TALLER: SM_S_G10_U02_L03 Quimica.

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1. ¿Cuál será el valor de R y sus unidades?

VP=RnT
VP
R=
nT
22,4 L x 1 ATM
R=
1 mol x 273° K
L. ATM
R=0,082051282
mol . K
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1. El sulfato de amonio, un fertilizante importante, se puede preparar por la reacción de amoniaco

con ácido sulfúrico:

2 NH 3 +2 H 2 SO 4 →(NH ¿¿ 4)2 SO 4 ¿
(g ) (ac ) (ac)

Calcule el volumen de NH 3 necesario a 42°C y 15.6 atm.

( g)

Datos:

T 42 °C
P 15,6 atm
n 2 moles
R 0,08205128

Pasando de celcius a kelvin

Grados kelvin = celcius + 273,15 = 315,15 °Kelvin

RnT
V=
P

0,08205128 x 2 x 315,15
V=
15,6

V =3,315 Litros
 2. Dado el proceso de Síntesis de Haber:

N 2 +3 H 2(g ) → 2 NH 3 (g)

¿Cuántos litros de NH₃ pueden obtenerse a 55ºC y una presión de 4 atm, si se consumen 30 moles
de N₂?

T 55 °C
P 4 atm
n 60 moles
R 0,08205128

1 mol de N 2 produce 2 moles de NH 3 luego, si se consumen 30 moles de N 2 se generan 60

( g)

moles de NH 3 así,
( g)

2 moles de NH 3
30 moles de N 2 x =60 moles de NH 3
(g)

1 mol de N 2 ( g)

Pasando de celcius a kelvin

Grados kelvin = celcius + 273,15 = 328,15°Kelvin

Así las cosas, el volumen sería igual a 403,88 así,

RnT
V=
P

0,08205128 x 60 x 328,15
V=
4

V =403,8 8 Litros
 3. En una reacción de clorato de potasio produjo cloruro de potasio y oxígeno gaseoso, de
este último se produjo 17,7 L, en condiciones estándar (273K y una presión de 1 atm).
¿Cuántas moles de clorato de potasio reaccionaron para producir este volumen?

2 KCLO3 ⟶ 2 KCL+3 O2

Datos

V 17,7
Pasando a
T 273 °C Kelvin 273,15
P 1 atm
n moles
R 0,08205128

De acuerdo con la formula de estados de gases obtenemos que las moles producidas de Oxigeno
fueron 0,79 moles así,

PV 1 atm x 17,7 V
n= = =0,79 moles
RT 0,081 x 273° K

Además, se sabe que la relación de producción de moles es 2 moles de KCLO3 producen 3 m oles
de O 2. Así las cosas, para producir 17,7 litros de oxigeno en condiciones normales se gastan 0,53
moles de KCLO3 así,

0,79 moles de O 2
2 moles KCLO3 de x =0,53 moles de KCLO3
3 moles de O 2

4. El sulfato de amonio, un fertilizante importante, se puede preparar por la reacción del

amoniaco con el ácido sulfúrico:

2 NH 3 (g) + H 2 SO4 ⟶( NH 4 )2 SO 4
( ac) (ac )

Calcular el volumen de NH 3(g ) necesario a 20°C y 250 kPa para que reaccione con 150 kg de
H₂SO₄.

Datos

T 20 °C
P 250 Kpa
 n 3059,2 moles
R 0,082
Peso 150 kgr

Pasando de kilogramos a moles así:

Átomos en
Peso Total peso
Elemento el
molecular molecular
compuesto
H 1 2 2
S 32,065 1 32,065
O 16 4 64
gramos/mole
98,065
s
De kg a gramos,

150 kg x 1000 gr/kgr = 150.000 gr

Entonces el H₂SO₄ tiene 1529,60 moles.

Pasando Kpa a atm con el factor de conversión 0,00987 atm/kpa.

Entonces 250 kpa = 250 kpa x 0,00987 atm/kpa = 2,4675 atm

De acuerdo a la forma, encontramos que existe una relación de moles para en la ecuación así: 2
moles de NH 3(g ) reaccionan con un mol de H₂SO₄, luego podemos determinar las moles que
reaccionan con 150 kg de H₂SO₄ así:

2 moles de NH 3 (g)
1529,6 moles de H ₂ SO ₄ x =3059 , 2
1mol de H ₂ SO ₄

Así las cosas, el volumen necesario es de 29821,21 así:

RnT
V=
P

0,082 x 3059,2 x 293,15

V=
2,4 7
V =29821,21 Litros

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Responde de acuerdo a lo anterior: Ahora, lee y resuelve: ¿Por qué la presión de la mezcla de
gases cambió? Para ello, deben de tener en cuenta cómo sería el comportamiento de las
moléculas de cada gas. Discute las respuestas con el resto del grupo y tu profesor, traten de llegar
a consensos.

R/ la presión aumenta por la suma de las presiones de cada gas.

Ahora, lee y resuelve: ¿Por qué la presión de la mezcla de gases cambió? Para ello, deben de tener
en cuenta cómo sería el comportamiento de las moléculas de cada gas. Discute las respuestas con
el resto del grupo y tu profesor, traten de llegar a consensos. La ley de las presiones parciales.
Póstula: La presión que ejerce un gas en una mezcla se denomina presión parcial, esta presión
parcial es la que ejercería el gas si se encontrara solo en el recipiente y a las mismas condiciones.
Contrasta este postulado con la respuesta que dieron a la primera pregunta, ¿qué puedes
concluir?

R/ se concluye que la observación inicial es válida, toda vez que la suma de las presiones parciales
de cada gas es igual a la presión de la mezcla.

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Con todo lo que has construido, trata de solucionar el siguiente ejercicio:

La atmósfera terrestre es una mezcla de nitrógeno, oxígeno, argón y otros gases en menor
proporción.

A. ¿Cuál es la presión parcial del nitrógeno en el aire si a una presión atmosférica de 760 torr,
PO₂=160 torr, PAr=7,0 torr y Potros= 0,2 torr?

P A=Po 2+ Parg+ Potros+ Pnitro

760 torr=160 torr+7 torr +0,2+ Pnitro
760 torr−160 torr−7 torr−0,2=Pnitro
Pnitro=592,8 torr
 B. ¿Qué porcentaje de la presión atmosférica es causada por el nitrógeno?

Proporción Nitrogeno=Pnitro/ PA=592,8/760=78 %

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Ahora resuelve:

Una mezcla de gases contiene 0,75 mol de N2, 0.30 mol de O2 y 0.15 mol de CO2. La presión total
de la mezcla es de 1.56 atm, calcule la presión parcial de cada componente.

Hallamos la suma total y las fracciones molares dividiendo las moles entre el total de moles de la
mezcla así,

N2 0,75 moles 0,625

O2 0,3 moles 0,25
CO2 0,15 moles 0,125
total 1,2 moles

Luego multiplicamos las fracciones molares por la presión total de la mezcla así:

Molécula/compuest Fracción Presión

Moles
o molar parcial
N2 0,75 0,625 0,975
O2 0,3 0,25 0,39
CO2 0,15 0,125 0,195
total 1,2 1,56

El nitrito de amonio, NH4NO2, se descompone en un tubo de ensayo y se obtienen 511 mL de N2

gaseoso sobre agua a 26ºC y una presión total de 745 torr ¿Cuántos gramos de NH4NO2 se
descompusieron? (pregunta repetida)

Datos y calculo de moles de N2

V(N2) 511 ml a Litros 0,511

T 26 ° Celsius A Kelvin 299
Presión Agua 26 Torr A atm 0,03
Presión Nitro 719 Torr A atm 0,95
Presión total 745 Torr A atm 0,98
R 0,082
n 0,02
Calculando las moles:

PV 0,511∗0,95
n= = =0,02 moles
RT P 0,082∗299

Calculando la masa molecular de la mezcla

Peso Total peso

Elemento Átomos
molecular molecular
N 14,0067 2 28,01340
H 1,0078 4 4,03136
O 15,999 2 31,99800
Total 64,04276

Conociendo que el peso molecular de N2 = 28,01340 y que se descompusieron 0,02 moles,

podemos calcular los gramos descompuestos multiplicando el peso molecular por las moles así:

Gramos descompuestos de N 2= peso molecular de N 2∗Moles de N 2 descompuestas

Gramos descompuestos de N 2=28,01340∗0,02=0,5520 gramos de N 2
Se descompusieron 0,5520 gramos de NH4NO2 es decir, el 0,862%

Diseña un mapa mental a partir de las gráficas o imágenes sobre las leyes de los gases trabajadas.
Para ello, ten en cuenta la Ley de Charles, Ley de Boyle, Ley de Gay Lussac, Ley de Avogadro, Ley
de los gases ideales, Ley de las presiones parciales, Gases húmedos.
 Relación directa Presión y
Ley de Charles
Temperatura.

Ley d e lo s gases
Ley de Boyle Relaciona Inversa Volumen y Presión

Relaciona Directa Volumen y

Ley de Gay Lussac
Temperatura

Ley de Avogadro Relaciona Directa Volumen y Moleculas

Establece relación entre volumen,

Ley de gases ideales temperatura, presión y masa en
función de un factor de relación R

La presión de una mezcla es igual a la

Ley de presiones parciales
suma de las presiones de cada gas

La presión total del gas húmedo es

entonces la suma de la presión parcial
Ley de Gases Humedos
del gas seco más la presión debida al
vapor de agua allí presente

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Resuelve los siguientes problemas:

1. Teniendo en cuenta la Ley de Boyle explica lo que pasa cuando inhalas y exhalas el aire. •
¿Qué pasa con el volumen y la presión del gas en los dos casos?

El volumen y la presión se mantienen constantes siempre que no haya cambios de temperatura.

2. La profesora Betty (profesora de ciencias), es la directora de grupo del grado noveno, ella
acostumbra a celebrar cada mes el cumpleaños a los estudiantes que cumplieron en dicho
mes. A las cinco de la mañana ya estaba en el colegio para alcanzar a inflar las bombas,
ella le gusta que siempre sea sorpresa y que esté todo listo. Cuando llegó al colegio se
percató que se olvidó el aparato que le ayuda a inflarlas, ella se encontraba en tremendo
lío, pues tenía una fuerte amigdalitis y le es imposible inflarlas. María solo dispone de un
matraz de boca angosta y una estufa. ¿Cómo podría inflar las bombas? ¿Por qué se
podrían llenar de aire sin tener que ser inflados por la profesora Betty?

Se coloca agua en el matraz y se sitúa en la estufa con la boca dentro de la boca del globo de para
que el vapor de agua infle los globos.

3. Una persona conocida tuya infló la llanta de su automóvil por la mañana a una presión de
21 psi, a 18°C. Después se fue al supermercado y en este trayecto, la temperatura de la
llanta ha subido a 55°C, tanto por el cambio climático como por la fricción contra el
 pavimento. ¿Cuál será la presión que indica el medidor (en psi), suponiendo que no hubo
cambio de volumen en la llanta? La presión atmosférica para ese día era de 13 psi.

Nota: recuérdese que psi indica lb/pulg² y que los medidores comunes de presión de llantas
marcan la presión por encima de la atmosférica; de esta manera, la presión real en la llanta es de
21 lb/pulg² más la presión atmosférica. 1 atm=14,7 lb/pulg².

La presión marcada por el medidor será de 64,2 psi.

P 1 P2
Por la ley de Gay-Lussac =
T1 T2
Así, P 2=T 2∗( P 1/T 1)=55∗(21/18)=64,2 psi

Otros ejercicios de aplicación de la ecuación de estado para el cálculo de propiedades de los gases.

1. Una muestra de oxígeno que tiene un volumen de 500 mL a una presión de 760 torr se
quiere comprimir a un volumen de 380 mL ¿Qué presión debe de ejercerse si la
temperatura se mantiene constante?

V 1∗P1 =V 2∗P2

500 ml∗760 torr=380 ml∗P2

500∗760
P 2= =1000 torr
380
O 1,32 atm

2. Cierta cantidad de nitrógeno ocupa un volumen de 30 litros a una presión de 1140 mmHg
¿Qué volumen ocupará a 0.5 atm?

Pasando de mmHg a atm, se multiplica 1140 * 0,001316 (factor de conversión), resultando en 1,5
atm.

V 1∗P1 =V 2∗P2

30 L∗1,5 atm=V 2∗0,5 atm

30∗1,5
V 2= =90,01 Litros
0,5
3. Un balón de caucho inflado con helio ocupa un volumen de 890 mL a 20ºC. Si se coloca
éste en un congelador, su volumen disminuye a 500 mL ¿Cuál es la temperatura del
congelador en grados centígrados?
 V1 890 ml
T1 20 ° Celsius
V2 500 ml
T2 11,24 ° Celsius

V1 V2
=
T 1 T2
T 1∗V 2 20∗500
T 2= = =11,24 ° Celsius
V1 890
4. Un neumático con volumen de 7.4 litros contiene 0.7 moles de aire a una presión de 4.8
atm ¿cuál es la temperatura del aire del neumático en grados Kelvin?

Datos

V neumático 7,4 litros

P 4,8 atm
n 0,7 moles
T 618,82 Kelvin
R 0,082

Por ley de gases ideales,

PV
T=
nR

4,8∗7,4
T= =618 , 82° Kelvin
0,7∗0,082

5. Un envase metálico para cierto desodorante en aerosol contiene 0.01 moles de gas
propelente y tiene un volumen de 250 ml. Calcule la presión del gas dentro del envase si
accidentalmente se caliente a 400ºC ¿Sería conveniente hacerlo, por qué?

n 0,01 moles
V 250 ml a litros 0,25
T 400 Celsius a kelvin 673
R 0,082

TnR
P=
V
 673∗0,01∗0,082
P= =2,20744 atm
0,25
6. Calcule el volumen en litros ocupado a condiciones normales por:

a. 0.50 moles de CO2

n 0,5
V 11,193
T 273
R 0,082
P 1

TnR 273∗0,5∗0,082
V= = =11,193 Litros
P 1

b. 5.6 g de N2

n 0,199904331
V 4,475058365
T 273
R 0,082
P 1

Total peso
Elemento molecular
N2 28,0134

c. Una mezcla de 0.2 moles de H2 y 0.05 moles de metano, CH4.

n 0,07
V 1,56702
T 273
R 0,082
P 1

H2 0,02 moles
CH4 0,05 moles
Moles totales 0,07

d. 3.0×1033 moléculas de H2O.

n 5,4E+34
V 1,20884E+36
 T 273
R 0,082
P 1

Elemento peso molecular átomos peso total

H 1 2 2
O 16 1 16
Peso total 18

7. Para la solución de muchos problemas con gases, la ecuación de estado es de gran ayuda, es el
cimiento para ello. Uno de los problemas más relevantes es el cálculo del peso molecular de un
gas, partiendo de su densidad a unas condiciones determinadas.

Recordemos que el número de moles (n), que hay en una cantidad dado de sustancia, se puede
calcular dividiendo la masa de la sustancia, m, por su masa molar, M.

Así: n= si reemplazamos este valor en la ecuación de estado (PV=nRT): PV= RT y reagrupando M= ,

pero m/V es la densidad del gas, por lo cual: M= dRT/P.

Con lo anterior, responde:

Un gas utilizado como anestésico general, es el ciclopropano, la densidad de este gas a 52°C y 0,95
atm es 1,5 g/litro. ¿Cuál es el peso molecular del ciclopropano?

M 42,08
Densidad 1,5 g/litro
T 52 Celsius a Kelvin 325
R 0,082
P 0,95 atm

8. Un recipiente de un volumen de 6 litros a una presión de 2,4 atm, a una temperatura de 309,4 K
¿Cuántas moles de metano contiene?

PV
n=
TR
n 0,57 moles
V 6 Litros
T 309,4 Kelvin
R 0,082
P 2,4 atm