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Año: 2021
Guía N : 3 QUÍMICA DE GASES Grado:
ONCE
Área: Ciencias Naturales y Medio
Ambiente
Asignatura: QUÍMICA
Docente (s): Jaime José Maya Tobar TIEMPO: 20 días.
INTRODUCCIÓN: Los gases son sistemas muy importantes dentro del desarrollo de la química. Basta con decir que las primeras teorías sobre la estructura de la materia, se basaron en el conocimiento que tenían los científicos de los sistemas gaseosos.
ACUERDOS: los siguientes aspectos se deben tener muy en cuenta para el éxito y aprendizaje de los contenidos contemplados en la guía de estudio desde la virtualidad. - Las explicaciones de la guía de estudio y recepción de talleres de aplicación práctica se hará únicamente por la plataforma virtual
edmodo. - Puntualidad al reportar asistencia; participación activa, disposición, voluntad e interés en cada una de las asesorías.
Hacer una lectura y repaso metódico-analítico de cada uno de los contenidos contemplados en la presente guía de estudio, que le permitirán enunciar las leyes de los gases, representarlas matemáticamente y utilizarlas para determinar el estado de un gas
cuando se modifican sus condiciones.
- Desarrollar el taller de aplicación de la teoría estudiada, justificando debidamente cada una de las respuestas.
CRITERIOS DE EVALUACIÓN: además de los criterios contemplados en los acuerdos se tendrá en cuenta los criterios de evaluación consignados en el SISTEMA institucional de evaluación y promoción de estudiantes SIEAPE. El componente 70% conocer y hacer: estudiantes que desarrollan clases virtuales el 70% se evalúa con el desarrollo de la guía y participación en las clases, el 30% restante presentación de una prueba escrita virtual o presencial, los estudiantes que trabajen bajo el desarrollo de guías en físico; el 70% el desarrollo de la guía y el otro 30% presentarán prueba escrita virtual o presencial.
QUÍMICA DE GASES
1. PROPIEDADES DE LOS GASES
Para definir el estado de un gas se necesita cuatro magnitudes: masa, presión volumen y temperatura.
Masa. Representa la cantidad de materia del gas y suele
asociarse con el número de moles (n).
Presión. Se define como la fuerza por unidad de área, F/A.
La presión P, de un gas, es el resultado de la fuerza ejercida
por las partículas del gas al chocar contra las paredes del
recipiente. La presión determina la dirección del flujo del
gas. Se puede expresar en atmósferas (atm), milímetros de mercurio (mmHg), pascales (pa) o kilo pascales (Kpa).
La presión que ejerce el aire sobre la superficie de la tierra
se llama presión atmosférica y varía de acuerdo con la atura sobre el nivel del mar; se mide con u instrumento llamado
barómetro (fig.1). Las medidas hechas a nivel del mar y a
0ºC dan un promedio de 760mm de Hg que son equivalentes
a 1atm, a 101,3 kpa, a 1.0332Kg/ cm2, a 7.6. 102 torr (Torricelli) o a 1,01325 bares, dependiendo de la unidad en
la que se quiera expresar. La presión de un gas se mide con
un aparato llamado manómetro.
En el estudio de los gases es necesario tener claridad sobre
dos conceptos: la presión ejercida por un gas y la presión
ejercida sobre el gas.
La presión ejercida por el gas es la que ejercen las moléculas
del propio gas. Se le llama presión interna porque actúa
desde adentro hacia fuera a través de los choques de sus
moléculas, con el recipiente que las contiene. En cambio la
presión ejercida sobre un gas corresponde a la fuerza que se
ejerce sobre el comprimiendo sus molécula, para que ocupen
un volumen determinado. Esta se llama presión externa.
Volumen. Es el espacio en el cual se mueven las moléculas.
Está dado por el volumen del recipiente que lo contiene, pues
por lo general se desprecia el espacio ocupado por las
moléculas. El volumen (V) de un gas se puede expresar en
m3, cm3, litros o mililitros. La unidad más empleada en los cálculos que se realizan con gases en el litro.
Temperatura. Es una propiedad que determina la dirección
del flujo del calor. Se define como el grado de movimientos
de las partículas de un sistema bien sea un sólido, un líquido o un gas.
La temperatura en los gases se expresa en la escala Kelvin, llamada también escala absoluta. Puesto que muchos gases
se encuentran a muy bajas temperaturas (negativas en la
escala centígrada), es conveniente al realizar cálculos
matemático, trasformar primero los grados centígrados en grados absolutos.
2. TEORIA CINETICA DE LOS GASES
La teoría cinética de los gases intenta explicar el comportamiento
de los gases a partir de los siguientes enunciados:
Los gases están compuestos por partículas muy pequeñas
llamadas moléculas. La distancia que hay entre las
moléculas es muy grande comparada con su tamaño; esto
hace que el volumen total que ocupan sea solo una fracción
muy pequeña comparada con el volumen total que ocupa todo el gas, este enunciado explica la alta compresibilidad y
la baja densidad de los gases.
No existe fuerza de atracción entre las moléculas de un
gas.
Las moléculas de un gas se encuentran en un estado de
movimiento rápido constante, chocan unas con otras y con
las paredes del recipiente que las contiene de una manera
perfectamente aleatoria. La frecuencia de las de las
colisiones con las paredes del recipiente explica la presión que ejercen los gases.
Todas estas colisiones moleculares son perfectamente
elásticas; en consecuencia no hay pérdida de energía
cinética en todo el sistema. Una pequeña parte de esa energía puede transferirse de una molécula a otra durante la colisión.
La energía cinética promedio por molécula del gas es
proporcional a la temperatura medida en Kelvin y la energía
cinética promedio por molécula en todos los gases es igual a la misma temperatura. Teóricamente a cero Kelvin no hay
movimiento molecular y se considera que la energía cinética
es cero.
Con estos enunciados es posible explicar el comportamiento de
los gases frente a las variaciones de presión y temperatura.
Veamos los siguientes ejemplos:
El aumento que experimenta el volumen de un gas
cuando se aumenta la temperatura, se explicaría de la
siguiente manera: al aumentar la temperatura del gas, se
aumenta la agitación térmica de sus moléculas, es decir,
las moléculas se mueven con mayor velocidad y
describen trayectorias mucho mas amplias, de manera
que el espacio ocupado por dichas moléculas es mayor
que el que ocuparían a temperaturas más bajas.
El aumento de presión que experimenta un gas cuando
se reduce su volumen se interpretaría de la siguiente
manera: para una cantidad fija de moléculas encerradas
en el recipiente, la presión será tanto mayor cuanto menor sea el volumen, ya que las colisiones de dichas
partículas contra las paredes del recipiente serán tanto
más frecuentes cuanto menor sea la cantidad de espacio
disponible para sus movimientos.
Los gases que se ajustan a estos enunciados se llaman gases ideales y
aquellos que lo hacen se denominan gases reales.
Los gases reales en condiciones ordinarias de temperatura y presión
se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o
la presión es muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían
en forma considerable de las de los gases ideales
3. LEYES DE LOS GASES
3.1 LEY DE BOYLE – MARIOTTE:
Esta Ley relaciona el volumen de un gas con la presión,
cuando la temperatura el número de moles permanece
constantes.
Esta ley se anuncia así: A temperatura constante, el
volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión,
matemáticamente se expresa:
V = cuando T es constante
Introduciendo una constante de proporcionalidad K, se transforma en una igualdad.
V = K
Si ahora multiplicamos ambos miembros de la ecuación por P
PV = K
Considerando el estado inicial y el estado final de una cierta cantidad
de gas tenemos.
V1 P1 = V2 P2
Es decir si una determinada cantidad de gas ocupa un V1 cuando la
presión es P1 y un volumen V2, cuando la presión es P2, el producto de
la presión por el volumen tiene el mismo valor en ambas situaciones.
1 atm 2 atm
V1
Volumen Vs presión a T y n constantes
Ejemplo:
A temperatura constante la presión a que están sometidos
200 cm3 de gas ha sido elevado desde 400 hasta 1.000 mm
de Hg. ¿Cuál es el volumen que ocupa el gas bajo la nueva
presión?
V1 P1 = V2 P2
V1 = 200 cm3 V2 = ?
P1= 400 mm Hg
P2= 1000 mm Hg
200 cm3 x 400 mm Hg
1000 mmHg
V2 = 80 cm3
3.2 LEY DE CHARLES
Esta ley relaciona el volumen de un gas, con la
temperatura absoluta, cuando la presión y el
número de moles permanecen constantes.
Esta ley se enuncia así: A presión constante el
volumen de un gas dado es directamente
proporcional a la temperatura absoluta.
Matemáticamente se expresa:
V T
Introduciendo una constante de proporcionalidad, se transforma en una igualdad.
V = K . T
Si ahora dividimos ambos miembros de la ecuación por T
V
T
Esto nos indica que la relación volumen temperatura absoluta es
directamente proporcional.
Considerando el estado inicial y final de una cierta cantidad de gas,
tenemos:
V1 V2
T1 T2
Variación del volumen
En función de la temperatura
La grafica muestra la variación del volumen en función de T en
problema de gases donde intervenga la ley de charles debe
transformarse cualquier temperatura a º K.
Ejemplo:
Una muestra de gas ocupa un volumen de 500 cm3 a 25º C. ¿Cuál sería su volumen a – 10ºC si se mantiene constante la presión?
V1 = 500 cm3
T1 = 25 ºC º K = º C + 273 º K = 25 + 273 = 298º K V2 =?
T2= -10 ºC º K = -10 º C +273 = 263º
V V2 V1. T2 T1 T2 T1
V2 500 cm3 . 263 º K 441.27 cm3
298 º K
3.3 LEY DE GAY- LUSSAC
Conocida también como la segunda ley de
Charles. Esta ley relaciona la presión de un gas
con la temperatura absoluta, cuando el volumen y
el número de moles permanecen constantes.
Esta ley dice: a volumen constante, la presión de
un gas es directamente proporcional a la
temperatura matemáticamente se expresa.
P T
Introduciendo una constante, de proporcionalidad se transforma en una igualdad
P = KT
Si dividimos ambos miembros de la ecuación por T.
P
T Si consideramos el estudio inicial y final de una cita cantidad de gas,
tenemos:
100 200 300 400 500
Variación de la presión En función de la temperatura
Ejemplo.
Si la presión de una mezcla gaseosa se eleva desde 380mm de Hg 1520
mmHg, siendo la temperatura inicial de 17 ºC, ¿cuál será la
temperatura final si no hay variación de volumen?
P1 = 380 mmHg.
P2 = 1520 mmHg.
T1 = 17 °C °K = 17 + 273 = 290 °K
T2 = ? 290 ºk . 1250 mmHg …….... .
. 380 mm Hg
T2 1160 ºk
3.4 LEY COMBINADA DE LOS GASES
Esta ley relaciona, el volumen, la presión y la temperatura cunado el
número de moles permanece constante.
Esta ley dice: El volumen de un gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta e inversamente proporcional a la presión.
Reuniendo las leyes de BOYLE, CHARLES Y GAY- LUSSAC en una sola operación llegamos a la expresión:
V1 . P1 V2 . P2
T1 T2
De esta expresión, podemos despejar el término requerido, según la
exigencia del problema así:
V1 P1 T2 V1 P1 T2 T1 P2 T1 V2
T1V2 P2
V1P1
Ejemplo.
Una muestra de gas tiene volumen de 400 cm3 a 20º C y 720 mmHg de presión calcular el volumen del gas si la temperatura se aumenta a
44 ºC y la presión a 780 mmHg?
V1 = 400 cm3 V2 =?
T1 = 20 ºC º K = 20 +273 = 293º K
T2= 44 ºC º K = 44 +273 = 317º K
P1 = 720 mmHg P2 = 780 mmHg
V1.P1 V2 P2 V1 P1T2
T1 T2 T1 P2
400 cm3 . 720 mmHg . 317 º K . .
. 293 º K. 780 mmHg
41246000
228540
3.5 LEY DE AVOGADRO
Con la ley de Avogadro se explica las leyes
volumétricas de Gay – Lussac.
Esta ley dice: Volúmenes iguales de cualquier gas a las
mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de moléculas
matemáticamente se expresa.
V n cuando P y T son constantes. n = número de moléculas
(El volumen de un gas es directamente proporcional al número de
moles o moléculas).
. De acuerdo con esta relación, en un litro de hidrogeno existe el mismo
número de moléculas que en un litro de cloro, de O2, de CO2 etc.
Siempre que estén en las mismas condiciones de presión y
temperatura.
Según esta ley, el volumen que ocupa una molécula gramo o molde cualquier gas es el mismo, puesto que en un mol de gas existen
siempre 6,023 x 1023 moléculas.
En condiciones normales de presión y temperatura. (1 atm y 0 ºC = 273ºK) una mol de cualquier gas ocupa un volumen de 22,4 litros, que
se conoce como “volumen molecular gramo de los gases ideales”.
El volumen molar de un gas es igual al cociente entre las moles del gas y su densidad absoluta.
Vm =
Ejemplo
1. ¿Si una mol de H2 pose 2g y su densidad absoluta es 0,08987
g/l su volumen molar será?
Vm =
2. ¿Cuál es el volumen molar del N2 si una molécula – gramo del mismo vale 28 g y 1L de gas pesa 1,25?
Vm =
3.6 ECUACIONES DE ESTADO O LEY DE LOS GASES
IDEALES
Combinando la ley de Boyle y Charles con la ley de Avogadro, se
deduce una ecuación general que muestra el estado de un gas en
relación con las cuatro variables: volumen, (v), temperatura absoluta
(T), presión (P), y número de moles (n).
Según Boyle.
V cuando T y n son constantes
Según Charles
V T cuando P y n son constantes
Según Avogadro.
V n cuando P y T son constantes
Resumiendo en una sola estas tres expresiones tenemos
V (T). (n)
Transformando en igualdad mediante una constante de proporcionalidad (R) tenemos.
V = R (T) (n)
El volumen de un gas ideal es directamente proporcional a una
constante de proporcionalidad R, por la temperatura y por el número de moles sobre la presión.
Agrupando tenemos:
PV = n R T
El valor de R Constante universal de los gases se obtiene si
remplazamos en la ecuación general, las variables por sus valores experimentales en condiciones normales y despejamos.
V = 22, 4 L
P = 1 atm n= 1mol
R=?
T= 273 º K
PV = nRT R =
R 1 atm. 22, 4 L 0,082 atm/l 1mol. 273º K mol /°K
Para utilizar este valor de R en la ecuación de estado V, P, n y T deben
estar expresadas en estas unidades. El número de moles (n) en una muestra de gas se calcula dividiendo el
peso de la muestra (w) por el peso de una molécula – gramo (M)
entonces
n =
Remplazando en la ecuación general por (n)
PV = nRT
PV = R .T
Transponiendo términos:
PM = R . T pero d =
De donde
PM = dRT d =
M =
Ejemplo:
1. La densidad de un gas a 640 mmHg y 27º C es 2,68 g/l ¿cuál
es su masa molecular?
PM = dRT M =
d= 2, 68 g/l
R= 0,082 atm /l mol ºK
T= 27ºC ºK = 27+273 = 300ºK
P= 640 mmHg 1 atm 0, 84 atm
760 mmHg
M 2, 68 g/l. 0,082 atm.l mol .ºk x300ºk
0,840 atm
78,48 g/mol.
3.7 LEY DE DALTON O DE LAS PRESIONES PARCIALES.
En toda mezcla de gases que no reaccionan entre si, la
presión total es igual a la suma de las presiones
parciales. Matemáticamente esta ley se expresa:
PT = P1 + P2 + P3
Aplicando la ecuación del estado, la ley de Dalton se puede expresar
así:
PV= nRT PT = (n1 + n2 ……) RT
V
PT = nT RT
V
Para hallar la presión parcial de cada gas en una mezcla se multiplica
la presión total por la fracción molar respectiva.
Pp = PT . X (1)
La fracción molar se define como el número de moles del compuesto
dividido entre el número de totales.
X (1) =
Ejemplo.
Un recipiente contiene 0,5 moles de H2 a una presión de 75mmHg y
se le introducen 0,5 litros de N2 que ejercen una presión de 39 mmHg
¿cuál es la presión total?
PT = P1 + P2
PT = 75mmHg +39 mmHg = 114 mmHg
2. En un recipiente con capacidad de 600cm3 hay una mezcla de 7g
de N2 y 3,2g de SO2, si la temperatura es de 37ºC a) .cual será la
presión en el interior del recipiente b) cual es la presión parcial del
nitrógeno.
a). PT = nT RT
V
7g de N2 1 mol de N2 0,25 moles de N2
28g N2
3,2 g de SO2 1 mol de SO2 0,05 moles de SO2.
64 g de SO2
nT 0, 25 +0, 05 = 0, 3 moles
R= 0,092 atm/l mol º K
T = 27ºC º K = 27+273 = 300º K
V = 600cm3 1L 0, 6 L
1000 cm3
atm . L
PT 0, 3 moles 0,082 mol. ºK. 300º K 0,6 L
12, 3 atm
b). Pp = PT x X (N2)
X N2 0,25 moles N2 0,83
0,3 moles N2
Pp N2 = 12,3 atm . 0,83 = 10,2 atm
3.8 LEY DE LA DIFUSIÓN DE GRAHAM
A la misma temperatura y presión las
velocidades de difusión y de efusión de dos
gases son inversamente proporcionales a las raíces cuadradas de sus masas moleculares.
La difusión, se define como la expansión
espontanea de un gas hasta ocupar todo el
espacio disponible. Efusión, es el proceso por el cual un gas fluye
o se escapa a través de un pequeño orificio.
Para cierta temperatura la energía cinética media de las moléculas de
cualquier gas es constante.
Llamando (M) a la masa de las moléculas y (V) a la velocidad media
de las mismas, tenemos:
Ec1 M1V1 M2V2 Ec2
Trasponiendo términos:
Extrayendo raíz cuadrada:
De acuerdo con Avogadro, las densidades de los gases son directamente proporcionales a sus masas moleculares, por lo tanto
podemos sustituir masa molecular por densidad:
Conociendo los pesos moleculares de dos gases puede emplearse la ley de Graham para calcular sus velocidades relativas de difusión, entre si,
o con respecto a un tercer gas.
Ejemplo 1:
Determine la relación entre las velocidades de difusión del oxígeno y
el hidrógeno.
Solución:
P. M: O2 = 32 g/mol.
H2 = 2g/mol.
V1 = H2
V2 = O2
M1 = H2
M2 = O2
Aplicando la ley de Graham:
Quiere decir que el hidrógeno se difunde 4 veces más rápido que el oxígeno.
Ejemplo 2:
Si la velocidad media de las moléculas de oxígeno en condiciones
normales es de 1.600 km/h. ¿cuál será la velocidad de las moléculas
del metano (CH4) y en las mismas condiciones?
Solución:
P. M:
CH4 = 16 g/mol.
O2 = 32 g/mol
V1 = CH4
V2 = O2
M1 = CH4
M2 = O2
Aplicando la ley de Graham:
TALLER DE APLICACIÓN PRÁCTICA
Conteste las siguientes preguntas de selección múltiple con única
respuesta y justifíquelas debidamente.
1. Supongamos que en un recipiente de vidrio cerrado de
manera hermética y suficientemente resistente, se
encuentra un poco de agua líquida; este conjunto se pesa
en una balanza; luego el recipiente con el agua es calentado
hasta que se vaporiza totalmente el agua. De nuevo se pesa
el conjunto, lo más seguro es que la balanza:
A. Indicará, un valor mayor al primero.
B. Indicará, un valor menor al anterior.
C. Indicará, el mismo valor que la primera vez.
D. Indicará solo el peso del recipiente, pues los gases no
pesan.
2. Una propiedad de los gases es la compresión. Esto se
evidencia cuando se tapa la punta de una jeringa y se hace
presión con el émbolo. Esto sucede puesto que:
A. Las partículas existentes reducen su tamaño.
B. Los gases son como esponjas, todos continuos que al
apretar se comprimen.
C. Las partículas que los forman dejan espacios libres
“huecos” que al apretar se reducen.
D. Las partículas existentes desaparecen.
3. Según la ley de Boyle (y recordando lo que sucede cuando
en un recipiente con gas y ejerciendo presión, se coloca un
émbolo con deferente peso), para toda masa gaseosa, a
temperatura constante, el producto del volumen por la
presión es siempre una cantidad constante; lo que quiere
decir que:
A. Al colocar doble peso sobre el émbolo, este baja y
comprime el gas a la mitad del volumen.
B. Colocando la mitad de su peso sobre un émbolo, este
baja y comprime el gas a un volumen doble.
C. Al colocar la quinta parte de su peso sobre el émbolo,
este baja y comprime el gas a la mitad del volumen.
D. Sobre un émbolo al que se le coloca el doble de su
peso, este baja y comprime el gas a un volumen doble.
4. La figura que mejor describe el proceso anterior es:
A. V B. V
Presión presión
C. V D. V
Presión Presión
Conteste las preguntas 5 a 9 teniendo en cuenta la siguiente
información:
El diagrama presenta un sistema donde la temperatura (T°) es igual
para los tres recipientes con tapa móvil (pistón) conectados a traves
de válvulas (A, B y C) y con un contenido de un mol de gas cada uno
(L, M y N).
5. De acuerdo con esto es válido afirmar que:
A. La masa de los gases L, M y N es igual.
B. Los recipientes 1, 2 y 3 contienen igual número de
moléculas.
C. La densidad de los gases L, m y N es igual.
D. El número de moléculas contenidas en los recipientes
1, 2 y 3 es de 22,4L.
6. Al abrir las válvulas A, B y C, se presionan los pistones de los
recipientes 2 y 3, hasta que el recipiente 1 aumente su
volumen a 3 veces y se cierra la válvula B. Este proceso se
explica haciendo uso o apoyándonos en la ley de:
A. Boyle.
B. Gay-Lussac.
C. Avogadro.
D. Dalton.
7. La gráfica que mejor describe el proceso anterior es:
A. V B. V
n n
C. V D. V
n n
8. Según el proceso anterior en el recipiente 1, se causa una
presión tres P3 sobre el pistón del recipiente 1. Una de las
siguientes afirmaciones no es posible:
A. El número de moles varía en 6,023 x 1023.
B. El número de moléculas se conserva.
C. La suma de las presiones parciales es igual a la total.
D. Los choques intermoleculares de las partículas
gaseosas se incrementan.
9. Como la muestra de gas M ocupa un volumen de 22,4L, si
se le triplica la presión sin variar la temperatura, es válido
afirmar que:
A. El volumen del gas M se reduce a la tercera parte.
B. La masa del gas M se reduce a la tercera parte.
C. El volumen del gas se triplica.
D. El gas posiblemente se condense.
Conteste las preguntas 10 a 13 teniendo en cuenta la siguiente
información:
Un dirigible construido a escala puede ser utilizado para monitorear
el clima, los niveles de ozono, y estudiar el comportamiento de los
vientos en algunas regiones. Estos dirigibles están llenos de helio, un
gas inerte, y en algunos casos se les acondicionan resistencias
eléctricas dentro de las bolsas que contienen el gas, calentándolo y
logrando que el dirigible se eleve más; las resistencias son controladas
desde tierra por ondas de radio.
10. Se eleva un dirigible a escala que tiene dos
compartimientos rígidos con bolsas de gas de 10L cada uno.
La bolsa de gas de uno de los compartimientos está vacía y
el otro lleno de helio. Se lleva a cabo el calentamiento del
gas obteniendo los resultados que se muestran en la
siguiente tabla:
Temperatura
°K
300 350 400 450
Presión
mm.Hg
600 700 800 900
Según los resultados el comportamiento del gas se explica
apoyados en la ley de:
A. Boyle.
B. Avogadro.
C. Dalton.
D. Gay-Lussac.
11. Si se repite el experimento anterior pero teniendo
conectada las bolsas de los dos recipientes del dirigible a
escala, es probable que los datos de presión medidos a 300
°K y 400 °K sean respectivamente:
A. 600 mm.Hg y 800 mm.Hg.
B. 1200 mm.Hg y 1600 mm.Hg.
C. 150 mm.Hg y 200 mm.Hg.
D. 300 mm.Hg y 400 mm.Hg.
12. La gráfica que mejor describe el proceso anterior es:
A. P B. P
°K °K
C. P D. P
°K °K
13. Un dirigible construido a escala, utilizado para determinar
la cantidad de ozono atmosférico en el ártico, tiene tres
bolsas de gas cada una con un volumen de 22,4L y a una
temperatura de O °C. Las tres bolsas fueron llenadas con
diferentes gases como se muestra en la siguiente tabla:
Bolsa de gas Cantidad de sustancia
1 1 mol de He
2 1 mol de H2
3 O,5 moles de He + 0.5
moles de H2
La presión de la bolsa 3 del dirigible es:
A. El doble de la presión de la bolsa 1 y 2.
B. Igual a la presión de las bolsas 1 y 2.
C. La mitad de la presión de las bolsas 1 y 2.
D. La suma de las presiones de las bolsas 1 y 2.
14. Según Avogadro, volúmenes iguales de gases diferentes y a
condiciones normales, tienen el mismo número de
moléculas.
Se tienen dos recipientes de igual volumen y a condiciones
normales; ocupados por los gases A y B respectivamente. Si
el peso molecular de B es el doble de A, el número de
moléculas en cada recipiente es:
A. Mayor en A.
B. Mayor en B
C. Igual.
D. En B es el doble de A.
15. Al comprimir un gas a temperatura y número de moles
constante, el volumen disminuye; al duplicar la presión, el
volumen se reduce a la mitad y si la presión se reduce a la
mitad el volumen se duplica (Boyle).
22,4L es el volumen que ocupa un mol de oxígeno, a
condiciones normales. Que volumen ocupará esa misma
cantidad de oxígeno, si la presión se triplica manteniendo
constante la temperatura:
A. Igual.
B. El doble.
C. 1/3 del volumen inicial, es decir 7,46L.
D. 1/2 del volumen inicial, es decir 7,46L.
16. La cantidad de oxígeno disuelto en el plasma sanguíneo del
ser humano, es aproximadamente 0,3 cm3 en 100 cm3 de
sangre a 37 °C. por inhalación de oxígeno puro este valor
puede aumentar hasta 2 cm3. Esta circunstancia permite la
supervivencia de un intoxicado o de una persona que haya
perdido mucha sangre.
PV=nRT PM=dRT PM= O2= 32 g/mol
La densidad del oxígeno a condiciones normales es:
A. 1,42 g/L.
B. 2,8 g/L.
C. 14,28 g/L.
D. 1,42 g/L.
17. Para elevar algunos dirigibles se utiliza el hidrógeno, el cual
se obtiene en el laboratorio por acción de ácidos diluidos
sobre los metales, como el zinc, y por electrólisis del agua.
Industrialmente se producen grandes cantidades de
hidrógeno a partir de los combustibles gaseosos. Para llenar
un dirigible a escala, en un laboratorio se produce el gas
hidrógeno a partir de la siguiente reacción:
2HCl + Zn ZnCl2 + H2
Sustancia Masa molar g/mol
HCl 36
Zn 65
H2 2
PV=nRT
A condiciones normales, se requiere la obtención en el
laboratorio de 44L de hidrógeno. El número de gramos de
HCl requeridos para la reacción es:
A. 36g de HCl.
B. 65g de HCl.
C. 48g de HCl.
D. 70,5g de HCl.
18. De acuerdo con la ecuación que sintetiza la relación V, T y
P, para un gas, de las siguientes afirmaciones, cuál
corresponde a dicha ecuación:
= n constante.
A. La velocidad de difusión de los gases es inversamente
proporcional a la raíz cuadrada de sus densidades,
siempre y cuando la temperatura sea constante.
B. El volumen del gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta e inversamente proporcional a
la presión.
C. En una mezcla de gases, la presión total es igual a la
suma de las presiones parciales.
D. Volúmenes iguales de cualquier gas, contienen el
mismo número de moléculas en condiciones iguales de
presión y temperatura.
Jaime José Maya Tobar
Esp. Docencia de la química