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