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Respuesta
1
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Como
la temperatura no varía, podemos aplicar la ley de Boyle:
Sin embargo,
antes debemos decidir qué unidad común de presión vamos a utilizar.
Sea, por ejemplo, la atmósfera. Tendremos entonces:
aplicando
finalmente la ley de Boyle:
1,58
atm · 12 L = 1,5 atm · V2 ÞV2
= 12,64 L
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Respuesta
2 |
Como
la presión no varía, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac:
teniendo
la precaución de emplear los datos de temperatura medidos en grados
Kelvin y los de volumen en litros:
Lo cual es
lógico: un aumento de temperatura siempre conlleva (si la presión
no varía) un aumento en el volumen que ocupan los gases. Por eso
se expanden, ocupando mayor volumen, disminuyendo su densidad,
haciéndose más ligeros, lo que en la atmósfera produce múltiples
fenómenos meteorológicos (brisas, granizos…), y que es lo que
también se aprovecha, por ejemplo, para hacer volar a los globos
aerostáticos, calentando el aire de su interior.
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Respuesta
3 |
Como el volumen no varía, podemos aplicar la ley de Gay-Lussac:
y, sustituyendo
los datos correspondientes:
Lo cual es
lógico: un aumento de temperatura siempre conlleva (si el volumen
no varía) un aumento en la presión que ejercen las moléculas de
los gases. Por ello las cafeteras o las ollas a presión llevan
siempre válvulas de seguridad, para evitar que, de quedar obturadas,
pueda aumentar excesivamente la presión en su interior, pudiendo
llegar a estallar.
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Respuesta
4
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Como
ninguna de las magnitudes características de los gases se mantiene
constante en el proceso, deberemos recurrir a la ley combinada de
los gases ideales:
donde las
condiciones iniciales y finales aparecen recogidas en la siguiente
tabla:
Condiciones
iniciales
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Condiciones
finales
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p1
= 0,97 atm
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p2
= 1,066 atm
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V1
= 20 L
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V2
= x L
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T1
= 306 K
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T2
= 285 K
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Y, sustituyendo
en la ecuación combinada:
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Respuesta
5 |
Se trata de comparar distintas condiciones a las que se encuentra
un gas, referidas a su volumen, que es la magnitud que mejor nos
lo puede mostrar. Para ello, aplicaremos la ecuación de los gases
ideales:
recordando
que para trabajar con ella, la presión debe venir dada en atmósferas,
la temperatura en grados Kelvin, y el volumen en litros, y que
R = 0,082 atm L/K mol.
Para calcular los moles, recurrimos a la expresión 1.2:
y como para
el N2 la masa molar es de 28 g/mol, obtenemos:
a)
Sustituyendo en la ecuación general de los gases:
1
atm · V = 2,5 mol · 0,082 atm L/K mol ·
298 K ÞV
= 61,1 L
b)
En este caso:
1
atm · V = 2,5 mol · 0,082 atm L/K mol ·
398 K ÞV
= 81,1 L
c)
Y para estas condiciones:
2
atm · V = 2,5 mol · 0,082 atm L/K mol ·
298 K ÞV
= 30,5 L
d)
Y por último, para estas nuevas condiciones:
2
atm · V = 2,5 mol · 0,082 atm L/K mol ·
398 K ÞV
= 40,8 L
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Respuesta
6 |
Para
resolver el problema, utilizaremos la ecuación de los gases ideales:
Como a su
vez el número de moles (n) puede hallarse siempre empleando
la expresión 1.2, si llevamos esta expresión a la ecuación
de los gases ideales, tendremos:
y, como ya
sabemos, la relación masa/volumen corresponde a la densidad, r,
del gas, luego:
Recordamos
que las condiciones normales suponen una temperatura de 0 °C (273
K) y una presión de 1 atm.
a) Para el oxígeno, O2, la masa molar
es de 32 g/mol, por lo que sustituyendo datos tendremos:
b)
Para el hidrógeno, H2, la masa molar es de 2 g/mol,
y sustituyendo entonces:
c)
Para el dióxido de carbono, CO2, la masa molar es de
44 g/mol, y por tanto:
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Respuesta
7 |
Para
aplicar la ecuación de los gases ideales, expresamos las magnitudes
en las unidades adecuadas:
Presión:
Temperatura
:
A partir
de dicha ecuación, podemos encontrar la masa molar del gas:
y sustituyendo
datos:
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Respuesta
8 |
a)
Al mantener constante la presión, la evolución del gas sigue
la ley de Gay-Lussac, por lo que podremos aplicar la expresión:
Es decir,
T2 = 472 – 273 = 199 °C, deberíamos subir la
temperatura desde los 22 °C hasta los 199 °C.
b)
Si no hay variación de volumen, podemos volver a aplicar
la ley de Gay-Lussac, teniendo en cuenta que ahora el gas se encuentra
a 199 °C (472 K como hemos calculado), y a la presión inicial
que no ha variado de 1 080 mmHg y que deberemos expresar en atmósferas
(así como las temperaturas en Kelvin):
y, sustituyendo
los datos correspondientes:
c)
Como disponemos de los datos iniciales de presión, volumen
y temperatura, podemos calcular los moles que tenemos encerrados
(que es independiente del gas que allí se encuentra):
Si se trata
de O2, la masa molar vale 32 g/mol, por lo que la masa,
utilizando la expresión 1.2, será:
m(g)
= n(mol)M(g/mol) = 1,47 mol · 32 g/mol =
47,04 g de oxígeno
d)
En el caso de que fuese hidrógeno, H2, de masa
molar 2 g/mol, procedemos igual (pues el número de moles sigue
siendo el mismo):
m(g)
= n(mol)M(g/mol) = 1,47 mol · 2 g/mol = 2,94
g de hidrógeno
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Respuesta
9 |
A
partir de los datos de la composición centesimal, podemos determinar
la fórmula empírica del compuesto, y con los datos referidos a las
características del gas podremos determinar su masa molar para así
poder establecer la fórmula molecular del compuesto.
Para determinar la fórmula empírica del compuesto, referiremos los
datos de su análisis elemental dividiendo esos porcentajes por las
masas atómicas respectivas de cada elemento (recordemos: C = 12
g/mol, H = 1 g/mol).
Para hallar
la fórmula empírica del compuesto, dividimos esos resultados por
el número menor. De ese modo estamos suponiendo que de él habrá
1 átomo en el compuesto.
Con estos
datos, ya tenemos en qué proporción aparecen esos átomos en el
compuesto, siendo su fórmula empírica entonces: CH3.
Para determinar cuál es la fórmula molecular, deberemos determinar
la masa molar del compuesto, recurriendo a la ecuación de los
gases ideales (donde T = 27 + 273 = 300 K):
y sustituyendo
datos:
Para determinar
cuál es la fórmula molecular, basta comparar la masa molar real
que acabamos de obtener (30 g/mol) con la masa molar de esa fórmula
empírica (CH3) que es 15 g/mol, pues el resultado de
esa relación siempre será un número entero, es decir:
Lo cual nos
indica que la fórmula molecular real corresponde a la que presenta
el doble de todos los átomos que habíamos encontrado en la fórmula
empírica, es decir C2H6.
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Respuesta
10 |
A
partir de los datos de la composición centesimal, podemos determinar
la fórmula empírica del compuesto, y con los datos de su densidad
podremos determinar su masa molar, para así establecer finalmente
su fórmula molecular.
Para encontrar la fórmula empírica del compuesto, referiremos a
moles los datos de su composición centesimal, dividiendo esos porcentajes
por las masas atómicas respectivas de cada elemento (C = 12 g/mol,
H = 1 g/mol).
Para hallar
la fórmula empírica del compuesto, dividimos esos resultados por
el número menor. De ese modo estamos suponiendo que de él habrá
1 átomo en el compuesto.
Con estos
datos, ya tenemos en qué proporción aparecen esos átomos en el
compuesto, siendo su fórmula empírica entonces CH2.
Para determinar cuál es la fórmula molecular, deberemos determinar
la masa molar del compuesto, recurriendo a la ecuación de los
gases ideales:
y, como ya
sabemos, la relación masa/volumen corresponde a la densidad, r,
del gas, luego:
Para determinar
cuál es la fórmula molecular, basta comparar la masa molecular
real que acabamos de obtener (42 g/mol) con la masa molecular
de esa fórmula empírica (CH2) que es 14 g/mol, pues
el resultado de esa relación siempre será un número entero, es
decir:
Lo cual nos
indica que la fórmula molecular real corresponde a la que presenta
el triple de todos los átomos que habíamos encontrado en la fórmula
empírica, es decir: C3H6.
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