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Ejercicios propuestos de Atkkis
Tipo: Ejercicios
1 / 28
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Mishell Chicaiza
Tercero “B”
1.1(a) (a) ¿Podrían 131 g de gas xenón en un tanque de 1,0 dm3 de volumen ejercer una
presión de 20 atm a 25°C si se comportara como un gas ideal? Si no, ¿qué presión
ejercería? (b) ¿Qué presión ejercería si se comportara como un gas de van der Waals?
n=? 𝑋𝑒 = 𝑎 4 , 190
𝑎𝑡𝑚.𝐿
2
𝑚𝑜𝑙
2
m= 131 g Xe
v= 1,0 d𝑚
3
= 1 , 0 L n𝑋𝑒 = 𝑎 4 , 190
131 𝑔
131 , 30 𝑔/𝑚𝑜𝑙
𝐿.𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙.𝑘
n𝑋𝑒 = 0 , 995 𝑚𝑜𝑙
a) GAS IDEAL
− 2
(b) ECUACION DE VANDER WAALS
𝑛𝑅𝑇
𝑉
( 0 , 948 𝑚𝑜𝑙)( 0. 082574 𝑎𝑡𝑚.𝐿/ 𝑚𝑜𝑙.𝐿)( 298 , 15 𝐾)
1 , 0 𝐿− 0 , 0266
𝐿
𝑚𝑜𝑙
. 0. 998 𝑚𝑜𝑙
4 , 190 atm (
1 , 0 𝐿
2
𝐿.𝑎𝑡𝑚
𝐿
𝐿
2
𝑚𝑜𝑙
𝑚𝑜𝑙
2
𝐿
2
1.2(a) Un gas ideal sufre compresión isotérmica que reduce su volumen en 2,2 dm3. La
presión y el volumen finales del gas son 5,04 bar y 4,65 dm3, respectivamente. Calcule la
presión original del gas en (a) bar, (b) atm.
a)
1
1
1
2
2
2
1
𝑉
1
.𝑃
2
𝑉
1
1
3
2
3
1
( 5 , 04 𝑏𝑎𝑟
) ( 4 , 65 𝑑𝑚
3
)
( 2 , 2 𝑑𝑚
3
)
𝟏
(b)
Bar atm
1 .2(b) Un gas ideal sufre compresión isotérmica, que reduce su volumen en 1,80 dm3. La
presión y el volumen finales del gas son 1,97 bar y 2,14 dm3, respectivamente. Calcule la
presión original del gas en (a) bar, (b) Torr.
(a)
1
1
2
2
1
1
2
1
1
3
3
1
(b)
bar Torr
1.3(a) Un neumático de automóvil fue inflado a una presión de 24 lb pulg–2 (1,00 atm =
14,7 lb pulg–2) en un día de invierno cuando la temperatura era de – 5°C. ¿Qué presión
tendrá, asumiendo que no hay pérdidas y que el volumen es constante, en un posterior
día de verano cuando la temperatura es de 35°C? ¿Qué complicaciones habría que tener
en cuenta en la práctica?
T inicial = - 5 °C = 278 K T final = 35 °C = 308 K
Presión 1
= 27 lb pulg
Presión 2
𝑝 ∙ 𝑉 = n ∙ R ∙ T
1
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
2
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
2
1
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
− 2
− 2
Presión a obtener = 30 lb pulg
- 2
1.3(b) Una muestra de gas hidrógeno se hallaba a una presión de 125 kPa cuando la
temperatura era de 23°C. ¿Qué presión esperaríamos obtener cuando la temperatura es
de 11°C?
T inicial = 11 °C = 284.15 K T final = 23 °C = 296.15 K
Presión 1
= 125 kPa Presión 2
𝑝 ∙ 𝑉 = n ∙ R ∙ T
1
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
2
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
2
1
𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙
𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙
Presión a obtener = 120 kPa
6
3
3
Masa del gas = 2. 67 × 10
6
3
kg
1.5(a) Una campana de buceo tiene una capacidad de 3,0 m3 cuando se halla en la cubierta
de un barco. ¿Cuál es el volumen de aire cuando la campana ha sido bajada hasta una
profundidad de 50 m? Considere que la densidad media del agua de mar es de 1,025 g cm–
3 y asuma que la temperatura es la misma que en la superficie.
1
3
− 3
2
Escriba aquí la ecuación.
1
1
2
2
2
1
1
2
2
5
5
𝟐
1.5(b) ¿Qué diferencia de presión debe generarse a lo largo de una pajita vertical de 15
cm para beber un líquido semejante al agua con densidad 1,0 g cm–3?
− 3
3
3
2
3
−𝟐
20000 dm
3
7
cm
3
m = 0.25132g He
ρ H2O
= 997 kg/m
3
=> 0.997 g/cm
3
3
2
𝑚
𝑐𝑚
2
∗𝑠
2
2
2
2
− 4
2
3
4
2
4
4
5
1.7(b) Los siguientes datos han sido obtenidos para el oxígeno gaseoso a 273,15 K.
Calcule el mejor valor de la constante R de los gases a partir de ellos y el mejor valor
para la masa molar de O2.
ρ / P
(y)
(x) (y) (x
2
Σy=4.281 Σxy=2.1414 Σx
2
ρ
𝑃
P/atm
(x)
Vm (dm
3
mol
) ρ /(gdm
Σx=1.5 - -
ρ
𝑃
𝑔
𝑚𝑜𝑙
11.8(a) A 500°C y 93,2 kPa, la densidad en masa del vapor de azufre es 3,710 kg m–
ρRT
− 3
3
S en medio normal = 32
𝑔
𝑚𝑜𝑙
255
32
Fórmula molecular= S 8
1.8(b) A 100°C y 1,60 kPa, la densidad en masa del vapor de fósforo es 0,6388 kg m–
ρ
ρ𝑉𝑚 = 𝑅𝑇;
ρ𝑀
ρ
RTρ
ρ
3
− 1
− 3
4
g
mol
Nº de átomos por molécula = =
124
𝑔
𝑚𝑜𝑙
𝑔
𝑚𝑜𝑙
(y)
(x) (y) (x
2
Σy=0.246 Σxy=0.12315 Σx
2
𝑜
𝑁𝑖
a) Solo con esos dos gases:
X es la fracción molar de N 2
2
2
Fmolar de N 2
Fmolar de O 2
Presión parcial
𝑝
𝑇
𝑚
𝑝
2
𝑝
2
2
𝑝
2
b) 1.0mol% de Ar
Solamente se cambia el 1 por 0.99, ya que el argón está ocupando el 1%
𝑚
2
𝑚
2
𝑚
Presiones parciales:
𝑝
2
𝑝
2
𝑝
1.10(b) Una mezcla de gases consiste en 320 mg de metano, 175 mg de argón y 225 mg
de neón. La presión parcial del neón a 300K es 8,87 kPa. Calcule (a) el volumen y (b) la
presión total de la mezcla.
P= 8.87kPa→8.75atm
R= 0.08206 Latm/molK
Metano: Argón: Neón:
m= 320mg→0.32g m=175mg→0.175g m= 225mg→0.225g
n= 0.02mol n= 0.0044mol n= 0.011mol
n total
a) El volumen de la mezcla
𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜
𝒂𝒓𝒈ó𝒏
1.12(a) Las densidades del aire a – 85°C, 0°C, y 100°C son 1,877 g dm–3, 1,294 g dm–3 y
0,946 g dm–3, respectivamente. De estos datos y asumiendo que el aire obedece la ley
de Charles, determine un valor para el cero absoluto de temperatura en grados Celsius.
1 =
2 =
3
3
3
3
1
3
2
3
1
1
1
2
1
2
1
1.12(b) Una cierta muestra de un gas tiene un volumen de 20,00 dm3 a 0°C y 1,000 atm.
Graficando los datos experimentales de este volumen versus la temperatura Celsius, θ , a
p constante, se obtiene una línea recta de pendiente 0,0741 dm3 (°C)–1. Solamente a
partir de estos datos (sin hacer uso de la ley de los gases ideales), determine el cero
absoluto de temperatura en grados Celsius.
0
0
0
0
3
3
− 1
3
3
− 1
1.13(a) Calcule la presión ejercida por 1,0 mol de C2H6, que se comporta como (a) un
gas ideal y (b) un gas de van der Waals, cuando es confinado bajo las siguientes
condiciones: (i) a 273,15 K en 22,414 dm3, (ii) a 1 000 K en 100 cm3. Utilice los datos
dados del cuadro 1.6.
i) 22. 414 𝑑𝑚
3
1 𝐿
1 𝑑𝑚
3
ii) 100 𝑐𝑚
3
1 𝑐𝑚
3
( 0. 082 𝑎𝑡𝑚 𝐿/ 𝑚𝑜𝑙 𝐾)( 500 𝐾)
( 0. 10 𝐿)−( 0. 06380 𝐿/𝑚𝑜𝑙)
( 5. 48900
𝐿
2
𝑎𝑡𝑚
𝑚𝑜𝑙
)
( 0. 10 )
2
1.13(b) Calcule la presión ejercida por 1,0 mol de H2S, que se comporta como (a) un gas
ideal y (b) un gas de van der Waals, cuando es confinado en las siguientes condiciones:
(i) a 273,15 K en 22,414 dm3, (ii) a 500 K en 150 cm3. Utilice los datos dados del cuadro
a)
b)
3
3
𝑅𝑇
𝑉−𝑏
𝑎
𝑉
̅
̅̅̅ 2 ̅
2
2
V
n
𝑅𝑇
𝑃
( 0 , 082
atmL
molK
)( 350 K)
( 12 atm)
= 2 , 39 L/mol
2
2
( 2 , 39 )(12%)
(100%)
= 0 , 28 L/mol
𝑇
2
= 2,39-0,28= 2,11 L/mol
𝑃𝑉
𝑅𝑇
( 12 atm)( 2 , 11 L/mol)
( 0 , 082 atmL/molK)( 350 K)
Las fuerzas dominantes son las atractivas ya que Z<1.
1.16(a) En un proceso industrial, el nitrógeno es calentado hasta 500 K a un volumen
constante de 1,000 m3. El gas entra al contenedor a 300 K y 100 atm. La masa del gas es
92,4 kg. Utilice la ecuación de van der Waals para determinar la presión aproximada del
gas a su temperatura de trabajo de 500 K. Para el nitrógeno, a = 1,352 dm6 atm mol–2, b
= 0,0387 dm3 mol–.
(N2)
= 92 , 4 Kg
(N2)
x
1000 g
1 Kg
x
1 mol N
28 , 01 g
= 3 , 30 x 10
3
mol
a = 1 , 352 dm
6
atm mol
− 2
x
( 1 L)
2
1 Kg
x
1 mol N
1 (dm
3
)
2
= 1 , 352 atm L
2
mol
− 2
b = 0 , 0387 x
dm
3
mol
1
x
1 L
dm
3
= 0 , 0387 L/ mol
nRT
V−bn
− a (
R
V
2
( 3 , 30 x 10
3
mol)( 0 , 082
atmL
molK
)( 500 K)
1000 L−( 0 , 0387
L
mol
)( 3 , 30 x 10
3
mol)
− 1 , 352 atm L
2
mol
− 2
1000 L
3 , 30 x 10
3
mol
2
P = 155 atm L / L – 15 atm
P = 140 atm
1.16(b) Los cilindros de gas comprimido se hallan llenos generalmente a una presión de
200 bar. Para el oxígeno, ¿cuál sería el volumen molar a esta presión y 25°C en base a
(a) la ecuación del gas ideal, (b) la ecuación de van der Waals?. Para el oxígeno, a =
1,364 dm6 atm mol–2, b = 3,19 ×10–2 dm3 mol–.
P = 200 bar → 197,4 atm
PV = nRT
V
n
𝑅𝑇
𝑃
( 0 , 082
atmL
molK
)( 298 , 15 K)
( 197 , 4 atm)
Ecuación de van der Waals
a = 1 , 364 dm
4
atm mol
− 2
x
( 10
− 6
)m
6
1 dm
6
x
( 1000 L)
2
1m
3
= 1 , 364 atm L
2
mol
− 2
b = 3 , 19 x 10
− 2
dm
3
mol
1
x
1 L
dm
3
= 3 , 19 x 10
− 2
L/ mol
a
V − b
3
− (b +
2
a
ab
3
− (b +
2
a
ab
b +
RT
P
= ( 3 , 183 x 10
− 2
dm
3
mol
( 8 , 206 x 10
− 2
dm
3
mol
)( 298 , 15 K)
( 200 bar)( 1 , 013
atm
bar
)
= ( 3 , 183 x 10
− 2
dm
3
mol
= 0,152 atm
3
mol
a
b
( 1 , 36 dm
6
atm mol
− 2
)
( 200 bar)( 1 , 013 atm bar
− 1
)
= 6 , 71 x 10
− 3
dm
3
/mol
ab
P
( 1 , 36 dm
6
atm mol
− 2
)( 3 , 183 x 10
− 2
mol
− 1
)
( 200 bar)( 1 , 013 atm bar
− 1
)
= 2 , 137 x 10
− 4
dm
3
/mol
La ecuación
3
2
6 , 71 x 10
− 3
2 , 137 x 10
− 4
Ӯ = 0 , 112 dm
3
/mol
1.17(a) Suponga que 10,0 mol de C2H6(g) se hallan confinados en 4,860 dm3 a 27°C.
Prediga la presión ejercida por el etano a partir de (a) las ecuaciones de gas ideal y (b) la
ecuación de estado de van der Waals. Calcule el factor de compresión en base a estos
cálculos. Para etano, a = 5,507 dm6 atm mol–2; b = 0,0651 dm3 mol–1.
Datos:
2
6
a) Gas Ideal
