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1. SECRETARIA DE EDUCACION MUNICIPAL
ESCUELA NORMAL SUPERIOR “LEONOR ÁLVAREZ PINZÓN”- TUNJA -
TITULO : ESTUDIO DEL ESTADO GASEOSO
OBJETIVOS :
- Determinar las propiedades para describir los gases y aclarar algunos conceptos para explicar el comportamiento de los gases.
- Determinar matemáticamente las leyes que rigen el comportamiento gaseoso y utilizarlas en la determinación del estado de un gas cuando
se modifican sus condiciones.
- Obtener la Ecuación de Estado y otras que se derivan de ella
CONTENIDO :
De los tres estados de la materia, el Estado Gaseoso es el más fácil de explicar.
El hielo (agua sólida) por calentamiento se transforma en Agua Líquida y ésta con más calor, se transforma en agua gaseosa (vapor de agua).
Un cubo de hielo de 1Cm. De arista (1Cm3
) que pesa casi 1 Gr. produce más de 1 litro de vapor de agua, es decir, aumenta unas 1000 veces
más el volumen de lo que ocupaba el mismo Cm3
de agua sólida, luego este aumento de volumen se deberá a la separación de las moléculas
que se mantenían unidas rígidamente gracias a fuerzas ordenadoras en el sólido y la desaparición de dichas fuerzas en el agua gaseosa,
permitiendo el desorden ; y es que la palabra GAS procede del griego “CAOS”, que significa eso : desorden, desorganización, anarquía...El
volumen ocupado por una determinada cantidad de gas depende de la presión, la temperatura y del número de moléculas, así que para
describir un gas se hace necesario tener en cuente estos factores :
VOLUMEN : Los gases debido al gran movimiento y distancia que existe entre molécula y molécula, pueden ocupar uniforme y totalmente
todos los espacios imaginables, o ya porque se expanden o ya porque se comprimen, de tal manera que el volumen del gas se considera como
el espacio que tenga el recipiente en el que se encuentre, por lo que los gases no tendrán ni volumen, ni forma definida.
Las unidades más usadas en la medición del volumen de un gas son :
1 Litro = 1000 ml = 1000Cm3
Al calentar un gas, su volumen aumenta considerablemente porque la velocidad, el número y fuerza de los choques de sus moléculas contra
las paredes del recipiente que lo encierran, es decir, su Presión Aumenta.
PRESION : Se define como la fuerza ejercida sobre una determinada superficie o área. La presión de un gas es la fuerza que sus moléculas
ejerce sobre las paredes del recipiente que lo contiene, dividido por el área superficial del mismo. Matemáticamente : Presión = F/A
La presión, entonces se pude expresar como unidad derivada de la Fuerza del Area, así :
Presión = dinas / Cm2
ó Newtons / m2
ó Libra-Fuerza / Pulgada2
El aire es el gas que constituye la atmósfera y este ejerce presión sobre todos los cuerpos existentes en la superficie terrestre, denominándose
por tanto, PRESIÓN ATMOSFÉRICA. Su medida se realiza mediante el Barómetro (instrumento inventado por Evangelista Torricelli) y la
unidad para expresar dicha presión es la Atmósfera (At.) :
1 At. = 76Cm Hg = 760 mm Hg = 760 Torr.
EJERCICIO # 1 : Consulte la experiencia realizada por Torricelli.
TEMPERATURA : Es la medida de la energía cinética promedio de las moléculas que forman un cuerpo, sin tener en cuenta su masa ; es la
medida de la capacidad que tiene un cuerpo o sistema para dar o recibir calor ; es decir, la temperatura es la cantidad de energía térmica
(Calor o frío) que tiene un cuerpo y que está en capacidad de transferir (Recibir o ceder) a otro, según este otro cuerpo est é frío o caliente,
respectivamente. En sí, la temperatura indica o determina hacia dónde se realiza la transferencia o flujo de calor.
Para medir la temperatura se utilizan los termómetros, que son instrumentos que se basan en la propiedad que tienen los cuerpos de variar su
calor, su resistencia eléctrica o su volumen, ya sea dilatándose (Expandiéndose) o contrayéndose cuando detectan cambio de calor en un
cuerpo.
De este modo, se han obtenido diferentes termómetros y por consiguiente diferentes escalas de Temperatura, estas escalas termométricas
tienen sus equivalencias entre unas y otras, ya que para calibrarlas se escogen dos puntos arbitrarios fijos que sirven como referencia y a los
cuales los fenómenos ocurran siempre a la misma temperatura cada uno ; éstos son el Punto de Ebullición (Pe°) y el Punto de fusión (Pf °) o
de Congelación del Agua a l At. de presión.
De acuerdo al número de divisiones en que se haya repartido o dividido la distancia existente entre los dos puntos de referencia, se obtiene el
tamaño de cada grado. Las características de las escalas más utilizadas y sus equivalencias en grados Centígrados o Celsius (°C), se resumen
en el siguiente diagrama
CENTIGRADO ó FARENHEIT RANKINE KELVIN REAUMUR
( Co
) CELCIUS (F°) (Rk°) (K°) (R°)
100 212 672 373 80 Punto de Ebullición del agua
(Pe°)
=100 ÷ =180 ÷ =180 ÷ =100 ÷ =80÷
0 32 492 273 0 Punto de Fusión del agua (Pfo
)
Entre algunas expresiones matemáticas para el cálculo de temperaturas en diferentes escalas, están :
°F = 9/5°C + 32 C° = 5/9 (°F -32) °K = °C + 273 °C = °K – 273 °Rk = 9/5 ( K° – 273) + 490 °F = °Rk - 458
°R = 4/5°C C° = 5/4°R °C = 5/9 (°Rk - 490) °Rk = 9/5°C + 490 K° = 5/9 (°Rk – 490) + 273 °F = 9/4 °R +32
EJERCICIO # 2 : Dé la equivalencia en °F, °Rk, °K, y °R de 37°C. (Temperatura normal del Cuerpo Humano)

2. -La temperatura promedio de Guateque es de 64,5 °F. A qué equivale esta temperatura en °C, °Rk, °K, °R ?
TEORIA CINETICA DE LOS GASES - PROPIEDADES DE LOS GASES
La teoría cinética molecular (T.C.M.) ayuda a explicar las propiedades de la materia en términos de la fuerza existente entre las partículas
que la forman y de la energía que ellas poseen, además , esta teoría explica el efecto que el Calor y la Presión ejercen sobre las sustancias,
sean éstas sólidas, líquidas o gaseosas. De acuerdo a ello la T.C.M. propone las siguientes suposiciones o Postulados aplicables
especialmente para el Estado gaseoso :
1. Toda la materia y por ende los gases, están compuestos por partículas pequeñísimas, ya sean átomos, iónes o moléculas. Las
propiedades químicas de éstas partículas dependen de su composición interna, mientras que las propiedades físicas dependen de las
fuerzas que entre ellas se ejerce y de la distancia que las separe.
2. Las moléculas están en continuo movimiento a grandes velocidades, por lo tanto poseen Alta energía Cinética (Ec = 1/2 m.V2
), el
movimiento lo hacen describiendo trayectorias rectas en todas las direcciones y en desorden, al azar(“caos molecular”) originando
choques entre si y contra las paredes del recipiente en que se encuentran. Estos choques o colisiones se consideran perfectamente
“Elásticos”, por lo que en ningún momento hay pérdida en la Ec. (La presión de un gas se debe a los choques de sus moléculas contra las
paredes del recipiente, y esta presión no decae con el paso del tiempo, precisamente porque se considera la elasticidad de los choques en
donde no hay pérdida de Energía.
3. Las moléculas de un gas están ampliamente separadas unas de otras, por lo que el volumen (Tamaño) de las moléculas resulta
insignificante y despreciable frente al gran volumen (Espacio) del recipiente dentro del cual se mueven (esto, siempre y cuando el gas
no se encuentre sometido a altas presiones y/o bajísimas temperaturas).
Al calentar un gas, su volumen aumenta considerablemente porque la velocidad de sus moléculas aumenta, así como el número y la fuerza de
los choques contra las paredes del recipiente que lo encierra, es decir, aumenta su presión ; por eso los recipientes para transportar gases están
hechos con materiales muy resistentes.
Gases que cumplen exactamente con las anteriores suposiciones, en realidad NO existen ; por eso se considera que de cumplirse éstas, serían
propiedades ideales ya que en realidad es que las moléculas de los gases tienen masa, por tanto, deben tener volumen y no tan insignificante,
así mismo debe existir aunque sea en forma mínima, alguna fuerza de atracción o repulsión entre ellas, disminuyendo la energía cinética y por
consiguiente la fuerza de los choques contra las paredes del recipiente. De ahí que se hable de “GASES IDEALES o PERFECTOS “,
propiedades que si tienen los gases REALES quienes a determinadas condiciones, por ejemplo, a temperaturas altas y presiones muy bajas,
pueden comportarse como ideales, razón por la cual estudiaremos ahora las leyes que rigen este comportamiento :
EJERCICIO # 3 : Consulte las propiedades físicas de los gases y relaciónelas a los postulados de la T.C.M. (Volumen, forma, densidad,
difusión, compresibilidad, expansibilidad, organización de sus moléculas, fuerzas de atracción, etc.).
LEYES QUE RIGEN EL COMPORTAMIENTO DE LOS GASES.
Con base a las propiedades de los gases, se pueden estudiar algunas de las leyes que rigen su comportamiento así :
1. .LEY DE BOYLE :” A temperatura constante, el volumen ocupado por una masa gaseosa es inversamente proporcional a la Presión”
a T° = Kt. V  1 / P
P1 P2 (No olvide que para transformar una proporcionalidad en una igualdad, el signo, ha de
cambiarse por in igual (=) y una constante (K).
V = Kt .1 / P
Como el mismo gas puede tener dos estados de presión y de Volumen diferentes (vea fig)
esto se puede expresar así :
v1 v2 Edo. Inicial ( 1) Edo. Final (2)
V1 = Kt .1/ P1 V2= Kt. 1/ P2
Despejando Kt, tendremos :
Kt = V1 x P1 Kt= V2 x P2:
Como Kt es igual en ambas ecuaciones, entonces las podemos igualar así :
( 1 ) ( 2 ) Expresion matemática de la Boyle V1 x P1 = V2 x P2
2. LEY DE LEY DE CHARLES : “A presión constante, el volumen ocupado por una masas de gases es directamente proporcional a la
temperatura”
a P = Kt. V°T° quitando el signo de proporcionalidad, queda: V = Kp x T°
Del mismo modo que la ley de Boyle, un mismo gas puede tener (Ocupar) dos estados de
v1 temperatura y de Volumen diferentes (Vea fig.) a Presión constante. Entonces :
T1 Edo. Inicial (1) Edo. Final (2)
V1 = Kp x T1 V2 = Kp x T2
( 1 ) Despejando Kp, tendremos :
v2 Kp = V1 / T1 Kp = V2 / T2
 T2
( 2 )
Como Kp es igual en ambas ecuaciones, entonces las podemos igualar así :
Expresión matemática de la ley de Charles v1 / T1 = V2 / T2 ó V1 x T2 = V2 x T1
3. LEY COMBINADA DE LOS GASES : teniendo en cuenta la ley Boyle y de Charles, en donde se relaciona el volumen con la presión
y la temperatura (Dos variables y una constante), se puede establecer una relación entre éstas, así :

3. Según Boyle a T° = Kt : V1 x P1 = V2 x P2
así que V1 x P1 / T1 = V2 x P2 / T2
Según Charles a P = Kt : V1 / T1 = V2 / T2
4. LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES : En las leyes anteriores, se han tratado los gases tomándolos de una forma
independiente o como si el gas se encontrara solo, pero debido a la DIFUSIÓN, cuando dos o más gases se ponen en contacto se
entremezclan, difundiéndose uniforme y completamente en el mismo recipiente, ejerciendo sobre las paredes de este una presión total que es
igual a la suma de las presiones parciales que cada gas tenía en el respectivo recipiente antes de mezclarse.
Según Dalton, “La presión total ejercida por una mezcla de gases, es igual a la suma de las presiones parciales de cada gas”, donde la Presión
Parcial (Pp) corresponde a la presión que ejercería cada gas como si estuviera solo a las mismas condiciones de la mezcla. Esto se
expresa así : PT = P1 + P2 + P3 .......+ Pn
GAS 1 + GAS 2 MEZCLA
P1 P2 P1 + P 2
5. PRINCIPIO DE AVOGADRO : Este principio establece que “A las mismas condiciones de presión y temperatura, iguales volúmenes
de todos los gases contienen el mismo número de moléculas”. (El volumen de un gas es directamente proporcional a la masa del gas
expresada en moles”), es decir, V  n
(n = número de moles = masa del gas ( grs) / Peso mol del gas) V = K x n
El volumen ocupado por una mol de un gas (6.02x10 23 moléculas), se denomina Volumen molar y es igual a 22.4 Lts. Para cualquier gas
siempre y cuando se halle en Condiciones Normales (C .N.) esto es a 273°k y 1 at. de presión, no importando cual sea el peso del mol para
ese gas.
Por otra parte, una mol de un gas siempre contiene el número de Avogadro de moléculas : 6,02x 1023, así, por ejemplo
1 mol de H2 (2 grs. de Hidrógeno) contienen 6.02 x1023 moles de H2. Ocupan un VOLUMEN DE 22,4 LITROS
1 mol de O2 (32 grs. de Oxígeno) contienen 6.02 x 1023 moles de O2 siempre y cuando se encuentren en C.N.
1 mol de H2O (18 grs. de agua) contienen 6.02 x 1023 moles de H2O (273o
K y 1 At. De Presión)
1 mol de CO2 (44 grs. de gas carbónico) contienen 6.02 x 1023 moles de CO2
1 mol de GAS (X grs. de un gas cualquiera) contienen 6.02 x 1023 moles de gas
6. ECUACION DE ESTADO O LEY DE LOS GASES IDEALES : Esta ecuación relaciona las leyes de BOYLE y CHARLES con el
principio de AVOGADRO, de tal forma que quedan así mismo relacionados la Temperatura, la Presión, el Volumen y el número de
moles (n). La deducción de la ecuación es la siguiente :
Ley de BOYLE : V  1 / p
ley de CHARLES : V  T°
Principio de AVOGADRO : V  n
Como todas relacionan el volumen, lo anterior se puede expresar de la siguiente forma :
V  [ 1 / p x T° x n ]
Para transformar esta proporcionalidad en igualdad, se introduce una constante de proporcionalidad, en este caso R, quedando :
V = R[ 1/p . T° . n ]
ó lo que es lo mismo : V = R.T°.n / p o sea P.V = n . R . T°
Ecuación de Estado o Ley de los Gases Ideales
La Constante R, se denomina “Constante de los gases ideales” y tiene un valor de :
R = P . V / n . T° = 1 at. . 22.4 Lts / 1 mol. X 273 °K = 0.082 Ats. Lts / mol.. °K
Además con la ecuación de Estado se puede establecer el PESO MOLECULAR (M) del gas o la DENSIDAD () de éste, ya que :
Número de moles : n = Masa del gas en grs. (W) / Peso molecular del gas (M) n = W / M
Reemplazando n en la ecuación de estado queda : P . V = n . R . T° donde P . V . M = W . R . T°
Así que PESO MOLECULAR : M = W . R . T° pero W / V =  peso / Volumen = Densidad ]
V . P
Entonces : Peso Molecular M =  .R. T° / P Ecuación de Estado para determinar el PESO MOLECULAR (M)
Así mismo : Densidad del Gas  M. P / R .T ° de un gas sabiendo su DENSIDAD ó viceversa
Actividad pedagógica # 2
TITULO : EJERCICIOS DEAPLICACIÓN A LAS LEYES DELOS GASES
OBJETIVOS :
- Solucionar una serie de problemas que dan lugar a la aplicación de las leyes que rigen en comportamiento de los Gases.

4. 1. Una muestra de nitrógenogaseoso ocupa un volumen de 200 mls a una presión de 720 Torr. Cuál será el volumen de la muestra a 760Torr. Si T° es
Kte ? (0,18 lts)2.
El volumen de cierta cantidad de gas es de 4 lts. a una presión de 2 ats. Cuál será su volumen si se disminuye su presión a 0,5 ats., y si T° es Kte ?
( 16 Lts.)
3.Una cantidad de gas ocupa 72.8 lts. a una presión de 740 mm de Hg. Cuál será su nuevo volumen a la presión de una atmósfera, si T° es Kt?
( 70, 61lts.)
4. El volumen de cierta masa de gas es 4lts. a 173°C, si la presión se mantiene constante y la temperatura se Disminuye a 1270
C, Cuál será su nuevo
volumen ? (3,58 Lts.)
5. Una cantidadde gas ocupa 300 mls.a 250 °C, si la presión permaneceKte., qué volumenocuparáa 10°C ? ( 0,16 Lts.)
6. Una muestra de gas tiene un volumende 600 mls. a 22°C y 740mm de Hg. Calcular el volumendel gas si la temperaturase aumenta a 42°C y la presiónse
cambia a 800 mm de Hg.. (591,5 mls.)
7. Una muestra de gas ocupa un volumende 300cc. a una presión de 920 mm de Hg., a una temperatura de 14°C. Si se Disminuye la presión a 780 mm
de Hg. Cuál es el nuevo volumen ocupado porel gas ? (356.1 mls )
8. Una masa de H2 ocupa un volumende 8 lts. a 730Torr. Cuál es el volumendel gas a 760 Torr.Si la temperatura permanece Kte ? (7685 mls )
9. Cierta cantidadde gas está sometido a una presión de 2 a ts., siendo su volumen de 2 lts. Cuál será la presión de este gas si se le comprime hasta que
adquiera un volumen de 95 mls ? (42,1 ats. )
10. Un volumende 5 lts. de He a una presiónde 1500Torr. y a una temperaturaKte.de 18°C, fue sometidoinicialmente a una presiónde 3 ats. Cuál era el
volumen inicial del gas ? (3,28 Lts )
11. El volumen de un globo es de 6.5 lts. a una temperaturade 20°C y a una ( l ) at. de presión. Cuál es el volumen del globo si se Aumenta sutemperatura a
70°C ? (7, 60 Lts.)
12. Un gas con una masa de 5 grs. ocupa un volumen de 2.5 lts. A 30°C y 2 a ts. de presión. Si se aumenta la temperatura a 40°C, cuál será su nuevo
volúmen? (2, 58 Lts.)
13. El volumen de cierta cantidad de SO2 es de 2.5 lts. a 1 atm. de presión y 27°C, si el volumen aumenta a 5 lts., a qué temperatura estará el gas ?
( 327 0
C )
14. El volumen de una cantidadde CO2 a 17°C y 1400mmde Hg. Es de 3400 cc. Calcule suvolumen a C.N. (5, 88 Lts.)
15. Una masa de gas ocupa 2 lts. a condiciones normales, qué volumenocupará a 300°C y a 23 ats. ? (0, 18 Lts.)
16. En una mezclagaseosa a 20°C, las presiones parciales son las siguientes : H2=120mmde Hg, CO2=750 mmde Hg; SO2=130 mm de Hg; CH4=230 mm
de Hg. Cuál será la presión total de la mezcla ? (1230 mm de Hg = 1,618 ats..)
17. Dos ( 2 ) lts. de H2 contenidos en un recipiente, ejercenuna presiónde 85 mm de Hg ; y 2 lts. de N2 contenidos en otrorecipiente,ejercenuna presión de
80 mm de Hg. Si se mezclan los dos gases, cuál será la presión total de la mezcla ? (165 mm de Hg.)
18. Los siguientes gases se encuentranencerrados a C.N. Determine para cada muestra el número de moles y de moléculas que contienen : a) 15 grs.de
Fluor (F2), b) 420 grs. de SO2 , c) 50 grs. de HCl d) 42 grs. de CO2 ( 0,39 y 2.74 x 10
23
moléculas ; 0,582 y 3.95 x 10
24
moléculas ; 1,369
Y 8.24 x 10
23
moléculas ; 0,954 y 5.94 x 10
23
moléculas)
19. Cuántas moléculas tienen 5 moles de SO3 ?. Cuántos moles corresponden a 173 grs. de CO ?, Cuántos moles hay 35.5 grs. de Cloro?
( 3.01 x 10
24
moléculas ; 6.178 mol CO. ; 0.500 mol Cl2. )
20. Calcule el númerode moles de una masa gaseosa que ocupa un volumende 730mls. a C.N. (0.03 moles)
21. Calcule el númerode moles de un gas que ocupa un volumen de 300mls. a una temperatura de 20 °C y a 25 ats. de presión. (0.312 moles)
22. A qué temperatura debe calentarse 0.05 moles de un gas en un recipiente de 30 lts. para mantener su presión a 148 mm de Hg ? ( 1151,980
C)
23. 700 mls. de un gas pesan 0.85grs. a C.N. Cuál será su p.m. ? (27.18 grs / mol)
24. Cuál es el p.m. de un gas si 15 grs. del mismo ocupanun volumende 4 lts. a una temperatura de 30°C y a una presión de 723Torr. ? (98 grs / mol )
25. Cuál es la densidaddel CO2 a 40°C y ½ at. de Presión? (0,857 grs / Lts.)
26. Un gas tiene una densidadde 1.05 gr / 1 °T a 18°C y 6.25mm de Hg. Cuál es su peso molecular ? (30.48 grs / mol)
27. Calcule el volumen que ocupará una ( 1 ) mol de CO2 a C.N. (22.386 Lts. )
28. Determine el p.m. aproximado de un gas si 720 mls. pesan 2.7 grs. a C.N. ? (83.94 grs / mol)
29. Un gas tiene una densidad de 0.78 grs / Lt. a 17°C y 680 mm de Hg., Cuál es su p.m.. ? (20.74 grs / mol)
30. Calcule la densidaddel SO2 a 37°C y 740 mm de Hg (2. 44 grs / Lt )
31. 7 moles de un gas ocupan un volumende 32 lts. a 150°C. Cuál es la presión del gas ? (7,58 Atm.)
32. Cuál es la densidaddel acetileno (C2H2) a C.N. ? (1.16 grs./ lts.)
33. Si la densidad del CO es 3.17 grs / Lt, a -20°C y 2.35 ats.Cuál será sup.m. ? ( 28 grs. / mol)
34. Calcule la densidadaproximada del CH4 a 20°C y 5 ats.de presión ( 3.33 grs./ lts.)
35. Qué volumen ocuparán 6 grs. de CO2 (p.m..= 44grs./mol) a una temperatura de 13°C. y a una presión de 526 mm de Hg, que son las condiciones
atmosféricas de presión y temperatura de Tunja? (4621,38 mls. )
36. Una muestrade 0.6 grs. de un líquido se evaporóa una temperatura de 150°C. El vapor ocupó un volumende 250cm3
a una Presiónde 1 Atm. Cuál es el
p.m. . del líquido ? (83, 24 grs. /mol)
37. Una muestrade gas a una temperatura de 32°C ocupa un volumende 3.8 lts., a qué temperatura debe llevarse la muestra para que el volumen ocupado sea
de 1.25 lts ? ( - 172.67 0
C )
38. Un gas ocupa un volumen de 20 lts a una presión de 800 mm de Hg. Qué volumen ocupará cuando se reduzca la presión a 500 nn de Hg ?
( 32 lts.)
39. Una masa de gas ocupa un volumen de 200cc. a 68°F, qué volumen ocupará a 100°C, si la presiónpermanece Kte ? (254,60 cc.)

5. 40. Una masa de gas ocupa un volumen de 100Lts.. a 12°C y 740mm.de Hg ; Qué volumen ocuparáa C.N. ? ( 9,32x 10-2
Lts. )
41. Qué volumen ocuparán 5 grs. de C2H6 gaseosoa 100°C y 40 mm. de presión ? (98.03 Lts)
42. Un gas ocupa 20 lts. a 14°C y 750 mm. de Hg. Calcular suvolumen a C.N. (18.75 lts.)
43. Cuántos moles de CH4 hay en 40lts de CH4, medidos a C.N. (1.7868 moles)
44. Cuántos litros ocupará 1 gr. de CO, en C.N. ? ( 0.7995 lts.)
45. Una masa de gas Hidrógeno ocupaun volumen de 40 lts.a 53°F y 700Torr.Qué volumen ocupará en C.N. ? (35.33lts.)
46. Qué volumen ocuparán 65grs. de CO gaseoso a 20 °C y 0.32 ats. ? ( 174,29 lts)
47. Una masa de Oxígenoocupa5 lts. bajo una presiónde 740mm de Hg. Determinar el volumende la misma masa de gas a presión normal, permaneciendo
Kte. La temperatura. (4.865lts )
48. Qué volumen ocuparán 36°C, 10Pies3
de Helio, medidos a 12°C. Suponer Kte. Lapresión. (10.84 pies 3
)
49. El volumen de una cantidadde anhídridosulfuroso (SO2) a 18°C y 1500 mmes 5 pies cúbicos.Calcular suvolumenen C.N (0°C y 760 mm) (9,25 pies3
)
50. A cuántas Atm. de presión debe someterse un lt.de gas medido a un ats. de presión y -20°C para comprimirlo hasta½ lt. cuando la temperatura es 40°C ?
(2,474Atm.)
51. Una mezclade gas a 20°C, las presiones parciales de los componentes son : Hidrógeno, 0,263 ats. ; Dióxido de carbono, 150 mm ; Metano, 320 mm ;
etileno, 105mm.Cuál es la presión total de la mezcla ? (775 mm)
52. Un mol de gas ocupa 22.4lts. a C.N. a) Qué presión se requeriríaparacomprimir una mol de oxígenoen un recipiente de 5 lts. mantenido a 100 °C ?
b)Qué temperaturacentígrada máximapodríaalcanzar esta cantidadde oxígenoen el recipientede 5 lts. si la presión nodebe acceder 3 ats. c) qué capacidad se
necesitará para mantenerestamismacantidadsi se fijan las condiciones de : 3Atm. y 108°C ? (6.12 Atm. , -90°C., 10.19 lts)
53. Un frasco de 250mls. Contenía criptóna 500mm. Un frasco de 450mls. contenía Helioa 950mm. Se mezcló el contenido de ambos frascos abriendo
una llave que los unía. Suponiendo que todas las operaciones se llevaron a cabo a la temperatura constante uniforme, calcular la P. final total.
(1450 mm de Hg)
54. Cuántas moléculas de O2 contienen40lts. de O2 gaseoso,medidos a 25°C y 720mmde Hg ? (9.33 x 1023 moléculas)
55. Cuántos grs. de Oxígenocombinadohayen 22.4lts. de NO gaseoso a 273°C y 4 ats. de Presión ? (32,019 grs )
56. Una cantidadde CO, que contenga 50grs. de C, Qué presión ejercerá situada en un recipiente de 100lts. a 107°C ? (1,298 ats.)
57. Calcular la densidaddel CH4 en grs. por litroa 100°C y a 4 ats. (2.09 gr/lts)
58. La densidadde un gas a 273°K y 1 at. de presión, es de 1 gr/ lt. Cuál es el peso molecular aproximadodel gas ? (22,38gr/mol)
59. Los pesos moleculares del CH4 y el C2H6 son16 y 30respectivamente, Cuántos grs. de C2H6 es necesarioañadir a 5.0 grs de CH4 para obtener una mezcla
en la que las presiones parciales de los 2 gases sean iguales ? (9 grs.)
60. La densidadde un compuestogaseoso, X, es de 1.34 grs/lts. en C.N. La densidad de otro compuesto gaseoso y es de 0.73 grs./lts., también medida en
condiciones normales. Cuántas veces es más pesada la variable X que la de Y ? (1.83 veces más pesada)
61. Se tienen 4.8grs. de gas oxígeno y 2.8grs. de gas Nitrógeno. Calcule en cada caso : a) El númerode moles b) El de moléculas c) el de átomos d)
El volumen en C.N. e) el volumen a 38 cm3de Hgy 273°C (0.150y 0.100 moles ; 9.03x 1022moléculas y 6.02x1022 moléculas , 1.806 x1023
moléculas y 1.204 x1023 átomos, 3.36 y 2.24 lts , 13.4 y 8.96 lts.)
62. En un recipiente de 10 Lts. se introdujeron 14grs de N2, 3 grs. de H2 y 1 mol de O2 a 4000
k. Calcular la presión total de la mezcla gaseosa y la presión
parcial de nitrógeno ( 9,84 ats. )
63. Cierto gas ocupa un volumende 980 mls. a una presiónde 318 Torr. y a una temperatura de 150
C. Qué volumenocupará a C.N. (0,42 Lts.)
64. en una cierta experienciade laboratorio,se quemó azufre en presencia de oxígenodel aire y los gases desprendidos fueron recogidos en un recipiente de
un ( 1) Lts. Realizando algunos cálculos se supo que se obtuvieron 4,88grs. y que la presiónque se ejerció sobre las paredes del recipientefue de 1,5 atm a
27ºC . De qué gas se pudo haber tratado,SO2 o SO3? (SO3)
65 . El volumen de un gas es de 2 Lts. a 170
C y 740 mmde Hg. Si su volumen Aumenta al doble, manteniendo la T 0
= Kte. Qué presión se está ejerciendo
sobre él? (0,485 ats.)
66. Si en un día normal en Tunja (130
C ) se infla con5 Lts de aire un neumático de motocicleta a 1,3ats. y si dicho neumático solo puede soportar una
presión de hasta 1,5 ats. Hasta cuantopodría subir la temperatura del pavimentosin que se estalle el neumático ( 57 0
C )
67. En un recipiente se tienen15,5litros de un gas ideal a 15.5ºC y una presión de 1,5 ats. Si el gas se expande hasta ocupar un volumen de 22 litros y su
temperatura aumenta a 22 ºC ¿Cuál será la Presión final del sistema? (821,27 ats.)
68. En un laboratorio se obtienen 80cm ³ de nitrógenoa 13 °C y 526 mmde Hgde presión, se desea saber cuál es el volumen normal. ( 52,84 cm3
)
69. .En un recipiente cerrado se tiene aire a 0ºC, si la presión es de 0,6 ats. y el volumen se mantiene constante. ¿Cuál será la temperatura en ºC si la
presión que alcanza el sistema es el triplede la anterior? ( 546 ºC )
70.Una muestra de H2 ocupa 5 Lts. a 500
C y 0,5ats. Si supresión y volumense reducen a la Mitad. Cuál debe ser la temperatura final? ( 80,75 0
K)
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