LEY DE LOS GASESLa ley de los gases ideales se puede referir a 3 diversas leyes cuando nos referimos a Presión – Volumen, Volumen – Temperatura, Presión – Temperatura en estado gaseoso.

Ley de BoyleLa ley de Boyle relaciona Presión – Volumen. El volumen de un gas en razón inversa a la presión que soporta cuando la temperatura es constante.La formula de la Ley de Boyle:

cuando temperatura es constante.

Ley de CharlesLa ley de Charles relaciona Volumen – Temperatura. El volumen que ocupa un gas es directamente proporcional a la temperatura si la presión es constante.La formula de la Ley de Charles:

cuando Presión es constante.

Ley de LussacLa ley de Lussac relaciona Presión – Temperatura. Las presiones ejercidas por un gas sobre las paredes del recipiente que lo contienen son proporcionales a sus temperaturas absolutas cuando el volumen es constante.La formula de la Ley de Lussac:

cuando Volumen es constante.

Dato: De las 3 formulas dadas, el subíndice 1 representa datos iníciales, y el 2 datos finales.

Ejercicio No 1. El volumen de un gas es de 108 litros a la temperatura de 45°C. ¿Qué volumen ocupara a la temperatura de 105°C?Datos:V1: 108 litrosT1: 45°CV2:T2: 105°C

Vemos que tenemos Volumen y Temperatura, usamos la Ley de Charles y sustituimos.

Como V2 esta multiplicando, pasa dividiendo y la formula se convierte

Resultado, V2 = 252 litros

Ejercicio No 2. Un gas ocupa 2000cm3 con una presión de 760milimetros de mercurio. Encuentre el volumen cuando su presión cambia a 1600milimetros de mercurio.

Datos:V1: 2000cm3

P1: 760mm de Hg (milímetros de mercurio)V2:P2: 1600mm de Hg (milímetros de mercurio)

Vemos que tenemos volumen y Presión, usamos la ley de Boyle y sustituimos.

Como V2 esta multiplicando, pasa dividiendo y la formula se convierte.

Se eliminan los términos similares (mm Hg) y queda el resultado expresado en cm3

Resultado, V2= 950cm3

Ejercicio No 3. Un gas produce una presión de 6 atmosferas a una temperatura de 70.5°C. Calcular la temperatura si la presión es de 7.5 atmosferas.Datos:P1: 6 atm (atmosferas)T1: 70.5°CP2: 7.5 atm (atmosferas)T2:

Tenemos Presión y Temperatura, usamos la ley de Lussac y sustituimos.

Como T2 esta multiplicando, pasa dividiendo y la formula se convierte

Se eliminan términos iguales, y el resultado se expresa en Grados Centígrados

Respuesta, T2 = 88.125 = 88°C

Ejercicio No 4 Calcular la densidad en g/l a 25ºC y 60 g de una mezcla gaseosa de nitrógeno que contiene 40 % por peso de hidrógeno. Sol. 100 g de mezclaD = ?

T = 273 + 25 = 298ºKP = 800 mmHgCalculando la composición de la mezcla, es decir el número de moles.

W 40 g

nº moles de H2 = ------------ = --------------- =19,84 moles H2

PM 2,016 g/mol

W 60 gnº moles de N2 = ------------ = --------------- = 2,14 moles N2

PM 28 g/mol

Calculando moles totales: nº moles de H2 + nºmoles de N2

Moles totales = 19,84 + 2,14 = 21,98 moles

Cálculo del volumen de la mezcla..

nºRT. 21, 98 x0,082 lt atm/molºK x 298ºK.V = --------------------- = --------------------------------------------

P 800mmHg / 760 mmHg

V = 510,5 lt. 100 g

Calculando la densidad D =-------------- D = 0,195g/l 510,5 lt.

Ejercicio No 4. Un gas ocupa en volumen de 50 ml. medidos a una temperatura de 20ºC. Que volumen ocupará a 5ºC, si se mantiene la presión constante.

Sol.Estado inicial Estado finalV1 = 50 ml. V2 = ?T1 = 20ºC + 273 = 293ºK T2 = (5 +273)ºK = 278ºK

V1 V2 V1 X T2

------------- = ---------------- V2 = -------------------------

T1 T2 T1

50ml. x 278ºKV2 = ---------------------------------- V2 = 47,44 ml

293ºK

Ejercicio No 5. 50 g de metano se hace una combustión a una temperatura de 25ºC, calcular el volumen en condiciones normales, cuando la presión permanece constante. (5ptos.) RXQ: CH4 + 2O2 ------------------- CO2 + 2H2O

PM = 16 CH4 g ------------------------ 22,4 lt 50 CH4 g ------------------------ X

50 CH4 g x 22,4 gX = -----------------------------------------------------

16 CH4 g

X = 702 lt.

V1 V2 V1 X T2

------------- = ---------------- V2 = -------------------------

T1 T2 T1

702 lt.. x 1 atm. x 298ºKV2 = -------------------------------------------------------- V2 = 76,412 lt. CO2

273ºK x 1 atm

Ejercicio No 6 Calcular la presión total que ejercerá a 15ºC, 4 litros de un gas recogido sobre el agua teniendo en cuenta a C.N. y se ocupa 0.4 litros. La tensión de vapor del agua a 27ºC es

de 43,5 torr. Sol.PT = ?T = 15 + 288 ºKVT = 4 litros.

Vseco = 0,4 litros.Calculando el nº moles del gas a C.N.

P.V. 1 x 0.4 nºmoles = ---------------------- = -------------------- = nºmoles = 0,0178 moles

R.T. 0,082 x 273

Pvapor a 25ºC = 33,5 tor – Pgas seco a 298ºK y 4 litros

0,0178 moles x 0,08205 l-atm/molºK x 288P = ----------------------------------------------------------------

4 litros

P = 0,1052 atm.

PT = Pgas + Pvapor aguaPT. = (0,1055 atom x 760 torr) + 33,5 torr

1 atm.PT = 113.41 Torr

Ejercicio No 7 .Con ½ mol de Mg reacciona con suficiente cantidad de agua; determinar: a) Volumen de H2 obtenido en C.N.

a) Volumen de H2 a 37ºCb) Volumen de H2 a 37ºC y 2 atm.c) Moles de Mg(OH)2 d) Moléculas de H2O que reaccionan

Sol.a) Volumen de H2 obtenido en C.N.

1 mol de Mg ------------------- 22,l lt.0.5 mol de Mg ------------------- X V1 = 11, 2 l

Volumen de H2 a 37ºCV1 = 11,2 lT1 = 273ºKV2 = ?T2 = 37 *C + 273ºK

V1 x T2

V1 = V2 V2 = ---------------------------------------------- ----- T1

T1 T2

11,2 lt x 310ºK V2 = ---------------------------------------- V2 = 12, 7 lt.

273ºK

d) Volumen de H2 a 37ºC y 2 atm.V1 = 11,2 lT1 = 273ºKP1 = 1 atmT2 = 37 *C + 273ºKV3 = ?T2 = 37 *C + 273ºKP2 = 2 atm

P1 x V1 P2 x V2 P2 x V1 x T2

-------------- = -------------------------; V3 = -------------------------------------- T1 T2 P2 x T1

1atm x 11,2 lt x 310ºkV3 = --------------------------------------------------------------- V3 = 6,3 lt

2 atm x 273ºK

b) Moles de Mg(OH)2 1 mol de Mg | ---------------------1 mol Mg(OH)2

0.5 mol de Mg ------------------- X X = O, 5 moles Mg(OH)2

e) Moléculas de H2O que reaccionan 1 mol de Mg ------------------- 2 x 6,023 x1023 H2O0.5 mol de Mg ------------------- X X = 6,023 x1023 moles H2O

Ejercicio No 8- Un cilindro de 10 litros de capacidad contiene un gas a 20ºC y 5,00 atm. El gas se escapa a razón de 20 ml, medidos a condiciones normales, por minuto. Calculase la presión del gas que queda en el cilindro al cabo de 10 horas, suponiendo que la temperatura permanezca constante a 20ºC. SolCalculando el número moles iniciales del gasDatos:V= 10 lt.T = 20ºC + 273 = 298ºkP= 1 atm.

P.V. 5 x 1 0 nºmoles = ---------------------- = -------------------- = nºmoles = 2,08 moles

R.T. 0,082 x 298Calculando de número moles que se escapanDatos:V = 20ml./min..T = 273ºkP = 1 atm.

P.V. 1 x 0,02lt.

nºmoles = ---------------------- = -------------------- = nºmoles = 8,9 x10-4

molesR.T. 0,082 x 273

1 hora ------------------- 60 min. 10 horas ----------------- x = 600 minutos; luego nº = 8,9 x10-4 moles/minu x 600 min = 0546 moles/min.

Entonces en el cilindro quedan: 2,08 – 0,534 molesCálculo de la Presión Final.V = 20ml./min..T = 273ºkP = 1 atm.

nRT. 1,546 m,oles x 0,082 lt atm/mol-gºK x 273ºk. P = ----------- = ---------------------------------------------------------- = P = 3,71 atm.

V 10 lt.

Ejercicio No 9 Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3 a una presión de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 atm.si la temperatura no cambia?

Como la temperatura y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2

Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas. Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

750 mmHg760 mmHg /atm

⋅80 cm3=1,2 atm⋅V 2 ; V 2=65 ,8cm3

Se puede resolver igualmente con mm de Hg.

Ejercicio No10 El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3 a la temperatura de 20ºC. Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante.

Como la presión y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:

El volumen lo podemos expresar en cm3 y, el que calculemos, vendrá expresado igualmente en cm3, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

200cm3

293 K=

V 2

363K; V 2=247 , 78cm3 .

Ejercicio No 11Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

Como el volumen y la masa permanecen constantes en el proceso, podemos aplicar la ley de Gay- Lussac:

V 1

T 1

=V 2

T 2

P1

T1

=P2

T2

La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

Ejercicio No 12 Disponemos de un recipiente de volumen variable. Inicialmente presenta un volumen de 500 cm3 y contiene 34 g de amoníaco. Si manteniendo constante la P y la T, se introducen 68 g de amoníaco, ¿qué volumen presentará finalmente el recipiente?Ar (N)=14. Ar (H)=1.

constante la P y la T, el volumen es directamente proporcional al número de moles del gas. El mol de amoníaco, NH3, son 17 g luego:Inicialmente hay en el recipiente 34 g de gas que serán 2 moles y al final hay 192 g de

amoníaco que serán 6 moles.

V 1

n1

=V 2

n2

;500cm3

2moles=

V 2

6 moles; V 2=1500cm3 .

Ejercicio No 13. Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?

Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada

de los gases ideales, pues la masa permanece constante:

P0 .V o

T o

=P1 V 1

T1

;la temperatura obligatoriamente debe ponerse en K

1atm. 2 l273 K

=2atm .V 1

373 K; V 1=

1atm . 2l .373 K2atm . 273K

; V 1=1 ,18 l

Como se observa al aumentar la presión el volumen ha disminuido, pero no de forma proporcional, como predijo Boyle; esto se debe a la variación de la temperatura.

Ejercicio No 14. Un recipiente cerrado de 2 l. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula:a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.b) Las moléculas de oxígeno presentes en el recipiente.

Ar(O)=16.

a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles de oxígeno:

2 atm .2 l=n. 0 , 082atm .lk . mol

. 473 K ; n=0,1 mol de O2 .

32 g de O2

es 1 mol= X

0,1 mol; X=3,2 g

.

790 mm Hg298 K

=P2

398 K; P2=1055 , 1mm Hg .

b) Utilizando el NA calculamos el número de moléculas de oxígeno:

6 ,023 .1023 moléculas de O2

son 1 mol de O2

= X0,1 de O2

; X=6 ,023.1022 moléculas de O2

Ejercicio No 15Tenemos 4,88 g de un gas cuya naturaleza es SO2 o SO3. Para resolver la duda, los introducimos en un recipiente de 1 l y observamos que la presión que ejercen a 27ºC es de 1,5 atm. ¿De qué gas se trata?Ar(S)=32.Ar(O)=16.

Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT podemos calcular los moles correspondientes a esos 4,88 gramos de gas:

1,5 atm .1 l=n. 0 , 082atm .lk .mol

.300 K ; n=0 , 061 mol de O2.

La masa molar del gas será:

Si 4 , 88 gson 0 ,061 moles

= X1 mol

; X=80 g

Como la M(SO2)=64 g/mol y la M(SO3)=80g/mol. El gas es el SO3

Ejercicio No 16 Un mol de gas ocupa 25 l y su densidad es 1,25 g/l, a una temperatura y presión determinadas. Calcula la densidad del gas en condiciones normales.

Conociendo el volumen que ocupa 1 mol del gas y su densidad, calculamos la masa del mol:

m=ρ1. V 1 m=1 ,25g / l . 25 l=31 , 25g .

hemos calculado la masa que tienen un mol y sabemos que un mol de cualquier gas ocupa 22,4 litros en c.n., podemos calcular su densidad:

ρ2=mV 2

=31 ,25 g22 ,4 l

=1 , 40 g/ l

Ejercicio No 17Un recipiente contienen 100 l de O2 a 20ºC. Calcula: a) la presión del O2, sabiendo que su masa es de 3,43 kg. b) El volumen que ocupara esa cantidad de gas en c.n.

a) Aplicamos la ecuación general de los gases PV=nRT pero previamente calculamos los moles de gas:

b) Para calcular el volumen que ocupan los 107,19 moles en c.n. podemos a aplicar la ecuación PV=nRT con las c.n. o la siguiente proporción:

nº de moles=3430 g32 g /mol

=107 , 19 moles

P .V =n . R . T ; P .100 l=107 ,19 moles . 0 , 082atm .lK . mol

293 K ; P=25 ,75 atm .

1mol de gas en c .n .ocupa siempre 22 , 4 l

=107 ,19 molesX

; X=2401 l .

Ejercicio No 18. Calcula la fórmula molecular de un compuesto sabiendo que 1 l de su gas, medido a 25ºC y 750 mm Hg de presión tiene una masa de 3,88 g y que su análisis químico ha mostrado la siguiente composición centesimal: C, 24,74 %; H, 2,06 % y Cl, 73,20 %.(O)=16. Ar(H)=1. Ar(Cl)=35,5 calculamos la fórmula empírica:24 ,74 g C12 g /mol

=2 ,06 moles átomos de C

Como las tres relaciones son idénticas, la fórmula empírica será: CHCl.

Para averiguar la fórmula molecular, necesitamos conocer la masa molar del compuesto. La vamos a encontrar a partir de la ecuación general de los gases: PV=nRT.

750 mmHg760 mmHg /atm

. 1l=n .0 , 082atm. lk .mol

298 K ; n=0 ,04 moles .

Estos moles son los que corresponden a los 3,88 g de compuesto, luego planteamos la siguiente proporción para encontrar la masa molar:

3 , 88 gson 0 ,04 moles

= x1 mol

; x=Masa molar=97 g /mol

Como la fórmula empírica es CHCl su masa molar “empírica” es 48,5 g/mol.Al dividir la masa molar del compuesto (97 g/mol) entre la masa molar “empírica”

deducimos que la fórmula del compuesto es C2H2Cl2.

Ejercicio No 19. En un recipiente de 5 l se introducen 8 g de He, 84 g de N2 y 90 g de vapor de agua.

Si la temperatura del recipiente es de 27ºC. Calcular: a) La presión que las paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas.Ar (He) = 4; Ar (O) = 16; Ar (N) = 14; Ar (H) = 1.

a) Para calcular la presión que ejerce la mezcla de los gases, calculamos primeramente el nº total de moles que hay en el recipiente:

n( He )= 8 g4 g /mol

=2 moles : n( N2 )=84 g28 g/mol

=3 moles ; n( H2 O)=90 g18 g /mol

=5 moles .

total de moles = 2 + 3 +5 =10; Luego aplicamos la ecuación general de los gases:

P .5 l=10 moles .0 ,082atm .l

K .mol.300 K

PT=49 , 2atm.

b) X He=

nº moles Henº moles totales

= 210

=0,2 ; X N2

=nº moles N 2

nº moles totales= 3

10=0,3 ;

2 ,06 g H1 g/mol

=2 ,06 moles átomos de H

73 , 20g Cl35 , 5 g /mol

=2 ,06 moles átomos de Cl

9748 ,5

=2 ;

X H 2O=nº moles H 2O

nº moles totales= 5

10=0,5;

Como se puede comprobar, la suma de las presiones parciales: ∑ X i=1

Para calcular las presiones parciales, podemos aplicar la ecuación general para cada gas

PHe.V= nHeR.T; PHe . 5 l=2 moles . 0 , 082

atm . lK .mol

. 300 K ; PHe=9 , 84 atm;

O bien multiplicando cada fracción molar por la presión total:

PN2=XN 2

. PT ; PN 2=0,3 .49 ,2 atm=14 , 76 atm

PH2 O=X H2O. PT ; PH2O =0,5 . 49 ,2 atm=24 ,6 atm

La suma de las presiones parciales es la presión total:

9,84 atm +14,76 atm + 24,6 atm = 49,2 atm.

Ejercicio No 20.- El aire contiene aproximadamente un 21 % de oxígeno, un 78 % de nitrógeno y un 0,9 % de argón, estando estos porcentajes expresados en masa. ¿Cuántas moléculas de oxígeno habrá en 2 litros de aire? ¿Cuál es la presión ejercida si se mete el aire anterior en un recipiente de 0,5 l de capacidad a la temperatura de 25 ºC?La densidad del aire = 1,293 g/l. Ar (O) = 16. Ar (N) =14. Ar (Ar) = 40.

a) Primeramente averiguamos la masa de 2 l de aire:

d=mV

; 1 , 293 g / l= m2 l

; m=2 ,586 g .

Calculamos la masa que hay de cada componente en los 2 l de aire:

masa de O2=2 , 586 g .21100

=0 , 543 g de O2 .

masa de Ar=2, 586 g .0,9

100=0 ,023 g de Ar .

Utilizamos el NA para calcular las moléculas que hay de oxígeno:

32 g O2

6 ,023 .1023 moléculas de O2

=0 ,543 g O2

X; X=1, 022 .1022moléculas de O2 .

b)Calculamos los moles de cada componente y los sumamos:

moles de O2=0 ,543 g

32 g /mol=0 ,017 moles

;

moles de N 2=2 ,017 g

28 g/mol=0 ,072 moles

;

masa de N2=2, 586 g .78100

=2 , 017 g de N 2 .

moles de Ar=0 , 023 g4 g /mol

=0 , 006 moles;

nº moles totales=0 ,017+0 ,072+0 ,006=0 , 095 ;Aplicando la ecuación general de los gases:

P .0,5 l=0 , 095 moles . 0 ,082atm . lK . mol

. 298 K ; P=4 , 64 atm.

GUIA DE REFORZAMIENTO PARA EL EXAMEN FINAL

1). Balancear las ecuaciones químicas por el método de oxido reducción. a) K2CrO4 + KI + H2SO4 Cr2(SO4)3 + Iº2 + H2O + K2SO4

Cr+6 +6e Cr2+3

2I-1 -2e Iº2

-------------------------------------------------- simplificando # de electrones2 Cr+6 +3e Cr2

+3

2 Cr+6 -3e Iº2

-----------------------------------------------------2 Cr+6 + 2 Cr+6 Cr2

+3 + I º2

Por lo tanto Rpta.2K2CrO4 + 6KI + 8H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3Iº2 + 8H2O + 5K2SO4

2) Znº + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2OSol.8 x Znº - 2e- Zn+2

2 x 2N+5 + 8e- 8Zn+2

8Znº - 16e- 8Zn+2

2N+5 + 16e- N-3

8Znº + 2N+5 8Zn+2 + N-3

Por tanto Rta.8Znº + 2NaNO3 + 14 NaOH 8NaZnO2 + 2NH3 + 4H2O

3). Balancear las ecuaciones químicas por el método de oxido reducción CoCl2 + Na2O2 + NaOH + H2O NaCl + Co(OH)3 + H2O

2 x Coº - 1e- Co+3

1 x O-1 + 2e- O-2

2Coº - 2e- 2Co+3

O2-1 + 2e- 2O-2

2Coº + O2-1 2Co+3 + O-2

Por tanto Rpta.2CoCl2 + 2Na2O2 + 2NaOH + 2H2O 4NaCl + 2Co(OH)3 + H2O

4.- Balancear las ecuaciones químicas por el método de oxido reducción

a) H2S + HNO3 H2SO4 + NO2 + H2OSol.1 x S-2 - 8e- S-6

8 x N+5 + 1e- N+6

S-2 - 8e- S-6

2N+5 + 8e- 8N-4

S-2 + 8 N+5 S-6 + 8N-4

Por tanto Rpta.

H2S-2 + 8HNO3 H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

5) Balancear las ecuaciones químicas por el método de oxido reducción. Znº + HNO3 --------------- Zn(NO3)2 + H2O + NO2

Znº - 2e- ------------------- Zn+2 (0) - (+2) = - 2e-

N+5 - +1e- ------------------- N+4 (+5) - (+4) = +1e-

--------------------------------------------------------------------Znº - 2e- ------------------- Zn+2

N+5 +2e- ------------------- N+4

------------------------------------------------------------------- Znº + 2N+5 ------------------- Zn+2 + 2N+4

Por lo tanto:Znº + 2HNO3 --------------- Zn(NO3)2 + H2O + 2NO2

6) H2S-2 + HNO3 H2SO4 + NO2 + H2OSol.1 x S-2 - 8e- S-6

8 x N+5 + 1e- N+4

S-2 - 8e- S-6

2N+5 + 8e- 8N-4

S-2 + 8 N+5 S-6 + 8N-4

Por tanto Rpta.

H2S-2 + 8HNO3 H2SO4 + 8NO2 + 4H2O

1) REACCIONES QUÍMICASKMnO4 + HCl -------------- MnCl2 + KCl + Cl2º

KMnO4 + HNO2 + H2SO4 ------------- MnSO4 + K2SO4 + HNO3

HCl + Ca(OH)2 ------------- CaCl2 + H2OH2SO4 + NH4OH ------------- (NH4)2SO4 + H2OHCl + KOH ------------- KCl + H2OCuº + AgNO3 ----------- Cu(NO3)2 + AgºPbSO4 + 2KI ----------- 2PbI + K2SO4

CaF + H2SO4 ----------- CaSO4 + 2HFNa2SO3 + 2H2O ----------- 2NaOH + H2SO3

AgNO3 + KCN ----------- AgCN + KNO3

1). Se tiene la reacción siguiente cobre metálico más ácido sulfúrico completar el producto Cuº + 2H2SO4 CuSO4 + 2 H20 + SO2

a) ¿Cuánto libras de cobre si ha reaccionado con 32 libras de SO2?. b) Cuánto H2SO4 de 94% debe emplearse para obtener 32 lb de SO2

a) Cuº + 2H2SO4 CuSO4 + 2 H20 + SO2

PM= 196 g. PM = 64 lbSi 63,5 lb Cuº 64 lb SO2

X 32 lb SO2

X = 31, 75 g. Cu º

b) Si 196 g H2SO4 64 lb SO2

X 32 lb SO2

X = 98 g. H2SO4

Si 98 lb H2SO4 94%X 100%

X =104,255 lb H2SO4

2) Cuantos gramos de nitrato de plomo son equivalentes a 15 g de cromato de potasio .

RXQ: K2CrO4 + Pb(NO3)2 PbCrO4 + 2KNO3 PM = 194 g. PM= 117 g.Si 194 g. K2CrO4 331 g. Pb(NO3)2

15 g. K2CrO4 X

25,59g Pb(NO3)2

3) Cuantos moles de nitrato de potasio se han formado en dicha reacción.Si Si 194 g. K2CrO4 -------------- 2 moles 2KNO3

15 g NaClO3 -------------- X

15 g Na ClO3 x 2 moles 2KNO3 X = -----------------------------------------------------

162 g K2CrO4

X = 0,15 moles de KNO3

4) Cuantos gramos de nitrato de plomo son equivalentes con 5 g de cromato de plomo.

RXQ: K2CrO4 + Pb(NO3)2 PbCrO4 + 2KNO3

Si 331g Pb(NO3)2 -------------------------- 323 g PbCrO4 x ------------------------- 5 g PbCrO4

331 g Pb(NO3)2 x 5 g PbCrO4

X = -----------------------------------------------------323 g PbCrO4

X = 5,12 g Pb(NO3)2

5.a) Preparar una solución de HCl 0,4 N para un volumen de 250 ml, si la etiqueta del frasco se lee: d= 1,37 g/ml y la pureza es 37% (5ptos.)Sol.Datos: V = 250 ml.

N = 0,4NPM = 36,5 g% = 37%d = 1,37g/ml

-------------------------------------FORMULA: W = PM x Vol x N/2

--------------------------------------

Reemplazando:------------------------------------

W = 36,5 x 0, 25 x 0,4 W = 3, 65g de HCl Q.P.------------------------------------

Como es líquido debo calcular el volumen con la siguiente fórmulaW 3,65

V = ----------------------- = -------------- % 37

d x ---------- 1,37 x ----------- 100 100

Por lo tanto:--------------------------------V = 7,2 ml. de HCl.-------------------------------

b.- Prepare una solución de Na2CO3. 5H2O para un volumen de 1 litro cuya concentración sea 0,015MSol.Datos: V = 1 litro

M = 0,015MPM Na2CO3. 5H2O = 196 g

-------------------------------------FORMULA: W = PM x Vol x M

--------------------------------------Reemplazando:

-------------------------------------------W = 196 x 0, 015 x 1 W = 2, 94g de Na2CO3. 5H2O

PROBLEMAS DE LEY DE LOS GASES

DOCENTE: ING. FANOLA MERINO, PETRONILA MÈRIDA

1.- Se requiere una mezcla gaseosa que contenga 10% molar de butano y 90% molar de neón. En un cilindro sin aire se introduce butano gaseoso hasta que su presión es de 1 atm. Luego se obliga a pesar el gas neón comprimido, para que forme una mezcla de la composición deseada. El volumen del cilindro es de 20 litros y la operación se realiza a 25ºC. Calcular:

a) Los moles de butano presente;b) Los moles de neón necesario,c) La presión total de la mezcla gaseosa final.

2.- Cuando una mezcla de 1 mol de SO2 y ½ mol de 02 se calienta a 1000ºK, en presencia de un catalizador conveniente para esta reacción, el 46% en moles del SO 2 se convierte en SO3, siendo la presión total de equilibrio, quiere decir en el término de la reacción parcial, de 1 atm. Calcular las presiones parciales finales de los gases componentes del sistema.

3.- Un frasco de 22 litros de capacidad contiene 40 g de argón, y un peso de gas hidrógeno, a unas determinadas presión y temperatura. La densidad de la mezcla gaseosa es de 2,00 g/litro. El peso atómico del argón se puede tomar como 40 Calcular:

a) Los gramos de hidrógeno presente; yb) El peso molecular promedio de la mezcla gases.

4.- Cuando en un frasco de 22,4 litros, mantenido a 0ºC y al comienzo lleno de aire a 1 atm, se agrega 71,0 g de gas cloro, hallar el peso molecular de la mezcla.

5.- Un gas consiste de una mezcla de etano (A) y butano (B). Un balón de 200 ml se llena con el gas a la presión de 750 torr, a 20ºC . Por diferencia de pesada, el peso del gas es de 0.3846 g. Calcular la composición molar de la mezcla.Dato :Moles de estaño = AMA = 30 g/molMoles de butano =BMB 58 g/mol.

6.- Cuando 2,00 litros de gas amoniaco (NH3), a 27ºC y 1 atm, se calienta a 300ºC , su presión se eleva a 5 atm. Habiéndose disociado el amoniaco en estas reacciones en un 80%. Calcular el volumen de la mezcla final.

7.- La temperatura de un gas se ha elevado desde 0ºC y su presión ha aumentado en un 100%. Computar en % la modificación sufrida por el volumen.

8.- Un cilindro de 10 litros de capacidad contiene un gas a 20ºC y 5,00 atm. El gas se escapa a razón de 20 ml, medidos a condiciones normales, por minuto. Calculase la presión del gas que queda en el cilindro al cabo de 10 horas, suponiendo que la temperatura permanezca constante a 20ºC.

9.- A 220ºC y 747 mm de Hg, una masa de 1, 388 g de cierta sustancia orgánica, ocupa un volumen de 420 ml. el análisis de la sustancia da la composición en peso siguiente: Carbono 70,60%; Hidrógeno 5,88%; oxígeno 23,52%. Calcule el peso molecular de la sustancia y su fòrmula molecular.

10.- Conociendo que el valor con 5 cifras significativas de la constante R es de 0,082056 1 atm mol-1.grado-1 y que 1 atm en unidades SI equivale a 101,325 N.m2. Calcular el valor de R también con 5 cifras significativas, expresado en J. Mol-1. grado-1

11.- Se introduce 2,5 g de nitrógeno en un recipiente de 3 litros de capacidad de 80ºC, Hallar la presión en atm. en el recipiente.

12.- Cuál es la densidad en g/l del dióxido de azufre a 25ºC y 300 mmHg de presión?

13.- Encontrar el valor de la constante universal de los gases R en las siguientes circunstancias.

a) Para un mol lb de gas ideal cuando la presión se expresa en lb/pulg2 abs, el volumen en pie3/mol lb y la temperatura en ºR..

b) Para 1 mol g de gas ideal cuando la presión se indica en atm, el volumen en cm 3 y la temperatura en ºK.

14.- Calcular el peso de 100 pies3 de vapor de agua a 15,5 mmHg y 32ºC, supòngase que el vapor de agua es un gas ideal en estas condiciones.

15.- Calcular el volumen en pies3 ocupado por 88 lb de CO2 en las condiciones estándar.

SOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Una solución es una mezcla homogénea de dos o mas sustancias. La sustancia disuelta se denomina soluto y esta presente generalmente en pequeña cantidad en pequeña cantidad en comparación con la sustancia donde se disuelve denominada solvente. en cualquier discusión de soluciones, el primer requisito consiste en poder especificar sus composiciones, esto es, las cantidades relativas de los diversos componentes.

La concentración de una solución expresa la relación de la cantidad de soluto a la cantidad de solvente.

Las soluciones poseen una serie de propiedades que las caracterizan:

1. Su composición química es variable.

2. Las propiedades químicas de los componentes de una solución no se alteran.

3. Las propiedades físicas de la solución son diferentes a las del solvente

puro : la adición de un soluto a un solvente aumenta su punto de ebullición y disminuye su punto de congelación; la adición de un soluto a un solvente disminuye la presión de vapor de éste.

PRINCIPALES CLASES DE SOLUCIONES

SOLUCIÓN

DISOLVENTE

SOLUTO

EJEMPLOS

Gaseosa Gas Gas Aire

Liquida Liquido LiquidoAlcohol en agua

Liquida Liquido Gas O2 en H2O

Liquida Liquido SólidoNaCl en H2O

SOLUBILIDAD

La solubilidad es la cantidad máxima de un soluto que puede disolverse en una cantidad dada de solvente a una determinada temperatura.

Factores que afectan la solubilidad:

Los factores que afectan la solubilidad son:

a) Superficie de contacto: La interacción soluto-solvente aumenta cuando hay mayor superficie de contacto y el cuerpo se disuelve con más rapidez ( pulverizando el soluto).

b) Agitación: Al agitar la solución se van separando las capas de disolución que se forman del soluto y nuevas moléculas del solvente continúan la disolución

c) Temperatura: Al aument6ar la temperatura se favorece el movimiento de las moléculas y hace que la energía de las partículas del sólido sea alta y puedan abandonar su superficie disolviéndose.

d) Presión: Esta influye en la solubilidad de gases y es directamente proporcional 

MODO DE EXPRESAR LAS CONCENTRACIONES

La concentración de las soluciones es la cantidad de soluto contenido en una cantidad determinada de solvente o solución. Los términos diluida o concentrada expresan concentraciones relativas. Para expresar con exactitud la concentración de las soluciones se usan sistemas como los siguientes:

a) Porcentaje peso a peso (% P/P):  indica el peso de soluto por cada 100 unidades de peso de la solución.

b) Porcentaje volumen a volumen (% V/V):  se refiere al volumen de soluto por cada 100 unidades de volumen de la solución. 

c) Porcentaje peso a volumen (% P/V): indica el número de gramos de soluto que hay en cada 100 ml de solución. 

d) Fracción molar (Xi): se define como la relación entre las moles de un componente y las moles totales presentes en la solución.

Xsto+Xste=1e) Molaridad ( M ): Es el número de moles de soluto contenido en un litro de solución. Una solución 3 molar ( 3 M ) es aquella que contiene tres moles de soluto por litro de solución.

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1M?

Previamente sabemos que: el peso molecular de AgNO3 es: 170g/mol

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1M  hay 1 mol de  AgNO3 por cada Litro (1000 ml ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

 Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 M

f) Molalidad (m):  Es el número de moles de soluto contenidos en un kilogramo de solvente. Una solución formada por 36.5 g de ácido clorhídrico, HCl , y 1000 g de agua es una solución 1 molal (1 m)

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1m?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:

170 g =masa de 1 mol AgNO3

y que

100 de H20 cm3 equivalen

a 100 gr. H20

Usando la definición de molalidad , se tiene que en una solución 1m  hay 1 mol de  AgNO3 por cada kg (1000 g ) de H2O (solvente) es decir:

Utilizando este factor de conversión y los datos anteriores tenemos que:

Se necesitan 17 g de AgNO3 para preparar una solución 1 m, observe que debido a que la densidad del agua es 1.0 g/ml la molaridad y la molalidad del AgNO3 es la misma

g) Normalidad (N):  Es el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución. 

EJEMPLO:

* Cuántos gramos de AgNO3 , se necesitan para preparar 100 cm3  de solución 1N?

Previamente sabemos que:

El peso molecular de  AgNO3  es:

170 g

=masa de 1 mol AgNO3

y que