Estados de La Materia Ejercicios Resuelos

QUIMICA GENERAL
2020
NOS CUIDAMOS ENTRE TODOS

NOS QUEDAMOS EN CASA
ESTUDIAMOS QUÍMICA
LEYES DE LOS GASES
LEY DE BOYLE-MARIOTTE
“El volumen de una cantidad fija de un gas a temperatura constante es inversamente
proporcional a la presión del gas”. Matemáticamente se escribe:
V  P-1, para que dicha proporcionalidad (α) se convierta en igualdad, se debe escribir:
V = k  P-1 y reordenando obtenemos:
P  V = k (a n, T constante)
Donde n es el número de moles y T es la temperatura
Si se representa una serie de datos de Presión en función del Volumen, se obtiene una
hipérbola equilátera, denominada isoterma.
Ley de Boyle, ejemplo
Una muestra de oxígeno ocupa 4,2 litros a 760 mm de Hg. ¿Cuál será el volumen del oxígeno a
415 mm de Hg, si la temperatura permanece constante?
Lo primero que vamos analizar para la resolución del problema, son nuestros datos, saber que
tenemos y que nos hace falta.
V1 = 4,2 L P2 = 415 mm de Hg
P1 = 760 mm de Hg V2= ?
Por lo que podemos observar el problema nos pide el volumen, vamos a utilizar la fórmula de
Boyle-Mariotte y despejamos la variable que necesitamos para poder iniciar a resolver el
problema.
P1 x V1 = P2 x V2
V2 = P1 x V1
P2
V2 = 760 mmHg x 4,2 L = 7,69 L

415 mmHg
LEYES DE LOS GASES
LEY DE CHARLES - GAY LUSSAC
a) Transformaciones isobáricas (a presión constante)

“El volumen de una cantidad fija de un gas a presión constante, es proporcional a su
temperatura absoluta”. Matemáticamente se escribe:
V = k x T (a n, P constante)
b) Transformaciones isocóricas (a volumen constante)

“La presión de una cantidad fija de un gas a volumen constante, es proporcional a su
temperatura absoluta”. Matemáticamente se escribe:
P = k x T (a n, V constante)
Ley de Charles - Gay Lussac, ejemplo
Se tiene un gas a una presión constante de 560 mm de Hg, el gas ocupa un volumen de 23 cm³
a una temperatura que está en 69°C . ¿Qué volumen ocupará el gas a una temperatura de 13°C?
Datos:
V1: El volumen inicial es 23cm3
T1: La temperatura inicial es de 69°C 69 + 273 = 342 K
T2: La temperatura final es de 13°C 13 + 273 = 286 K
V1 = V2
T1 T2
Despejamos V2 V2 = V1 x T2
T1
V2 = 23cm3 x 286 K = 19,23 cm3

342 K
LEYES DE LOS GASES
LEY DE AVOGADRO
“A presión y temperatura constante, el volumen de un gas es directamente
proporcional al número de moles del gas presente”. Matemáticamente se escribe:
V = k  n (P, T constante)
ECUACIÓN DEL GAS IDEAL
¨Un gas ideal es una gas hipotético cuyo comportamiento de presión, temperatura y
volumen se pueden describir completamente por la ecuación del gas ideal¨
Ley de Boyle-Mariotte V  P-1 (a n y T constante)

Ley de Charles - Gay Lussac V  T (a n y P constante)
P  T (a n y V constante)
Ley de Avogadro V  n (a P y T constante)
Se pueden combinar y obtener:
V=RxnxT
P
donde R la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases y tiene un
valor de 0,082 atm L
mol K
Reordenando la ecuación anterior obtenemos la ecuación del gas ideal
LEY DE LOS GASES IDEALES: Esta ley considera la cantidad de material de gas (n) y la relaciona
con la presión, temperatura y volumen.
PV=nRT
R= constante universal de los gases cuyo valor es: 0.082 atm L/mol K
P= Presión (atm)
V= Volumen (L)
n = moles del gas (mol)
T = Temperatura (K)
Un gas ideal es un gas hipotético, las moléculas de un gas ideas no se atraen ni se repelen, y su
volumen es despreciable en comparación con el volumen del recipiente que los contiene.
En determinadas condiciones, como altas temperaturas y bajas presiones, se pueden estudiar

los gases reales con la ecuación de un gas ideal.
En los experimentos se demostró que a 273,15 K y 1 atm, 1 mol de un gas ideal cupa un
volumen de 22,4 L.
Con la ecuación del gas ideal se puede calcular la MM y la densidad de un gas
PV=nRT n = masa / masa molar masa/MM
P V = (masa/MM) R T si despejamos MM = masa R T

PV
Acomodo la ecuación para que me quede junto la masa y el volumen.
P MM =( masa / V) R T
Recuerdan que densidad es igual a masa sobre volumen. Entonces la ecuación queda así:
P MM = d R T
Y de ahí despejamos densidad d= P MM

RT
Ejemplo: Un recipiente cerrado de 2,00 L contiene oxígeno a 200 ºC y 2,00 atm. Calcular: a) Los
gramos de oxígeno contenidos en el recipiente. b) Las moléculas de oxígeno presentes en el
recipiente.
PV = nRT Para convertir °C en K se le suma 273 a los °C R que siempre es 0,082 atmL
Kmol
De datos tenemos el V= 2L, la T= 200 + 273= 473K, la P = 2 atm
n= 2 atm x 2 L = 0,10 mol

0,082 atmL/Kmol x 473K
Como nos pide los g despejamos masa (g) de la ecuación de n

n( numero de mol) = masa (g) = n x MM = masa 0,10 mol x 32 g/mol = 3,3 g
MM ( g/mol)
para calcular las moléculas recordamos que 1 mol = 6,022 x 10 23 moléculas
entonces cuantas moléculas hay en esos 0,188 moles que calculamos:

moléculas de O2 = 0,1 mol O2 x 6,022 x 10 23 moléculas = 6,02 x 10 22 moléculas
1 mol
LEY DE DALTON DE LAS PRESIONES PARCIALES
Cuando se tiene mezclas de gases, la presión total del gas está relacionada con las presiones
parciales.
La presión total de una mezcla se gases es en realidad la suma de las presiones parciales que
cada gas ejercería si estuviera solo. P total = Pp1 + Pp2 + Pp3 + ............+ Ppn
XA = mol A
Pp A = P total . X A mol totales
Ley de Dalton de las Presiones Parciales, Ejemplos
Al reaccionar cloro gaseoso e hidrógeno gaseoso se produce cloruro de hidrógeno. Calcular
¿Cuántos litros de cloro medido a 22 ºC y 740 mmHg presión serán necesarios para combinarse
con 1,2 L de hidrógeno medidos a 30 ºC y 800 mmHg?
Cl2 + H2 → 2 HCl
Calculamos cuantos moles de H2 hay disponibles para reaccionar
n H2 = 1,05 atm x 1,2 L = 0,051
0,082 atm L/ Kmol x 303 K
Calculamos cuantos mol de Cl2 reaccionan estequiométricamente con 0,051 mol de H2

mol Cl2 = 0,051 mol H2 1 mol Cl2 = 0,051 mol Cl2
1 mol H2
Calculamos a cuantos mL equivalen los 0,051 mol de Cl2
V = 0,051 mol x 0,082 atm L/ Kmol x 295 K = 1,24 L

0,97 atm
En un recipiente de 5,00 L se introducen 8,0 g de helio, 84 g de nitrógeno y 90 g de vapor de
agua. Si la temperatura del recipiente es de 27 ºC. Calcular: a) La presión que soportan las
paredes del recipiente. b) La fracción molar y presión parcial de cada gas.
Ley de Dalton de las presiones parciales
Calculo los moles de cada gas n = masa / MM
He= 8,0 g/ 4,00 gmol-1 = 2mol N2= 84 g/ 28 gmol-1 = 3 mol H2O= 90 g/ 18,02 gmol-1 = 5 mol
He P V = ( nHe + nN2 + nH2O) R T
N2
H2O
P = (2+3+5)mol . 0,082 atmL/Kmol . 300 K = 49,2 atm
5L
XHe = 2/ 10 = 0,2 X N2 = 3/10 = 0,3 X H2O = 5/10 = 0,5
Pp = Pt x X También puedo calcular la Pp con la ec. de gas ideal
Pp He = 49,2 atm . 0,2 = 9,84 atm PpHe = 2 mol . 0,082 atmL/Kmol . 300 K = 9,84 atm
Pp N2 = 49,2 atm , 0,3 = 14,76 atm 5L
Pp H2O = 49,2 atm . 0,5 = 24,6 atm
Un caso particular de la Ley de Dalton
Una muestra de oxígeno recogida sobre agua a 20 ºC y 790 mmHg ocupa un volumen de 486 mL.
a) ¿Cuántos gramos de oxígeno se tienen? b) ¿Cuántos moles? Pvapor del agua a 20ºC = 17,5 mmHg
O2 Pt= PpO2 + Pp H2O

H2O PpO2 = 790 mmHg – 17,5mmHg
PpO2 = 772,7 o 1,02 atm
Entonces con al ec de gas ideal calculamos los moles de O2
PV=nRT
n= 1,02 atm . 0,486L = 0,02 mol

0,082 atmL/Kmol . 293K
Y con esos moles calculamos la masa de O2
0,02 mol . 32 g/mol = 0,64 g

De acuerdo a la figura: a) Estime el punto de ebullición normal del éter dietílico, el alcohol
etílico y el agua. b) Indique cuál de ellas es la más volátil.
El punto de ebullición normal se lee a 1 atm de P

Diagrama de fases de una sustancia hipotética.
líquido a) Estime el punto de ebullición normal y

sólido el punto de congelación de la sustancia.
b) ¿Cuál es el estado físico de la sustancia
bajo las siguientes condiciones?
T = 150 K, P = 0,2 atm
gaseoso

Estados de La Materia Ejercicios Resuelos

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

Estados de La Materia Ejercicios Resuelos

Cargado por

Información del documento

Descripción original:

Título original

Derechos de autor

Formatos disponibles

Compartir este documento

Compartir o incrustar documentos

Opciones para compartir

¿Le pareció útil este documento?

¿Este contenido es inapropiado?

Copyright:

Formatos disponibles

Estados de La Materia Ejercicios Resuelos

Cargado por

Copyright:

Formatos disponibles

QUIMICA GENERAL

NOS CUIDAMOS ENTRE TODOS

V2 = 760 mmHg x 4,2 L = 7,69 L

a) Transformaciones isobáricas (a presión constante)

b) Transformaciones isocóricas (a volumen constante)

V2 = 23cm3 x 286 K = 19,23 cm3

Ley de Boyle-Mariotte V  P-1 (a n y T constante)

En determinadas condiciones, como altas temperaturas y bajas presiones, se pueden estudiar

P V = (masa/MM) R T si despejamos MM = masa R T

Acomodo la ecuación para que me quede junto la masa y el volumen.

Y de ahí despejamos densidad d= P MM

n= 2 atm x 2 L = 0,10 mol

Como nos pide los g despejamos masa (g) de la ecuación de n

entonces cuantas moléculas hay en esos 0,188 moles que calculamos:

Calculamos cuantos mol de Cl2 reaccionan estequiométricamente con 0,051 mol de H2

V = 0,051 mol x 0,082 atm L/ Kmol x 295 K = 1,24 L

Pp = Pt x X También puedo calcular la Pp con la ec. de gas ideal

O2 Pt= PpO2 + Pp H2O

n= 1,02 atm . 0,486L = 0,02 mol

Y con esos moles calculamos la masa de O2

0,02 mol . 32 g/mol = 0,64 g

El punto de ebullición normal se lee a 1 atm de P

líquido a) Estime el punto de ebullición normal y

También podría gustarte