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a PV=nRT] [Ley
de Dalton de presiones] [Estequiometría
de gases] [Concentración
de un gas] [Gases
húmedos] [Ley
de los gases reales] [Ejercicios
especiales] [Referencias
bibliográficas]
👉 Demostraciones <Ejercicios analíticos para demostrar las respuestas analíticas o algoritmos de solución> (Pulse aquí)
👉 Ejemplos <Ejercicios Propios de la página>
(Pulse aquí)
👉 Matamala y González <Libro de texto
Ediciones Cultural - 1976> (Pulse aquí)
👉 Química general de Chang <Libro de texto
de Raymond Chang> (Pulse aquí)
👉 Química la ciencia central <Libro de texto de Theodore E. Brown> (Pulse aquí)
👉 Química hipertexto <Libro de texto de Mondragón et al 2010> (Pulse aquí)
Demostraciones
(1.1) Demuestre la relación entre litros y metros cúbicos por factor de
conversión y reemplazo algebraico
(1.2) Demuestre
el funcionamiento de un Barómetro de Torricelli a partir de la ley de la
conservación de la masa.
(1.3) Demuestre el funcionamiento de un manómetro a
partir del modelo matemático del barómetro de Torricelli.
(1.4) Obtener
la ley de los gases ideales a partir de las leyes empíricas de los gases de
Avogadro y Gay-Lussac.
(1.5) Obtener la ley de Boyle o ley de Mariotte a
partir de la ecuación de estado o ley de los gases ideales P V = n R T,
empleando como condición un sistema en el que el volumen cambia en función de
la presión a temperatura constante.
(1.6) Hallar el valor de la constante en la ley de
Boyle a 273 K y 1.00 mol de gas ideal.
(1.7) Obtener la ley de Charles a partir de la
ecuación de estado o ley de los gases ideales P V = n R T, empleando como
condición un sistema en el que el volumen cambia en función de la temperatura a
presión constante.
(1.8) Hallar el valor de la constante en la ley de
Charles a 1.00 atm y 1.00 mol de gas ideal.
(1.9) Obtener la ley de Gay-Lussac a partir de la
ecuación de estado o ley de los gases ideales P V = n R T, empleando como
condición un sistema en el que la presión cambia en función de la temperatura a
volumen constante.
(1.10) Hallar
el valor de la constante en la ley de Gay-Lussac a 1.00 L y 1.00 mol de gas ideal.
(1.11) Obtener la ley de Avogadro a partir de la
ecuación de estado o ley de los gases ideales P V = n R T, empleando como
condición un sistema en el que el volumen cambia en función de la cantidad de
sustancia a presión y temperatura constantes; y sus variantes para cantidad de
sustancia.
(1.12) Hallar el valor de la constante en la ley de
Avogadro (volumen molar) a 1.00 atm y 273 K de gas ideal; y hacer el dibujo de
la gráfica.
(1.13) Hallar la forma de la ley de Avogadro que
permite usar la masa en lugar de la cantidad de sustancia, para la forma
estática y para la forma dinámica.
(1.14) Hallar la forma de la ley de Avogadro que
explica el funcionamiento de la técnica de Cannizzaro, es decir, calcular la
masa molar a través de la densidad de un gas en condiciones estándar.
(1.15) Usando la ley de Avogadro encontrar una
fórmula que permita calcular la masa de una sustancia en términos de la masa de
otra sustancia, asumiendo que los volúmenes son iguales.
(1.16) Demostrar las modificaciones que
tiene la ley de los gases ideales para cambio de estado, cambio de identidad y
mezcla de gases.
(1.17) Demostrar una función que permita calcular el
volumen molar de un gas para cualquier condición de temperatura y presión.
(1.18) Hallar la forma de la ecuación de estado P V
= n R T que permite usar la masa en lugar de la cantidad de sustancia, para sus
formas estática y dinámica.
(1.19) Hallar la forma de la ecuación de estado P V
= n R T que permite usar la densidad, para sus formas estática y dinámica.
(1.20) Hallar
la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar el número de
moléculas o átomos de un gas, para sus formas estática y dinámica.
(1.21) Hallar
la forma de la ecuación de estado P V = n R T que permite usar la concentración
molar de un gas, para sus formas estática y dinámica
(1.22) Deduzca las leyes de Henry y Raoult a partir
de la ecuación de estado de los gases ideales.
(1.23) A
partir de la ley de Avogadro V=Vm x n y la ley de volúmenes de combinación de
Gay-Lussac, demuestre cuatro funciones para la estequiometría mol a mol, la
estequiometria moles a gramos, la estequiometria gramos a moles, y la
estequiometría gramos a gramos
(1.24) A
partir de la fórmula para la estequiometría mol a mol demuestre expresiones
para la estequiometría gas a moles, moles a gas, gas a gas, gramos a gas, gas a
gramos, para condiciones estándar y no estándar.
(1.25) Deduzca expresiones para la
eficiencia o rendimiento de la reacción, para magnitudes en masa, y volumen, a
partir de la cantidad de sustancia.
(1.26) Deduzca una fórmula para la eficiencia de la
reacción en términos de las siguientes parejas: masa de producto experimental
masa de reactivo limitante; volumen de producto experimental volumen de
reactivo limitante. Use las ecuaciones correspondientes obtenidas en
demostraciones anteriores.
(1.27) Determinar
la relación entre la fracción de volumen y la fracción molar en un sistema
gaseoso soluto a total a presión constante.
(1.28) Demostrar las fórmulas que permita usar la
ecuación de los gases ideales y el porcentaje en masa, el porcentaje en volumen
y fracción molar.
(1.31) Determinar la función que permite calcular la
presión de un gas que se acumula por desplazamiento de agua.
(1.32) Demuestre ecuaciones
estequiométricas que permitan calcular el radio de estequiométrico y por lo
tanto inferir los números estequiométricos de una ecuación química balanceada a
partir de datos experimentales de una pareja de compuestos: masa-masa; gas-gas en igualdad de
condiciones de presión y temperatura, masa-gas en condiciones normales de
presión y temperatura; masa-gas para cualquier condición de presión y
temperatura, gas-gas para cualquier condición de presión y temperatura.
Ejemplos
(2.1) Convertir los siguientes datos de presión a
atmósferas: 2.026 bar; 303 955 Pa; 1140 mmHg
(2.2) Convertir 4.5 m3 a litros
(2.3) Convertir 750 ml a L
(2.4) Convertir
los siguientes datos de temperatura a Kelvin o a centígrados: 280 K, 10 °C,
315 K, 100 °C.
(2.5) Como calcular la masa molar de He, H2,
N2 y O2 a cuatro cifras significativas
(2.6) Como calcular la masa molar de Cl2,
S8, P4 a cuatro cifras significativas
(2.7) Como calcular la masa molar de H2O
a cuatro cifras significativas
(2.8) Como
calcular la masa molar de CO2 a cuatro cifras significativas
(2.9) Como
calcular la masa molar de H3PO4 a cuatro cifras
significativas
(2.10) Como
calcular la masa molar de NaOH y Ca(OH)2 a cuatro cifras
significativas
(2.11) Como
calcular la masa molar de NO2 a cuatro cifras significativas
(2.12) Como calcular la masa molar de C6H12O6
a cuatro cifras significativas
(2.13) Como calcular la masa molar de Na3PO4
a cuatro cifras significativas
(2.14) Como
calcular la masa molar de C3H8 a cuatro cifras
significativas
(2.15) Como
calcular la masa molar de MnCl2 a cuatro cifras significativas
(2.16) Como
calcular la masa molar de KClO3 a cuatro cifras significativas
(2.17) Como
calcular la masa molar de (NH4)2SO4 a cuatro
cifras significativas
(2.18) Como
calcular la masa molar de CaCO3 a cuatro cifras significativas
(2.19) Como
calcular la masa molar de NH3 a cuatro cifras significativas
(2.20) Como
calcular la masa molar de CuSO4 a cuatro cifras significativas
(2.21) Como
calcular la masa molar de C2H5OH a cuatro cifras
significativas
(2.22) Como
calcular la masa molar de CuSO4·5H2O
a cuatro cifras significativas
(2.23) Como
calcular la masa molar de NH4NO2 a cuatro cifras
significativas
(2.24) Como
calcular la masa molar de Al(OH)3 a cuatro cifras significativas
(2.25) Como
calcular la masa molar de Li2CO3 a cuatro cifras
significativas
(2.26) Como calcular la masa molar de K2Cr2O7
a cuatro cifras significativas
(2.27) Como
calcular la masa molar de KMnO4 a cuatro cifras significativas
(2.28) Como calcular la masa molar de metanol CH3OH
a cuatro cifras significativas
(2.29) Como calcular la masa molar de HNO2 a
cuatro cifras significativas
(2.30) Como calcular la masa molar de Na2O
a cuatro cifras significativas
(2.31) Como
calcular la masa molar de Ca(NO3)2 a cuatro cifras
significativas
(2.32) Como calcular la masa molar de Fe2O3
a cuatro cifras significativas
(2.33) Como calcular la masa molar de NaI y NaCl a
cuatro cifras significativas
(2.34) Como calcular la masa molar de NaClO y KOH a
cuatro cifras significativas
(2.35) Como calcular la masa molar de Al2(SO4)3
a cuatro cifras significativas
(2.36) Como calcular la masa molar de C9H10O
a cuatro cifras significativas
(2.37) Como calcular la masa molar de Na2CO3
a cuatro cifras significativas
(2.38) Como
calcular la masa molar de Mg3N2 a cuatro cifras
significativas
(2.39) Como
calcular la masa molar de C6H8O6 a cuatro
cifras significativas
(2.40) Como
calcular la masa molar de (NH4)2HPO4 a cuatro
cifras significativas
(2.41) Como calcular la masa molar de H2SO4
a cuatro cifras significativas
(2.42) Tienes un gas con un volumen de 15 cm3
y una masa de 45 g. ¿Cuál es su densidad en g/cm3?
(2.43) Una
muestra de CO2 tiene una densidad de 2.0 g/cm3. Determine
el volumen que ocuparía si su masa es de 60 g.
(2.45) ¿Cuantos moles hay en 90 g de H2?
(2.46) ¿Cuantos moles hay en 4.0 g de N2?
(2.47) Como calcular la masa molar de HNO3
a cuatro cifras significativas.
(2.48) Como calcular la masa molar de NaNO3
a cuatro cifras significativas.
(2.49) Como
calcular la masa molar de KNO3 a cuatro cifras significativas.
(2.50) Como calcular la masa molar de ZnCl2
a cuatro cifras significativas.
(2.51) Como
calcular la masa molar de Na2HPO4 a cuatro cifras
significativas.
(2.52) Como
calcular la masa molar de HgCl2 a cuatro cifras significativas.
(2.53) Como
calcular la masa molar de (NH4)2Fe(SO4)2
a cuatro cifras significativas.
(2.54) Como
calcular la masa molar de NH4Cl a cuatro cifras significativas.
(2.55) Como
calcular la masa molar de HCN a cuatro cifras significativas.
(2.56) Como calcular la masa molar de MgCl2*6H2O
a cuatro cifras significativas.
(2.57) Como
calcular la masa molar de AgNO3 a cuatro cifras significativas.
(2.58) Como
calcular la masa molar de KHCO3 a cuatro cifras significativas.
(2.59) Como
calcular la masa molar de Na2B4O7 a cuatro
cifras significativas.
(2.60) Como
calcular la masa molar de ZnSO4 a cuatro cifras significativas.
(2.61) Como
calcular la masa molar de AlCl3 a cuatro cifras significativas.
(2.62) Como
calcular la masa molar de Fe(SO4)3*9H2O a
cuatro cifras significativas.
(2.63) Como calcular la masa molar de Cu(NO3)2*6H2O
a cuatro cifras significativas.
(2.64) Como
calcular la masa molar de CH3COOH a cuatro cifras significativas.
(2.65) Como
calcular la masa molar de NiCl2 a cuatro cifras significativas.
(2.66) Como
calcular la masa molar de KAl(SO4)2*12H2O a
cuatro cifras significativas.
(2.67) Como
calcular la masa molar de C6H6O a cuatro cifras
significativas.
(2.68) Como
calcular la masa molar de C4H10O3 a cuatro
cifras significativas.
(2.69) Como
calcular la masa molar de Fe2(SO4)3 a cuatro
cifras significativas.
(2.70) Se tiene una muestra de gas metano de 1.80 g
en un cilindro de 500 ml, determinar la densidad y la concentración molar. La
masa molar del metano es 16 g/mol.
(2.71) Un
gas ocupa 12.3 litros a una presión de 40.0 mmHg. ¿Cuál es el volumen cuando la
presión aumenta a 60.0 mmHg?
(2.72) ¿A qué presión debe comprimirse un gas para
ingresar a un tanque de 3.00 pies cúbicos si antes ocupaba 400.0 pies cúbicos a
presión estándar de 1 atm?
(2.73) El dióxido de carbono se forma generalmente cuando se quema la gasolina.
Si se producen 30.0 L de CO2 a una temperatura de 1.00 × 103 °C y se les permite alcanzar la temperatura
ambiente (25.0 ° C) sin ningún cambio de presión, ¿cuál es el nuevo volumen de
dióxido de carbono?
(2.74) Una muestra de 600.0 mL de
nitrógeno se calienta de 77.0 ° C a 86.0 ° C. Encuentra su nuevo volumen si la
presión permanece constante.
(2.75) Cuando 50.0 litros de oxígeno a 20.0 ° C se comprimen a 5.00 litros,
¿cuál debe ser la nueva temperatura para mantener una presión constante?
Exprese el resultado en grados celsius y el kelvins.
(2.76) Una muestra de 30.0 L de nitrógeno dentro de un contenedor rígido de
metal a 20.0 °C se coloca dentro de un horno cuya temperatura es 50.0 °C. La
presión dentro del contenedor a 20.0 ° C fue de 6.00 atm. ¿Cuál es la presión
del nitrógeno después de aumentar su temperatura a 50.0 °C?
(2.77) Identifique los números
estequiométricos de las sustancias en la siguiente ecuación química balanceada
3 Hg (OH)2 + 2 H3PO4 → Hg3(PO4)2
+ 6 H2O
(2.78) Identifique los números
estequiométricos de las sustancias en la siguiente ecuación química balanceada 8
CO + 17 H2 → C8H18 + 8 H2O
(2.79) Calcular
el volumen de oxígeno requerido para completar la combustión de 0.25 dm3
de metano, teniendo en cuenta la ecuación química: CH4 + 2O2
→ CO2 + 2H2O.
(2.80) Una muestra de 6.0 L a 25 ° C y 2.00 atm de
presión contiene 0.5 mol de gas. Si se agrega gas hasta completar 0.75 moles a
la misma presión y temperatura, ¿cuál es el volumen total final del gas?
(2.83) ¿Que volumen ocupan 3 moles de N2 en
condiciones normales?
(2.84) La densidad específica del cloro gaseoso en condiciones
normales es de 3.214 kg/m3, (a) determine su masa molar, asumiendo
que el volumen molar es de 22.41 L/mol; (b) Compare los resultados del
ejercicio anterior con el peso atómico del cloro en la tabla periódica, y con
esa información, indique cual es la fórmula molecular más probable del cloro
medido mediante la técnica de Cannizzaro. Cl, Cl2, Cl3,
Cl4.
Matamala y González
(3.1) Ejercicio 7.01. Cierta masa de gas ocupa 45 ml a 0°C y 650 mm de Hg. ¿Qué volumen ocuparía en CN?
(3.2) Ejercicio 7.02. El volumen de un gas es de 20 ml a -20°C y
750 mm de Hg, ¿Qué volumen ocupará a 20°C y 75 cm?
(3.3) Ejercicio 7.03. Se tiene 2 L de gas a 27°C ¿Cuánto habrá que
elevar la temperatura para que la presión aumente un 20%, si el volumen se
mantiene constante?
(3.4) Ejercicio 7.04. Una botella contiene gas carbónico a 27 °C y
12 atmósferas. ¿Cuál será la presión del gas si se calienta el recipiente a
100°C?
(3.5) Ejercicio 7.05. Cierta masa de gas ocupa 20 litros a 27 °C y
380 mm de presión ¿Qué volumen ocupará en C.N.?
(3.6) Ejercicio 7.06. ¿Cuántos globos de 6 L de capacidad cada
uno, en condiciones normales, pueden llenarse con 250 L de hidrógeno, medidos a
68 °F y 587 mm de presión? ¿sobra gas?
(3.7) Ejercicio 7.07. ¿Qué volumen ocupan 12 g de oxígeno en
condiciones normales?
(3.8) Ejercicio
7.08. ¿Qué volumen ocuparán, a C.N. 3 kg de gas
cloro?
(3.9) Ejercicio
7.09. Hallar la densidad del oxígeno en C.N.
(3.10) Ejercicio
7.10. ¿Qué volumen ocupará 8,8 g de gas carbónico,
CO2, a 12 °C y 720 mm Hg?
(3.11) Ejercicio
7.11. Tres moles de un gas perfecto ocupan 100
litros a 1 atmósfera. ¿Cuál es su temperatura?
(3.12) Ejercicio
7.12. ¿Cuál es el peso molecular de un gas de 1 g,
si el mismo ocupa 200 ml a 150°C y 760 mmHg?
(3.13) Ejercicio 7.13. En
condiciones normales, 1,078 g de un gas ocupan 340 ml. Hallar la masa molar.
(3.14) Ejercicio 7.14. Hallar el peso molecular de un gas, si 725
ml del mismo, a 20°C y 562 mmHg, pesan 0,983 g.
(3.15) Ejercicio 7.15. Hallar
la densidad del amoníaco, NH3, a 640 mmHg y 27°C.
(3.16) Ejercicio 7.16. ¿Cuánto
pesan 0,75 L de cloro, Cl2, medidos a 20°C y 0,25 atm de presión?
(3.17) Ejercicio 7.17. Hallar el volumen de nitrógeno a 0°C
y 38 cm de Hg requerido para reaccionar completamente con 1.8 L de hidrógeno en
CN.
(3.18) Ejercicio 7.18. ¿Qué volumen ocupan 5,7 g de flúor, F2,
a 27°C y ½ atm?
(3.19) Ejercicio 7.19. El volumen molar del acetileno, C2H2,
a 300 K y 0,45 atm, es:
(3.20) Ejercicio 7.20. Hallar
el volumen ocupado por 0,1 mol de un gas ideal a 0°C y 0,25 atm de presión.
(3.21) Ejercicio 7.21. A
380 mmHg de presión y 0°C, un reciente de 11,2 L de gas contendrá un numero de
moles de:
(3.22) Ejercicio 7.22. Se
recogió nitrógeno, N2, por desplazamiento de agua, a 29°C y 807
mmHg. El volumen del gas sobre la superficie del agua fue de 124 ml. Hallar el
volumen de gas seco en C. N.
(3.23) Ejercicio 7.24. ¿Cuántas
moléculas hay en 11,2 litros de un gas a 273 °C y 380 mmHg? Si el gas es
nitrógeno, ¿Cuántos átomos hay?, si el gas es amoníaco ¿Cuántos átomos de H
hay?
(3.24) Ejercicio 7.25. En
un tubo de 820 ml con gas enrarecido, la presión es de 1,9x10-6
mmHg. Si la temperatura es de 0°C, ¿Cuántas moléculas de gas hay en el tubo?
(3.25) Ejercicio 7.26. Cuantos
litros de O2 se necesitan para la combustión completa de 30 litros
de sulfuro de hidrógeno según la reacción: 2 H2S + 3 O2 → 2 SO2
+ 2 H2O.
(3.26) Ejercicio 7.28. ¿Qué peso de oxígeno ocupará el mismo
volumen que 35 g de nitrógeno y cuantas moléculas hay en ese volumen?
(3.27) Ejercicio 7.29. Se
mezclan 16 g de SO2 y 5,5 de CO2 en un recipiente de 5,6
L, a una temperatura de 27°C. Hallar la presión en mmHg.
(3.28) Ejercicio 7.30. Determinar el volumen de dióxido de carbono CO2 que resulta de la combustión completa de 65 L de monóxido de carbono CO. ¿Qué volumen de oxígeno requirió?
(3.29) Ejercicio 7.32.
Sabiendo que el porcentaje en volumen del
oxígeno en el aire es de 20,8% en una sala de 8x5x3 m, calcular: (a) La masa de
aire contenida en la sala; (b) el volumen y masa de oxígeno allí presente. La
densidad del aire: 1,293 g/L.
(3.30) Ejercicio 7.33. Sabiendo que el porcentaje en volumen del
oxígeno en el aire es de 20.8%, si una persona respira 10 veces por minuto, y
en cada una de ellas hace penetrar 400 cc de aire a sus pulmones, ¿Qué volumen
de oxígeno con sume diariamente una persona?
(3.31) Ejercicio 7.34. Se produce la expulsión de una mezcla de 25
cc de aire y 50cc de hidrógeno; el residuo gaseoso que no reaccionó mide 60,3
cc. ¿Cuál es el porcentaje de O2 en este aire?
(3.32) Ejercicio 7.35. Un
agua bien aireada contiene 24 cc de aire por litro y el 33% en volumen de ese
aire es oxígeno. ¿Cuál es la masa de oxígeno disuelto en 1 m3 de
aire?
Química General de Chang
(4.1) Ejemplo 5.1. La
presión fuera de un avión a reacción que vuela a gran altura cae
considerablemente por debajo de la presión atmosférica estándar. Por lo tanto,
el aire dentro de la cabina debe estar presurizado para proteger a los
pasajeros. ¿Cuál es la presión en atmósferas
en la cabina si la lectura del barómetro es 688 mmHg?
(4.2) Práctica 5.1. Convertir
749 mmHg a atmósferas
(4.3) Ejemplo 5.2. La presión atmosférica en San Francisco en un
día determinado fue de 732 mmHg. ¿Cuál fue la presión en kPa?
(4.4) Práctica 5.2. Convertir
295 mmHg a kilopascales
(4.5) Ejemplo 5.3. El hexafluoruro de azufre (SF6) es
un gas incoloro, inodoro y muy poco reactivo. Calcule la presión (en atm)
ejercida por 1.82 moles de gas en un recipiente de acero de 5.43 L de volumen a
69.5°C.
(4.6) Práctica 5.3. Calcule
el volumen (en litros) ocupado por 2.12 moles de óxido nítrico (NO) a 6.54 atm
y 76°C.
(4.7) Ejemplo
5.4. Calcule
el volumen (en litros) ocupado por 7.40 g de NH3 en STP
(4.8) Práctica
5.4. ¿Cuál
es el volumen (en litros) ocupado por 49.8 g de HCl en STP?
(4.9) Ejemplo 5.5. Se
permite que un globo de helio inflado con un volumen de 0.55 L al nivel del mar
(1.0 atm) se eleve a una altura de 6.5 km, donde la presión es de
aproximadamente 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece constante, ¿cuál
es el volumen final del globo?
(4.10) Práctica 5.5. Una
muestra de cloro gaseoso ocupa un volumen de 946 mL a una presión de 726 mmHg.
Calcule la presión del gas (en mmHg) si el volumen se reduce a temperatura
constante a 154 mL
(4.11) Ejemplo
5.6. El argón es un gas inerte que se utiliza en
bombillas para retardar la vaporización del filamento de tungsteno. Cierta
bombilla que contiene argón a 1.20 atm y 18 °C se
calienta a 85 °C a volumen constante. Calcule su presión
final (en atm).
(4.12) Práctica
5.6. Una muestra de oxígeno gaseoso inicialmente a
0.97 atm se enfría de 21 °C a -68 °C a volumen constante. ¿Cuál
es su presión final (en atm)?
(4.13) Ejemplo
5.7. Una
pequeña burbuja se eleva desde el fondo de un lago, donde la temperatura y la
presión son 8 °C y 6.4 atm, hasta la
superficie del agua, donde la temperatura es 25 °C
y la presión es 1.0 atm. Calcule el volumen final (en mL) de la burbuja si su
volumen inicial fue de 2.1 mL.
(4.14) Práctica 5.7. Un
gas inicialmente a 4.0 L, 1.2 atm y 66 °C sufre un
cambio de modo que su volumen y temperatura finales son 1.7 L y 42 °C.
¿Cuál es su presión final? Suponga que el número de
lunares permanece sin cambios.
(4.15) Ejemplo 5.8. Calcule
la densidad del dióxido de carbono (CO2) en gramos por litro (g / L)
a 0.990 atm y 55°C.
(4.16) Práctica 5.8. ¿Cuál
es la densidad (en g / L) del hexafluoruro de uranio (UF6) a 779
mmHg y 62ºC?
(4.17) Ejemplo 5.9. Un
químico ha sintetizado un compuesto gaseoso de color amarillo verdoso de cloro
y oxígeno y encuentra que su densidad es de 7.71 g / L a 36°C y 2.88 atm.
Calcule la masa molar del compuesto y determine su fórmula molecular.
(4.18) Práctica 5.9. La
densidad de un compuesto orgánico gaseoso es 3.38 g / L a 40°C y 1.97 atm.
¿Cuál es su masa molar?
(4.19) Ejemplo 5.11. Calcule
el volumen de O2 (en litros) necesario para la combustión completa
de 7.64 L de acetileno (C2H2) medido a la misma temperatura
y presión. 2C2H2 (g) + 5O2 (g) → 4CO2
(g) + 2H2O (l)
(4.20) Práctica 5.11. Suponiendo que no hay cambios en la
temperatura y la presión, calcule el volumen de O2 (en litros)
necesario para la combustión completa de 14.9 L de butano (C4H10):
2C4H10 (g) + 13O2 (g) → 8CO2
(g) + 10H2O (l)
(4.21)
Ejemplo 5.12. La azida de sodio (NaN3) se usa
en algunas bolsas de aire de automóviles. El impacto de una colisión
desencadena la descomposición del NaN3 de la siguiente manera: 2NaN3
(s) → 2Na (s) + 3N2 (g). El gas nitrógeno producido infla
rápidamente la bolsa entre el conductor y el parabrisas y el tablero. Calcule
el volumen de N2 generado a 80 °C y 823 mmHg por la descomposición
de 60.0 g de NaN3.
(4.22)
Práctica 5.12. La ecuación para la descomposición metabólica
de la glucosa (C6H12O6) es la misma que la
ecuación para la combustión de la glucosa en el aire: C6H12O6
(s) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (l). Calcule
el volumen de CO2 producido a 37 °C y 1.00 atm cuando se consumen
5.60 g de glucosa en la reacción.
(4.23) Ejemplo 5.13. La solución acuosa de hidróxido de litio se
utiliza para purificar el aire en naves espaciales y submarinos porque absorbe
dióxido de carbono, que es un producto final del metabolismo, según la ecuación
2LiOH (aq) + CO2 (g) → Li2CO3 (aq) + H2O
(l) La presión del dióxido de carbono dentro de la cabina de un submarino que
tiene un volumen de 2.4 x 105 L es 7.9 x 10-3 atm a 312
K. Se introduce en la cabina una solución de hidróxido de litio (LiOH) de
volumen insignificante. Finalmente, la presión de CO2 cae a 1.2 x 10-4
atm. ¿Cuántos gramos de carbonato de litio se forman mediante este proceso?
(4.24) Práctica 5.12. Una muestra de 2.14 L de gas cloruro de
hidrógeno (HCl) a 2.61 atm y 28 ° C se disuelve completamente en 668 mL de agua
para formar una solución de ácido clorhídrico. Calcula la molaridad de la
solución ácida. Suponga que no hay cambios en el volumen.
(4.25) Ejemplo 5.14. Una mezcla de gases contiene 4.46 moles de neón
(Ne), 0.74 moles de argón (Ar) y 2.15 moles de xenón (Xe). Calcule las
presiones parciales de los gases si la presión total es 2.00 atm a cierta
temperatura.
(4.26) Práctica 5.14. Una
muestra de gas natural contiene 8.24 moles de metano (CH4), 0.421
moles de etano (C2H6) y 0.116 moles de propano (C3H8).
Si la presión total de los gases es 1.37 atm, ¿cuáles
son las presiones parciales de los gases?
(4.27) Ejemplo 5.15.
El
gas de oxígeno generado por la descomposición del clorato de potasio se
recolecta por desplazamiento de agua. El volumen de oxígeno recogido a 24 °C
y la presión atmosférica de 762 mmHg es de 128 ml. Calcule la masa (en gramos)
de oxígeno gaseoso obtenida. La presión del vapor de agua a 24 °C
es 22.4 mmHg.
(4.28) Práctica
5.15. El gas hidrógeno generado cuando el calcio
metálico reacciona con el agua se recoge por desplazamiento de agua. El volumen
de gas recolectado a 30 °C y una presión de 988 mmHg es
641 mL. ¿Cuál
es la masa (en gramos) del gas hidrógeno obtenido? La presión del vapor de agua
a 30 °C
es 31,82 mmHg.
(4.29) Problema-5.13. Convierta
562 mmHg en atm
(4.30) Problema-5.14. La presión atmosférica en la cima del monte
McKinley es de 606 mmHg en un día determinado. ¿Cuál es la presión en atm y en kPa?
(4.31) Problema-5.19. Un gas que ocupa un volumen de 725 mL a una
presión de 0.970 atm se deja expandir a temperatura constante hasta alcanzar
una presión de 0.541 atm. ¿Cuál
es su volumen final?
(4.32) Problema-5.20. Una muestra de amoniaco gaseoso ejerce una
presión de 5.3 atm a 468C. ¿Cuál
es la presión cuando el volumen del gas se reduce a una décima parte (0.10) de
su valor inicial a la misma temperatura?
(4.33) Problema-5.21. El volumen de un gas es de 5.80 L, medido a
1.00 atm. ¿Cuál
es la presión del gas en mmHg si el volumen cambia a 9.65 L? (La temperatura
permanece constante.)
(4.34) Problema-5.22a. Una
muestra de aire ocupa un volumen de 3.8 L cuando la presión es de 1.2 atm. a) ¿Qué
volumen ocuparía a 6.6 atm? (La temperatura se mantiene constante.)
(4.35) Problema-5.22b. Una
muestra de aire ocupa un volumen de 3.8 L cuando la presión es de 1.2 atm. b) ¿Cuál
es la presión requerida para comprimirlo a 0.075 L? (La temperatura se mantiene
constante.)
(4.36) Problema-5.23. Un volumen de 36.4 L de gas metano se
calienta de 25 °C
a 88 °C a presión
constante. ¿Cuál
es el volumen final del gas?
(4.37) Problema-5.24. En condiciones de presión constante, una
muestra de gas hidrógeno inicialmente a 88 ° C y 9.6 L se enfría hasta que su volumen final es
3.4 L. ¿Cuál es su
temperatura final?
(4.38) Problema-5.25. El amoníaco se quema en oxígeno gaseoso para
formar óxido nítrico (NO) y vapor de agua. ¿Cuántos volúmenes de NO se obtienen de un volumen de
amoníaco a la misma temperatura y presión?
(4.40) Problema-5.31. Una
muestra de nitrógeno gaseoso almacenada en un recipiente de 2.3 L de volumen y
a una temperatura de 32 °C ejerce una presión de 4.7 atm. Calcule el número de
moles de gas presentes.
(4.41) Problema-5.32. Dado que hay 6.9 moles de gas monóxido de
carbono en un recipiente de 30.4 L de volumen, ¿cuál es la presión del gas (en atm) si la
temperatura es de 62 °C?
(4.42) Problema-5.33. ¿Qué
volumen ocuparán 5.6 moles de gas hexafluoruro de azufre (SF6) si la
temperatura y la presión del gas son 128 ° C y 9.4 atm?
(4.43) Problema-5.34. Cierta
cantidad de un gas está contenida en un recipiente de vidrio a 25°C y a una
presión de 0.800 atm. Suponga que el recipiente soporta una presión máxima de
2.00 atm. ¿Cuánto se puede elevar la
temperatura del gas sin que se rompa el recipiente?
(4.44) Problema-5.35. Un
globo lleno de gas, que tiene un volumen de 2.50 L a 1.2 atm y 25°C, se eleva
en la estratosfera (unos 30 km sobre la superficie de la Tierra), donde la
temperatura y la presión son de -23°C y 3.00 x 10-3 atm,
respectivamente. Calcule el volumen final del globo.
(4.45) Problema-5.36.
La
temperatura de 2.5 L de un gas, inicialmente a TPE, se eleva a 250°C a volumen
constante. Calcule la presión final del gas en atm.
(4.46) Problema-5.37. La presión de 6.0 L de un gas ideal en un
recipiente flexible se reduce a un tercio de su presión original, y su
temperatura absoluta disminuye a la mitad. ¿Cuál es el volumen final del gas?
(4.47) Problema-5.38. Un
gas liberado durante la fermentación de glucosa (en la manufactura de vino)
tiene un volumen de 0.78 L a 20.1°C y 1.00 atm. ¿Cuál
es el volumen del gas a la temperatura de fermentación de 36.5°C y 1.00 atm de
presión?
(4.48) Problema-5.39. Un
gas ideal originalmente a 0.85 atm y 66°C se expande hasta que su volumen
final, presión y temperatura son de 94 mL, 0.60 atm y 45°C, respectivamente. ¿Cuál
era su volumen inicial?
(4.49) Problema-5.40. Calcule
el volumen (en litros) de 88.4 g de CO2 a TPE
(4.50) Problema-5.41. Un
gas a 772 mmHg y 35.0 °C ocupa un volumen de 6.85 L.
Calcule su volumen en condiciones estándar de presión y temperatura.
(4.51) Problema-5.42.
El hielo es dióxido de carbono sólido. Se
coloca una muestra de 0.050 g de hielo seco en un recipiente evacuado de 4.6 L
a 30 °C. Calcule la
presión dentro del recipiente después de que todo el hielo seco se haya
convertido en gas CO2.
(4.52) Problema-5.43. En condiciones estándar de presión y
temperatura 0.280 L de un gas pesan 0.400 g. Calcula la masa molar del gas.
(4.53) Problema-5.44. A 741 torr y 44 °C, 7.10 g de un gas ocupan un
volumen de 5.40 L. ¿Cuál
es la masa molar del gas?
(4.54) Problema-5.45. Las moléculas de ozono en la estratosfera
absorben gran parte de la radiación dañina del sol. Normalmente, la temperatura
y la presión del ozono en la estratosfera son 250 K y 1,0 x 10-3
atm, respectivamente. ¿Cuántas
moléculas de ozono hay en 1.0 L de aire en estas condiciones?
(4.55) Problema-5.46. Suponiendo que el aire contiene 78 por
ciento de N2, 21 por ciento de O2 y 1 por ciento de Ar,
todo en volumen, ¿cuántas
moléculas de cada tipo de gas están presentes en 1.0 L de aire en STP?
(4.56) Problema-5.47. Un recipiente de 2.10 L contiene 4.65 g de
un gas a 1.00 atm y 27.0 °
C. (a) Calcule la densidad del gas en gramos por litro (b) ¿Cuál es la masa molar del gas?
(4.57) Problema-5.48. Calcule la densidad del gas bromuro de hidrógeno
(HBr) en gramos por litro a 733 mmHg y 46 °C.
(4.58) Problema-5.49
Cierto
anestésico contiene 64.9 por ciento de C, 13.5 por ciento de H y 21.6 por
ciento de O en masa. A 120 ° C y 750 mmHg, 1.00 L del
compuesto gaseoso pesa 2.30 g. ¿Cuál es la fórmula molecular
del compuesto?
(4.59) Problema-5.50 Un compuesto tiene la fórmula empírica SF4.
A 20 °C, 0.100 g
del compuesto gaseoso ocupa un volumen de 22.1 mL y ejerce una presión de 1.02
atm. ¿Cuál es la fórmula
molecular del gas?
(4.60) Problema-5.51.
Considere
la formación de dióxido de nitrógeno a partir de óxido nítrico y oxígeno: 2NO
(g) + O2 (g) → 2NO2 (g) Si se hacen reaccionar 9.0 L de NO
con exceso de O2 en STP, ¿cuál es el volumen en litros del NO2
producido?
(4.61) Problema-5.52.
El metano, el principal componente del gas
natural, se utiliza para calentar y cocinar. El proceso de combustión es CH4
(g) + 2O2 (g) → CO2
(g) + 2H2O (l) Si se hacen reaccionar 15.0 moles de CH4,
¿cuál es el volumen de CO2 (en litros) producido a 23.0 ° C y 0.985
atm?
(4.62) Problema-5.53. Cuando
se quema carbón, el azufre presente en el carbón se convierte en dióxido de
azufre (SO2), que es responsable del fenómeno de la lluvia ácida. S(s) + O2(g)
→ SO2(g) Si 2.54 kg de S reaccionan con oxígeno, calcule el volumen
de gas SO2 (en mL) formado a 30.5 ° C y 1.12 atm.
(4.63) Problema-5.54. En la fermentación del alcohol, la levadura
convierte la glucosa en etanol y dióxido de carbono: C6H12O6(s)
→ 2C2H5OH
(l) + 2CO2(g). Si se hacen reaccionar 5.97 g de glucosa y se recogen
1.44 L de gas CO2 a 293 K y 0.984 atm, ¿qué Cuál es el porcentaje de
rendimiento de la reacción?
(4.64) Problema-5.55. Se analizó un compuesto de P y F como sigue:
Calentar 0.2324 g del compuesto en un recipiente de 378 cm3 lo convirtió todo
en gas, que tenía una presión de 97.3 mmHg a 77ºC. Luego, el gas se mezcló con
una solución de cloruro de calcio, que convirtió todo el F en 0.2631 g de CaF2.
Determinar la fórmula molecular del compuesto.
(4.65) Problema-5.56. Una cantidad de 0.225 g de un metal M (masa
molar = 27.0 g / mol) liberó 0.303 L de hidrógeno molecular (medido a 17 ° C y
741 mmHg) a partir de un exceso de ácido clorhídrico. Deduzca de estos datos la
ecuación correspondiente y escriba fórmulas para el óxido y el sulfato de M.
(4.66) Problema-5.57. ¿Cuál es la masa del NH4Cl sólido
que se forma cuando se mezclan 73.0 g de NH3 con una masa igual de
HCl? ¿Cuál es el volumen de gas restante, medido a 14.0 °C y 752 mmHg? ¿Qué gas
es?
(4.67) Problema-5.63. Una mezcla de gases contiene 0.31 moles de
CH4, 0.25 moles de C2H6 y 0.29 moles de C3H8.
La presión total es 1.50 atm. Calcule las presiones parciales de los gases.
(4.68) Problema-5.64a. Un matraz de 2.5 L a 15°C contiene una
mezcla de N2, He y Ne a presiones parciales de 0.32 atm para N2, 0.15 atm para
He y 0.42 atm para Ne. a) Calcule la presión total de la mezcla.
(4.69) Problema-5.64b. Un
matraz de 2.5 L a 15° C contiene una mezcla de N2, He y Ne a
presiones parciales de 0.32 atm para N2, 0.15 atm para He y 0.42 atm
para Ne. b) Calcule el volumen en litros a TPE que ocuparán el He y el Ne si el
N2 se elimina selectivamente.
(4.70) Problema-5.65a.
El aire seco cerca del nivel del mar tiene
la siguiente composición en volumen: N2, 78.08 por ciento; O2,
20.94 por ciento; Ar, 0.93 por ciento; CO2, 0.05 por ciento. La
presión atmosférica es de 1.00 atm. Calcule (a) la presión parcial de cada gas
en atm
(4.71) Problema-5.65b. El
aire seco cerca del nivel del mar tiene la siguiente composición en volumen: N2,
78.08 por ciento; O2, 20.94 por ciento; Ar, 0.93 por ciento; CO2,
0.05 por ciento. La presión atmosférica es de 1.00 atm. Calcule (b) la
concentración de cada gas en moles por litro a 0 °C. (Sugerencia: debido a que
el volumen es proporcional al número de moles presentes, las fracciones molares
de gases se pueden expresar como proporciones de volúmenes a la misma
temperatura y presión).
(4.72) Problema-5.66.
Se recoge una mezcla de gases de helio y
neón sobre agua a 28.0 °C y 745 mmHg. Si la presión parcial del helio es 368
mmHg, ¿cuál es la presión parcial del neón? (Presión de vapor de agua a 28 °C 5
28.3 mmHg.)
(4.73) Problema-5.69.
El
helio se mezcla con oxígeno gaseoso para los buceadores de aguas profundas.
Calcule el porcentaje en volumen de oxígeno gaseoso en la mezcla si el buzo
tiene que sumergirse a una profundidad en la que la presión total sea de 4.2
atm. La presión parcial de oxígeno se mantiene a 0.20 atm a esta profundidad.
Química la Ciencia Central
Edición
11
(5.1) Muestra
10.01a. Convertir
0.357 atm a torr.
(5.2) Muestra
10.01b. Convertir
6.6 x 10-2 torr en atm.
(5.3) Muestra 10.01c. Convertir 147.2 kPa a Torr.
(5.4) Práctica 10.01a. En
países que utilizan el sistema métrico, como Canadá, la presión atmosférica en
los informes meteorológicos se da en unidades de kPa. Convierta una presión de
745 Torr en kPa.
(5.5) Práctica 10.01b. Una
unidad inglesa de presión que a veces se usa en ingeniería es libras por
pulgada cuadrada (lb/in2), o psi: 1 atm = 14.7 lb/in2. Si
una presión se informa como 91.5 psi, exprese la medida en atmósfera.
Edición 13
(5.6) 13 Muestra 10.01. Torricelli usó mercurio en su barómetro
porque tiene una densidad muy alta, lo que permite hacer un barómetro más
compacto que uno basado en un fluido menos denso. Calcule la densidad del
mercurio, utilizando la observación de que la columna de mercurio tiene 760 mm
de altura cuando la presión atmosférica es 1.01 x 105 Pa. Suponga
que el tubo que contiene el mercurio es un cilindro con un área de sección
transversal constante.
(5.7) Muestra
10.01.1. ¿Cuál
sería la altura de la columna si la presión externa fuera de 101 kPa y se usara
agua (densidad = 1.00 g/cm3) en lugar de mercurio? (a) 0.0558 m, (b)
0.760 m, (c) 1.03 x 104 m, (d) 10.3 m, (e) 0.103 m.
(5.8) Muestra 10.01.2. El galio se funde justo por encima de la
temperatura ambiente y es líquido en un rango de temperatura muy amplio
(30–2204 °C), lo que significa que sería un fluido adecuado para un barómetro
de alta temperatura. Dada su densidad, (6.0 g/cm3), ¿cuál sería la
altura de la columna si se usa galio como fluido barómetro y la presión externa
es 9.5 x 104 Pa?
(5.9) Muestra
10.02. Cierto día, un barómetro de laboratorio
indica que la presión atmosférica es
de 764.7 torr. Se coloca una muestra de gas en un
matraz unido a un manómetro de mercurio de extremo abierto y se usa una varilla
de medición para medir la altura del mercurio en los dos brazos del tubo en U.
La altura del mercurio en el brazo del extremo abierto es de 136.4 mm y la
altura del brazo en contacto con el gas en el matraz es de 103.8 mm.
¿Cuál es la presión del gas en el matraz (a) en atmósferas, (b) en
kilopascales?
(5.10) Práctica 10.02.1. Si
el gas dentro del matraz en el ejercicio anterior se enfría de modo que su
presión se reduzca a un valor de 715.7 torr, ¿cuál será la altura del mercurio
en el brazo abierto? (Sugerencia: la suma de las alturas en ambos brazos debe
permanecer constante independientemente del cambio de presión). (a) 49.0 mm,
(b) 95.6 mm, (c) 144.6 mm, (d) 120.1 mm.
(5.11) Práctica 10.02.2. Si
se aumentara la presión del gas dentro del matraz y la altura de la columna en
el brazo de extremo abierto aumentara 5.0 mm, ¿cuál sería la nueva presión del
gas en el matraz, en torr?
(5.12) Muestra 10.03a. Supongamos que tenemos un gas confinado en
un cilindro con un pistón móvil que está sellado para que no haya fugas. ¿Cómo
afectará cada uno de los siguientes cambios (i) la presión del gas, (ii) el
número de moles de gas en el cilindro, (iii) la distancia promedio entre las
moléculas: al calentar el gas manteniendo una presión constante.
(5.13) Muestra 10.03b. Supongamos
que tenemos un gas confinado en un cilindro con un pistón móvil que está
sellado para que no haya fugas. ¿Cómo afectará cada uno de los siguientes
cambios (i) la presión del gas, (ii) el número de moles de gas en el cilindro,
(iii) la distancia promedio entre las moléculas: reducir el volumen manteniendo
una temperatura constante.
(5.14) Muestra 10.03c. Supongamos
que tenemos un gas confinado en un cilindro con un pistón móvil que está
sellado para que no haya fugas. ¿Cómo afectará cada uno de los siguientes
cambios (i) la presión del gas, (ii) el número de moles de gas en el cilindro,
(iii) la distancia promedio entre las moléculas: Inyectar gas adicional
manteniendo la temperatura y el volumen constantes.
(5.15) Práctica 10.03.1. Un
globo de helio se llena hasta un volumen de 5.60 litros a 25 °C. ¿Cuál será el
volumen del globo si se pone en nitrógeno líquido para bajar la temperatura del
helio a 77 K? (a) 17 litros (b) 22 litros (c) 1.4 litros (d) 0.046 litros (e) 3.7
litros.
(5.16) Práctica 10.03.2. Un
cilindro de oxígeno usado en un hospital contiene 35.4 L de oxígeno gaseoso a
una presión de 149.6 atm. ¿Qué volumen ocuparía el oxígeno si se transfiriera a
un recipiente que mantuviera una presión de 1.00 atm si la temperatura
permanece constante?
(5.17) Muestra 10.04. El
carbonato de calcio, CaCO3(s), el compuesto principal de la piedra
caliza, se descompone al calentarse en CaO(s) y CO2(g). Se
descompone una muestra de CaCO3 y se recoge el dióxido de carbono en
un matraz de 250 ml. Una vez completada la descomposición, el gas tiene una
presión de 1.3 atm a una temperatura de 31 °C. ¿Cuántos moles de gas CO2
se generaron?
(5.18) Práctica 10.04.1. El
dirigible de Goodyear contiene 5.74 x 106 L de helio a 25 °C y 1.00
atm. ¿Cuál es la masa en gramos del helio dentro del dirigible? (a) 2.30 x 107
g, (b) 2.80 x 106 g, (c) 1.12 x 107 g, (d) 2.34 x 105
g, (e) 9.39 x 105 g.
(5.19) Práctica 10.04.2. Las
pelotas de tenis generalmente se llenan con aire o gas N2 a una
presión superior a la presión atmosférica para aumentar su rebote. Si una pelota
de tenis tiene un volumen de 144 cm3 y contiene 0.33 g de gas N2,
¿cuál es la presión dentro de la pelota a 24 °C?
(5.20) Muestra 10.05.
La presión del gas en una lata de aerosol es de 1.5 atm a 25 °C. Suponiendo que
el gas obedece la ecuación del gas ideal, ¿cuál es la presión cuando la lata se
calienta a 450 °C?
(5.21) Práctica 10.05.1. Si llena la llanta de su automóvil a una
presión de 32 psi (libras por pulgada cuadrada) en un día caluroso de verano cuando
la temperatura es de 35 °C (95 °F), ¿cuál es la presión (en psi) en un día frío
de invierno cuando la temperatura es -15 °C (5 °F)? Suponga que no hay fugas de
gas entre las mediciones y que el volumen de la llanta no cambia. (a) 38 psi,
(b) 27 psi, (c) -13.7 psi, (d) 1.8 psi, (e) 13.7 psi.
(5.22) Práctica 10.05.2. La
presión en un tanque de gas natural se mantiene a 2.20 atm. En un día en que la
temperatura es de -15 °C, el volumen de gas en el tanque es de 3.25 x 103
m3. ¿Cuál es el volumen de la misma cantidad de gas en un día cuando
la temperatura es de 31 °C?
(5.23) Muestra 10.06. Un globo inflado tiene un volumen de 6.0 L
al nivel del mar (1.0 atm) y se le permite ascender hasta que la presión sea de
0.45 atm. Durante el ascenso, la temperatura del gas cae de 22 °C a -21 °C.
Calcula el volumen del globo en su altura final.
(5.24) Práctica 10.06.1. Un gas ocupa un volumen de 0.75 L a 20 °C a
720 torr. ¿Qué volumen ocuparía el gas a 41 °C y 760 torr? (a) 1.45 L, (b) 0.85
L, (c) 0.76 L, (d) 0.66 L, (e) 0.35 L.
(5.25) Práctica 10.06.2. Una
muestra de oxígeno gaseoso de 0.50 mol se encuentra confinada a 0 °C y 1.0 atm
en un cilindro con un pistón móvil. El pistón comprime el gas de modo que el
volumen final es la mitad del volumen inicial y la presión final es de 2.2 atm.
¿Cuál es la temperatura final del gas en grados Celsius?
(5.26) Muestra 10.07. ¿Cuál es la densidad del vapor de
tetracloruro de carbono a 714 torr y 125 °C?
(5.27) Práctica 10.07.1. ¿Cuál
es la densidad del metano, CH4, en un recipiente donde la presión es
de 910 torr y la temperatura es de 255 K? (a) 0.92 g/L, (b) 697 g/L, (c) 0.057
g/L, (d) 16 g/L, (e) 0.72 g/L.
(5.28) Práctica 10.07.2. La
masa molar media de la atmósfera en la superficie de Titán, la luna más grande
de Saturno, es de 28.6 g/mol. La temperatura de la superficie es de 95 K y la
presión es de 1.6 atm. Suponiendo un comportamiento ideal, calcule la densidad
de la atmósfera de Titán.
(5.29) Muestra 10.08. Un
matraz vacío grande inicialmente tiene una masa de 134.567 g. Cuando el matraz
se llena con un gas de masa molar desconocida a una presión de 735 torr a 31
°C, su masa es de 137.456 g. Cuando se vuelve a evacuar el matraz y luego se
llena con agua a 31 °C, su masa es de 1067.9 g. (La densidad del agua a esta
temperatura es de 0.997 g/mL). Suponiendo que se aplica la ecuación del gas
ideal, calcule la masa molar del gas.
(5.30) Práctica 10.08.1. ¿Cuál
es la masa molar de un hidrocarburo desconocido cuya densidad se mide en 1.97
g/L en STP? (a) 4.04 g/mol, (b) 30.7 g/mol, (c) 44.1 g/mol, (d) 48.2 g/mol.
(5.31) Práctica 10.08.2. Calcula la masa molar promedio del aire seco
si tiene una densidad de 1.17 g/L a 21 °C y 740.0 torr.
(5.32) Muestra 10.09. Las bolsas de aire de los automóviles se
inflan con gas nitrógeno generado por la descomposición rápida de la azida de
sodio, NaN3: 2 NaN3(s) → 2 Na(s) + 3 N2(g) Si una bolsa de aire tiene un
volumen de 36 L y se va a llenar con gas nitrógeno a 1.15 atm y 26 °C, ¿cuántos
gramos de NaN3 se deben descomponer?
(5.33) Práctica 10.09.1. Cuando se calienta el óxido de plata, se
descompone de acuerdo con la reacción: 2 Ag2O(s) → 4 Ag(s) + O2(g)
Si se calientan 5.76 g de Ag2O y el gas O2 producido por la reacción
se recoge en un matraz al vacío, ¿cuál es la presión del O2? gas si
el volumen del matraz es de 0.65 L y la temperatura del gas es de 25 °C? (a) 0.94
atm, (b) 0.039 atm, (c) 0.012 atm, (d) 0.47 atm, (e) 3.2 atm.
(5.34) Práctica 10.09.2. En el primer paso del proceso industrial
para hacer ácido nítrico, el amoníaco reacciona con el oxígeno en presencia de
un catalizador adecuado para formar óxido nítrico y vapor de agua: 4 NH3(g)
+ 5 O2(g) → 4 NO(g) + 6 H2O(g) ¿Cuántos litros de NH3(g)
a 850 °C y 5.00 atm se requieren para reaccionar con 1.00 mol de O2(g)
en esta reacción?
(5.35) Muestra 10.10. Una
mezcla de 6.00 g de O2(g) y 9.00 g de CH4(g) se coloca en
un recipiente de 15.0 L a 0 °C. ¿Cuál es la presión parcial de cada gas y cuál
es la presión total en el recipiente?
(5.36) Práctica 10.10.1. Un
cilindro de 15 L contiene 4.0 g de hidrógeno y 28 g de nitrógeno. Si la
temperatura es de 27 °C, ¿cuál es la presión total de la mezcla? (a) 0.44 atm,
(b) 1.6 atm, (c) 3.3 atm, (d) 4.9 atm, (e) 9.8 atm.
(5.37) Práctica 10.10.2. ¿Cuál
es la presión total ejercida por una mezcla de 2.00 g de H2(g) y
8.00 g de N2(g) a 273 K en un recipiente de 10.0 L?
(5.38) Muestra 10.11a. Un estudio de los efectos de ciertos gases
en el crecimiento de las plantas requiere una atmósfera sintética compuesta de
1.5 % mol de CO2, 18.0 % mol de O2 y 80.5 % mol de Ar.
(a) Calcule la presión parcial de O2 en la mezcla si la presión
total de la atmósfera debe ser de 745 torr.
(5.39) Muestra 10.11b. Un estudio de los efectos de ciertos gases
en el crecimiento de las plantas requiere una atmósfera sintética compuesta de
1.5 % mol de CO2, 18.0 % mol de O2 y 80.5 % mol de Ar.
(b) Si esta atmósfera se va a mantener en un espacio de 121 L a 295 K, ¿cuántos
moles de O2 se necesitan si se
mantiene la presión total de 745 torr?
(5.40) Práctica 10.11.1. Un
recipiente de 4.0 L que contiene N2 en STP y un recipiente de 2.0 L
que contiene H2 en STP están conectados por una válvula. Si se abre
la válvula permitiendo que los dos gases se mezclen, ¿cuál es la fracción molar
de hidrógeno en la mezcla? (a) 0.034, (b) 0.33, (c) 0.50, (d) 0.67, (e) 0.96.
(5.41) Práctica 10.11.2. A
partir de los datos recopilados por la Voyager 1, los científicos han estimado
la composición de la atmósfera de Titán, la luna más grande de Saturno. La
presión sobre la superficie de Titán es de 1220 torr. La atmósfera consta de 82
% mol de N2, 12 % mol de Ar y 6,0 % mol de CH4.
Calcular la presión parcial de cada gas.
(5.42) Ejercicio 10.15. Suponga
que una mujer que pesa 130 lb y usa zapatos de tacón alto momentáneamente
coloca todo su peso sobre el talón de un pie. Si el área del talón es de 0.50
pulg2, calcule la presión ejercida sobre la superficie subyacente en
(a) kilopascales, (b) atmósferas y (c) libras por pulgada cuadrada.
(5.43) Ejercicio 10.16. Un conjunto de estantes para libros descansa
sobre una superficie de piso duro sobre cuatro patas, cada una con una
dimensión de sección transversal de 3.0 x 4.1 cm en contacto con el piso. La
masa total de los estantes más los libros apilados en ellos es de 262 kg.
Calcule la presión en pascales que ejercen las zapatas sobre la superficie.
(5.44) Ejercicio 10.17a. ¿Qué altura en metros debe tener una columna
de agua para ejercer una presión igual a la de una columna de mercurio de 760
mm? La densidad del agua es de 1.0 g/mL, mientras que la del mercurio es de
13.6 g/mL.
(5.45) Ejercicio 10.17b. ¿Cuál
es la presión, en atmósferas, sobre el cuerpo de un buzo si él o ella está a 39
pies por debajo de la superficie del agua cuando la presión atmosférica en la
superficie es de 0.97 atm?
(5.46) Ejercicio 10.18. El compuesto 1-yodododecano es un líquido no
volátil con una densidad de 1.20 g/mL. La densidad del mercurio es 13.6 g/mL.
¿Qué predice para la altura de la columna de un barómetro basado en
1-yodododecano, cuando la presión atmosférica es de 749 torr?
(5.47) Ejercicio 10.19a. La presión atmosférica típica en la cima del
monte Everest (29 028 pies) es de aproximadamente 265 torr. Convierta esta
presión a atm.
(5.48) Ejercicio 10.19bc. La
presión atmosférica típica en la cima del monte Everest (29 028 pies) es de
aproximadamente 265 torr. Convierta esta presión a mmHg y pascales
(5.50) Ejercicio 10.19d. La presión atmosférica típica en la cima del
monte Everest (29 028 pies) es de aproximadamente 265 torr. Convierta esta
presión a bars
(5.51) Ejercicio 10.19e. La
presión atmosférica típica en la cima del monte Everest (29 028 pies) es de
aproximadamente 265 torr. Convierta esta presión a psi
(5.52) Ejercicio 10.20a. Convertir 0.912 atm a torr,
(5.53) Ejercicio 10.20b. Convertir 0.685 bar a kilopascales
(5.54) Ejercicio 10.20c. Convertir 655 mm Hg a atmósferas
(5.55) Ejercicio 10.20d. Convertir 1.323 x 105 Pa a
atmósfera
(5.56) Ejercicio 10.20e. Convertir 2.50 atm a psi.
(5.57) Ejercicio 10.21a. En
los Estados Unidos, las presiones barométricas generalmente se expresan en
pulgadas de mercurio (in. Hg). En un hermoso día de verano en Chicago, la
presión barométrica es de 30.45 pulgadas Hg. Convierta esta presión a torr.
(5.58) Ejercicio 10.21b. En
los Estados Unidos, las presiones barométricas generalmente se expresan en
pulgadas de mercurio (in. Hg). En un hermoso día de verano en Chicago, la
presión barométrica es de 30.45 pulgadas Hg. Convierta esta presión a atm.
(5.59) Ejercicio 10.22a. El
huracán Wilma de 2005 es el huracán más intenso registrado en la cuenca del
Atlántico, con una lectura de baja presión de 882 mbar (milibares). Convierta
esta lectura en atmósferas.
(5.60) Ejercicio 10.22b. El
huracán Wilma de 2005 es el huracán más intenso registrado en la cuenca del
Atlántico, con una lectura de baja presión de 882 mbar (milibares). Convierta
esta lectura en torr.
(5.61) Ejercicio 10.22c. El
huracán Wilma de 2005 es el huracán más intenso registrado en la cuenca del
Atlántico, con una lectura de baja presión de 882 mbar (milibares). Convierta
esta lectura en pulgadas de Hg.
(5.62) Ejercicio 10.23a. Si la presión atmosférica es de 0.995 atm,
¿cuál es la presión del gas encerrado si la diferencia de niveles de mer curio
(h) es de 52 cm?
(5.63) Ejercicio 10.23b. Si la presión atmosférica es de 0.995 atm,
¿cuál es la presión del gas encerrado si la diferencia de niveles de mer curio
(h) es de 67 cm?
(5.64) Ejercicio 10.23c. Si la presión atmosférica es de 0.995 atm,
¿cuál es la presión del gas encerrado si la diferencia de niveles de mer curio
(h) es de 10.3 cm?
(5.65) Ejercicio 10.24a. Un manómetro de extremo abierto que contiene
mercurio está conectado a un recipiente de gas, como se muestra en el ejercicio
de muestra 10.2. ¿Cuál es la presión del gas encerrado en torr en cada una de
las siguientes situaciones? El mercurio en el brazo unido al gas es 15.4 mm más
alto que en el abierto a la atmósfera; la presión atmosférica es de 0.985 atm.
(5.66) Ejercicio 10.24b. Un manómetro de extremo abierto que contiene
mercurio está conectado a un recipiente de gas, como se muestra en el ejercicio
de muestra 10.2. ¿Cuál es la presión del gas encerrado en torr en cada una de
las siguientes situaciones? El mercurio
en el brazo unido al gas es 12.3 mm más bajo que en el abierto a la atmósfera;
la presión atmosférica es de 0.99 atm.
(5.67) Ejercicio 10.25a. Tiene
un gas a 25 °C confinado a un cilindro con un pistón móvil. ¿Cuál de las
siguientes acciones duplicaría la presión del gas? (a) Levantar el pistón para
duplicar el volumen mientras se mantiene constante la temperatura.
(5.68) Ejercicio 10.25b. Tiene
un gas a 25 °C confinado a un cilindro con un pistón móvil. ¿Cuál de las
siguientes acciones duplicaría la presión del gas? (b) Calentar el gas para que
su temperatura suba de 25 °C a 50 ° C, mientras se mantiene constante el
volumen.
(5.69) Ejercicio 10.25c. Tiene
un gas a 25 °C confinado a un cilindro con un pistón móvil. ¿Cuál de las
siguientes acciones duplicaría la presión del gas? (c) Empujar hacia abajo el
pistón para reducir a la mitad el volumen mientras se mantiene constante la
temperatura.
(5.70) Ejercicio 10.26a. Una
cantidad fija de gas a 21 °C exhibe una presión de 752 torr y ocupa un volumen
de 5.12 L. (a) Calcule el volumen que ocupará el gas si la presión se
incrementa a 1.88 atm mientras la temperatura se mantiene constante.
(5.71) Ejercicio 10.26b. Una
cantidad fija de gas a 21 °C exhibe una presión de 752 torr y ocupa un volumen
de 5.12 L. (b) Calcule el volumen que ocupará el gas si la temperatura aumenta
a 175 °C mientras la presión se mantiene constante.
(5.74) Ejercicio 10.30. Para
derivar la ecuación del gas ideal, suponemos que se puede despreciar el volumen
de los átomos / moléculas de gas. Dado el radio atómico del neón, 0.69 Å, y
sabiendo que una esfera tiene un volumen de 4πr3/3,
calcule la fracción de espacio que los átomos de Ne ocupan en una muestra de
neón en STP.
(5.75) Ejercicio 10.31. Suponga que le dan dos matraces de 1 L y le
dicen que uno contiene un gas de masa molar 30, el otro un gas de masa molar
60, ambos a la misma temperatura. La presión en el matraz A es X atm, y la masa
de gas en el matraz es 1.2 g. La presión en el matraz B es 0.5 X atm, y la masa
de gas en ese matraz es 1.2 g. ¿Qué matraz contiene el gas de la masa molar 30
y cuál contiene el gas de la masa molar 60?
(5.76) Ejercicio 10.32. Suponga
que le dan dos matraces a la misma temperatura, uno de volumen 2 L y el otro de
volumen 3 L. El matraz de 2 L contiene 4,8 g de gas y la presión del gas es X
atm. El matraz de 3 litros contiene 0,36 g de gas, y la presión del gas es
0,1X. ¿Los dos gases tienen la misma masa molar? Si no, ¿cuál contiene el gas
de mayor masa molar?
(5.77) Ejercicio 10.33a. Hallar la temperatura de un gas a 2.00 atm,
1.00 L, y 0.500 mol.
(5.78) Ejercicio 10.33b. Hallar los moles de un gas a 0.300 atm 0.250
L y 27 °C.
(5.79) Ejercicio 10.33c. Hallar el volumen de un gas a 650 torr 0.333
mol 350 K
(5.80) Ejercicio 10.33d. Hallar la presión de un gas a 585 mL 0.250
mol y 295 K
(5.81) Ejercicio 10.34a. Calcule
el volumen del gas, en litros, si 1.50 mol tiene una presión de 1.25 atm a una
temperatura de -6 ° C.
(5.82) Ejercicio 10.34b. Calcule
la temperatura absoluta del gas a la cual 3.33x10-3 mol ocupa 478 mL
a 750 torr.
(5.83) Ejercicio 10.34c. Calcule la presión, en atmósferas, si
0.00245 mol ocupa 413 mL a 138 ° C.
(5.84) Ejercicio 10.34d. Calcule
la cantidad de gas, en moles, si 126.5 L a 54 °C tiene una presión de 11.25 kPa.
(5.85) Ejercicio 10.35. Los
dirigibles Goodyear, que con frecuencia vuelan sobre eventos deportivos,
contienen aproximadamente 175000 pies3 de helio. Si el gas está a 23
°C y 1.0 atm, ¿qué masa de helio hay en un dirigible?
(5.86) Ejercicio 10.36. Un letrero de neón está hecho de tubos de
vidrio cuyo diámetro interno es de 2.5 cm y cuya longitud es de 5.5 m. Si el
letrero contiene neón a una presión de 1.78 torr a 35 °C, ¿cuántos gramos de
neón hay en el letrero? (El volumen de un cilindro es πr2h.).
(5.87) Ejercicio 10.37a. Calcule el número de moléculas en una
respiración profunda de aire cuyo volumen es 2.25 L a temperatura corporal, 37
°C y una presión de 735 torr.
(5.88) Ejercicio 10.37b. La ballena azul adulta tiene una capacidad
pulmonar de 5.0x103 L. Calcule la masa de aire (suponga una masa
molar promedio de 28.98 g/mol) contenida en los pulmones de una ballena azul
adulta a 0.0 ° C y 1.00 atm, suponiendo El aire se comporta idealmente.
(5.89) Ejercicio 10.38a. Si la presión ejercida por el ozono, O3,
en la estratosfera es de 3.0x10-3 atm y la temperatura es de 250 K,
¿cuántas moléculas de ozono hay en un litro?
(5.90) Ejercicio 10.38b. El
dióxido de carbono constituye aproximadamente el 0.04% de la atmósfera de la
Tierra. Si recolecta una muestra de 2.0 L de la atmósfera al nivel del mar
(1.00 atm) en un día cálido de (27 °C), ¿cuántas moléculas de CO2
hay en su muestra?
(5.91) Ejercicio 10.39a. El
tanque de un buzo contiene 0.29 kg de O2 comprimido en un volumen de
2.3 L. Calcule la presión de gas dentro del tanque a 9 °C.
(5.92) Ejercicio 10.39b. El
tanque de un buzo contiene 0.29 kg de O2 comprimido en un volumen de
2.3 L. ¿Qué volumen ocuparía 0.29 kg de O2 a 26 °C y 0.95 atm?
(5.93) Ejercicio 10.40a. Una
lata de aerosol con un volumen de 250 ml contiene 2.30 g de gas propano C3H8
como propulsor. Si la lata está a 23 °C, ¿cuál es la presión en la lata?
(5.94) Ejercicio 10.40b. Una
lata de aerosol con un volumen de 250 ml contiene 2.30 g de gas propano C3H8
como propulsor. (b) ¿Qué volumen ocuparía el propano en STP?
(5.95) Ejercicio 10.40c. Una
lata de aerosol con un volumen de 250 ml contiene 2.30 g de gas propano C3H8
como propulsor. La etiqueta de la lata dice que la exposición a temperaturas
superiores a 130 °F puede hacer que la lata explote. ¿Cuál es la presión en la
lata a esta temperatura?
(5.96) Ejercicio 10.41. Se agrega una muestra de 35.1 g de CO2
sólido (hielo seco) a un recipiente a una temperatura de 100 K con un volumen
de 4.0 L. Si se evacua el recipiente (se elimina todo el gas), se sella y luego
se deja calentar a la habitación temperatura T = 298 K para que todo el CO2
sólido se convierta en un gas, ¿cuál es la presión dentro del recipiente?
(5.97) Ejercicio 10.42. Un cilindro de 334 ml para usar en
conferencias de química contiene 5.225 g de helio a 23 °C. ¿Cuántos gramos de
helio se deben liberar para reducir la presión a 75 atm, suponiendo un
comportamiento de gas ideal?
(5.98) Ejercicio 10.43a. El
cloro se usa ampliamente para purificar los suministros municipales de agua y
para tratar las aguas de piscinas. Suponga que el volumen de una muestra
particular de gas Cl2 es 8.70 L a 895 torr y 24 ° C. ¿Cuántos gramos
de Cl2 hay en la muestra?
(5.99) Ejercicio 10.43b. El cloro se usa ampliamente para purificar
los suministros municipales de agua y para tratar las aguas de piscinas.
Suponga que el volumen de una muestra particular de gas Cl2 es 8.70
L a 895 torr y 24 ° C. ¿Qué volumen ocupará el Cl2 en STP? Tenga en
cuenta la respuesta del ejercicio anterior.
(5.100) Ejercicio 10.43c. El
cloro se usa ampliamente para purificar los suministros municipales de agua y
para tratar las aguas de piscinas. Suponga que el volumen de una muestra
particular de gas Cl2 es 8.70 L a 895 torr y 24 °C. (c) ¿A qué
temperatura será el volumen 15,00 L si la presión es 8,76x102 torr?
(5.101) Ejercicio 10.43d. El cloro se usa ampliamente para purificar
los suministros municipales de agua y para tratar las aguas de piscinas.
Suponga que el volumen de una muestra particular de gas Cl2 es 8.70
L a 895 torr y 24 ° C. (d) ¿A qué presión el volumen será igual a 5,00 L si la
temperatura es de 58 ° C?
(5.102) Ejercicio 10.44a. Muchos
gases se envían en contenedores de alta presión. Considere un tanque de acero
cuyo volumen es de 55.0 galones que contiene gas O2 a una presión de
16500 kPa a 23 °C. ¿Qué masa de O2 contiene el tanque?
(5.103) Ejercicio 10.44b. Muchos gases se envían en contenedores de
alta presión. Considere un tanque de acero cuyo volumen es de 55.0 galones que
contiene gas O2 a una presión de 16500 kPa a 23 °C.¿Qué volumen
ocuparía el gas en STP? Tenga en cuenta que la masa de O2 es de 4.48 x 104 g.
(5.104) Ejercicio 10.44c. Muchos
gases se envían en contenedores de alta presión. Considere un tanque de acero
cuyo volumen es de 55.0 galones que contiene gas O2 a una presión de
16500 kPa a 23 °C. ¿A qué temperatura la
presión en el tanque sería igual a 150.0 atm?
(5.105) Ejercicio 10.45. En
un experimento publicado en la literatura científica, se hizo que las
cucarachas machos corrieran a diferentes velocidades en una cinta de correr en
miniatura mientras se medía su consumo de oxígeno. En 1 hora, la cucaracha
promedio corriendo a 0,08 km/h consumió 0,8 mL de O2 a una presión
de 1 atm y 24 °C por gramo de masa de insecto. (a) ¿Cuántos moles de O2
se consumirían en 1 hora por una cucaracha de 5,2 g que se mueve a
esta velocidad? (b) Esta misma cucaracha es atrapada por un niño y colocada en
un frasco de fruta de 1 cuarto con una tapa hermética. Suponiendo el mismo
nivel de actividad continua que en la investigación, ¿la cucaracha consumirá
más del 20% del O2 disponible en un período de 48 horas? (El aire es 21 mol % O2.).
(5.106) Ejercicio 10.46. La
aptitud física de los atletas se mide por el "V(O2) máx.",
Que es el volumen máximo de oxígeno consumido por un individuo durante el
ejercicio incremental (por ejemplo, en una cinta de correr). Un hombre promedio
tiene un V(O2) máx., de 45 ml de O2/kg de masa corporal /
min, pero un atleta masculino de clase mundial puede tener una lectura de V(O2)
máx., de 88,0 ml de O2/kg de masa corporal / min. (a) Calcule el
volumen de oxígeno, en mL, consumido en 1 hora por un hombre promedio que pesa
185 libras y tiene una lectura de V(O2) máx., de 47,5 mL O2/kg
de masa corporal / min. (b) Si este hombre perdiera 20 lb, hiciera ejercicio y
aumentara su V(O2) máx., a 65,0 mL O2/kg de masa corporal
/ min, ¿cuántos mL de oxígeno consumiría en 1 hora?
(5.107) Ejercicio 10.47. ¿Qué
gas es más denso a 1,00 atm y 298 K: CO2, N2O o Cl2?
Explique.
(5.108) Ejercicio 10.48. Clasifique los siguientes gases del menos
denso al más denso a 1,00 atm y 298 K: SO2, HBr, CO2.
Explique.
(5.109) Ejercicio 10.51a. Calcule la densidad del gas NO2 a
0,970 atm y 35 °C.
(5.110) Ejercicio 10.51b. Calcule la masa molar de un gas si 2,50 g
ocupa 0,875 L a 685 torr y 35 ° C.
(5.111) Ejercicio 10.52a. Calcule
la densidad del gas hexafluoruro de azufre a 707 torr y 21 °C.
(5.112) Ejercicio 10.52b. Calcule
la masa molar de un vapor que tiene una densidad de 7,135 g/L a 12 ° C y 743
torr.
(5.113) Ejercicio 10.53. En
la técnica del bulbo de Dumas para determinar la masa molar de un líquido
desconocido, se vaporiza la muestra de un líquido que hierve por debajo de 100
° C en un baño de agua hirviendo y se determina la masa de vapor necesaria para
llenar el bulbo. A partir de los siguientes datos, calcule la masa molar del
líquido desconocido: masa de vapor desconocido, 1,012 g; volumen de bulbo, 354
cm3; presión, 742 torr; temperatura, 99 ° C.
(5.114) Ejercicio 10.54. La
masa molar de una sustancia volátil se determinó mediante el método del bulbo
de Dumas descrito en el ejercicio 10.53. El vapor desconocido tenía una masa de
0,846 g; el volumen del bulbo era de 354 cm3, la presión de 752 torr
y la temperatura de 100 °C. Calcule la masa molar del vapor desconocido.
(5.115) Ejercicio 10.55. El magnesio se puede utilizar como un
"captador" en recintos evacuados para reaccionar con los últimos
rastros de oxígeno. (El magnesio generalmente se calienta haciendo pasar una
corriente eléctrica a través de un alambre o cinta de metal). Si un recinto de
0.452 L tiene una presión parcial de O2 de 3.5 x 10-6 torr a 27 °C,
¿qué masa de magnesio reaccionar de acuerdo con la siguiente ecuación? 2 Mg(s)
+ O2(g) → 2 MgO(s)
(5.116) Ejercicio 10.56. El hidruro de calcio, CaH2,
reacciona con el agua para formar hidrógeno gaseoso: CaH2(s) + 2H2O(l)
→ Ca(OH)2(aq) + 2H2(g) Esta reacción se usa a veces para
inflar balsas salvavidas, globos meteorológicos y similares, cuando se desea un
medio simple y compacto para generar H2 . ¿Cuántos gramos de CaH2
se necesitan para generar 145 L de gas H2 si la presión del H2
es de 825 torr a 21 °C?
(5.117) Ejercicio 10.57a. La oxidación metabólica de la glucosa, C6H12O6,
en nuestro cuerpo produce CO2, que es expulsado de nuestros pulmones
en forma de gas: C6H12O6(aq) + 6O2(g)
→ 6 CO2(g) + 6H2O(l) Calcule el volumen de CO2
seco producido a una temperatura corporal de 37 °C y 0.970 atm cuando se
consumen 24.5 g de glucosa en esta reacción.
(5.118) Ejercicio 10.57b. La oxidación metabólica de la glucosa, C6H12O6,
en nuestro cuerpo produce CO2, que es expulsado de nuestros pulmones
en forma de gas: C6H12O6(aq) + 6O2(g)
→ 6 CO2(g) + 6H2O(l) Calcule el volumen de oxígeno que
necesitaría, a 1.00 atm y 298 K, para oxidar completamente 50,0 g de glucosa.
(5.119) Ejercicio 10.58. Tanto Jacques Charles como Joseph Louis
Guy-Lussac eran ávidos aeronautas. En su vuelo original en 1783, Jacques
Charles utilizó un globo que contenía aproximadamente 31150 L de H2.
Él generó el H2 usando la reacción entre el hierro y el ácido
clorhídrico: Fe(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
¿Cuántos kilogramos de hierro se necesitaron para producir este volumen de H2
si la temperatura era de 22 °C?
(5.120) Ejercicio 10.59. Se produce hidrógeno gaseoso cuando el zinc
reacciona con ácido sulfúrico: Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq)
+ H2(g) Si se recolectan 159 ml de H2 húmedo sobre agua a
24 °C y una presión barométrica de 738 torr, ¿cuántos gramos de Zn se han
consumido? (La presión de vapor del agua está tabulada en el Apéndice B).
(5.121) Ejercicio 10.60. El acetileno gaseoso, C2H2(g),
se puede preparar mediante la reacción del carburo de calcio con agua: CaC2(s)
+ 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + C2H2(g)
Calcule el volumen de C2H2 que se recoge sobre el agua a
23 °C mediante la reacción de 1.524 g de CaC2 si la presión total
del gas es 753 torr. (La presión de vapor del agua está tabulada en el Apéndice
B).
(5.122) Ejercicio 10.61a. Considere el aparato que se muestra en el
siguiente dibujo. Cuando se abre la válvula entre los dos recipientes y se
permite que los gases se mezclen, ¿cómo cambia el volumen ocupado por el gas
N2? ¿Cuál es la presión parcial del N2 después de mezclar?
(5.122) Ejercicio 10.61b. Considere el aparato que se muestra en el
siguiente dibujo. ¿Cómo cambia el volumen del gas O2 cuando los gases se
mezclan? ¿Cuál es la presión parcial de O2 en la mezcla?
(5.122) Ejercicio 10.61c. Considere el aparato que se muestra en el
siguiente dibujo. ¿Cuál es la presión total en el recipiente después de que se
mezclan los gases?
(5.123) Ejercicio 10.62a. Considere una mezcla de dos gases, A y B,
confinada en un recipiente cerrado. Se agrega una cantidad de un tercer gas, C,
al mismo recipiente a la misma temperatura. ¿Cómo afecta la adición de gas C a
lo siguiente: la presión parcial del gas A.
(5.123) Ejercicio 10.62b. Considere una mezcla de dos gases, A y B,
confinada en un recipiente cerrado. Se agrega una cantidad de un tercer gas, C,
al mismo recipiente a la misma temperatura. ¿Cómo afecta la adición de gas C a
lo siguiente: la presión total en el recipiente.
(5.123) Ejercicio 10.62c. Considere una mezcla de dos gases, A y B,
confinada en un recipiente cerrado. Se agrega una cantidad de un tercer gas, C,
al mismo recipiente a la misma temperatura. ¿Cómo afecta la adición de gas C a
lo siguiente: la fracción molar del gas B?
(5.124) Ejercicio 10.63. Una
mezcla que contiene 0.765 mol de He(g), 0.330 mol de Ne(g) y 0.110 mol de Ar(g)
está confinada en un recipiente de 10.00 L a 25 °C. (a) Calcule la presión
parcial de cada uno de los gases en la mezcla. (b) Calcule la presión total de
la mezcla.
(5.125) Ejercicio 10.64. Un buzo de aguas profundas usa un cilindro
de gas con un volumen de 10.0 L y un contenido de 51.2 g de O2 y 32.6 g de He.
Calcula la presión parcial de cada gas y la presión total si la temperatura del
gas es de 19 °C.
(5.126) Ejercicio 10.65. La concentración atmosférica de gas CO2
es actualmente de 390 ppm (partes por millón, en volumen; es decir, 390 L de
cada 106 L de la atmósfera son CO2). ¿Cuál es la fracción
molar de CO2 en la atmósfera?
(5.127) Ejercicio 10.66. Un televisor de pantalla de plasma contiene
miles de células diminutas llenas de una mezcla de gases Xe, Ne y He que emite
luz de longitudes de onda específicas cuando se aplica un voltaje. Una celda de
plasma particular, 0.900 mm * 0.300 mm * 10.0 mm, contiene 4% de Xe en una
mezcla 1:1 Ne:He a una presión total de 500 torr. Calcule el número de átomos
de Xe, Ne y He en la celda y establezca las suposiciones que necesita hacer en
su cálculo.
(5.128) Ejercicio 10.67. Un trozo de hielo seco (dióxido de carbono
sólido) con una masa de 5,50 g se coloca en un recipiente de 10,0 L que ya
contiene aire a 705 torr y 24 °C. Después de que el dióxido de carbono se ha
sublimado por completo, ¿cuál es la presión parcial del gas CO2 resultante y la
presión total en el recipiente a 24 °C?
(5.129) Ejercicio 10.68. Una muestra de 5.00 mL de éter dietílico (C2H5OC2H5,
densidad = 0.7134 g/mL) se introduce en un recipiente de 6.00 L que ya contiene
una mezcla de N2 y O2, cuyas presiones parciales son P(N2)
= 0.751 atm y P(O2) = 0.208 atm. La temperatura se mantiene a 35.0 °C y el éter
dietílico se evapora totalmente. (a) Calcule la presión parcial del éter
dietílico. (b) Calcule la presión total en el recipiente.
(5.130) Ejercicio 10.69. Un recipiente rígido que contiene una
proporción molar de dióxido de carbono y vapor de agua de 3:1 se mantiene a 200
°C donde tiene una presión total de 2.00 atm. Si el recipiente se enfría a 10
°C para que todo el vapor de agua se condense, ¿cuál es la presión del dióxido
de carbono? Desprecie el volumen del agua líquida que se forma al enfriarse.
(5.131) Ejercicio 10.70. Si se sellan 5.15 g de Ag2O en un
tubo de 75.0 ml lleno con 760 torr de gas N2 a 32 °C y el tubo se
calienta a 320 °C, el Ag2O se descompone para formar oxígeno y
plata. ¿Cuál es la presión total dentro del tubo suponiendo que el volumen del
tubo permanece constante?
(5.132) Ejercicio 10.71. A una profundidad submarina de 250 pies, la
presión es de 8.38 atm. ¿Cuál debe ser el porcentaje molar de oxígeno en el gas
de buceo para que la presión parcial de oxígeno en la mezcla sea de 0.21 atm,
la misma que en el aire a 1 atm?
(5.133) Ejercicio 10.72a. ¿Cuáles son las fracciones molares de cada
componente en una mezcla de 15.8 g de O2, 8.17 g de N2 y
2.64 g de H2?
(5.133) Ejercicio 10.72b. ¿Cuál es la presión parcial en atm de cada
componente de esta mezcla si se mantiene en un recipiente de 15.50 L a 15 °C?
asuma que las fracciones molares de los componentes son 0.227
O2, 0.141 N2 y 0.632 H2.
(5.135) Ejercicio 10.74a. Una muestra de 3.00 g de SO2(g)
originalmente en un recipiente de 5.00 L a 21 °C se transfiere a un recipiente
de 10.0 L a 26 °C. Una muestra de 2.35 g de N2(g) originalmente en
un recipiente de 2.50 L a 20 °C se transfiere a este mismo recipiente de 10.0
L. ¿Cuál es la presión parcial de SO2(g) en el recipiente más
grande?
(5.135) Ejercicio 10.74b. Una muestra de 3.00 g de SO2(g)
originalmente en un recipiente de 5.00 L a 21 °C se transfiere a un recipiente
de 10.0 L a 26 °C. Una muestra de 2.35 g de N2(g) originalmente en
un recipiente de 2.50 L a 20 °C se transfiere a este mismo recipiente de 10.0
L. (b) ¿Cuál es la presión parcial de N2(g) en este recipiente?
(5.135) Ejercicio 10.74c. Una muestra de 3.00 g de SO2(g)
originalmente en un recipiente de 5.00 L a 21 °C se transfiere a un recipiente
de 10.0 L a 26 °C. Una muestra de 2.35 g de N2(g) originalmente en
un recipiente de 2.50 L a 20 °C se transfiere a este mismo recipiente de 10.0
L. (c) ¿Cuál es la presión total en el recipiente?
Hipertexto
(6.1) Ejemplo 1. En un recipiente se tienen 30 litros de
nitrógeno a 20 °C y a una atmósfera de presión. ¿A qué presión es necesario
someter el gas para que su volumen se reduzca a 10 litros?
(6.2) Ejemplo 2. ¿Cuál será el volumen final ocupado por 50
litros de oxígeno cuya presión inicial es de 560 mm de Hg y es comprimido hasta
que la presión es de 2 atm?
(6.3) Ejemplo 3. Un gas está en un recipiente de 2 L a 20 °C
y 560 mmHg. ¿A qué temperatura en °C llegará el gas si aumenta la presión
interna hasta 760 mmHg?
(6.4) Ejemplo 4. Una
masa gaseosa ocupa un volumen de 2.5 litros a 12 °C y 2 atm de presión. ¿Cuál
es el volumen del gas si la temperatura aumenta a 38 °C y la presión se
incrementa hasta 2.5 atm?
(6.5) Ejemplo 5. Calcula el número de moles de un gas que se
encuentran en un recipiente cerrado de 2,0 litros; sometido a una presión de 2,3
atm y a 25 °C.
(6.6) Analiza y resuelve 5. ¿Qué
relación existe entre la densidad y el peso molecular de los gases?
(6.7) Problemas básicos 7. ¿Cómo se puede calcular el número de
moléculas de un gas con un volumen de 10 ml?
(6.8) Problemas básicos 8.1. Determinar el volumen de 1.20 moles de
oxígeno gaseoso, O2, a 27 °C y 1 atmósfera de presión.
(6.9) Problemas básicos 8.2. Determinar el número de moles en 10 L de CO2
a 20 °C y 800 torr.
(6.10) Problemas básicos 8.3. Determinar el peso molecular de un gas cuya
densidad es 1.62 g/L a 200 K y 1.89 atmósferas de presión
(6.11) Problemas básicos 9. Un
gas ocupa un volumen de 520 mL a 25 °C y 650 mmHg de presión. Calcula el
volumen que ocuparía el gas a 700 mmHg y 32 °C.
(6.12) Problemas básicos 10a. Un recipiente contiene 5 L de nitrógeno
gaseoso a 225 °C. Calcula el volumen que ocupará este gas a presión constante y
a las siguientes temperaturas: 1 °C
(6.13) Problemas básicos 10b. Un recipiente contiene 5 L de nitrógeno
gaseoso a 225 °C. Calcula el volumen que ocupará este gas a presión constante y
a las siguientes temperaturas: 210 K
(6.14) Problemas básicos 10c. Un
recipiente contiene 5 L de nitrógeno gaseoso a 225 °C. Calcula el volumen que
ocupará este gas a presión constante y a las siguientes temperaturas: 15 °F
(6.15) Problemas básicos 10d. Un
recipiente contiene 5 L de nitrógeno gaseoso a 225 °C. Calcula el volumen que
ocupará este gas a presión constante y a las siguientes temperaturas: 20 °F
(6.16) Problemas básicos 11. Un gas ocupa un volumen de 800 mL a una
presión de 650 mmHg. Calcula el volumen que ocupará a temperatura constante y a
los siguientes valores de presión: a) 1 atm b) 800 torr c) 320 mmHg d)
100 torr
(6.17) Problemas de profundización 12. Calcula el volumen de un tanque de 40 kg de
metano (CH4) a 25 °C y 1 atm. ¿Qué sucederá si se aumenta la
temperatura y la presión?
(6.19) Problemas de profundización 14a. Para la ecuación: N2 + 3H2 → 2NH3 ¿Cuántos moles de hidrógeno se
necesitan para
(6.20) Problemas de profundización 14b. Para la ecuación: N2 + 3H2 → 2NH3 ¿Cuántos litros de amoníaco se
formarán a partir de la reacción de 50 mL de nitrógeno con 30 mL de hidrógeno,
en condiciones normales?
(6.21) Problemas de profundización 14c. Para la ecuación: N2 + 3H2 → 2NH3 ¿Cuántos
litros de nitrógeno, en condiciones ideales, se requieren para obtener 2 litros
de amoníaco?
(6.23) Problemas de profundización 16. En la fabricación de los bombillos
eléctricos se adiciona una pequeña cantidad de argón para disminuir la
vaporización del tungsteno del filamento. ¿Qué volumen de argón a 650 torr se
requiere para llenar un bombillo de 1.50 L a 1 atm de presión?
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