Ejercicios Propuestos y Leyes de Los Gases

MOL Y LEY DE
AVOGADRO
MASA ATÓMICA MASA
MOLAR
 La mayoría de las sustancias que conocemos no se componen de un solo elemento, están
formadas por moléculas. Para conocer la masa de un mol o masa molecular de una molécula
en particular, hay que sumar las masas atómicas de todos los átomos que componen a esa
molécula.
 Por ejemplo, una molécula de agua está formada por dos hidrógenos y un oxígeno, como el
hidrógeno tiene 1 uma y el oxígeno tiene 16 uma, la masa molar del agua es 18 g / mol.
MASA ATÓMICA
 .Vienen recogidas en la tabla periódica. Puede expresarse en unidades de masa atómica (uma)
o en gramos. Cuando se expresa en uma nos referimos a la masa de un sólo átomo, mientras
que si se hace en gramos la masa atómica hace referencia al NA de átomos. Ej: Ma(H) = 1,
Ma(C) = 12, Ma(N) = 14, Ma(O) = 16.
MASA MOLECULAR
 Se calcula mediante la suma de las masas atómicas de los átomos que constituyen la molécula.
Puede expresarse en uma o en gramos. Cuando se expresa en uma nos referimos a la masa de
una molécula, mientras que si se hace en gramos la masa molecular se refiere al NA de
moléculas. Ej: Mm(H2O) = 18, Mm(H2) = 2, Mm(HNO2) = 47.
EJERCICIOS:
Calcular la masa molar de los siguientes compuestos
 Agua oxigenada H2O2
 Cloruro de sodio o sal común NaCl
 Ácido Clorhídrico HCl
 Ácido Sulfúrico H2SO4
 Ácido Nítrico HNO3
 Alcohol Etílico CH3CH2OH
 Metano CH4
 Hidróxido de magnesio Mg(OH)2
 Hidróxido de calcio Ca(OH)2
 Amoniaco NH3
 Bromuro de sodio NaBr
CONVERSIONES ENTRE MASA
Y MOL
 Para convertir cantidades más complejas a un solo mol puedes usar la regla de tres o el factor
de conversión. Observa las siguientes fórmulas
EJERCICIOS
Pasar a moles los gramos
Datos: M(H2O) = 18 gr/mol ; M(CO2) = 44 gr/mol ; M(NH3) = 17 gr/mol a) 40 gr de H2O
 1. 36 gr de CO2
 2. 120 gr de NH3
 3. 2 moles de H2O
 4. 3 moles de CO2
 5. 5 moles de NH3
CONVERSIONES ENTRE MOL
Y NÚMERO DE PARTÍCULAS
 El mol es una unidad que sirve para medir la cantidad de una sustancia. Está basado en el
contenido de átomos, moléculas, iones, electrones, radicales u otras partículas o grupos
específicos de incluidos. Por definición, la cantidad de partículas que contiene un mol siempre
será la misma sin importar el tipo de partículas ni la sustancia considerada. Esta cantidad es de
6.022x10 23 partículas.
EJERCICIOS
 Pasar a moles las moléculas y a moléculas los moles
 Datos : M(H2O) = 18 gr/mol ; M(CO2) = 44 gr/mol ; M(NH3) = 17 gr/mol parte 1 parte 2
 1. 5 1023 moléculas de H2O
 2. 8 1023 moléculas de CO2
 3. 2,34 1023 moléculas de NH3
 4. 2 moles de H2O
 5. 3 moles de CO2
LEY DE AVOGADRO
CONVERSIONES ENTRE MOL
Y VOLUMEN DE UN GAS
 La ley de Avogadro establece que "a igual temperatura y presión, volúmenes de gases
diferentes contienen el mismo número de moléculas", por lo que un mol de cualquier gas
ocupa siempre el mismo volumen si se mantienen las mismas condiciones de temperatura y
presión. Se ha podido comprobar que en condiciones normales, es decir, una atmósfera de
presión y 273 kelvin, el volumen que ocupa un mol de cualquier gas es de 22.4 litros.
 Entonces, sin importar el gas, 1 mol de gas en condiciones normales siempre ocupará un
volumen de 22.4 litros.
EJERCICIOS
Condiciones normales P= 1 atm ; T = 0 ºC = 273 K 1 mol de un gas en condiciones
normales = 22,4 litros del gas
Calcular el volumen que ocupan las siguientes cantidades de gases en condiciones
normales
 Datos : M(H2O) = 18 gr/mol ; M(CO2) = 44 gr/mol ; M(NH3) = 17 gr/mol a) 5 moles de
CO2(g)
 b) 40 gr de CO2(g)
 c) 5 1023 moléculas de H2O(g)
 d) 200 gr de NH3 (g)

LEY DE AVOGADRO:
 La Ley de Avogadro es una ley de los gases que relaciona el volumen y la cantidad de gas a
presión y temperaturas constantes.
En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos:

 A presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo
volumen independientemente del elemento químico que lo forme
 El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)
 Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2
 V1 / n1 = V2 / n2
 Lo cual tiene como consecuencia que:

 Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen
 Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen
 desde el punto de vista cinético de esta ley es que si tenemos una determinada cantidad de gas
en un recipiente a temperatura y presión constantes, al agregar gas, las colisiones de un mayor
número de moléculas causa una expansión, es decir un aumento del volumen del gas.
 https://labovirtual.blogspot.com/search/label/leyes%20de%20los%20gases
EJERCICIOS
 Sabemos que 3.50 L de un gas contienen 0.875 mol. Si aumentamos la cantidad de gas hasta
1.40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (a temperatura y presión constantes)
LEY DE BOYLE
 En 1662 Robert Boyle, descubrió que la presión aplicada a un gas es inversamente
proporcional a su volumen a temperatura y numero de moles (cantidad de gas) constante. Es
decir que si se aumenta del doble la presión ejercida sobre el gas, este se comprime reduciendo
su volumen a la mitad. Si la presión es 3 veces superior, el volumen será de un tercio.
A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la

presión que éste ejerce.
FÓRMULAS DE LA LEY DE
BOYLE
 Esta ley se puede expresar de forma matemática como:
 P · V = k
P es presión
V es Volumen
(k es una constante cuando Temperatura y masa son constantes).
 Esta fórmula se puede utilizar para determinar el cambio de presión o temperatura durante una
transformación isotérmica de la siguiente manera:
 P1 · V1 = P2 · V2
https://labovirtual.blogspot.com/search/label/leyes%20de
%20los%20gases
 Un gas que ocupaba 4L de volumen, ha pasado a ocupar un volumen de 3L luego de que la
presión ha sido aumentada a 800 mmHg. ¿Cuál era la presión inicial a la que se encontraba el
gas?
 P1 · V1 = P2 · V2
LEY DE CHARLES
 De acuerdo con el enunciado, la ley de Charles puede expresarse matemáticamente de la siguiente manera:
 V1 / T1 = K
 V = volumen
 T = temperatura
 K = Costante
 que se puede expresar como V1 = K . T1
 como se puede observar en la última fórmula, en condiciones de presión constante y número de moles constante, el
volumen es directamente proporcional a la temperatura. Si la temperatura aumenta, también aumenta el volumen.
FÓRMULA DE LA LEY DE
CHARLES
 Cuando se desean estudiar dos diferentes estados, uno inicial y una final de un gas y evaluar el
cambio de volumen en función de la temperatura o viceversa, se puede utilizar la fórmula:
 V1 / T1 = V2 / T2
https://labovirtual.blogspot.com/search/label/leyes%20de
%20los%20gases
EJERCICIO
 ) Si se tienen 0,2 litros de un gas a 30 °C y 1 atm de presión ¿Qué temperatura debería
alcanzar para que aumente a 0,3 litros?
 Los datos son:
 V1 = 0,2L
T1 = 30 °C = 303,15 K (que se obtiene sumando 30 + 273,15)
P1 = P2 = 1 atm
V2 = o,3L
T2 = ?
 T1 . V2 / V1 = T2
(303,15 K . 0.3L) / 0,2L = T2 = 454,7 K = (454,7 – 273,15) = 181,55°C
 Un gas a una temperatura de -164 ºC, ocupa un volumen de 7,5 litros . Si la presión permanece
constante, calcular el volumen inicial sabiendo que la temperatura inicial era de -195 ºC.
 V1 / T1 = V2 / T2
 V1 = ?
 T1 = -195 ºC = 78,15 K
 V2 = 7,5 L
 T2 = -164 ºC = 109,15 K
 V1 = V2 . T1 / T2
 (7,5 . 78,15) / 109,15 = 5,35 L
LA LEY DE GAY-LUSSAC
 La Ley de Gay-Lussac es una ley de los gases que relaciona la presión y la temperatura a
volumen constante.
En 1802 Gay-Lussac descubrió que a volumen constante, la presión del gas es directamente

proporcional a su temperatura (en grados Kelvin): P = k · T (k es una constante).
 Por lo tanto: P1 / T1 = P2 / T2
 Lo cual tiene como consecuencia que:

 Si la temperatura aumenta la presión aumenta
 Si la temperatura disminuye la presión disminuye
LA LEY DE GAY-LUSSAC
 un gas ocupa un recipiente de 1,5 litros de volumen constante a 50ºC y 550 mmHg.
 ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión interna hasta 770 mmHg?
 Solución: relacionamos temperatura con presión a volumen constante, por lo tanto aplicamos la Ley de Gay-
Lussac: P1 / T1 = P2 / T2, donde:
 T1 = 50ºC → 50 + 273 = 323ºK
 P1 = 550 mmHg
 P2 = 770 mmHg
 T2 = ?
 Despejamos T2:
 P1 / T1 = P2 / T2 → T2 = P2 / (P1 / T1 )
 T2 = 770/ (550 / 323) = 452,2 ºK

 Ejercicio 1: un tanque contiene gas a 20ºC Y 10 atmósferas de presión. El tanque está
preparado para soportar 13 atmósferas. Si debido a un incendio, la temperatura asciende a
100ºC ¿soportaría el tanque la presión?
 Ejercicio 2: un gas en un tanque ejerce 2 atmósferas de presión a 25ºC. Calcular la

temperatura a la que habría que enfriarlo para que la presión disminuyera hasta 1 atmósfera.
LEY GENERAL DEL GAS
IDEAL
Las leyes que hemos estudiado se cumplen cuando se trabaja a bajas presiones y temperaturas
moderadas. Tenemos que:
 Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la denominada ecuación
general de los gases ideales:
P V = n R T
Donde la nueva constante de proporcionalidad se denomina R, constante universal de los gases ideales, que tiene el
mismo valor para todas las sustancias gaseosas.
El valor numérico de R dependerá de las unidades en las que se trabajen las otras propiedades, P, V, T y n. En
consecuencia, debemos tener cuidado al elegir el valor de R que corresponda a los cálculos que estemos realizando,
así tenemos:
¿QUÉ SON LOS GASES
IDEALES?
 Se denomina gases ideales a un gas hipotético o teórico, es decir, imaginario, que estaría
compuesto por partículas desplazándose aleatoriamente y sin interactuar entre sí.
 Se trata de un concepto útil para la utilización de la mecánica estadística, a través de una
ecuación de estado simplificada que se conoce como Ley de gases ideales.
 Muchos de los gases reales conocidos en la química se comportan a temperatura y presión
ambientales como un gas ideal, al menos desde una perspectiva cuantitativa. Esto permite que
sean estudiados como gases ideales dentro de ciertos parámetros razonables.
 Sin embargo, el modelo de los gases ideales tiende a fallar en cuanto varían las condiciones
de temperatura y presión, pues en esas condiciones la interacción y el tamaño
intermoleculares son importantes.
PROPIEDADES DE LOS GASES IDEALES
 Poseen siempre un mismo número de moléculas

 No existen fuerzas de atracción o repulsión entre sus moléculas.
 No existe colapso entre las moléculas ni cambios en su naturaleza física (cambios de fase).
 Las moléculas del gas ideal ocupan siempre el mismo volumen a las mismas condiciones de
presión y temperatura.
QUIZ
 https://quizizz.com/admin/quiz/5fab59ea3e5b09001b689634/propiedades-y-leyes-de-los-gases
FORMULAS

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MOL Y LEY DE

En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos:

 Lo cual tiene como consecuencia que:

A temperatura constante, el volumen de una masa fija de gas es inversamente proporcional a la

 que se puede expresar como V1 = K . T1

En 1802 Gay-Lussac descubrió que a volumen constante, la presión del gas es directamente

 Lo cual tiene como consecuencia que:

 P1 = 550 mmHg

 P2 = 770 mmHg

 T2 = 770/ (550 / 323) = 452,2 ºK

 Ejercicio 2: un gas en un tanque ejerce 2 atmósferas de presión a 25ºC. Calcular la

 Poseen siempre un mismo número de moléculas

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