso tienen una masa de 14,5
g. Calcular la masa molar de A.
Bibliografía consultada:
Raymond Chang-Kenneth Goldsby (2013)” Química” Mc. Graw Hill
Angelini M y otros (1999). “Temas de Química General e Inorgánica”. Versión
ampliada. Eudeba.
Atkins-Jones “Principios de Química” 3 a Edición. Editorial Medica Panamericana
Guías de estudio y ejercicios de Química del CBC. UBA. Cátedra Única 2012 -
Google imágenes públicas.
Guías de ejercicios realizadas a través del tiempo por diferentes docentes de la
escuela.
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MÁS …. EJERCITACIÓN
Propuestos por la Prof. Zulema Lefevre
1) ¿Cuáles son las características del estado gaseoso? ¿Cuáles son las
sustancias simples químicas que se encuentran en estado gaseoso en
condiciones atmosféricas normales?
2) Indicar las fórmulas químicas y algunas propiedades de las siguientes
sustancias gaseosas: fluoruro de hidrogeno, cloruro de hidrógeno, monóxido
de carbono, dióxido de carbono, metano, amoniaco, óxido nítrico, dióxido de
nitrógeno, óxido nitroso, dióxido de azufre, sulfuro de hidrogeno, cianuro de
hidrógeno; ozono.
3) Indicar cuales de las sustancias del punto anterior tiene efecto tóxico para el
organismo, describiendo tales efectos y las fuentes de producción de los
mismos Investigarqué características tiene el gas ideal
4) Investigar qué características tiene el gas ideal.
5) La presión externa del aire de un avión que vuela a gran altura es inferior a la
presión atmosférica estándar, razón por la cual la cabina debe presurizarse
para proteger a los pasajeros. Si la presión que indica el barómetro es de 688
mm de mercurio, indicar el valor de la misma en atmosferas, en torr, pascales
y en milibares de presión
6) En un recipiente hay 50 dm3 d e gas a 5 atm de presión ¿Cuál será su
volumen si la presión se incrementa a 7 atm y la temperatura no varía?
Justificar el resultado con la ley correspondiente
7) Un recipiente contiene gas helio a –10 °C y 2 atm de presión ¿Cuál será la
presión que soporta si se eleva la temperatura a 38° y el volumen no se
modifica? Justificar el resultado con la ley
8) El argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la
vaporización del filamento de tungsteno. Un foco que contiene argón a 1,20
atm, y se encuentra a 18 °C aumenta su presión a 1,48 atm. ¿Suponiendo el
volumen de gas constante cuál será la temperatura absoluta y en grados
Celsius que alcanzará el gas? Justificar con la ley correspondiente
9) Has podido calcular la variación de presión, temperatura y volumen que
experimenta un gas supuesto ideal. Pero aún no podés explicar que sucede a
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nivel molecular ni la causa de los cambios que experimentan los gases. La
Teoría Cinética Molecular de los Gases postulada los científicos Maxwell y
Boltzmann en el siglo Al permiten explicar el comportamiento de los gases
Investigar los postulados de dicha teoría
10) Trabajar con la docen te de l cu rso la a p l i ca c ión de la Teo r ía
C in é t i co Molecular a las leyes de los gases estudiadas.
11) Intenta explicar los resultados de los problemas 6, 7 y 8 con le explicación de
los postulados de la Teoría Cinético Molecular
12) El gas dióxido de carbono ocupa un volumen de 10, 5 l i t r o s a 20°C
¿Cuál será su volumen que ocupará el gas s i la temperatura se incrementa
en 25 % de la temperatura inicial y la presión se mantiene constante?
¿Cómo podés explicar el resultado?
13) Un gas e je rce una presión de 10 ,5 a tm de presión a una temperatura de
35 °C. Si la temperatura inicial se triplica y se mantiene constante el
volumen, ¿Cuál será la presión que ejercerá el gas?
14) ¿Un recipiente contiene gas óxido ozono a encuentra a 10 °C y 550 mm de
mercurio de presión, si se duplica la temperatura y la presión se reduce a la
tercera parte que volumen adquiere el gas?
15) A 0°C y 2 atm de presión un gas ocupa n volumen de 40 litros ¿Cuál será la
presión que ejercerá l gas s i se lo lleva a un volumen el triple del anterior y
se lo calienta simultáneamente a 35°C
16) Una pequeña burbuja de gas se eleva desde el fondo del lago donde la
temperatura y la presión son de 8 °C y 6,4 atm hasta la superficie del agua a
25 °C y presión de 1.0 atm. Calcular cual es el volumen final de la burbuja en
ml si el volumen inicial era de 2,1 ml
17) El sulfuro de hidrogeno es un gas es un gas de olor desagradable producido
por descomposición de la materia orgánica. Calcular la presión en atm y en
mm de Hg producida por el gas contenido en un recipiente de acero de 5,43
litros cuando la temperatura es de 69,6 °C
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18) Se dispone de 45 g de gas, que ocupa un volumen de 5 litros en
CNPT
¿Cuál es la masa molecular del gas?
19) Se almacena dióxido de carbono en un recipiente de 10 litros a 5°C y 1.2
atm de presión, calcular la masa de gas y el número de moléculas que la
constituyen
20) Cierta cantidad de gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25 °C y
0,8 atm de presión. Suponiendo que el recipiente soporta una presión
máxima de 2 atm ¿Cuál es la temperatura máxima que puede alcanzar el
gas sin que se rompa el recipiente?
21) Un gas cuya masa molecular es de 29 está sometido a una presión de 2
atm a una temperatura de 10 °C ¿Cuál es la densidad del gas?
22) Cuál es la densidad de un gas a 50°C y 2.5 atm de presión sabiendo que
en CNPT tiene una densidad de 0.15 g/cm3
23) La densidad de un gas a 25 °C y 2 atm de presión es 0.35 g/dm3. Calcular
la densidad del gas si se mantiene constante la temperatura y la presión
se duplica. ¿Como explicarías el resultado obtenido?
24) Un globo lleno de gas tiene un volumen de 2,5 litros a 1,2 atm t 25 °C.
se eleva a la estratosfera en donde la temperatura y la presión son de -
23 °C y 3 .10-3 atm. Calcular el volumen final del globo.
25) Una masa de 70 g de una sustancia gaseosa que se encuentran a 44 °C
ocupan un volumen de 80 litros y ejercen una presión de 741 torr. ¿Cuál
será la masa molar del gas?
26) ¿En qué consiste la difusión de los gases? ¿Qué relación de
proporcionalidad existe entre la velocidad de difusión de un gas y la masa
molar? Ejemplificar dicho fenómeno
27) ¿En qué consiste la efusión de los gases?
28) El argón es un gas inerte que se emplea en los focos para retrasar la
vaporización del filamento de tungsteno. Cierto foco contiene argón a
1,2 atm y 18 °C y se calienta a 85 °C a volumen constante. Calcular la
presión final en atmósferas. (Ruta 1,48 atm)
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29) a) Una pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago donde la
temperatura es de 4 °C y la presión de 6,4 atm hasta la superficie del
agua donde la temperatura es de 30 °C y la presión es de 760 mm de Hg.
Calcular el volumen final de la burbuja inicialmente tenía un de 1,5 ml
b) Suponiendo que la burbuja tuviese la forma de esfera, calcular el
diámetro de la burbuja en la superficie.
c) Conversar con tus compañeros el efecto de la variación de volumen si
esa burbuja fuese de algún gas que estuviese en el interior de un
organismo, que asciende desde el fondo a la superficie del lago.
30) Un globo lleno de gas que tiene un volumen 1,50 y una presión de
900 mm deHg se eleva se eleva a la estratosfera donde la presión es de
0,003 atm y la temperatura de - 23 °C. Calcular el volumen final del
globo.
31) El hielo seco es dióxido de carbono sólido, una muestra de 0,050 g
se coloca en un recipiente vacío cuya capacidad es de 4, 6 litros a 35 °C.
Calcular la presión en el interior del recipiente después que todo el hielo
seco se convirtió en dióxido de carbono gaseoso.
32) Un recipiente contiene 150 g de g a s oxido de cloro (III) en CNPT.
Calcular:
a) El número de moles de moléculas de gas
b) La cantidad de átomos de oxígeno que hay en dicha masa
de gas
c) El volumen que ocupa el gas en dichas condiciones
d) La presión que ejercerá el gas si la temperatura se eleva en
30°C y el volumen se mantiene constante
e) Justificar el resultado el resultado con la ley correspondiente
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33) Un recipiente contiene 60,5 litros de gas trióxido de azufre en
CNPT.
Calcular:
a) La cantidad de moles de moléculas de gas
b) La cantidad de átomos de oxígeno que hay en dichos moles de
moléculas c) La masa de gas presente
d) La temperatura que tendrá el gas si le volumen se mantiene constante
y la presión aumenta en un 50 %
e) Enunciar la ley aplicada en el punto anterior
f) Explicar la variación de la presión a partir de la Teoría cinética de los gases.
34) Un recipiente contiene 5.5 1024 moléculas de gas
sulfuro de hidrógeno (H2S) a 30 C y 1,5 atm de presión. Calcular:
a) La cantidad de moles de moléculas de gas
b) La cantidad de átomos de hidrogeno que hay en dicha masa de gas
c) El volumen que ocupa en dichas condiciones
d) La temperatura que tendrá el gas si la presión se mantiene constante el
volumen anterior se reduce a la mitad
e) Enunciar la ley aplicada en el punto anterior
35) Un recipiente contiene 5.5 moles de moléculas de g a s dióxido de
carbono en a 38 C y 850 mm de Hg de presión. Calcular:
a) La cantidad de moléculas de gas
b) La cantidad de átomos de oxígeno que hay en esos moles de gas
c) El volumen que ocupa en dichas condiciones
d) El volumen quetendrá el gas si la presión se mantiene constante la
temperatura se reduce a la mitad
e) Enunciar la ley aplicada en el punto anterior f)
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36) El buceo es un deporte emocionante y es una actividad segura siempre
que los buzos tengan en cuenta las leyes de los gases.
¿Por qué razón el ascenso de los buzos debe realizarse con mucha
precaución y siguiendo las indicaciones dadas por los instructores?
Respuestas
Algunas respuestas no están porque suponen una explicación a partir de lo
estudiado. Tener en cuenta que las cifras decimales pueden variar
dependiendo de las aproximaciones que hayan hecho en cada cálculo.
Ejercicios:
5) P= 0.91 atm 6) P2= 35,71 atm 7) P2= 2,37 atm 8) T2= 358.9 K
12) V2= 10.68 l 13) P2= 12,89 atm 14) V2= 621,20 ml 15) P 2= 0.75 atm
16) V2= 14.33 ml 17) P2= 12.93 atm 18) M= 201,47 g/mol
19) M= 23,17 g 20) T2= 745 K 21) P2= 2.49 atm 22) 23,62 g/l
23) 0.70 g/l 24) V2= 838,93 l 25) M=23.32 g/mol
26) a) 1.27 mol b) 2. 29. 10 24 átomos de oxígeno c ) 28.45 litros d) 1.11
atm
27) a) 2.70 mol b) 4. 88. 10 24 átomos de oxígeno c) 216 g d ) 409.5 K
28) a) 9.14 mol b) 1.10. 10 25 átomos de hidrogeno c) 151.39 l d ) 151.48 K
29) a) 3.31 10 24 moléculas b) 1.32. 10 25 átomos de oxígeno c) 117.89 l
d) 110.69 l