GASES pdf

(1)

Y la

teoría

cinética

(2)

Objetivos

Distinguir los distintos estados de la materia.



SusPropiedades.



Concretar el modelo de gas

quevamos autilizar.



Utilizar la idea de presión

Ejercida por un gas y sus unidades.



Establecer la escala absoluta

de temperaturas.



Llegar razonadamente a las

leyes de losgases mediante varias experiencias y utilizando el MétodoCientífico.



Establecer la ecuación de estado delgas ideal

Antes

de

empezar

1.Losestados de la materia

Propiedades

Aspectos cualitativos

2.Losgases

Modelo de gas

Presión.Unidades

3. Las leyes de los gases

Factores queregulanla presión Ley deBoyle

Escala absoluta de temperatura

Ley deGay-Lussac

Ley deCharles

4. Síntesis deestas leyes

Ley de estado de losgases

ideales

Ejercicios para practicar

Para saber más

Resumen

Autoevaluación

(3)

1. Antes de empezar

Recuerda

Nombres de gases que se encuentran en la Naturaleza y observa las distintas propiedades de los mismos con respecto a los líquidos o los sólidos.

Investiga

Cómo podemos llegar a establecer

las leyes que rigen su

comportamiento para, conocidas éstas, poder hacer predicciones.

Para ello tendrás que utilizar la metodología científica experimental, que fue lo que hicieron Boyle, Gay-Lussac, Charles...

(4)

1.

Los estados de la materia

Propiedades

La materia que nos rodea aparece ante nosotros con muy diversos

aspectos.

Presenta distintas formas, colores, Durez , fluidez... pero en general consideraremos que lo hace en los siguientes estados:

En esta unidad lo que

nos interesa es que se sepa diferenciar perfectamente bien el estado gaseoso de los otros dos.

Como se observa en la escena adjunta, los gases, al igual que los líquidos, se adaptan a su recipiente, pero, los gases pueden además comprimirse y descomprimirse, lo que no puede hacerse con los líquidos.

Aspectos cualitativos

Antecedentes históricos: Los filósofos griegos, Demócrito y Epicuro, consideraban que la materia es divisible en la experiencia diaria, pero, en un cierto término, consta de partículas indivisibles que provisionalmente podemos llamar

átomo, (de la palabra

griega átomo , indivisible).

El físico inglés J. Dalton (1766-1844) establece la Teoría atómica de

la materia en la que se

Considera que todo tipo de materia, sea sólido, líquido o gas, está constituida por partículas, que en principio se llamaron átomos.

En un SÓLIDO, estas "partículas" ocupan posiciones determinadas en una red,

alrededor de las cuales vibran cada vez más intensamente a medida que aumentamos la temperatura.

Las fuerzas atractivas entre las partículas del sólido son muy intensas.

En un LÍQUIDO, estas "partículas" se mueven deslizándose unas cerca de otras y manteniéndose unidas por débiles fuerzas atractivas entre ellas.

En el caso de un GAS, estas "partículas" se mueven a grandes velocidades y las fuerzas atractivas entre ellas podemos considerarlas como inexistentes.

Se mueven al azar ocupando todo el volumen del recipiente.

Modelo de gas ideal

Como vamos a estudiar el

comportamiento de los gases, vamos a establecer un MODELO para cualquier gas, que, como Hemos visto en las anteriores animaciones, estará constituido por partículas moviéndose al azar y chocando contra las paredes del recipiente.

Las características del MODELO ideal de gas serán:

-Las partículas del gas

son pequeñísimas comparadas

con el volumen del recipiente.

(5)

aumenta la velocidad de las partículas

del gas. la temperatura aumenta.

- No existen fuerzas de atracción entre ellas.

- En su movimiento, chocan entre ellas y con las paredes del recipiente cumpliéndose las leyes de los choques elásticos.

- Cuando chocan aparecen las fuerzas O interacciones entre ellas o con las paredes del recipiente.

- Los choques con las paredes del recipiente producen el efecto que llamamos presión sobre las mismas.

La materia

Estados de agregación

Todos los cuerpos están formados por materia, cualquiera que sea su forma, tamaño o estado.

La materia se nos presenta en tres estados fundamentales de agregación:

• Sólido: azúcar, sal, hielo... • Líquido: alcohol, agua, aceite... • Gas: oxígeno, nitrógeno...

Propiedades de la materia

La materia, en cualesquiera de sus estados, tiene una serie de propiedades características como son la densidad, la dureza, el punto de fusión, la temperatura, el volumen específico (volumen ocupado por la unidad de masa), el punto de ebullición... que no dependen de la cantidad de materia considerada.

Por otra parte, hay otras propiedades como el volumen o la masa que sí dependen de la cantidad que se tome.

A las primeras propiedades se las llama intensivas y a las segundas extensivas.

La densidad y la temperatura son propiedades intensivas de la materia. Una escala termométrica muy usada es la escala Kelvin. En ella, se toma como origen el cero absoluto y cada grado equivale a un grado centígrado. Lord Kelvin da nombre a esta escala termométrica.

Teoría cinético-molecular

Introducción

El comportamiento de la materia se explica actualmente con la teoría cinética basada en los siguientes supuestos:

La materia está compuesta por partículas muy pequeñas en continuo movimiento, entre ellas hay espacio vacío. Las partículas pueden ser átomos, moléculas, iones...

La energía cinética de las partículas aumenta al aumentar la temperatura.

(6)

relacionado con la presión (a mayor número de choques, más presión se ejerce sobre las paredes del recipiente).

El estado sólido

En el estado sólido las partículas se encuentran unidas por grandes fuerzas que las mantienen unidas a distancias relativamente pequeñas. El movimiento de las partículas se limita a ser de vibración, sin que se puedan desplazar. Conforme aumenta la

temperatura, la amplitud de

la vibración de las partículas se hace mayor por lo que el sólido se dilata.

En el estado sólido las partículas están privadas de libertad de movimiento de traslación.

El estado líquido

En este estado las fuerzas entre las partículas son más débiles que en el sólido lo que implica que éstas tengan libertad de movimiento, así las

partículas están dotadas de

movimientos de vibración, rotación y traslación. No obstante, las partículas aún se mantienen cercanas unas a otras. Por eso los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene pero ocupan un volumen fijo.

Otra propiedad de los líquidos, que comparten con los gases, es que pueden fluir.

Los líquidos adoptan la forma del recipiente.

El estado gaseoso

En el estado gaseoso las fuerzas entre las partículas son prácticamente nulas y éstas se pueden mover libremente y la distancia entre ellas es mucho mayor que en los estados sólido y líquido.

Por ello, las partículas de los gases ocupan todo el volumen disponible del recipiente

El estado sólido

Todas las sustancias sólidas se caracterizan por tener forma y volumen constantes y por ser (casi) indeformables.

Estas propiedades se explican teniendo en cuenta que las partículas que los constituyen ocupan lugares fijos en el espacio ordenándose en redes cristalinas.

La ordenación en redes cristalinas de las partículas se puede reflejar a nivel macroscópico con la simetría observada en los cristales de sólido.

Aunque las partículas ocupan lugares fijos en el espacio, se encuentran vibrando. Conforme aumenta la

temperatura, aumenta la

amplitud de oscilación de

las partículas (aumenta su

energía total) aumentando la distancia que las separa y así el sólido aumenta su volumen. A este fenómeno lo llamamos dilatación.

El estado líquido

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relativamente juntas. Dicho de otro modo, las partículas en este estado poseen energía cinética (debido al movimiento) y energía potencial (debido a la posición en cada instante y a las interacciones entre ellas).

Por eso los líquidos pueden adquirir la forma del recipiente que los contiene y son prácticamente incompresibles.

Conforme aumenta la temperatura, aumenta la energía cinética de las

partículas (y por tanto su

velocidad) aumentando la distancia que las separa. A este fenómeno lo llamamos dilatación.

El estado gaseoso

Temperatura constante

Si mantenemos la temperatura constante y ejercemos una presión sobre el gas, su volumen disminuye.

El hecho de que al ejercer una presión sobre un gas disminuya su

volumen es causado por la

elevada compresibilidad de los gases debido a que prácticamente no hay fuerzas entre sus partículas y a las grandes distancias que existen entre ellas.

Ley de Boyle y Mariotte

"A temperatura constante, para una determinada cantidad de gas, el producto presión por volumen permanece constante".

ROBERT BOYLE (1627-1691), físico y químico irlandés conocido por su importante contribución al estudio de

las LEYES de los GASES y

considerado uno de los padres de la Química moderna.

Ley de Gay-Lussac

" A presiòn constante, el volumen de un gas en un recipiente,

depende directamente de la temperatura absoluta”

P

PA

PB

Proceso Isotérmico

VA VB V

T

A

T

B

P

PA = PB

Proceso Isobárico

(8)

GAY-LUSSAC (1778-1850), físico y químico francés conocido por su importante contribución a las leyes de los gases.

Ley de Carles

" A volumen constante, la presión de un gas en un recipiente,

depende directamente de la temperatura absoluta”

CHARLES(1746-1823), físico francés, fue profesor de la Sorbona y llegó a la expresión de su propia ley de los gases

Ley de estado de los gases ideales

Recordemos que, planteamos que la presión de un gas en un recipiente iba a depender de: el volumen del mismo, de la temperatura y del nº de partículas del gas. Las experiencias planteadas nos permitieron llegar a las siguientes leyes:

1ª Experiencia: A t=constante y nº de partículas del gas=constante,

Ley de Boyle

2ª Experiencia: A V= constante y nº de partículas del gas constante,

Ley de Gay Lussac

Es decir, la presión de un gas es directamente

proporcionala la temperatura

absoluta del gas e inversamente

proporcional al volumen del

recipiente.

Todo esto para un nº de partículas del gas constante, es decir para una determinadacantidadde gas.

T

A

T

B

P

PA

PB

Proceso Isocòrico

(9)

Estoúltimopodemosexpresarloasí:

Es decir, la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas e inversamente proporcional al volumen del recipiente.

O lo que es lo mismo

Que es la ecuación general de los gases en estado perfecto, también llamado Proceso Adiabático

Ecuación del gas en función del número de moles

El nº de moles de un gas, lo llamaremos n, así la constante de la ecuación de los gases k, será igual a k = n.R, siendo R la constante de los gases ideales.

Para determinarla, si 1 mol de gas en

condiciones de 22,4 litros,la

Constante R valdrá substituyen valores para las CONDICIONES

NORMALES(P =1atm ,V= 22,4 L, T=273Kyn=1mol) el valor de R será:

El valor de R será:

Conocido el valor de R llamada CONSTANTE DE LOS GASES IDEALES,

la ecuación de estos gases para cualquiercantidaddegasserá:

Como vemos,estaserála Ecuación de estadodelgas ideal.

Lord Kelvin

Era el año 1848 cuando un científico de Irlanda del Norte llamado William Thomson (1824-1907) propuso que para medir la temperatura de los cuerpos se utilizase una nueva escala que comenzara a contar justamente en el llamado cero absoluto Por entonces ya se había calculado que la temperatura tiene un límite natural, por debajo del cual es imposible descender. Ese límite estaba establecido en -273 ºC, o sea, a 273 ºC bajo cero. William Thomson era profesor de física en la Universidad de Glasgow desde los veintidós años, a los treinta y cuatro había sido nombrado sir y en 1892 decidieron nombrarle lord.

(10)

del pequeño río sobre cuya ribera está asentada la Universidad de Glasgow Y así no sólo ha pasado ese nombre a la histona de la física para identificar a William Thomson, sino también para denominar la unidad de la escala absoluta de temperaturas. Para pasar de la escala centígrada (o Celsius) a la escala absoluta de Kelvin, basta sumar la cantidad de 273. Así, cuando tenemos una temperatura de 25 ºC, su equivalente en la escala kelvin será 25 + 273 = 298 K.

Problemas resueltos

El primer problema es explicativo con detalles de aplicación

1. Un gas ocupa un volumen de 20 L a 1 atm y se comprime (a temperatura constante) hasta que su volumen se reduce a la quinta parte. ¿Cuál será ahora la presión que ejercerá ahora el gas sobre las paredes?

Lo primero que hay que hacer para enfrentarse a un problema es tratar de visualizar la situación de modo gráfico, es decir, con ayuda de dibujos. En nuestro caso tenemos un gas encerrado en un recipiente cuyo volumen puede variar, de modo que sufre una transformación desde una situación inicial (1) hasta una situación final (2):

P1,V1,T1,N1 P2, V2, T2, N2

Las magnitudes que caracterizan cada estado del gas son la presión (P), el volumen (V), la temperatura (T) y el número de partículas (N). Nosotros conocemos P1 (1 atm), V1

(20 L) y V2 (20/5 L) (son nuestros

datos) y tenemos que determinar P2

(nuestra incógnita).

Como punto de partida, y teniendo en cuenta la teoría cinética de los gases, podemos esperar que aumente la presión si disminuye el volumen mientras no cambie la temperatura ni el número de partículas. En efecto, como la presión que ejerce el gas sobre las paredes depende del número de choques por segundo (de las moléculas con las paredes) y de la violencia de esos choques, si disminuye el volumen sin variar la temperatura aumentará el número de choques por segundo sin variar la violencia de dichos choques; por lo tanto, la presión debe de aumentar. Pero, ¿cuánto aumentará?

Para calcular cuánto aumentará la presión tenemos que recurrir a la ecuación general de los gases, que

nos permite relacionar las

magnitudes que caracterizan al gas en diferentes estados:

· · ·

P V



C N T



·

· P V

C

N T



Como C es una constante que vale

siempre lo mismo,

independientemente del gas del que se trate y del estado en el que se encuentre, podemos relacionar los valores de las magnitudes que caracterizan al gas en diferentes estados mediante esa constante:

Nuestros datos son T1 (20 ºC), P1

(740 mm Hg) y T2 (100 ºC), y

nuestra incógnita es P2. El dato del

volumen (750 cm3_{), tal y como}

veremos, es un dato que no nos hace falta, ya que permanece invariable durante todo el proceso (V1=V2).

Debemos de buscar una expresión que nos permita conocer P2 a partir

de nuestros datos. Una vez más, podemos llegar a esa expresión si recurrimos a la ecuación general de los gases, que no permitirá en este caso relacionar los valores de las magnitudes que caracterizan al gas en los estados inicial y final.

· · ·

P V



C N T



·

· P V

C

N T

(11)

Como C es una constante que vale

siempre lo mismo,

independientemente del gas del que se trate y del estado en el que se encuentre, podemos relacionar los valores de las magnitudes que caracterizan al gas en diferentes estados mediante esa constante:

1 1 1 1

·

· P V

C

N T



y 2 2

2 2

·

· P V

C

N T



por

lo que 1 1 2 2 1 1 2 2

·

· P V

P V

N T



N T

Teniendo en cuenta que en nuestro proceso de transformación el volumen no cambia (V1=V2) y que no

entra ni sale gas (N1=N2), la última

expresión se puede simplificar de modo que:

1 2

P

T



T

De donde podemos despejar nuestra incógnita 1 2 2 1

· P T

P

T



Esa expresión relaciona la presión en el estado final con nuestros datos, y parece bastante fiable. De hecho, en el caso de que el volumen no variara (V1=V2) nos encontraríamos con que

P1=P2, lo cuál resulta bastante lógico.

Además, esa expresión nos permite predecir que si el volumen se reduce a la mitad (V2=V1/2), la presión se

duplicará (P2=2·P1), o que si el

volumen se reduce a la quinta parte (V2=V1/5), la presión se hará el

quíntuple (P2=5·P1). Este último es

precisamente nuestro caso, de modo que cabe esperar que la presión final sea de 5 atm:

1 1 2

2

·

1 ·20

5

4 P V

atm

L

P

atm

V

L



2.- Una cantidad de gas ocupa un volumen de 80 cm3_{a una presión}

de 750 mm Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 1,2 At. Si la temperatura no cambia

Como la temperatura y la masa

permanecen constantes en el

proceso, podemos aplicar la ley de Boyle: P1.V1 = P2.V2

Tenemos que decidir qué unidad de presión vamos a utilizar. Por ejemplo atmósferas.

Como 1 atm = 760 mm Hg, sustituyendo en la ecuación de Boyle:

;

2 ,

1

80 /

760

750

2 3

V

atm

cm

atm

mmHg







3 2

65 ,

8 cm

V



Se puede resolver igualmente con mm de Hg.

3.- El volumen inicial de una cierta cantidad de gas es de 200 cm3_{a la temperatura de 20ºC.}

Calcula el volumen a 90ºC si la presión permanece constante.

Como la presión y la masa

proceso, podemos aplicar la ley de Charles y Gay-Lussac:

El volumen lo podemos expresar en cm3_{y, el que calculemos, vendrá}

expresado igualmente en cm3_{, pero la}

temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

.

78 ,

247 ;

363

293

200

3 2 2 3

cm

V

K

V

K

cm

_

(12)

4.- Una cierta cantidad de gas se encuentra a la presión de 790 mm Hg cuando la temperatura es de 25ºC. Calcula la presión que alcanzará si la temperatura sube hasta los 200ºC.

Como el volumen y la masa

proceso, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac:

La presión la podemos expresar en mm Hg y, la que calculemos, vendrá expresada igualmente en mm Hg, pero la temperatura tiene que expresarse en Kelvin.

5.- Un gas ocupa un volumen de 2 l en condiciones normales. ¿Qué volumen ocupará esa misma masa de gas a 2 atm y 50ºC?

Como partimos de un estado inicial de presión, volumen y temperatura, para llegar a un estado final en el que queremos conocer el volumen, podemos utilizar la ley combinada de los gases ideales, pues la masa permanece constante:

6.- Un recipiente cerrado de 2 l. contiene oxígeno a 200ºC y 2 atm. Calcula:

a) Los gramos de oxígeno contenidos en el recipiente.

a) Aplicando la ecuación general de los gases PV=nRT, podemos calcular los moles de oxígeno:

7.

Un neumático de un automóvil contiene aire a una presión de 2,1 bar (1 bar = 105

N/m2_{) y 15 ºC. En una parada}

realizada después de recorrer un largo trayecto el conductor volvió a medir la presión y encontró un valor de 2,5 bar. ¿Funcionaba mal el aparato? Determinar la nueva temperatura del aire y explica por qué se recomienda siempre medir la presión de los neumáticos en frío (antes de circular con el vehículo)

Teniendo en cuenta que en nuestra transformación el volumen no cambia (V1=V2) y que no entra ni sale gas del

neumático (N1=N2), la última

expresión se puede simplificar de modo que:

1 2

P

T



T

De donde podemos despejar nuestra incógnita 1 2 2 1

· T P

T

P



De esa expresión podemos deducir que si la presión final se hubiera duplicado (P2=2·P1) es porque la

temperatura también se habría duplicado (T2=2·T1) ¡¡en grados

Kelvin!! Sin embargo, en nuestro caso, 2,5 bar no es ni siquiera el doble de 2,1 bar, por lo que cabe esperar que la temperatura final no sea ni siquiera el doble de 288 K:

1 2 2

1

· 288 ·2,5

342,9

2,1

T P

K

bar

(13)

Que como se puede apreciar no es ni siquiera el doble de 288 K.

Finalmente, si pasamos esa

temperatura a escala centígrada obtenemos que la temperatura final del aire encerrado en la rueda debía ser de:

2

342,9

(342,9 273)º

69,9º

T



K





C



C

En este problema nos encontramos con un gas (aire) encerrado en la cámara de un neumático y que sufre un proceso de transformación desde un estado inicial hasta un estado final. En esa transformación ha aumentado la presión que el aire ejerce sobre las paredes internas del neumático pero no ha variado ni el volumen que ocupa el gas (se supone que la cámara del neumático no

cambia su volumen en el

desplazamiento) ni el número de moléculas encerradas en el interior del neumático (no entra ni sale aire).

Cuando nos pregunta el enunciado si funcionaba mal el aparato, lo que realmente nos está planteando es que si es posible que aumente la presión que ejerce el aire encerrado sin que varíen ni su volumen ni el número de moléculas encerradas. Pues la respuesta es que sí que es posible. La presión puede aumentar si aumenta la temperatura del aire encerrado, cosa que ocurre porque en el desplazamiento las ruedas se calientan debido al rozamiento entre el asfalto y los neumáticos. Ese calentamiento se transmite al interior

del neumático aumentando,

consecuentemente, la temperatura

del aire encerrado. Como

consecuencia aumenta la velocidad con la que se mueven las moléculas y chocan con las paredes internas del neumático más veces por segundo y con mayor violencia. Es por ello que aumenta la presión. Por tanto, el aparato (llamado manómetro) no funcionaba mal

El metano es un gas de efecto invernadero relativamente potente que contribuye al calentamiento global del planeta Tierra ya que tiene un potencial de calentamiento global de 23.3 Esto significa que en una media de tiempo de 100 años cada kg de CH4 calienta la Tierra 23 veces

más que la misma masa de CO2, sin

(14)

Resuelvo

Trabajos en clase Controlado: ___________ / / En los ejercicios 1 al 8, de acuerdo al cuadro, y con los datos iniciales calcule el dato del cuadro libre. Se considera constante el dato no dado en la tabla.

1. Resuelve

Condiciones Iniciales Condiciones Finales

P1=

2 At

V1=

3 lts

P2=

1 At

V2=

Aplico para resolver la ley de:_____________________________________

2. Resuelve

P1=

680 mm

V1=

4 lts

P2= V2=

6 lts

(15)

3. Resuelve

P1=

2 at

V1= P2=

790 mm

V2=

16 lts

4. Resuelve

P1=

4 At

T1= P2=

2 At

T2=

30 ºC

(16)

5. Resuelve

P1= T1=

40 ºC

P2=

3 At

T2=

100 ºC

6. Resuelve

P1=

620 mm

T1=

0 ºC

P2= T2=

400 K

(17)

7. Resuelve

V1=

1,5 lts

T1=

40 ºC

V2=

4 lts

T2=

8. Resuelve

V1= T1=

300 k

V2=

2 lts

T2=

40 ºC

(18)

1.

Se tienen 600 ml de un gas

sometido a la presión de 800 mm Hg. Calcular el volumen que ocuparía la misma masa de gas, cuando la presión es de 300 mm Hg.

a) 1,6 lts

b) 2,4 lts

c) 1,9 lts

d) 4,3 lts

e) 5,0 lts

2. Se tienen 0,2 litros de un gas sometido a la temperatura de 100 °C. Calcular el volumen que ocuparía la misma masa de gas a 0°C si la presión se mantiene constante.

a) 2,45 lts

b) 3,17 lts

c) 0,15 lts

d) 1,25 lts

e) 4,31 lts

3. Se tienen 20 litros de un gas sometidos a la temperatura de 5 °C y a la presión de una atmósfera. Calcular el volumen que ocuparía el gas a 30 °C y a la presión de 800 mm Hg.

a) 14,2 lts

b) 11,2 lts

c) 08,2 lts

d) 20,7 lts

e) 34,2 lts

4. Calcular la presión ejercida por un mol de anhídrido carbónico contenido en un recipiente de cinco litros a la temperatura de 100 °C.

a) 2.43 atm b) 3,73 atm

c) 6,11 atm

d) 9,12 atm e) 7,23 atm

5. El volumen de un gas es de 200 ml a 1,5 atmósferas y 20 °C. Si la presión permanece constante. ¿Qué temperatura hay que aplicarle para que el volumen aumente a 300ml?

a) 439,5 K b) 345,3 K c) 943,3 k d) 496,2 K e) 234,1 K

6 Una muestra de gas ocupa un volumen de 44,8 litros en condiciones estándar, es decir, 25 °C de temperatura y una presión de una atmósfera. ¿Cuál será su presión a

una temperatura de 34 °C,

manteniendo el volumen constante?

a) 1,03 atm

b) 2,05 atm

c) 4,21 atm

d) 6,07 atm

e) 2,22 atm

7. ¿Cuál es el volumen que ocupan 126 g de hidrógeno cuando están a 5 atmósferas de presión y 27 ºC de temperatura?

a) 240 lts b) 122 lts c) 453 lts d) 310 lts e) 100 lts

(19)

a) 12 ºC b) 0 ºC c) 44 ºC d) -2 º C e) 25 ºC

9. Se ensaya un tanque que resiste una presión de 36 atm. Se llena de aire a 30 °C y 18 atm. ¿Ofrece seguridad para someterlo, una vez lleno a una temperatura de 600 °C?

a) 51,8 atm b) 6,78 atm c) 12,2 atm d) 44,43 atm e) 82,00 atm

10. Se encuentran 6 litros de un gas ideal a 24 ºC y presión constante. ¿Cuánto disminuye su temperatura para que su volumen sea de 4 litros?

a) 372 K b) 99 K c) 122 K d) 486 K e) 375 K

11 El volumen de un gas, medido a presión estándar, es de 20,4 litros. Calcula la presión del gas en mm de mercurio si el volumen cambia a 28,2 litros y la temperatura permanece constante.

a) 549,48 mm Hg b) 234,34 mm Hg c) 452,11 mm Hg d) 101.11 mm Hg e) 645,12 mm Hg

12. Cierta cantidad de gas ocupa un volumen de 34 mL a la presión de 200 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a la presión de 840 mm de Hg?

a) 8,1 ml b) 6.4 ml c) 2,3 ml d) 4,2 ml e) 5.2 ml

13. Isobáricamente, el volumen de un gas se duplica. Si la temperatura inicial es 27 °C, calcula la temperatura final.

a) 300 K b) 450 K c) 522 K d) 222 K e) 600 K

Respuestas:

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9

a c d c a a d b a

1 b a a e

Edme Mariotte, abad y físico francés. -Estudió la compresión de los gases.

(20)

1- Un gas ocupa un volumen de 500 ml a 700 torr de presión. Que volumen ocupará si la presión aumenta a 800 ml?

R: 437,5

2- Una masa de hidrógeno ocupa un volumen de 1200 L a la presión de una atm. Cuál será la presión si el volumen se reduce a 2 L?

R: 600 atm

3- Un gas ocupa un volumen de 270 ml a 0º C y 760 torr. Qué volumen ocupará a 100° C y 700 torr?

R: 273,3

4- El volumen de un gas es de 800 L a 750 torr y 20° C . Que volumen en L ocupará a 100 torr y 0° C?

R: 550

5- Una masa de gas Helio ocupa un volumen de 100L a 20°. Como debe variar la temperatura para que el volumen sea el triple a presión constante?

R: aumentara 879 K

6- Una muestra de gas ocupa 8 L a 25° C y 760 torr. Calcular el volumen a 25° C 1520 torr.

R: 4L

7- Una muestra de gas ocupa un volumen de 200 ml a 600 torr y a 0° C, que volumen ocupará a 1000 torr y 0° C?

R: 120 ml

8- El volumen de un gas a 20° C y 742 torr es de 50 L. Que volumen ocupará en PTE?

R: 45,48

9- El volumen de un gas a 12° C y 750 torr es de 50L. Calcular el volumen que ocupará a 40° C y 720 torr.

R: 228,8 L

10- Cuál es la temperatura de una masa de gas que ocupa un volumen de 200 L a 730 torr?. A 12° C y 750 torr el mismo gas ocupa un volumen de 250 L..

R: 369,8 K

11- Que volumen ocupa 2,71 moles de Hélio?

R: 60,7 L

12- Cuántos moles de cloro hay en dos litros de gas cloro a 27° C 2 atm de presión.

R: 0,16