UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTALFRANCISCO DE MIRANDA ÁREA DE TECNOLOGÍA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA COMPLEJO DOCENTE LOS PEROZOS ASIGNATURA: QUÍMICA I Realizado por: Prof. Ing. Karla Petit Prof. Ing. Kendy Bustamante SANTA ANA DE CORO, MAYO DE 2008 INTRODUCCIÓN Bajo condiciones adecuadas la mayor parte de las sustancias pueden existir como gases, líquidos y sólidos. En muchas de las reacciones químicas intervienen sustancias en estado gaseoso, tanto entre los reactivos como entre los productos. Esto es importante, por lo que las leyes físicas relacionadas con el estado gaseoso deben conocerse antes de tratar con problemas en los que intervengan cambios químicos de sustancias que se presenten en el estado gaseoso. Los gases son el estado más simple de la materia y, por tanto, las relaciones entre las propiedades microscópicas (átomos y moléculas) y macroscópicas de una masa gaseosa son relativamente fáciles de identificar. Todos los gases se comportan de manera similar, de modo que el mismo conjunto de ecuaciones puede ser usado para predecir su comportamiento. El volumen de una masa de gas depende de la temperatura y la presión a las cuales se encuentra. Por lo tanto se puede describir el comportamiento físico de los gases en función de tres variables: temperatura, T; presión, P; y volumen, V. Para un volumen dado bajo condiciones de temperatura y presión determinado, un cambio de una o más de las tres variables traerá como consecuencia un cambio de las restantes de acuerdo con leyes perfectamente establecidas llamadas Leyes de los Gases. A lo largo de esta guía se utilizaran los gases y sus propiedades en una gran variedad de reacciones químicas y para la resolución de ejercicios que involucre una masa gaseosa o mezcla de gases se necesita estar familiarizados con el sistema internacional (SI) de unidades y con el manejo de las relaciones estequiométricas. GASES: Se denomina gas, al estado de agregación de la materia que no tiene forma ni volumen propio. Su principal composición lo constituye moléculas no unidas, expandidas y con poca fuerza de atracción, lo cuál provoca que no tengan volumen y forma definida, haciendo que este se expanda para ocupar todo el volumen del recipiente que la contiene. CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES Entre las características más importantes de los gases se encuentran las siguientes: • El volumen de un gas cambia significativamente con la presión. • El volumen de un gas cambia mucho con la temperatura • Los gases tienen relativamente baja viscosidad • La mayoría de los gases tienen densidades relativamente bajas en condiciones normales. • Los gases son miscibles PROPIEDADES DE LOS GASES Las propiedades más importantes de los gases se expresan a continuación: Temperatura: es la medida de que tan frío o que tan caliente esta una sustancia con respecto a otra. Las escalas de temperatura más usadas son: Celsius, Kelvin, Fahrenheit. Figura Nº 1: Escalas de temperatura Fuente: Jesús Peña Cano (2008) Volumen: es el espacio que ocupa un sistema. Presión: se define como la fuerza que actúa sobre una unidad de área de la superficie y se puede expresar en cualquiera de varias unidas convencionales (atm. lleno de mercurio. Figura Nº 3: Barómetro de mercurio Fuente: Petrucci. México 2002 Presión barométrica: es la fuerza que ejercen los gases atmosféricos hacia la superficie por la atracción gravitacional de la tierra. Los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el volumen del gas. La presión de los gases es el resultado de los impactos de las moléculas sobre las paredes del recipiente que los contiene. Kpa. Esta presión es medida a través de un instrumento conocido como barómetro. La fuerza de los gases crea una presión de 1 atm. cerrado en un extremo. Bar. P= F A Figura Nº 2: Presión de un gas Fuente: Silberberg. torr. mmHg). Cuando el tubo está invertido algo de mercurio fluye hacia fuera formando un vacío sobre el mercurio que queda en el tubo como se muestra en la figura Nº 3 a continuación. e invertido sobre un plato que contiene más mercurio. Básicamente este instrumento es un tubo de un metro de largo. Los barómetros contienen mercurio en vez de otro líquido porque su alta densidad permite que el barómetro sea de un tamaño conveniente. España 2003 . es necesario medir la presión atmosférica separadamente en un barómetro. Fuente: Petruccí. La atmósfera empuja sobre uno de los niveles de mercurio y el gas empuja en el otro. (b) y (c) representan un esquema que consiste en un tubo curvo lleno de mercurio. Figura Nº 4: Tipos de manómetros Fuente: Silberberg. La velocidad de efusión es el número de moles (o moléculas) de gas que efusiona por unidad de tiempo.Presión manométrica: es la presión de un gas o mezcla de gases medida en un experimento a través de un manómetro. ya sea entre ellos o hacia regiones de muy baja presión. Ya que ΔH es igual a la diferencia entre las dos presiones. Figura Nº 5: Proceso de efusión de un gas. España 2003 . Efusión Y Difusión El movimiento de los gases. la diferencia de altura (ΔH) es igual a la presión del gas. México 2002. donde uno de los extremos está abierto a la atmósfera y el otro está conectado a la muestra de gas. Efusión. es el proceso por el cual un gas escapa del recipiente que lo contiene a través de un orificio diminuto hacia un espacio evacuado. En la figura Nº 4 se muestran dos tipos de manómetros: (a) muestra un manómetro de extremo cerrado donde un gas ejerce presión sobre el mercurio en el brazo conectado al matraz. tiene muchas aplicaciones importantes. por sus siglas en ingles.15K) y 1 atm (760 torr) Bajo estas condiciones.Difusión. España 2003 COMPORTAMIENTO DE LOS GASES EN CONDICIONES ESTANDAR Los químicos han seleccionado un conjunto de condiciones estándar para comprender mejor los factores que influyen en el comportamiento de los gases. STP: 0º C (273. volumen. LEYES DE LOS GASES El estado gaseoso es el único entre los estados de la materia en la que la naturaleza química del gas no afecta significativamente su comportamiento físico. el volumen de un mol de gas ideal se denomina volumen molar estándar y es igual a 22. Existen relaciones claves para relacionar estas variables: las leyes de Boyle. muy relacionado al proceso de efusión está el proceso de difusión gaseosa. temperatura y cantidad de gas. Figura Nº 6: Difusión de una partícula de gas a través de un espacio lleno de otras partículas. es decir cualquiera de ella puede determinarse midiendo las otras tres. Estas variables son interdependientes. . a este conjunto les llaman temperatura y presión estándar (STP).414 Litros. Las variables que describen el comportamiento físico de un gas son: presión. el movimiento de un gas a través de otro. Charles y Avogadro. Fuente: Petruccí. V1 = P2 . V =k (1) (el producto de la presión por el volumen es constante) Supóngase que se tiene un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión P1 al comienzo del experimento. cuando la temperatura es constante. el producto de la presión por el volumen siempre tiene el mismo valor.• LEY DE BOYLE La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente. Figura Nº 7: Relación Volumen. el volumen aumenta. entonces la presión cambiará a P2. Entonces la expresión matemática de esta ley es: P . • Si la presión disminuye.Presión Fuente: Petruccí. el volumen es inversamente proporcional a la presión: • Si la presión aumenta. y se cumplirá: P1 . De esta forma. el volumen disminuye. España 2003 Como se muestra en la figura Nº 7. si la cantidad de gas y la temperatura permanecen constantes. Si se varía el volumen del gas hasta un nuevo valor V2. V2 (2) . Temperatura Fuente: Petruccí. España 2003 . a temperatura constante. Calcúlese el volumen que ocupará a una presión de 760 mmHg. 380 mL = 320 mL 760 mmHg LEY DE CHARLES La ley de Charles establece que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes.que es otra manera de expresar la ley de Boyle Ejercicio resuelto: Un volumen de 380 mL de aire se midió a la presión de 640 mmHg. Figura Nº 8: Relación Volumen. podemos despejar de la ecuación (2) el V2. Solución Datos: V1= 380 mL P1= 640 mmHg P2= 760 mmHg V2= ? Estrategia para resolver el ejercicio: Como se tiene temperatura constante la expresión a emplear es la Ley de Boyle (2). V1 y sustituyendo los valores se tiene: P2 640 mmHg . el cociente entre el volumen y la temperatura siempre tiene el mismo valor. Entonces V2 = V2 = • P1 . despejando de esta ecuación V2 se tiene: . y se cumplirá: V1 V = 2 (4) T1 T2 que es otra manera de expresar la ley de Charles. Ejercicio resuelto: Se colectó un volumen de 473mL de oxígeno a 27º C. Si se varía el volumen de gas hasta un nuevo valor V2. ¿Que volumen ocupará dicho oxígeno a 173º C.Como se muestra en la figura Nº 8. entonces la temperatura cambiará a T2. a presión constante? Solución Datos: V1= 473mL T1= 27º C + 273 =300 K T2= 173º C + 273 = 446 K V2= ? Estrategia para resolver el ejercicio: como se tiene presión constante. Matemáticamente se puede expresar así: V =k T (3) (el cociente entre el volumen y la temperatura es constante) Supóngase que se tiene un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una temperatura T1 al comienzo del experimento. el volumen del gas aumenta. la expresión a utilizar es la ley de charles (4). el volumen disminuye. el volumen es directamente proporcional a la temperatura del gas: • Si la temperatura aumenta. • Si la temperatura del gas disminuye. 325 Kpa V2= ? Estrategia para resolver el ejercicio: por las condiciones que se tienen inicialmente se emplea la ley combinada para encontrar el V2. que los volúmenes ocupados por una masa gaseosa. V1 P . 446 K = 703 .19 mL 300 K • LEY COMBINADA (ley de Boyle. son inversamente proporcionales a la presión y directamente proporcionales a la temperatura que soportan.3 Kpa T2= 273 k P2= 1atm = 101. T2 nótese que la temperatura debe ser transformada a una escala absoluta T1 Kelvin (K).5 L T1= 298 K P1= 153. De esta forma se despeja V2 de la ecuación (5) obteniéndose: . 3 Kpa. De esta forma se obtiene: V2 = 473 mL .V2 = V1 .5 L a 298 K y 153.Charles) Esta ley establece. La ecuación matemática para esta ley es la siguiente P1 . ¿ Determinar su volumen a condiciones estándar? Solución Datos: V1= 25. V2 = 2 (5) T1 T2 Ejercicio resuelto: Una muestra de freón-12 ocupa un volumen de 25. V2 = P1 . V1 . aumentará el volumen. el volumen disminuye.10 moles de helio se adicionan al .5 L . Ejercicio resuelto: Los dirigibles se consideran medios de transporte para mercancías.3 Kpa . El volumen es directamente proporcional a la cantidad de gas: • Si aumentamos la cantidad de gas. P2 nótese que debe transformarse la P2 a Kpa para sustituir los valores en la ecuación. Se puede expresar la ley de Avogadro así: V = k (6) n (el cociente entre el volumen y la cantidad de gas es constante) Supóngase que se tiene una cierta cantidad de gas n1 que ocupa un volumen V1 al comienzo del experimento. y se cumplirá: V1 V = 2 (7) n1 n2 que es otra manera de expresar la ley de avogadro. 273 K = 35 .34 L 298 K .T2 T1 . Cuando 1.325 Kpa LEY DE AVOGADRO Esta ley. Un modelo a escala se llena hasta un volumen de 55 cm3. El resultado obtenido es: V2 = • 153 . Si se varía la cantidad de gas hasta un nuevo valor n2. Recuerde que la cantidad de gas se mide en moles. descubierta por Avogadro establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. 101 . 25 . entonces el volumen cambiará a V2. • Si disminuimos la cantidad de gas. 21 mol He . V2 V1 sustituyendo los valores en esta ecuación se obtiene: 1. aumentará la presión.10 mol V2= 55 cm3 n2= ? Estrategia para resolver el ejercicio: primero se necesita encontrar n2 . Cuantos gramos de helio deben agregarse para que este se eleve. 55 cm 3 = 2.2cm 3 Determinación de la cantidad adicional de helio: nad=n2-n1 nad= (2. Solución Datos: V1= 26. • Si disminuimos la temperatura. dado que se tienen condiciones de P y T constantes se emplea la ley de avogadro (7).21 mol gHe =1.31mol 26 .84 g He 1 mol He LEY DE GAY LUSSAC Fue enunciada por Joseph Louis Gay-Lussac a principios de 1800. Para encontrar la cantidad de helio adicionada se resta n1 y se convierte a gramos. Considere que P y T son constantes. disminuirá la presión.2 cm3. .10)mol= 1. n2 = n2 = n1 .2 cm3 n1= 1.10 mol . para encontrar este valor. • 4.dirigible el volumen es de 26. La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura: • Si aumentamos la temperatura.31-1. Establece la relación entre la temperatura y la presión de un gas cuando el volumen es constante.003 g He = 4. Ejercicio resuelto: El aire en un tanque se encontraba a una presión de 640 mmHg a 23º C. T2 sustituyendo los valores en esta ecuación se obtiene como resultado T1 . y se cumplirá: P1 P = 2 (9) T1 T2 que es otra manera de expresar la ley de Gay-Lussac.temperatura de Gay. Se expuso al sol con lo que su temperatura aumento a 48º C. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T2. en cualquier momento de este proceso. el cociente entre la presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor: P = k (8) T (el cociente entre la presión y la temperatura es constante) Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P1 y a una temperatura T1 al comienzo del experimento.Gay-Lussac descubrió que.Lussac (9) y se despeja de esta la P2 obteniendo: P2 = P1 . ¿Cuál fue la presión que se presentó entonces en el tanque? Solución Datos: P1= 640 mmHg T1= 23 ºC + 273 = 296 K T2= 48º C + 273 = 321 K P2= ? Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea la relación presión. entonces la presión cambiará a P2. T (11). K . L mol . 1.V = n. donde R es una constante de proporcionalidad conocida como constante universal de los gases ideales.0821 atm . Ley de Boyle. Ley de Charles describe el efecto de la temperatura V α T 3. Ley de Avogadro describe el efecto de la cantidad del gas V α n Se pueden combinar estos efectos individuales en una relación llamada ley de gas ideal (ecuación de gas ideal).P2 = • 640 mmHg .T (10) P Reordenando esta ecuación se obtiene P.R.05 mmHg 296 K LEY DEL GAS IDEAL Cada una de las leyes elementales de los gases describe el efecto sobre el volumen del gas de la modificación de una variable mientras se mantiene constante las otras dos. 321 K = 694 . Según el sistema de unidades que se trabaje la constante universal de los gases puede obtener varios valores: Tabla Nº 1: Valor de la constante universal de los gases ideales Valor de R en diferentes unidades R = 0. describe el efecto de la presión V α 1 P 2. es decir V α n . en la que el volumen del gas es directamente proporcional a la cantidad de gas y a la temperatura en K e inversamente proporcional a la presión. 36 torr . K P= ? Estrategia para resolver el ejercicio: antes de utilizar la ecuación de los gases ideales (11) se debe convertir los gramos de O2 a moles de O2.314 mol . R = 8. R .12 mol O2 sustituyendo estos valores en la ecuación 32 g O2 (11) y despejando la presión de la misma. L mol .8 L 1.0821 atm .T P= = V atm .8 g O2 .8g T = 46º C +273 = 319K R = 0. De esta forma se tiene: n O2 = 35 . 0. K Fuente: Silberberg.0821 APLICACIONES DE LA ECUACIÓN DE LOS GASES IDEALES La ley de los gases ideales puede reestructurarse de maneras adicionales para determinar otras propiedades de los gases. 1 mol O2 = 1. K J R = 8. se obtiene: n . K = 2.314 Ejercicio resuelto: Una botella de gases de 12.8 L contiene 35. 319 K mol .8 g de O 2 A 46º C.12 mol . L . L mol . ¿Cuál es la presión de este gas expresada en atmósfera? Solución Datos: V= 12. Entre las aplicaciones que se le da se encuentran: la determinación de las masas molares y la densidad de los gases.29 atm 12 . K Kpa . . dm 3 mol .8 L g O2= 35. México 2002. Densidad de un gas.R = 62 . М. R. Esto nos lleva a: d = m n. A continuación se expresa la masa del gas como el producto del número de moles del gas por su masa molar: m= n. 393 K mol . se puede determinar la masa molar de un gas desconocido. P . V = n . V (13) .35 g / mol . 1.39 g / L atm . R .M V V V Utilizando la ecuación de los gases ideales. De esta forma resulta: M CFCl3 = 137.Para determinar la densidad de un gas se comienza con la ecuación de densidad d= m/V. T n= P .35 g/mol d = 137 .T (12) Ejercicio resuelto: ¿Cual es la densidad del freón-11 (CFCl3) a 120º C y 1. T obteniendo d = Μ.0821 . L 0. K Masa molar de un gas. A través de otros rearreglos simples a la ley de gas ideal. P R .5 atm? Solución Datos: T= 120º C +273= 393K P= 1.5 atm = 6.V m = R .M n = = .T M m .5 atm d= ? Estrategias para resolver el ejercicio: primero se debe calcular la masa molar del freón – 11 para sustituir los valores en la ecuación (12).T Por lo tanto se despeja la masa molar M = P . se puede sustituir n/V por su equivalente P/R . 88 atm. R . En una mezcla de gases no reactivos. 0. la presión total es la suma de las presiones parciales de los gases individuales Ptotal= PA + PB + PC (15) . L .71g/L T= 36º C = 309K P= 2.71g/L a 36º C y 2. 309 K mol . ¿Calcule la masa molar del gas? Solución Datos: d= 7.0821 M = • LEY DE DALTON (de las presiones parciales) Cuando existe una mezcla de gases se denomina “presión parcial” de un gas a la presión ejercida por las moléculas de ese gas como si él solo ocupara todo el volumen. K = 67 .71 g / L .88 atm 7.88 atm M=? Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea la ecuación (14) para resolver el ejercicio sustituyendo los valores adecuados en la misma.En función de la densidad se obtiene M = d .T (14) P Ejercicio resuelto: Un químico ha sintetizado un compuesto gaseoso amarillo verdoso de cloro y oxígeno y encuentra que su densidad es 7. y se obtiene: atm .91 g / mol 2. que es la fracción molar (X) de este componente. la presión parcial del gas A es la presión total multiplicada por la fracción molar de A. nT= moles totales presentes en la mezcla de gases. . . la presión parcial de los gases A. y 1. La suma de las fracciones molares de todos los componentes en una mezcla debe ser igual a uno.66 g de metano (CH4).T V PC = nC .T V Cada componente en una mezcla contribuye con una fracción del número total de moles en la mezcla. XA (18) Ejercicio resuelto: Una muestra gaseosa contiene 5. . B y C se expresan con las siguientes ecuaciones: PA = n A. PA= PTOTAL . La fracción molar de un componente A se expresa con la siguiente ecuación: XA = nA (16) nt Donde: nA= moles presentes del gas A. Calcule: . España 2003 Por lo tanto.R.Figura Nº 9: Ley de Daltón Fuente: Petruccí. De esta forma: Σ X = XA + XB + XC = 1 (17) Ya que la presión total se debe al número total de moles.23 g de cloroformo (CHCl3).T V PB = n B . XA.R.R. L .35 g CHCl = 0.3 0.23 g g CH4= 1. Solución Datos: g CHCl3= 5.618 K mol .0821 = Cálculo de las fracciones molares empleando el número de moles dados: X CHCl 3 = nCHCl 3 ntotal = 0.044 + 0.618 K mol .148 mol Ptotal PCHCl n . R . nCHCl 3 = 5. Que presión es ejercida por la mezcla dentro de una bombona metálica de 50mL a 345º C. K = 44 . Cual es la fracción molar de cada gas en la mezcla a estas condiciones. se puede resolver empleando el número de moles dados en el problema y alternativamente se puede utilizar las presiones parciales y la presión total.T = = V 3 = nCHCl 3 .05 L 0.18 atm 0.044 mol CHCl 3 3 1 mol CH 4 = 0. L .0821 atm .148 mol .104 mol CH 4 16 g CH 4 ntotal= (0. se deben convertir a moles. R .044 mol = 0.66 g V= 50 mL = 0. 1 mol CHCl 3 119 .05 L T= 345º C = 618 K Ptotal= ? P CHCl = ? 3 X CHCl = ? 3 X CH = ? 4 Estrategia para resolver el ejercicio: se tienen los gramos de cada gas en la mezcla.a. b.148 mol . Se usa entonces la ecuación de los gases ideales (11) para calcular la presión total a partir del número total de moles.23 g CHCl 3 . Para el cálculo de las fracciones parciales. 0.66 g CH 4 . La presión ejercida por CHCl3 se puede calcular sustituyendo el número de moles de este gas en (11) individualmente. 0. K =150 . ¿Con que presión contribuye el CHCl3.64 atm 0. nCH 4 = 1. O 44 mol .05 L O.104) mol = 0.T V atm . 0.148 mol Cálculo de las fracciones molares empleando las presiones parciales de los gases: X CHCl 3 = PCHCl 3 Ptotal = 44.05 L O. llamada presión de vapor. CaC2 (Carburo de calcio) Figura Nº 10: Gas recolectado sobre agua Fuente: Petruccí . K =105 . que depende únicamente de la temperatura del agua.104 mol .7 0.53atm = 0.18 atm Se debe calcular la presión parcial del CH4 para calcular su fracción molar: PCH 4 = X CH 4 = nCH 4 .64 atm = 0.53 atm 0. El producto gaseoso burbujea en el agua y se colecta en un recipiente invertido.618 K mol .0821 = 105 .3 + 0. España 2003 C2H2 + vapor de agua .7 = 1 RECOLECCIÓN DE UN GAS SOBRE AGUA La ley de las presiones parciales se usa frecuentemente para determinar la producción de un gas insoluble en agua que se forma en una reacción.X CHCl 3 = nCH 4 = ntotal 0. como se muestra en la figura Nº 8. T V PCH 4 Ptotal = atm . R .18 atm adimensional. El vapor de agua que se mezcla con el gas contribuye en parte a la presión total.104 mol = 0. Entonces se cumple Σ X = XCHCl3 + X CH4 = 0.7 nótese que la fracción molar es una cantidad 150 . L .3 150 . empleando la ecuación de dalton (15). K Para encontrar los gramos obtenidos de C2H2 se emplea la masa molar de este gas.943 atm .0821 . De esta forma se obtiene: Ptotal = PC2 H 2 + PH 2O PC2 H 2 (torr ) = Ptotal − PH 2O = (738 − 21)torr = 717 torr PC2 H 2 (atm ) = 717 torr .V = R . un gas combustible muy importante en soldaduras se produce en el laboratorio cuando el carburo de calcio (CaC2) reacciona con agua: CaC2 (s) + 2 H2O (l) C2H2 (g) + Ca(OH)2 (ac) Para una muestra de acetileno colectada en agua la presión total del gas (ajustada a la presión barométrica) es 738 torr y el volumen es 523 mL. 0.0203 mol atm . De igual forma se deben convertir unidades de presión a atmósfera para sustituir en la ecuación (11). A la temperatura del gas 23ºC la presión de vapor del agua es 21 torr. L 0.523 L = 0. 1 atm = 0. .523 L TC2 H 2 = 23 º C + 273 = 296 K PH 2O = 21 torr g C2 H 2 = ? Estrategia para resolver el ejercicio: se necesita calcular la masa de C2H2 para encontrar nC2 H 2 a partir de la ecuación de los gases ideales (11) si se calcula la P C2 H 2 .T 0.Ejercicio resuelto: El gas acetileno (C2H2). 296 K mol .943 atm 760 torr De la ecuación de los gases ideales se tiene: nC 2 H 2 = P . ¿Cuántos gramos de acetileno se recolectaron? Solución Datos: Ptotal = 738 torr V= 523 mL = 0. seguidamente a través de la ecuación balanceada calculamos los moles de hidrógeno por la relación estequiométrica que proporciona esta reacción. y convertir estas cantidades a masa. ¿Qué volumen de H2 a 765 torr y 225º C se necesitan para formar 35. número de moléculas o volumen de solución.0203 mol C 2 H 2 . De esta manera. 26 . Utilizando los moles de H2 se emplea la ecuación de los gases ideales (11). en la ecuación balanceada se emplea las proporciones molares estequiométricamente equivalentes para calcular las cantidades (moles) de reactivos y productos.5g VH 2 = ? Estrategia para resolver el ejercicio: primero se debe calcular nCu empleando la masa molar del Cu.g C2 H 2 = 0. T) Ejercicio resuelto: Un método a escala de laboratorio para reducir el óxido de un metal es calentarlo con H2. 1 atm =1. los productos son el metal puro y H2O. para obtener el volumen de H2.529 g C 2 H 2 1 mol C 2 H 2 ESTEQUIOMETRIA DE GASES Muchas reacciones involucran gases como reactivos o como productos. la ley del gas ideal permite combinar problemas de estequiometría con aquellos que implican comportamiento de gases (P.01 atm 760 torr TH 2 = 225 º C + 273 = 498 K g Cu = 35. del oxido de cobre (II)? CuO ( s ) + H 2 ( g ) →Cu ( s ) + H 2 O ( g ) Solución Datos: PH 2 = 765 torr .04 g C 2 H 2 = 0.5 g de Cu. Cualquier reacción que involucre gases puede expresar la cantidad de reactivos o productos gaseosos en términos de las variables del gas. Calculo de los moles de H2 . V. 55 g Cu 1 mol Cu Empleando la ecuación (11) se despeja el volumen.n H 2 = 35 . Velocidad A = Velocidad B ΜB (19) ΜA Las velocidades de difusión también se analizan por la ley de Graham descrita anteriormente.T = P • 0. R . V = n . que la velocidad de efusión de dos gases diferentes medidos a la misma temperatura es inversamente proporcional a las raíces cuadradas de sus masas molares. 1 mol H 2 1 mol Cu . Ejercicio resuelto: Dos globos del mismo tamaño y material se llenan respectivamente con hidrógeno y oxígeno a la misma temperatura y presión. K 1.559 mol H 2 .5 g Cu . ¿Calcúlese la velocidad con la que escapa el hidrógeno? Solución Datos: MO2= 32 g/mol MH2 =2 g/mol vO2 = 65 mL / h Estrategia para resolver el ejercicio: se emplea las masas molares del oxígeno y el hidrógeno para sustituir los valores en la ecuación (19) despejando la velocidad del hidrógeno. = 0.559 mol H 2 63 . Si el oxígeno escapa a la rapidez de 65 mL/h. L . 498 K mol . 0.01 atm = 22 .0821 atm .6 L LEY DE GRAHAM La ley de Graham indica. . La presión que se ejerce sobre 25 litros de un gas aumenta desde 15atm a 85atm.Una masa de gas ocupa 600cm3 a 25ºC. Resp: 539. 32 g / mol . ¿Cuál será el volumen de dicha masa de gas -5ºC?. si la presión se mantiene constante. Resp: 4... 1. 2. Velocidad O2 = MH 2 realizando el despeje se obtiene.6cm3 . 65mL / h = 260 mL / h 2 g / mol EJERCICIOS PROPUESTOS Leyes de los gases.Velocidad H 2 = Velocidad O2 MO 2 MH 2 Velocidad H 2 = MO 2 . Calcular el nuevo volumen si la temperatura permanece constante.14L. Un globo de Helio que se encuentra a ras del suelo tiene un volumen de 4.26L 5. a) Utilice la ley de Boyle para calcular el volumen que el gas ocupara a 23ºC si la presión aumenta a 1.46mmHg 6.23L 4. mientras su temperatura se mantiene constante. la temperatura final es de 27ºC. Resp: 15. .988 atm y 28 ºC . ¿Cual será el Volumen ocupado para dicha masa de gas a 65ºC y 815mmHg?.88atm...3 atm a 46 ºC ¿Cuál es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte de su valor inicial a la misma temperatura? Resp: 53 atm 8. b) A que temperatura en grados centígrados el gas ocupara un volumen de 1435 ft3 si la presión se mantiene constante.Una muestra de gas amoniaco ejerce una presión de 5.5L a 25ºC y 1atm.Una cantidad fija de gas a 23ºC exhibe una presión de 748torr y ocupa un volumen de 10. ¿Cuál es el volumen del globo a esa altura?.3L. ¿Cuál es la presión del aire en el segundo tanque?.3.36L b) Utilice la ley de Charles para calcular el volumen que ocupará el gas si la temperatura aumenta a 165ºC si la presión permanece constante..Una muestra de gas ocupa un volumen de 1248 ft3 a 0.1000 litros de aire medidos a la presión de 750mmHg y a la temperatura de 18ºC se llevan a un tanque de 725 litros de capacidad.Cierta masa de gas ocupa 200L a 95ºC y 782mmHg.5L 7. Resp: 1066..Calcule: a) la presión del gas si su volumen se reduce a 978 ft3. Resp: 176. luego el globo se deja elevar hasta una altura de 30Km sobre el suelo encontrándose que tiene una temperatura de 5C y presión de 580mmHg.. Resp: 5.. Resp: 5. 0 L de gas ideal encerado en un recipiente flexible se disminuye a un tercio de su presión original y su temperatura absoluta disminuye a la mitad.2 atm y 25ºC se eleva en la atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra).Resp: a) P=1.50L a 1. sin que cambie la temperatura? Resp: V= 1.86 atm. .Un globo lleno de gas con un volumen de 2.78 L cuando se mide a 20...00 atm.24 ºC 11.Una muestra de oxígeno gaseoso ocupa un volumen de 387 mL a 15. Calcule el volumen final del globo. ¿A qué temperatura (en ºC) deberá estar la muestra de gas para que su volumen cambie a 439 mL a la misma presión? Resp: T=17.00 x10-3 atm.26 atm b) T= 32.0 L 13.. ¿Cuál es el volumen final del gas? Resp: V= 9. donde la temperatura y la presión son –23ºC y 3. ¿Cuál será el volumen si la presión es elevada a 1.Un gas liberado durante la fermentación de glucosa (elaboración del vino) tiene un volumen de 0.1ºC y 1..83 L 10.6 L cuando se le mide a una presión de 0.El volumen de una muestra de nitrógeno gaseoso es 4.¿cuáles son las condiciones experimentales a las que nos referimos al decir “en condiciones normales de presión y temperatura (TPN)”? Gas ideal.19 ºC 9..2ºC de temperatura.93 L 12.42 L 14. respectivamente. Resp : V= 838.5ºC y a 1.74 atm.00 atm de presión? Resp: V=1.La presión de 6.. ¿Cuál era el volumen de este gas a la temperatura de 36. El tanque de un buzo contiene 0. calcular la masa de H2 presente. a) Calcular la presión del gas dentro del tanque a 9ºC..65x104Kg de H2. si 88.El Hindenbourg fue un dirigible famoso llenado de hidrógeno que exploto en1937.95atm..52 x 10~2 mol ocupa 413 mL a 88°C.96 atm d) 0. ¿Cuántos moles de gas hay? Resp: 1..1 atm ocupa un volumen de 30 L. 19. Si el Hindenbourg contenía 2. en el que se ha hecho vacío.6 L y se lleva la temperatura a 30ºC. Resp: P= 6. Resp: a) 91. en litros.. a 20 ºC y 1.320 mol 18. Se coloca una muestra de 0.1 L b) 32. c) la presión.. Aplicaciones de la ecuación de gas ideal 20.15..El hielo seco es dióxido de carbono sólido.3L. en moles. si 2.¿Qué presión ejercerán 2 moles de gas a 300 ºC. b)2.29Kg de O2 comprimido en un volumen de 2.Un gas. Calcule la presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se ha convertido en dióxido de carbono gaseoso. donde no hay ni aire) cuyo volumen es de 4.14*10-3 atm . si ocupan un volumen de 50L? Resp: 1. d) la cantidad de gas.Calcule cada una de las cantidades siguientes para un gas ideal: a) el volumen del gas. Resp: a) 42.0x105 m3 de hidrógeno gaseoso a 23ºC y 1atm.79 X 10 -2 mol ocupan 135 mL a 720 torr. Resp: 1.88 atm 17.84 kPa..5 K c) 3.4 L a 54º C tiene una presión de 9.05g de hielo seco en un recipiente vacío (esto es. en atmósferas.374 moles 16. si 5. b) Que volumen ocupara este oxigeno a 26ºC y 0.22atm. b) la temperatura absoluta del gas a la que 4.46 mol tienen una presión de 1.34x102L.28 atm a una temperatura de -6°C. Resp: 2. CaH2 reacciona con agua para formar hidrógeno gaseoso: CaH2(s) + 2H20(l) → Ca(OH)2(ac) + 2H2(g) Esta reacción a veces se utiliza para inflar balsas.El sulfato de amonio.El hidruro de calcio..1 torr ocupan 2.¿Cuántos . Resp: a) 2. como mínimo.Un recipiente de 2.2ºC y 756. Calcule a) la densidad del gas en g/L.602g de gas ocupa 448 mL en TPN.. se puede preparar por la reacción de amoniaco con ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4 (ac) (NH4)2SO4 (ac) Calcule el volumen de NH3(g) necesario a 42°C y 15. salvavidas.21 g de óxido de hierro (III)? Resp: 38.. ¿Cuál es la masa molar del gas? 23. para reducir 34.26 g medidos a 23.36 L? Resp : 48.36 g/mol 22. un fertilizante importante..3 mmHg y 723K) se requieren.Un método común para preparar hierro puro en pequeñas cantidades consiste en tratar óxido de hierro (III) con hidrógeno gaseoso: Fe2O3 (s) + 3 H2 (g) −> 2 Fe(s) + 3 H2O (g) ¿Cuántos litros de hidrógeno gaseoso (medidos a 754.¿Cuál es la masa molar de un gas si 4.94*103 L NH3 26.21 g/L b) 54.21. cuando se requiere un mecanismo sencillo y compacto para generar H2..0 atm y 27ºC..32 L 25.02 g/ mol Estequiometría de los gases 24. b) la masa molar del gas.6 atm para reaccionar con 87 kg de H2SO4.65 g de un gas a 1. y globos meteorológicos.Una muestra de 0.1 L de capacidad contiene 4. 57atm.5 L de H2 gaseoso si la presión del H2 es de 814 torr a 32°C? Resp: 58.36atm..841 moles de cloro está encerrada en un recipiente de 789 mL de capacidad. a) ¿Cuál es la presión parcial de cada gas de la mezcla? b) ¿Cuál es la presión total en mmHg? c) ¿Cuál es la presión total? Resp: a) PH2= 20.¿cuáles son las condiciones experimentales a las que nos referimos al decir “en condiciones normales de presión y temperatura (TPN)”? Ley de Dalton de las presiones parciales 28. se transfiere mismo recipiente de 10.22 atm c) Pt = 39611.Una mezcla contiene 3.90 atm b) PCl2= 31.103mol de argón.2ºC.34atm. . Cierta cantidad de O2 gaseoso que originalmente se tenía en un recipiente de 5. PC4H10= 0. b) Calcule la presión total de la mezcla.. b) Calcular la presión total de la mezcla.729atm. Calcule la presión total nuevo recipiente. CH4.75 atm y 26°C.70 atm 30. a) calcular la presión parcial de cada gas.834atm. b) PT= 3. Resp: a) PHe= 1.Una mezcla gaseosa de 0. a) Calcule la presión parcial de cada uno de los gases de la mezcla. están encerrados en un matraz de 2L a una temperatura de 64ºC.315mol de neón y 0.5g de cada uno de estos gases.Una mezcla que contiene 0. b) PT= 5.88atm PNe= 1.00 L. 31..0 L.0 L a 20°C.1atm PAr= 0. a 4.015atm PC2H4= 1.. C4H10. se transfiere a un recipiente de 10. Resp: a) PCH4= 3. y a 84.80 atm de presión y 26 ºC.00 L.07 g CaH2 27. esta confinada en un recipiente de 7 litros a 25ºC.538mol de helio. Resp: 2. C2H4.2 mmHg 29.gramos de CaH2 se necesitan para generar 64. a 3.563 moles de hidrógeno y 0. 0.Cierta cantidad de N2 gaseoso que originalmente se tenia en un recipiente de 1. 8va edición. Química General. España.. España. Editorial CECSA. Química: la naturaleza molecular del cambio y la materia. 16ta edición..86 atm BIBLIOGRAFÍA • Frey P. • Petrucci R. Editorial Pearson Educación. Volumen 4L Presión 1520 torr Temperatura 25 º C 6L 3040 torr 25 º C 33. • López. Madrid. (2003). Problemas de química y como resolverlos.32. México. J. Problemas de química.. (2002). Harwood W. Calcule: a) la presión parcial del nitrógeno b) la presión parcial del oxigeno c) La presión total en el recipiente después de mezclarse los gases (exprese la presión en unidades atm). (2000). M. Editorial Pearson Educación. • Silberberg.Considere el sistema siguiente cuando se abre la llave de paso entre los dos recipientes y se permite que se mezclen los dos gases. México. . Madrid. Editorial Mc Graw Hill.Calcule la presión total ejercida por una mezcla de 2 g de H2 y 8 g de N2 a 0 ºC en un recipiente de 10 L Resp: Pt = 2. (1998). com/trabajos/leydeboyle/leydeboyle. (1998). 5ta edición. España. Disponible en: http://www.org. Larry M.org/wiki/Gases. Consultado en: Mayo 2008. Consultado en: Mayo 2008 . Editorial Mc Graw Hill.monografias.shtml. Química General.educaplus. • Peña. Disponible en: http://es. Leyes de los gases. Disponible en: http://www. Davis R. Madrid. • Gases. Consultado en: Mayo 2008 • Ley de Boyle.• Whitten K.. J.wikipedia.