Magnitudes Atómico Moleculares Est.docx

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Magnitudes atómico moleculares Pensando la Química desde el punto de vista macroscópico, resulta poco útil trabajar con átomos y moléculas independientes, por lo tanto se define una nueva magnitud llamada cantidad de materia que contiene un número fijo de partículas presentes en una determinada porción de sustancia. El Mol es una unidad de cantidad de materia, donde las entidades elementales pueden ser átomos, moléculas o iones. Así como cuando hablamos de una docena sabemos que denota un número implícito (12 unidades) o bien una centena (100 unidades) independientemente de la clase de materia que se trate, en caso de tratarse de un mol corresponde al conocido como Número de Avogadro 6,02 x 1023 unidades o entidades elementales, este número inmenso es una constante universal. 1. Calcular el número de átomos en total de cada especie en una molécula y en un mol de moléculas de las siguientes sustancias: a. H2SO4 (ácido sulfúrico) b. C2H5OH (etanol o alcohol etílico) c. C12H22O11 (sacarosa o azúcar de caña) Resolución a. Una molécula de H2SO4 está formada por: 2 átomos de H un átomo de S y cuatro átomos de O. Un mol de moléculas de H2SO4 está formada por: 2 mol de átomos de H, un mol de átomos de S y 4 mol de átomos de O. Según la constante de Avogadro o número de Avogadro por cada mol hay 6,02 x 1023 unidades en este caso átomos. NA = 6,02 x 1023 Volviendo al H2SO4 si en cada mol de átomos hay 6,02 x 1023 átomos será: 2 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de H/mol = 1,204 x 1024 átomos de H 1 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de S/mol = 6,02 x 1023 átomos de S 4 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de O/mol = 2,4 x 1024 átomos de O b. Aplicamos el mismo razonamiento para etanol y sacarosa Una molécula de C2H5OH está formada por: 2 átomos de carbono 5 + 1 = 6 átomos de H y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de C2H5OH está formado por: 2 mol de átomos de C, 6 mol de átomos de H y un mol de átomos de O. 2 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de C/mol = 1,204x1024 átomos de C 6 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de H/mol = 3,61x1024 átomos de H 1 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de O/mol = 6,02 x 1023 átomos de O

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c. Una molécula de C12H22O11 esta formada por: 12 átomos de carbono, 22 átomos de H y 11 átomos de oxígeno. Un mol de moléculas de C12H22O11 está formado por: 12 mol de átomos de C, 22 mol de átomos de H y 11 mol de átomos de O. 12 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de C/mol = 7,22 x1024 átomos de C 22 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de H/mol = 1,32x1025 átomos de H 11 mol de átomos x 6,02 x 1023 átomos de O/mol = 6,62 x 1024 átomos de O 2. Un adulto normal tiene en sangre 4,8 x 10 6 eritrocitos (glóbulos rojos) por mm3, siendo su volumen sanguíneo equivalente a 5 litros. a. ¿Cuántos eritrocitos tiene en sangre? b. ¿Cuantas docenas de eritrocitos? c. ¿Cuantos moles de eritrocitos? Resolución Datos: 4,8 x 10 6 eritrocitos tiene en 1 mm3 El volumen sanguíneo equivale a 5 l expresado en unidades de volumen son 5 dm3 a. Como sabemos que 1 mm3 tiene 4,8 x 10 6 eritrocitos 5 dm3 = 5000 cm3 = 5000000 mm3 Entonces si

1 mm3 5000000 (5x10 ) mm3

4,8 x 10 6 eritrocitos x = 2,4 x 1013 eritrocitos.

6

= 2,0 1012 docena

b.

c. Numero de mol 6,02 x 1023 eritrocitos 2,4 x 1013 eritrocitos

1 mol x = 3,98 x 10-11 mol

3. Un anillo de oro que pesa 2 g, tiene aproximadamente 6 x 1021 átomos de oro. Con esta información calcula cuánto pesa un átomo de oro. Si

6 x 1021 átomos de oro 1 átomo de oro

2g x = 3,33 x 10-22 g

Este resultado muestra que la masa de un átomo es muy pequeña. 4. ¿Dónde hay más átomos de oxígeno, en 5 x 1018 moléculas de oxígeno (O2) o en 900 x 1015 moléculas de ozono (O3)? Resolución En 1 molécula de O2 18 5 x 10 moléculas de oxígeno (O2)

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2 átomos de O x = 1 x 1019 átomos de O

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1 molécula de O3 900 x 10 moléculas de ozono (O3)

3 átomos de O x = 2,7 x 1018 átomos de O

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El número de átomos de oxígeno es mayor en las moléculas de oxígeno que en las moléculas de ozono. 5. Alrededor del 75 % del peso corporal humano está constituido por agua; para una persona de 65 kg, calcular: a. Cuantos moles de moléculas de agua conforman su organismo. b. Cuantas moléculas de agua c. Cuantos átomos de hidrogeno Resolución Si consideramos que 100%

65 kg

75 %

x = 48,75 kg en agua

a. Numero de mol de agua Para ello calculamos la masa molar del agua MH2O = AH x 2 + AO MH2O = 1 g x 2 + 16 g MH2O = 18 g/mol 18 g 48750 g

b.

1 mol de moléculas 2,71 x 103 mol de moléculas

c. Si en 1 mol de moléculas de agua 2,71 x 103 mol de moléculas 1 mol de átomos 5,42 x 103 mol de átomos

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1 mol de agua x = 2708,33 mol de agua o 2,71 x 103 mol

6,02 x 1023 moléculas de agua x = 1,63 x1027 moléculas de agua

2 mol de átomos de H x = 5,42 x 103 mol de átomos de H 6,02 x 1023 átomos de H x = 3,26 x 1027 átomos de H

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La nitroglicerina es un explosivo con fórmula C3H5(NO3)3 calcular su masa molar y el número total de átomos de oxigeno que la forman.

Resolución M C3H5(NO3)3 = A C x 3 + A H x 5 + (A N + A O x 3) x 3 M C3H5(NO3)3 = 12 g x 3 + 1 g x 5 + (14 g + 16 g x 3) x 3 M C3H5(NO3)3 = 227 g /mol Si hay en total 9 mol de átomos de O en un mol de moléculas de C3H5(NO3)3 entonces debemos multiplicar el número de Avogadro por 9 mol de átomos: 6,02 x 1023 átomos/mol x 9 mol de átomos = 5,42 x 1024 átomos de oxígeno.

Leyes de los Gases Introducción Teórica El movimiento de las moléculas en el estado gaseoso es aleatorio, y las fuerzas de atracción entre ellas es tan pequeña que cada una se mueve en forma libre e independiente una de otra. El comportamiento de los gases se estudia considerando las variaciones que sufren los parámetros de presión, temperatura y volumen; si bien estos parámetros pueden modificarse simultáneamente, es usual estudiar dos parámetros dejando constante el tercero. Recordemos algunos conceptos: Gas: Sustancia que se encuentra en estado gaseoso, a temperatura ambiente y presión normal. Vapor: Sustancia que se encuentra en estado líquido o sólido a temperatura y presión normal y se transforma en estado gaseoso por modificación de dichas variables de estado. Volumen: Es una magnitud que indica el espacio que ocupa una sustancia. El volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contiene. Se mide en unidades de volumen, tales como decímetro cúbico (dm3), centímetro cúbico (cm3), litro (l), mililitro (ml); siendo las dos primeras del Sistema Internacional (SI). Equivalencias:

1dm3 =1000 cm3 1dm3 = 1l 1cm3 = 1ml

Presión: Es una magnitud que indica la fuerza que ejerce el gas en una unidad de área. Es una medida de las colisiones que ejercen de las moléculas de gas sobre la superficie interna del recipiente. La presión puede medirse en diferentes unidades de medida, dependiendo del sistema de unidades que se considere. Las unidades de presión que utilizaremos son: Pascal (Pa) y hectoPascal (hPa), ambas del SI, y atmósfera (atm) y Torricelli (Torr) que antiguamente era llamada “milímetro de mercurio” (mmHg). Equivalencias

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101325 Pa = 1013,25 hPa = 1atm = 760 Torr = 760 mmHg

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Temperatura: Es una magnitud que está relacionada con la energía cinética de las moléculas, que es la energía asociada a los movimientos de las partículas del sistema (recordar el 3er. postulado de la Teoría Cinético Corpuscular). A medida de aumente la energía cinética de un sistema, su temperatura será mayor. Las temperaturas se miden con termómetros y existen diferentes escalas termométricas. A continuación se presentan las temperaturas en escala de grados Celsius, grados Fahrenheit y en grados Kelvin con la respectiva conversión de unidades.

El comportamiento de los gases fue estudiado por los científicos desde el siglo XVII, y sus conclusiones se conocen como las Leyes de los Gases. LEY DE BOYLE Los gases tienen una propiedad característica que es su gran comprensibilidad. En el año 1662, Robert Boyle estudia este comportamiento de los gases cuando la temperatura se mantiene constante, es decir siendo un proceso isotérmico. En esas condiciones el científico concluye que el volumen de una cantidad determinada de gas disminuye al aumentar la presión. Si se representan la variación de volumen en función de la presión, se obtiene una hipérbola equilátera denominada isoterma, ya que dichas variaciones ocurren cuando la temperatura se mantiene constante. La representación gráfica indica que para una cantidad determinada de gas a temperatura constante, el volumen del gas es inversamente proporcional a la presión. Es decir, si la presión se eleva, el volumen de gas se reduce. Este comportamiento de los gases puede expresarse matemáticamente por la siguiente proporción:

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El comportamiento de los gases a temperatura constante también fue estudiado por el físico francés Edme Mariotte, razón por la cual se la conoce como ley de Boyle- Marriotte. Ejemplifiquemos con una situación problemática. Cuando se presiona el pistón de un inflador de bicicletas, el volumen interior del inflador disminuye de 100 cm3 a 20 cm3 antes que el aire fluya dentro del neumático. Suponiendo que la variación es isotérmica, calcular la presión final del aire en el inflador si la presión inicial era de 1, 5 atm. Consideramos el estado inicial como estado 1 y el estado final como estado 2. Considerando la ley de Boyle podemos escribir la ecuación mencionada anteriormente como:

P1 . V1 = P2 . V2 se deduce que

𝑃1. 𝑉1 / 𝑉2 = 𝑃2 Reemplazando los valores resulta que P2 = 1,5 𝑎𝑡𝑚 .100 𝑐𝑚3 /20 𝑐𝑚 3

P2 = 7,5 atm LEY DE CHARLES – GAY-LUSSAC ¿Qué sucede con el comportamiento del gas si se modifica la temperatura? Los científicos franceses Jacques Charles y Joseph Gay- Lussac estudiaron el efecto de la temperatura sobre el volumen de gas (manteniendo la presión constante) y sobre la presión ejercida por el gas (manteniendo el volumen constante). A Presión Constante (proceso isobárico) El volumen de una muestra de gas se expande cuando se calienta el gas y se contrae al enfriarse. La representación en ejes de coordenadas de dichas variaciones es una función lineal denominada isobara ya que ocurre cuando la presión del gas es constante. El científico Charles- Gay Lussac postula que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

La variación en el comportamiento del gas puede expresarse según la proporción matemática indicada: 𝑉1 𝑇1

=

𝑉2 𝑇2

La ley de

Charles- Gay Lussac indica que el volumen de una cantidad fija de gas mantenido a presión constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. Se debe utilizar la temperatura en Escala Kelvin para realizar los problemas de gases, puesto que es la única escala de temperatura de carácter no arbitrario. Química - 2018

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Ejemplificando: 1. Un globo lleno de aire tiene un volumen de 500 cm3 cuando la temperatura es de 15 °C. Si la temperatura inicial se triplica, ¿cuál será el nuevo volumen que alcanzará el globo? Es conveniente organizar los valores de volumen y temperatura. Expresar las temperaturas en escala absoluta T1= 15 °C + 273 K= 288 K T2= (3. 15 °C )+ 273= 45 °C + 273 =318K V1=500 cm3 Teniendo en cuenta le ecuación de Charles es posible calcular el valor de la nueva presión sabiendo que: 𝑉1 / 𝑇1 . T2 = V2 500 𝑐𝑚 3 / 318 𝐾 . 288 𝐾 = 𝑉2 V2 = 552 cm3 A Volumen Constante (proceso isocórico) La presión de una muestra de gas aumenta cuando se calienta el gas y disminuye al enfriarse. La representación en ejes de coordenadas de dichas variaciones es una función lineal denominada isocora ya que ocurre cuando el volumen del gas es constante. La variación en el comportamiento del gas puede expresarse según la proporción matemática indicada.

𝑃1/𝑇1 = 𝑃2/𝑇2

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La ley de Charles- Gay Lussac indica que la presión de una cantidad fija de gas mantenido a volumen constante es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas.

Relación entre el volumen del gas y la cantidad: Ley de Avogadro El científico Italiano Amadeo Avogadro complementa las conclusiones realizadas por Boyle indicando que cuando la presión y la temperatura de un gas se mantienen constantes, volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número de moléculas átomos (si el gas es monoatómico). De acuerdo a esto el volumen de cualquier gas el proporcional a la cantidad moles de moléculas presente (n) V= k . n donde k es una contante de proporcionalidad

Ecuación General de los gases Las leyes de Boyle-Mariotte y Charles-Gay Lussac dan cuenta del comportamiento de una sustancia en estado gaseoso cuando una de las variables se mantiene constante, porque de esta manera se facilita el estudio de la propiedades de los gases y la influencia de una variable. En la vida cotidiana generalmente se modifican simultáneamente dos de la variables produciendo la modificación de la tercera variable en cuestión. Si la cantidad de gas (el número de corpúsculos) se mantiene constante es posible relacionar la presión, el volumen y la temperatura del estado inicial de un gas ideal con las mismas variables en el estado final.

P1 . V1 P2 . V2 = T1 T2 Ecuación general de estado Un gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión, volumen y temperatura pueden describirse completamente con la ecuación deducida a partir de las leyes de Boyle Mariotte, de Charles-Gay Lussac a presión contante y la ley de Avogadro. Presión

Volumen

N° de Mol de gas

P.V=n.R.T R = 0,082 l. atm/ K. mol Temperatura absoluta

R (Constante universal de los gases ideales)

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Relaciones de masa, masa molar y densidad de un gas La densidad es una magnitud que indica la masa que tiene un determinado volumen de sustancia; se calcula como el cociente entre ambas magnitudes (𝛿=m/V). Las densidades de los gases son muy bajas, generalmente se expresan en unidades de (g/l). Teniendo en cuenta que la cantidad de moles de un gas puede calcularse como el cociente entre la masa de sustancia y su masa molar, es posible vincular las tres magnitudes en las ecuaciones dadas donde M= masa molar

m = masa

y

𝛿= densidad del gas

P.V = n R T Si n = m/M P.V = 𝑚 /M R T Reordenando M = m RT/ PV en función de la masa molar de gas. Si 𝛿=m/V

m=𝛿 .V

si reemplazamos P .V = . V / M R T Resulta P = 𝛿/M R T Reordenando

PM=𝛿RT

𝛿 = PM/ RT en función de la densidad del gas.

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Ejercitación 1.

Un dm3 de helio (He) a 27 °C está sometido a una presión de 2,00 atm. El sistema se calienta hasta duplicar su volumen, manteniendo la presión constante. Calcular la temperatura final del sistema. Resolución Datos V1 = 1 dm3 P = 2,00 atm constante T1 = 27 °C + 273,15 K = 300,15 K V2 = 2 dm3 T2 = X Utilizamos la ecuación para una evolución del Sistema a presión constante V1 V2 = T1 T2 T2 = Reemplazamos los valores T2 =

T1 x V2 V1

300,15 K x 2,00 dm3 1,00 dm3 𝐓𝟐 = 600,3 K

Expresado en ° C

T (K) = t °C + 273,15 K Despejando t °C = T (K) - 273,15 K t °C = 600,3 K - 273,15 K t °C = 327,15 ° C

2. Se desea conocer a qué volumen final llegará un sistema gaseoso que inicialmente ocupa un volumen equivalente a 30 litros a 27º C y 740 mm Hg, si la temperatura del sistema aumenta a 45º C y la presión a 2 atm. Resolución Analizamos los datos y las unidades Datos P1= 740 mmHg = 0,973 atm V1 = 30 l = 30 dm3 T1 = 27 °C + 273,15 K = 300,15 K P2= 2 atm V2 = X T2 = 45°C + 273,15 K = 318,15 K Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas utilizaremos la ecuación general de los gases. Como necesitamos saber el V2 (o final) para este sistema, teniendo todos los datos despejamos de la ecuación. Química - 2018

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P1 x V1 P2 x V2 = T1 T2

𝑉2 =

P1 x V1 x T2 T1 x P2

y ahora remplazamos los valores 0,973 atm x 30 dm3 x 318.15 K 300,15 K x 2 atm

𝑉2 =

Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse en dm3. El volumen final será:

𝐕𝟐 = 𝟏𝟓, 𝟒𝟕 𝐝𝐦𝟑

3. ¿Cuál es la presión de un sistema gaseoso que ocupa un volumen de 500 cm3 si la temperatura es de 70º C y el sistema está formado por 3,8 moles de dióxido de carbono (CO2)? Expresar el resultado en hPa. Resolución Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e involucra el número de moles del gas. PxV=nxRxT Donde R es la constante universal de los gases y R = 0,082

dm3 atm mol K

Analizamos los datos P = X en hPa V = 500 cm3 = 0,500 cm3 T = 70° C + 273,15 K = 343,15 K n = 3,8 mol de CO2 Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la incógnita nxRxT

P= V Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la presión dm3 atm mol K 0,500 dm3

3,8 mol x0,082

x 343,15 K

P= Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta P = 213,85 atm P = 213,85 atm x 1013 hPa P = 216630,05 hPa Química - 2018

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4. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y a una presión de 90 kPa, hasta un volumen de 500 ml ¿Qué presión, en atmósferas, se necesita? Resolución Analizamos los datos T constante = ambiente = 20° C P1 = 90 kPa = 900 kPa = 0,89 atm V1 = 10 l de O2 = 10 dm3 de O2 V2 = 500 ml = 500 cm3 = 0,500 dm3 P2 = X Para resolverlo utilizamos la ecuación de evolución isotérmica que corresponde a la ley de Boyle y Mariotte P1 x V1 =P2 x V2 Despejamos la incógnita en este caso la presión final del sistema Y resulta P2 =

P1 x V1 V2

Reemplazamos los valores P2 =

0,89 atm x 10 dm3 0,500 dm3

𝐏𝟐 = 𝟏𝟕, 𝟖 𝐚𝐭𝐦 5.

Un globo lleno de gas con un volumen de 2,50 litros a 1,2 atm y 25º C se eleva en la atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra) donde la temperatura y la presión son –23º C y 3,00 x 10 –3 atm, respectivamente. Calcular el volumen final en dm3.

Resolución Analizamos los datos V1 = 2,50 l = 2,50 dm3 T1 = 25° C + 273,15 K = 298,15 K P1 = 1,2 atm V2 = X T2 = -23° C +273,15 K = 250,15 K P2 = 3,00 x 10-3 atm = 0,003 atm Química - 2018

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Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas utilizaremos la ecuación general de los gases. Como necesitamos saber el V2 (o final) para este sistema, teniendo todos los datos despejamos de la ecuación. P1 x V1 P2 x V2 = T1 T2 𝑉2 =

P1 x V1 x T2 T1 x P2

y ahora remplazamos los valores 1,2 atm x 2,50 dm3 x 250,15 K 𝑉2 = 298,15 K x 0,003 atm Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse en dm3. El volumen final será: 𝐕𝟐 = 𝟖𝟑𝟗, 𝟎𝟎 𝐝𝐦𝟑 6. ¿Cuál será la presión ejercida en el interior de una olla a presión de 5 litros de capacidad cuando se calientan 2,78 moles de agua a 150º C? Resolución Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e involucra el número de moles del gas. PxV=nxRxT Donde R es la constante universal de los gases y R = 0,082

dm3 atm mol K

Analizamos los datos P= X V = 5 l = 5 dm3 T = 150° C + 273,15 K = 423,15 K n = 2,7 mol de H2O Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la incógnita nxRxT

P= V Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la presión dm3 atm mol K 5 dm3

2,7 mol x0,082

x 423,15 K

P= Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta P = 18,73 atm Química - 2018

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7. ¿Cuál es la temperatura de un sistema gaseoso formado por 2,5 moles de dióxido de carbono que ocupa un volumen de 400 ml, si la presión es de 740 mm Hg. Expresar el resultado en grados centígrados. Resolución Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e involucra el número de moles del gas. PxV=nxRxT Donde R es la constante universal de los gases y R = 0,082

dm3 atm mol K

Analizamos los datos P = 740 mm Hg = 0,97 atm V = 400 ml = 0,400 dm3 T= X ° C n = 2,5 mol de CO2 Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la incógnita T=

PxV nxR

Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado la temperatura T=

0,97 atm x 0,400 dm3 2,5 mol x 0,082

dm3 atm mol K

Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta T = 1,89 K Expresado en ° C

T (K) = t °C + 273,15 K Despejando t °C = T (K) - 273,15 K t °C = 1,89 K - 273,15 K t °C = -271,26 ° C

8. ¿Cuál será el número de moles de nitrógeno que contiene un recipiente si la presión es de 1000 hPa, la temperatura es de 28º C y ocupa un volumen equivalente a 50 litros. Resolución Utilizamos la ecuación de estado ya que se trata de un solo estado del gas e involucra el número de moles del gas. PxV=nxRxT Química - 2018

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Donde R es la constante universal de los gases y R = 0,082

dm3 atm mol K

Analizamos los datos P = 1000 hPa = 1,013 atm V = 50 l = 50 dm3 T = 28° C + 273,15 K = 301,15 K n = X mol de N2 Para poder averiguar la presión necesitamos despejar de la ecuación la incógnita n=

PxV RxT

Reemplazamos los valores en la ecuación habiendo despejado el número de moles (n) n=

1,013 atm x 50 dm3 0,082

dm3 atm mol K

x 301,15 K

Operamos matemáticamente con los números tanto como las unidades y resulta n = 2,05 mol 9. Indicar cuál es la temperatura de un sistema gaseoso que soporta 6 atm de presión y que ocupa un volumen equivalente a 4 litros. Si se lleva el sistema a condiciones normales de presión y temperatura. Resolución Analizamos los datos y las unidades Datos P1= 6 atm V1 =4 l = 4 dm3 T1 = X Se lo lleva a CNPT P2= 1 atm V2 = 22,414 dm3 T2 = 0°C + 273,15 K = 273,15 K Teniendo en cuenta que se trata de dos estados diferentes del mismo gas utilizaremos la ecuación general de los gases. Como necesitamos saber la T1 (o inicial) para este sistema, teniendo todos los datos despejamos de la ecuación. P1 x V1 P2 x V2 = T1 T2 𝑇1 =

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P1 x V1 x T2 P2 x V2 Página 15

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y ahora remplazamos los valores 𝑇1 =

6 atm x 4 dm3 x 273,15 K 1 atm x 22,414 dm3

Operando matemáticamente y cancelando las unidades el resultado debe expresarse en K. La temperatura inicial será 𝐓𝟏 = 𝟐𝟗𝟐, 𝟒𝟖 𝑲 Ejercitación 1. Se desea conocer a qué volumen final llegará un sistema gaseoso que inicialmente ocupa un volumen equivalente a 30 litros a 27º C y 740 mm Hg, si la temperatura del sistema aumenta a 45º C y la presión a 2 atm. 2. ¿Cuál es la presión de un sistema gaseoso que ocupa un volumen de 500 cm3 si la temperatura es de 70º C y el sistema esta formado por 3,8 moles de dióxido de carbono (CO2)? Expresar el resultado en hPa. 3. ¿Qué temperatura alcanza un sistema gaseoso que inicialmente soporta una presión de 4 atm y 150º C si la presión desciende a 1,5 atm Expresar la temperatura final en grados centígrados. 4. Indicar cuál es la temperatura de un sistema gaseoso que soporta 6 atm de presión y que ocupa un volumen equivalente a 4 litros. Si se lleva el sistema a condiciones normales de presión y temperatura. 5. Un globo lleno de gas con un volumen de 2,50 litros a 1,2 atm y 25º C se eleva en la atmósfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra) donde la temperatura y la presión son –23º C y 3,00 x 10 –3 atm, respectivamente. Calcular el volumen final en en dm3. 6. Se desea comprimir 10 litros de oxígeno, a temperatura ambiente y a una presión de 90 kPa, hasta un volumen de 500 ml ¿Qué presión, en atmósferas, se necesita? 7. Una pelota tiene un volumen equivalente a 4 litros cuando la temperatura es de 25º C. ¿Cuál será su volumen si se coloca en el refrigerador a 5º C (Imagina que la presión dentro de la pelota es igual a la atmosférica durante todo el tiempo en que se produce el proceso de enfriamiento hasta que la pelota alcanza los 5º C) 8. Una muestra de gas ocupa un volumen de 20 litros a 500 torr de presión y 27º C ¿Cuál será la presión, en kPa, si el volumen aumenta a 25 l y la temperatura a 127º C? 9. ¿Cuál será la presión ejercida en el interior de una olla a presión de 5 litros de capacidad cuando se calientan 2,78 moles de agua a 150º C?

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QUÍMICA

Prof. María Fernanda Aued

10. ¿Cuántos moles de monóxido de carbono (CO) hay en un frasco de vidrio con capacidad de 1 litro. Si este se encuentra a 10º C y 90 kPa. 11. ¿Cuál es la temperatura de un sistema gaseoso formado por 2,5 moles de dióxido de carbono que ocupa un volumen de 400 ml, si la presión es de 740 mm Hg. Expresar el resultado en grados centígrados. 12. ¿Cuál será el número de moles de nitrógeno que contiene un recipiente si la presión es de 1000 hPa, la temperatura es de 28º C y ocupa un volumen equivalente a 50 litros. 13. Calcular la densidad del gas etano (C2H6) a 1,00 atm y 25 °C. 14. Un gas A tiene una densidad de 1,99 g .dm-3. En las mismas condiciones de presión y temperatura, 10,0 dm3 de oxígeno gaseoso tienen una masa de 14,5 g. Calcular la masa molar de A. Resumen Los volúmenes de los gases que reaccionan entre sí, o que se producen durante una reacción química, medidos en condiciones de presión y temperatura constantes, están en una relación de números enteros y pequeños. Volúmenes iguales de gases, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas. La masa atómica relativa (Ar) indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que 1 u.m.a. Masa molecular relativa (Mr) indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula (o la fórmula empírica de una sustancia no molecular) que 1 u.m.a. Para calcularla, se suman las masas atómicas relativas de todos los átomos que constituyen la molécula. Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,022 x 1023 partículas elementales (átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas). La fórmula molecular, expresa, en detalle, el tipo y la calidad de átomos presentes en una molécula, y la fórmula empírica la mínima relación, expresada en números enteros, que existe entre los diferentes átomos que constituyen una especie química, sea molecular o no. El volumen de una determinada masa de gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión de ese gas. El volumen de una determinada masa gaseosa, a presión constante, es directamente proporcional a su temperatura absoluta. La presión de una determinada masa gaseosa a volumen constante es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Química - 2018

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