Sesión 10 - Quimica - 2022-2 Jcatg

GASES IDEALES
Química General
Mg. Ing. Juan Toledo Guerra
jtoledo@undc.edu.pe
2022-2
Ing.. Juan Toledo Guerra

Universidad Nacional de Cañete – UNDC 2022. Todos los derechos reservados




Ley de los gases
5.1 Una perspectiva de los estados físicos de la materia

5.2 La presión de los gases y cómo se mide
5.3 Las leyes de los gases y su fundamento experimental
5.4 Otras aplicaciones de la ley del gas ideal
5.5 La ley del gas ideal y estequiometría de reacción
5.6 La teoría cinético-molecular: Un modelo para el
comportamiento de los gases
5.7 Gases reales: Desviaciones del comportamiento ideal

Algunos gases industriales importantes
Nombre - Fórmula Origen y uso
Metano (CH4) depósitos naturales; combustible

doméstico
Amoniaco (NH3) del N2 + H2 ; fertilizantes y explosivos
Cloro(Cl2) Electrólisis del agua de mar;
blanquedores y desinfectantes
Oxígeno (O2) Aire licuado, manufactura de acero
Etileno (C2H4) Descomposición del gas natural por
altas temperaturas; plásticos

Los tres estados de la materia
Gas: Las moléculas Líquido: Las moléculas Sólido: Las moléculas

están separadas y llenan están cerca y se mueven están cerca una de otra,
el espacio posible relativamente entre sí empacadas en un arreglo
regular, y se mueven muy
poco entre sí

Características importantes de los gases
1) Los gases son altamente compresibles
Si una fuerza externa comprime una muestra de gas, éste disminuye su
volumen. Al eliminar esta fuerza externa se permite que el gas aumente de
volumen otra vez.
2) Los gases son térmicamente expandibles
Cuando una muestra de gas se calienta, su volumen aumenta, y cuando se
enfría su volumen disminuye.
3) Los gases tienen relativamente baja viscosidad
Los gases fluyen más libremente que los líquidos y los sólidos.
4) La mayoría de los gases tienen densidades bajas
La densidad de un gas se expresa en unidades de gramos por litro, mientras
que las densidades de los líquidos y los sólidos son en gramos por mililitro,
aproximadamente 1000 veces más denso.
5) Los gases son infinitamente mezclables
Los gases se mezclan en cualquier proporción, como en el aire, una mezcla
de muchos gases. Universidad Nacional de Cañete – UNDC 2022. Todos los derechos reservados
Sustancias que son gases en
condiciones normales
Sustancia Fórmula MM(g/mol)
• Helio He 4.0
• Neón Ne 20.2
• Argón Ar 39.9
• Hidrógeno H2 2.0
• Nitrógeno N2 28.0
• Monóxido de nitrógeno NO 30.0
• Oxígeno O2 32.0
• Cloruro de hidrógeno HCL 36.5
• Ozono O3 48.0
• Amoniaco NH3 17.0
• Metano CH4 16.0

Gases Ideales
•Se desprecia el volumen

de las moléculas, es
decir solo se consideran
como puntos.
•Se desprecia la fuerza de
atracción y repulsión que
existe entre las
moléculas

Presión de la atmósfera
• Llamada “presión atmosférica,” o la fuerza ejercida sobre nosotros por la

atmósfera que se encuentra encima.
• Una medida del peso de la atmósfera que presiona sobre nosotros.
Fuerza
Presión =
Área
• Medida usando un barómetro – Un dispositivo que puede medir el peso de
la atmósfera sobre nosotros

Efecto de la presión atmosférica sobre los
objetos en la superficie terrestre

Barómetro de mercurio
Vacío
Presión
debida a la Presión
columna de atmosférica
mercurio
Mercurio
Dos tipos de manómetros
Extremo cerrado
Extremo
abierto
Vacío
Niveles de
mercurio
iguales
Matraz al
vacío

Unidades comunes de presión
Unidad Presión atmosférica Campo científico
pascal (Pa); 1.01325 x 105 Pa Unidad SI; física,
kilopascal(kPa) 101.325 kPa química
atmósfera (atm) 1 atm* química
Milímetros de mercurio 760 mmHg* química, medicina,

( mm Hg ) biología
torr 760 torr* química
Libras por pulgada cuadrada 14.7 lb/in2 ingeniería

( psi or lb/in2 )
bar 1.01325 bar metorología,
química, física
Conversión de unidades de presión
Problema: Un química toma una muestra de dióxido de carbono de la
descomposición de caliza (CaCO3) en un manómetro de salida cerrada,
la altura del mercurio es 341.6 mm Hg. Calcule la presión del CO2 en
torr, atmósferas, y kilopascals.
Plan: La presión está en mmHg, por lo tanto, usamos los factores de
conversión de la tabla 5.2. (p.184) para encontrar la presión en las otras
unidades.
Solución:
conversión de mmHg a torr:
PCO2 (torr) = 341.6 mm Hg x 1 torr = 341.6 torr
1 mm Hg
conversión de torr a atm:
PCO2( atm) = 341.6 torr x 1 atm = 0.4495 atm
760 torr
conversión de atm a kPa:
PCO2(kPa) = 0.4495 atm x 101.325 kPa = 45.54 kPa

1 atm
Ley de Boyle : Relación P - V
• La presión es inversamente proporcional al volumen

• P= k o V= k o PV=k
V P
• Problemas de cambio de condiciones
si n y T son constantes
• P1V1 = k P2V2 = k’
k = k’
• Entonces :
P1V1 = P2V2

La relación entre el volumen y la
presión de gas
Muestra de
gas (aire
atrapado)
Volumen (mL)
Volumen (mL)
Fig. 5.5 Universidad Nacional de Cañete – UNDC 2022. Todos los derechos reservados
Aplicación de la ley de Boyle a problemas de gases
Problema: Una muestra de gas a una presión de 1.23 atm tiene un
volumen de 15.8 cm3, ¿cuál será el volumen si la presión se incrementa
a 3.16 atm?
Plan: Comenzamos por convertir el volumen que está en cm3 a ml y
después a litros, entonces hacemos el cambio de presión para obtener el
volumen final
Solución: V1 (cm3)
P1 = 1.23 atm P2 = 3.16 atm 1cm3 = 1 mL
V1 = 15.8 cm3 V2 = desconocido
T y n permanecen constantes V1 (ml)
1 mL 1L 1000mL = 1L
V1 = 15.8 cm3 x 3
x = 0.0158 L
1 cm 1000mL
V1 (L)
x P1/P2
V2 = V1 x P1 = 0.0158 L x 1.23 atm = 0.00615 L
P2 3.16 atm
V2 (L)
Ley de Boyle – Una burbuja de gas en el océano
El submarino “Alvin” libera una burbuja de gas a una profundidad de

6000 ft en el océano, como parte de una expedición de investigación
para estudiar el vulcanismo subacuático. Suponiendo que el océano es
isotérmico (la misma temperatura en toda su extensión), se libera una
burbuja de gas que tiene un volumen inicial de 1.00 cm3, ¿qué tamaño
tendrá en la superficie a una presión de 1.00 atm? (Asumiremos que la
densidad del agua de mar es 1.026 g/cm3, y usaremos la masa del Hg
en un barómetro para comparación.)
Condiciones iniciales Condiciones finales
V 1 = 1.00 cm3 V2 = ?
P1 = ? P 2 = 1.00 atm

Continuación del cálculo
Presión en la = 6 x 103 ft x 0.3048 m x 100 cm x 1.026 g SH 2O
1 ft 1m 1 cm3
profundidad
Presión en la = 172,619.497 g presión de SH2O
profundidad
Para un barómetro de mercurio: 760 mm Hg = 1.00 atm, suponga que
la sección cruzada de la columna del barómetro es 1 cm2.
La masa de mercurio en un barómetro es:
1.00 atm 10 mm Área 1.00 cm 3 Hg
Presión = x x 2
x x 172,619 g =
760 mm Hg 1 cm 1 cm 13.6 g Hg
Presión = 167 atm Debido a la presión atmosferica adicional = 168 atm

V1 x P1 1.00 cm 3 x 168 atm
V2 = P = = 168 cm3 = 0.168 litros
2 1.00 atm
Ley de Boyle : Globo
• Un globo tiene un volumen de 0.55 L al nivel del mar (1.0

atm) y puede elevarse a una altitud de 6.5 km, donde la
presión es 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura
permanece constante (lo que obviamente no es cierto),
¿cuál es el volumen final del globo?
• P1 = 1.0 atm P2 = 0.40 atm
• V1 = 0.55 L V2 = ?
• V2 = V1 x P1/P2 = (0.55 L) x (1.0 atm / 0.40 atm)

• V2 = 1.4 L

Ley de Charles - relación V - T
• La temperatura está relacionada directamente con el volumen

• T es proporcional al volumen : T = kV
• Problema de cambio de condiciones:

• Dado que T/V = k o T1 / V1 = T2 / V2 o:
T1 T2 T2
= T1 = V1 x
V1 V2 V2
Las temperaturas deben ser expresadas en grados Kelvin para evitar

valores negativos
La relación entre el volumen y la
temperatura de un gas
Tubo de
vidrio
Tapón del
mercurio
Muestra de Calentador
aire atrapada
Problema de la Ley de Charles
• Una muestra de monóxido de carbono, un gas venenoso, ocupa 3.20 L a 125 oC.
Calcule la temperatura (oC) a la cual el gas ocuparía 1.54 L si la presión permanece
constante.
• V1 = 3.20 L T1 = 125oC = 398 K
• V2 = 1.54 L T2 = ?
1.54 L
• T2 = T1 x ( V2 / V1) T2 = 398 K x = 192 K
3.20 L
• T2 = 192 K oC = K - 273.15 = 192 - 273

oC = -81oC

Problema de la Ley de Charles
• Un globo en la Antártida está a la temperatura interior de una construcción

( 75o F ) y tiene un volumen de 20.0 L . ¿Cuál será su volumen en el
exterior donde la temperatura es -70o F ?
• V1 = 20.0 L V2 = ?
• T1 = 75o F T2 = -70o F
• Grados Celsius = ( o F - 32 ) 5/9

• T1 = ( 75 - 32 )5/9 = 23.9o C
• K = 23.9o C + 273.15 = 297.0 K
• T2 = ( -70 - 32 ) 5/9 = - 56.7o C
• K = - 56.7o C + 273.15 = 216.4 K

Continuación del problema del globo de
la Antártida
• V1 / T1 = V2 / T2 V2 = V1 x ( T2 / T1 )
• V2 = 20.0 L x 216.4 K
297.0 K
• V2 = 14.6 L
• ¡El globo se encoge de 20 L a 15 L !
• ¡Sólo por estar en el exterior!

Aplicación de la relación Temperatura –
Presión
Problema: Un tanque de cobre se comprime a una presión de 4.28 atm a
una temperatura de 0.185 oF. ¿Cuál será la presión si la temperatura se
eleva a 95.6 oC?
Plan: El volumen del tanque no cambia. Y sólo tenemos que tratar con
el cambio de la temperatura, y de la presión, entonces convierta a
unidades SI, y calcule el cambio en la presión a partir del cambio en la
temperatura.
Solución:
T1 = (0.185 oF - 32.0 oF)x 5/9 = -17.68 oC P1 = P2
T1 = -17.68 oC + 273.15 K = 255.47 K T1 T2
T2 = 95.6 oC + 273.15 K = 368.8 K
P2 = P1 x T2 = ?
T1
P2 = 4.28 atm x 368.8 K = 6.18 atm
255.47 K
Un experimento para estudiar la relación
entre el volumen y la cantidad de un gas
Ley de Avogadro
Cilindro A Cilindro B
Cambio de condiciones, sin
cambio en la cantidad de gas
P x• V = constante Por tanto, para el cambio

T de condiciones:
P1 x V1 P2 x V2
=
T1 T2

Cambio de condiciones: Problema I
• Una muestra de gas en el laboratorio tiene un volumen de 45.9 L a 25
oC y una presión de 743 mm Hg. Si la temperatura se incrementa a
155 oC mediante el bombeo (compresión) del gas a un nuevo vlumen

de 3.10 ml, ¿cuál es la presión?
• P1= 743 mm Hg x1 atm/ 760 mm Hg=0.978 atm

• P2 = ?
• V1 = 45.9 L V2 = 3.10 ml = 0.00310 L
• T1 = 25 oC + 273 = 298 K
• T2 = 155 oC + 273 = 428 K

Cambio de condiciones : Problema I
continuación
P1 x V1 P2 x V2
=
T1 T2
( 0.978 atm) ( 45.9 L) P2 (0.00310 L)

=
( 298 K) ( 428 K)
( 428 K) ( 0.978 atm) ( 45.9 L)

P2 = = 9.87 atm
( 298 K) ( 0.00310 L)

Cambio de condiciones: Problema II
• Un globo meteorológico se libera en la superficie de la tierra. Si el volumen

fue de100 m3 en la superficie ( T = 25 oC, P = 1 atm ) ¿cuál será su
volumen a la altura tope de 90,000 ft donde la temperatura es - 90 oC y la
presión es 15 mm Hg ?
• Condiciones iniciales Condiciones finales
• V1 = 100 m3 V2 = ?
• T1 = 25 oC + 273.15 T2 = -90 oC +273.15
• = 298 K = 183 K
• P1 = 1.0 atm P2 = 15 mm Hg
760 mm Hg/ atm
P2= 0.0198 atm

Cambio de condiciones: Problema II
continuación
• P1 x V1 P2 x V2
P1V1T2
T1
= T2
V2 =
T1P2
• V2 = ( 1.0 atm) ( 100 m3) ( 183 K) =

( 298 K) ( 0.0197 atm)
• V2 = 3117.2282 m3 = 3,100 m3 ¡o 30 veces el volumen!

Cambio de condiciones: Problema III
• ¿Cuántos litros de CO2 se forman a 1.00 atm y 900 oC si 5.00
L de Propano a 10.0 atm, y 25 oC se queman en presencia
del aire?
• C3H8 (g) + 5 O2 (g) = 3 CO2 (g) + 4 H2O(g)
• 25 oC + 273 = 298 K
• 900 oC + 273 = 1173 K

Cambio de condiciones: Problema III
continuación
• V1 = 5.00 L V2 = ?
• P1 = 10.0 atm P2 = 1.00 atm
• T1 = 298K T2 = 1173 K
• P1V1/T1 = P2V2/T2 V2 = V1P1T2/ P2T1
• V2 = ( 5.00 L) (10.00 atm) (1173 K) = 197 L

( 1.00 atm) ( 298 K)
• VCO2 = (197 L C3H8) x (3 L CO2 / 1 L C3H8) =
VCO2 = 591 L CO2

Relación Volumen – cantidad de gas
Problema: Un globo contiene 1.14 moles (2.298g H2) de hidrógeno y tiene un
volumen de 28.75 L. ¿Qué masa de hidrógeno debe ser agregada al globo para
incrementar su volumen a 112.46 litros? Suponga que T y P son constantes.
Plan: El volumen y la cantidad de gas están cambiando con la T y la P
constantes, entonces usaremos la Ley de Avogadro, y el formato del cambio de
condiciones.
Solución:
n1 = 1.14 moles de H2 V1 = 28.75 L T = constante
n2 = 1.14 moles + ? moles V2 = 112.46 L P = constante
n1 n V2 112.46 L
= 2 n2 = n1 x = 1.14 moles de H2 x
V1 V2 V1 28.75 L
n2 = 4.4593 moles = 4.46 moles masa = moles x masa molecular

masa = 4.46 moles x 2.016 g / mol
Masa = 8.99g - 2.30g = 6.69g
masa = 8.99 g H2 gaseoso
agregada
Temperatura y presión estándar (STP)
Se escogió un conjunto de condiciones estándar para hacer más fácil

la comprensión de las leyes y el comportamiento de los gases.
Temperatura estándar = 00 C = 273.15 K
Presión estándar = 1 atmósfera = 760 mm de mercurio
A estas condiciones estándar, si se tiene 1.0 mol de un gas éste

ocupará un volumen molar estándar.
Volumen molar estándar = 22.414 litros = 22.4 L

Volumen molar estándar
n = 1 mol n = 1 mol n = 1 mol

P = 1 atm (760 torr) P = 1 atm (760 torr) P = 1 atm (760 torr)
T = 0°C (273 K) T = 0°C (273 K) T = 0°C (273 K)
V = 22.4 L V = 22.4 L V = 22.4 L
Número de partículas de Número de partículas de Número de partículas de
gas = 6.022 x 1023 gas = 6.022 x 1023 gas = 6.022 x 1023
Masa = 4.003 g Masa = 28.02 g Masa = 28.01 g
d = 0.179 g/L d = 1.25 g/L d = 1.25 g/L

El volumen de un mol de un gas ideal
comparado con algunos objetos familiares

Gases ideales
• Un gas ideal se define como aquél para el que tanto el
volumen de sus moléculas, como la fuerza entre ellas,
son tan pequeños que no tienen ningún efecto en el
comportamiento del gas.
• La ecuación del gas ideal es:

PV=nRT
R = Constante del gas ideal
• R = 8.314 J / mol K = 8.314 J mol-1 K-1
• R = 0.08206 l atm mol-1 K-1

Evaluación
Evaluationde
ofla constante
the R, Constant,
Ideal Gas del gas ideal
R
PV
Ideal gas Equation
Ecuación del gas PV = nRT R=
nT
ideal
A una temperatura y presión estándar, volumen molar = 22.4 L

P = 1.00 atm (por definición)
T = 0 oC = 273.15 K (por definición)
n = 1.00 mol (por definición)
(1.00 atm) ( 22.414 L) = 0.08206 L atm

R=
( 1.00 mol) ( 273.15 K) mol K
O a tres figuras significantes R = 0.0821 L atm

mol K

Valores de R (constante universal de los
gases) en diferentes unidades.
atm x L
R* = 0.0821
mol x K
R = 62.36 torr x L
mol x K
kPa x dm 3
R = 8.314
mol x K
J**
R = 8.314
mol x K
* La mayoría de los cálculos en este texto usan los valores de R a 3
cifras significativas.
** J es la abreviación de joule, la unidad de energía del SI. El joule es
una unidad derivada compuesta de las unidades básicas Kg x m2/s2.
Ley del gas : Solución por presión
Problema: Calcule la presión en un contenedor cuyo volumen es de
87.5 L y está lleno de 5.038 kg de xenon a una temperatura de18.8 oC.
Plan: Convierta toda la información a las unidades requeridas y
sustitúyalas por la ecuación del gas ideal ( PV=nRT ).
Solución:
5038 g Xe
nXe = = 38.37014471 mol Xe
131.3 g Xe / mol
T = 18.8 oC + 273.15 K = 291.95 K

PV = nRT P = nRT
V
P = (38.37 mol )(0.0821 L atm)(291.95 K) = 10.5108 atm = 10.5 atm

87.5 L (mol K)

Cálculo del gas ideal - Nitrógeno
• Calcule la presión existente en un contenedor con 375 g de gas
nitrógeno. El volumen del contenedor es de 0.150 m3 y la
temperatura es de 36.0 oC.
• n = 375 g N2/ 28.0 g N2 / mol = 13.4 mol N2

• V = 0.150 m3 x 1000 L / m3 = 150 L
• T = 36.0 oC + 273.15 = 309.2 K
• PV=nRT P= nRT/V
•P= ( 13.4 mol) ( 0.08206 L atm/mol K) ( 309.2 K)
• 150 L
• P = 2.26 atm

Masa de aire en un globo de aire caliente -
Parte I
• Calcule la masa de aire en un globo esférico de aire caliente cuyo volumen
es de 14,100 pies cúbicos cuando la temperatura del gas es de 86 oF y la
presión es de748 mm Hg?
• P = 748 mm Hg x 1atm / 760 mm Hg= 0.984 atm
• V = 1.41 x 104 pies3x (12 in/1 pies)3x(2.54 cm/1 in)3 x

x (1ml/1 cm3) x ( 1L / 1000 cm3) =3.99 x 105L
• T = oC =(86-32)5/9 = 30 oC
30 oC + 273 = 303 K

Masa de aire en un globo de aire
caliente - Parte II
• PV = nRT n = PV / RT
•n= ( 0.984 atm) ( 3.99 x 105 L) = 1.58 x 104 mol

( 0.08206 L atm/mol K) ( 303 K )
• masa = 1.58 x 104 aire molar x 29 g aire/aire molar

= 4.58 x 105 g aire
= 458 Kg aire

Descomposición del nitrógeno de
sodio- I
• El nitrógeno de sodio (NaN3) se utiliza en algunas bolsas de aire de los
automóviles. Calcule el volúmen del gas nitrógeno que se genera a 21
oC y 823 mm Hg por la descomposición de 60.0 g de NaN .
3
• 2 NaN3 (s) 2 Na (s) + 3 N2 (g)
• mol NaN3 = 60.0 g NaN3 / 65.02 g NaN3 / mol =

= 0.9228 mol NaN3
• mol N2= 0.9228 mol NaN3x3 mol N2/2 mol NaN3
= 1.38 mol N2

Cálculo del nitrógeno de sodio - II
• PV = nRT V = nRT/P
•V = ( 1.38 mol) (0.08206 L atm / mol K) (294 K)

( 823 mm Hg / 760 mmHg / atm )
• V = 30.8 litros

Densidad de un gas
• Para calcular la densidad de un gas

n = m / PM
d = P x PM
R xT
d : Densidad (g / L)
n : número de moles (mol)
PM: Peso molecular (g/mol)

Cálculo del peso molecular de un gas
Gas natural - metano
Problema: Se recoge una muestra de gas natural a 25.0 oC en un matraz de 250.0
ml. Si la muestra tenía una masa de 0.118 g a una presión de 550.0 Torr, ¿cuál es
el peso molecular del gas?
Plan: Utilice la ley del gas ideal para calcular n, después calcule la masa molar.
Solución
P = 550.0 Torr x 1mm Hg x 1.00 atm = 0.724 atm
1 Torr 760 mm Hg
1.00 L
V = 250.0 ml x = 0.250 L
1000 ml
n =PV
RT
T = 25.0 oC + 273.15 K = 298.2 K
(0.724 atm)(0.250 L)
n =(0.0821 L atm/mol K)(298.2 K) = 0.007393 mol
PM = 0.118 g / 0.007393 mol = 15.9 g/mol
Mezcla de gases
• El comportamiento del gas depende en gran medida del

número, no de la identidad, de las moléculas.
• La ecuación del gas ideal se aplica a cada gas de manera
individual y a la mezcla total.
• Todas las moléculas de una muestra de gas ideal se
comportan exactamente igual.

Ley de Dalton de las presiones parciales - II
• La presión ejercida por una mezcla de gas ideal se determina por el

número total de moles:
Pt=(nt RT)/V nt = na + nb
Pt= Pa + Pb Pa = (na RT)/V
xa = na / nt xa + xb = 1
Pt : Presión total
Pa : Presión parcial del gas “a”
xa : fracción molar del gas “a”
na : moles del gas “a”

Peso molecular de mezcla de gases
PMm = Xa. PMa + Xb. PMb

PMm : Peso molecular de mezcla
PMa: Peso Molecular del gas “a”
PMb: Peso Molecular del gas “b”

Ley de Dalton - Problema #2
Uso de fracciones de mol
• Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de Ne, 0.74 moles de Ar y 2.15
moles de Xe. ¿Cuáles son las presiones parciales de los gases si la presión
total es 2.00 atm ?
• # moles total = 4.46 + 0.74 + 2.15 = 7.35 mol
• XNe = 4.46 mol Ne / 7.35 mol = 0.607
• PNe = XNe PTotal = 0.607 ( 2.00 atm) = 1.21 atm para el Ne
• XAr = 0.74 mol Ar / 7.35 mol = 0.10
• PAr = XAr PTotal = 0.10 (2.00 atm) = 0.20 atm para el Ar
• XXe = 2.15 mol Xe / 7.35 mol = 0.293
• PXe = XXe PTotal = 0.293 (2.00 atm) = 0.586 atm para el Xe

Difusión vs. Efusión
•Difusión – Un gas mezclado en otro gas, o

gases, cuyas moléculas están colisionando e
intercambiando energía entre sí.
•Efusión – Un gas escapando de un

contenedor hacia un espacio evacuado. No
hay otro (o hay muy poco) para colisiones.

Difusión y efusión de gases (Ley de Graham)
V1: Velocidad de difusión del gas 1

V1: Velocidad de difusión del gas 1
PM1: Peso molecular del gas 1
PM2: Peso molecular del gas 2
d1: Densidad del gas 1
d2: Densidad del gas 2
t1: tiempo de difusión del gas 1
t2: tiempo de difusión del gas 2

Ecuación de van der Waals
n2a
P+ 2
(V-nb) = nRT
V
atm L 2 L
Gas a b
mol2 mol
He 0.034 0.0237
Ne 0.211 0.0171
Ar 1.35 0.0322
Kr 2.32 0.0398
Xe 4.19 0.0511
H2 0.244 0.0266
N2 1.39 0.0391
O2 6.49 0.0318
Cl2 3.59 0.0562
CO2 2.25 0.0428
NH3 4.17 0.0371
H2Universidad
O 5.46
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0.0305
Cálculo de van der Waals en un gas real
Problema: Un tanque de 20.0 litros contiene cloro gaseoso a una temperatura de
20.000C y a una presión de 2.000 atm. Si el tanque se presuriza a un nuevo
volumen de 1.000 L y una temperatura de 150.000C. ¿cuál es la nueva presión
usando la ecuación del gas ideal, y la ecuación de van der Waals?
Plan: Realice los cálculos
Solución:
n = PV = (2.000 atm)(20.0L) = 1.663 mol
RT (0.08206 Latm/molK)(293.15 K)
P = nRT = (1.663 mol)(0.08206 Latm/molK)(423.15 K)= 57.745 atm

V (1.000 L)
nRT n2a
P= - 2 =(1.663 mol)(0.08206 Latm/molK)(423.15 K)-
(V-nb) V (1.00 L) - (1.663 mol)(0.0562)
(1.663 mol)2(3.59)
2
= 63.699 - 9.928 = 53.771 atm
(1.00 L)
ACTIVIDAD N°07
Resolver la hoja de trabajo N°07





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GASES IDEALES

Ing.. Juan Toledo Guerra

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5.1 Una perspectiva de los estados físicos de la materia

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Metano (CH4) depósitos naturales; combustible

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Gas: Las moléculas Líquido: Las moléculas Sólido: Las moléculas

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•Se desprecia el volumen

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• Llamada “presión atmosférica,” o la fuerza ejercida sobre nosotros por la

• Una medida del peso de la atmósfera que presiona sobre nosotros.

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atmósfera (atm) 1 atm* química

Milímetros de mercurio 760 mmHg* química, medicina,

torr 760 torr* química

Libras por pulgada cuadrada 14.7 lb/in2 ingeniería

PCO2(kPa) = 0.4495 atm x 101.325 kPa = 45.54 kPa

• La presión es inversamente proporcional al volumen

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El submarino “Alvin” libera una burbuja de gas a una profundidad de

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Presión = 167 atm Debido a la presión atmosferica adicional = 168 atm

• Un globo tiene un volumen de 0.55 L al nivel del mar (1.0

• V2 = V1 x P1/P2 = (0.55 L) x (1.0 atm / 0.40 atm)

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• La temperatura está relacionada directamente con el volumen

• Problema de cambio de condiciones:

Las temperaturas deben ser expresadas en grados Kelvin para evitar

• T2 = 192 K oC = K - 273.15 = 192 - 273

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• Un globo en la Antártida está a la temperatura interior de una construcción

• Grados Celsius = ( o F - 32 ) 5/9

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• ¡El globo se encoge de 20 L a 15 L !

• ¡Sólo por estar en el exterior!

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P x• V = constante Por tanto, para el cambio

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155 oC mediante el bombeo (compresión) del gas a un nuevo vlumen

• P1= 743 mm Hg x1 atm/ 760 mm Hg=0.978 atm

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( 0.978 atm) ( 45.9 L) P2 (0.00310 L)

( 428 K) ( 0.978 atm) ( 45.9 L)

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• Un globo meteorológico se libera en la superficie de la tierra. Si el volumen

760 mm Hg/ atm

P2= 0.0198 atm

• V2 = ( 1.0 atm) ( 100 m3) ( 183 K) =

• V2 = 3117.2282 m3 = 3,100 m3 ¡o 30 veces el volumen!

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• C3H8 (g) + 5 O2 (g) = 3 CO2 (g) + 4 H2O(g)