Problemario De Gases Ideales

INDICE

PÁGINA

I.-GASES…………………………………………………………………..3

II.- TERMODINÁMICA QUIMICA

1ª LEY DE LA TERMODINÁMICA……………………………… 31

2ª LEY DE LA TERMODINÁMICA……………………………… 39

III.-LÍQUIDOS……………………………………………………………43

IV APLICACIÓN DE PROCESOS TECNOLOGICOS………………... 46

V.- CONTAMINACION AMBIENTAL……………………………….. 56

BIBLIOGRAFIA………………………………………………………… 93

I.-GASES.

1.1.-Un tanque de acero contiene dióxido de carbono a 25º C y presión de 10.0 atm. Calcular la presión del gas en el interior del tanque si el mismo se calienta a 80º C.

Base de calculo: una masa gaseosa sin variación de volumen.

Estrategia: aplicamos la LCG en las dos condiciones.

= en este caso = y

P´= P = 10.0 atm = 11.9 atm

La presión será de 11.9 atm

1.2.- Cierta cantidad de dióxido de azufre ocupa un volumen de 100.0 litros a 20º C y 860 mmHg. Calcular su volumen en c.n.

Datos: En condiciones normales: Po= 760 mmHg; To= 273 K

Base del cálculo: una masa fija de dióxido de azufre sufre una transformación de presión y temperatura.

Estrategia: aplicando la LCG en las dos condiciones.

=

De donde: Vo= V = 100.0 L * = 105.5 L

El volumen en c.n. es de 105.5 L

1.3.- Un recipiente esta abierto al aire a la temperatura de 24º C. Si queremos que se quede en su interior una cuarta parte de la masa inicial de aire, ¿hasta que temperatura debe calentarse?

Base de cálculo: un volumen de aire dado cambia de temperatura.

Estrategia: la masa final es la cuarta parte de la inicial, m´= ¼ m. Como el volumen del recipiente y la presión exterior no cambian, apliquemos la EGI al gas contenido en el recipiente en las dos condiciones y las relacionamos.

Condiciones iniciales: PV= nRT

Condiciones finales: P´V´= n´RT´

=

= donde:

= y T´= 4T= 4*297 K= 1.188 K

Deberá calentarse a 1.188 K

1.4.- Un tanque de almacenamiento contiene un gas a 5º C y 5 kp/cm2. Establecer la temperatura limite a que puede calentarse el gas para que la válvula de seguridad salte si esta regulada a 10.0 kp/cm2.

Base de cálculo: la masa existente dentro del tanque.

Estrategia: el volumen del tanque no cambia. La válvula saltara cuando la presión llegue a 10.0 atm. Aplicando la LCG

=

T´= T = 278 K* = 556 K

La válvula saltara cuando la temperatura llegue a 556 K

1.5.- Cierta masa de gas ocupa un recipiente de 20.0 litros a una presión desconocida. Se llena con una parte del mismo otro recipiente de 4.0 litros de 1.0 atm. Si la presión del recipiente es ahora 2.0 atm ¿Cuál era la presión inicial?

Base de cálculo: de una masa gaseosa se extrae una parte.

Estrategia: en un volumen dado de gas la presión es proporcional al número de moles y en consecuencia a la masa. Aplicamos la EGI a todas las situaciones.

Para el primer recipiente (de volumen V):

Condiciones iniciales PV= nRT ………….(1)

Condiciones finales: P´V= n´RT…………(2)

Para el segundo recipiente (de volumen V´):

Gas extraído: P´´V´= n´´RT………………….(3)

Dividiendo (2) entre (1) = …………….(4)

Dividiendo (3) entre (1) = = = 1-

Y de acuerdo con (4) = 1 - =

De donde = P- P´

= P – 2 y P= 2.2 atm

La presión inicial era de 2.2 atm.

1.6.- El oxigeno se suele expender en cilindros de 15 litros que contienen unos 400.0 g. Si dichos cilindros soportan una temperatura máxima de 50º C. Calcular la presión para la que deben estar proyectados.

Datos: M(O2)= 32.0

Estrategia: por aplicación directa de la ecuación de los gases ideales

P= = = 22.1 atm

Los cilindros se deben proyectar para soportar presiones de hasta 22.1 atm.

1.7.- Cierto gas tiene una densidad de 1.429 g/l en c.n. Calcular su densidad a 30º C y 750 mmHg.

Estrategia: se aplica la EGI a las 2 condiciones. De la EGI se deduce:

PM= RT (siendo la densidad en g/l)

En condiciones normales: PoM= oRTo

En las otras condiciones: PM= RT

Dividiendo miembro a miembro y despejando nos queda:

= o = 1.429 g/l * * = 1.270 g/l

La nueva densidad es de 1.270 g/l

1.8.- Se aumenta, a presión constante, la temperatura de un gas desde 30º C hasta 82º C ¿en cuanto habrá aumentado su volumen?

Base de cálculo: una masa dada de gas a presión constante.

Estrategia: aplicación directa de la ley de Charles.

Ley de Charles = ó =

Es decir = = 1.17

De donde V2= 1.17 V1 y (V2-V1)= 1.17 V1-V1= 0.17 V1

Y = 0.17 o un 17%

El volumen ha aumentado en un 17%

1.9.- En un recipiente de 25.0 litros a 30º C se colocan 25.0 g de Nitrógeno, 10.0 g de Helio y 4.6 g de oxigeno. Calcular las presiones parciales y la presión total.

Datos: M(N)= 14.0; M(He)= 4.0; M(O)= 16.0

Base del cálculo: la masa de la mezcla gaseosa.

Estrategia: cada gas actúa de forma independiente así que aplicamos la EGI a cada gas

PV= nRT de donde P=

Para el Nitrógeno: P= =0.888 atm

Para el Helio: P= = 2.49 atm

Para el Oxigeno: P= = 0.143 atm

La presión total es la suma de las parciales:

P= (0.888+2.49+0.143)atm= 3.52atm

0.888 atm para el Nitrógeno, 2.49 para el helio, 0.143 para el Oxigeno; la presión total es de 3.52 atm

1.10.- En el interior de un recipiente de 5.0 litros lleno de Nitrógeno a la temperatura de 25ºC y presión de 2.4 atm se rompe una capsula que contiene 5.0 g de Helio, calcular la presión total y las presiones parciales de ambos gases.

Datos: M(He)= 4.0

Base de cálculo: la masa de la mezcla

Estrategia: cada gas actúa de forma independiente, así que aplicando la EGI a cada uno en la forma que hemos visto en el problema 2.9, obtendremos:

presión parcial del helio

PHelio= = 6.11 atm

presión del hidrogeno

PNitrog= 2.4 atm

presión total: P= (2.4+6.11) atm= 8.51 atm

La presión total es de 8.51 atm; la parcial del helio es de 6.11 atm y la del nitrógeno no cambia.

1.11.- Un recipiente de 5.50 litros contiene una masa gaseosa de 4.8 g de una mezcla de nitrógeno y oxigeno con un 15% en volumen del ultimo. Calcular la presión parcial de cada gas si la temperatura es de 32º C.

Datos: M(O)=16.0; M(N)=14.0

Base de cálculo: la masa de la mezcla

Estrategia: la masa total se comporta como un solo gas con un peso molecular igual al medio. Calcularemos este con lo que podremos calcular la presión total y con ella las parciales aplicando la ley de Dalton.

Calculo del peso molecular medio:

M`= 28.0* 0.85+32.0*0.15= 28.6

Con ello la presión total será (P= )

P= = 0.76 atm

Y las presiones parciales

Para el nitrógeno: P= 0.76 atm*0.85= 0.646 atm

Para el oxigeno: P= 0.76atm*0.15= 0.114 atm

La presión total es de 0.76 atm; la del nitrógeno 0.646 atm, y la del oxigeno 0.114 atm.

1.12.- Un gas tiene la siguiente composición en volumen: 80% de CH4; 10% de C2H4; y 10% de C2H6. Calcular: a)el peso molecular medio de la mezcla; b) el tanto por ciento en peso.

Datos: M(CH4)=16.0; M(C2H4)=28.0; M(C2H6)=30.0

Estrategia: aplicación directa de la formula para el calculo del peso molecular medio, teniendo en cuenta que la fracción molar coincide con el tanto por uno en volumen.

M´= 16.0*0.80+ 28.0*0.10+ 30.0*0.10= 18.6

Base de cálculo: 1 mol de mezcla

Masa de CH4 (0.80*16.0)gr= 12.8 gr

Masa de C2H4 (0.10*28.0)gr= 2.8 gr

Masa de C2H6 (0.10*30.0)gr= 3.00 gr

Masa total: 18.6 gr

% de CH4 (12.8/18.6)*100= 68.8

% de C2H4 (2.80/18.6)*100=

...