PESOS MOLECULARES DE GASES

PESOS MOLECULARES DE GASES 1. A ciertas condiciones, la densidad de un gas es 1,64 g/litro. A las mismas condiciones de presión y temperatura , 1 litro de oxígeno pesa 1,45 g. ¿Cuál es el peso molecular de aquel gas? P *M1=d1 R T P*M2=d2 RT 2. A una cierta temperatura, la densidad del etano a la presión de 733,7 mm es igual a la densidad del aire a la presión de 1 atm. Calcular a partir de estos datos el peso molecular del etano. Utilizaremos la masa molecular del aire ( 28,96 g/mol). Para el etano: Para el aire: Donde las dos densidades son iguales para la temperatura T. 3. Calcular el volumen que ocuparan 2 g de oxigeno a 20 o C y 728 mm de presión. P*M=d*R*T; d=m/V 4. Calcular el peso molecular del óxido nitroso, sabiendo que a 80 o C y presión de 1000 mm la densidad es 2,00 g/litro. 5. La densidad de un gas a 25oC y 1,25 atm de presión es 1,436 g/litro. ¿Cuál es su densidad en condiciones normales? Dividiendo las ecuaciones: Por tanto: 6. Calcular la temperatura a la cual la presión de vapor del agua, en mm de mercurio, es igual, numéricamente, al número de gramos de agua existentes en 1 metro cúbico de cualquier gas saturado de humedad. Presión de vapor del agua ( en mm) : P Presión de vapor del agua en atmósferas: P/760. Densidad del vapor de agua: Donde numéricamente P/760 = m vapor de agua Por tanto: Despejamos T y tenemos en cuenta que P/760 = m vapor de agua En centígrados 288-273= 16 o C. 7. 2,04 g de una substancia pura se convierten en vapor a 55 o C y 780 mm de presión. El volumen obtenido en estas condiciones es de 230 cm 3. Calcular el peso molecular de dicha substancia. T= 328 K P=1,03 atm V= 0,230 L 8. Un recipiente de 3,470 litros de capacidad está lleno de acetileno, C2H2, a la temperatura de 21o C y presión de 723 mm. Calcular la masa de acetileno contenida en este recipiente. T= 294 K P= 0,951 atm M=12*2+2*1=26 g/mol 9. Un matraz de 1 litro contiene una mezcla de hidrógeno y de óxido de carbono a 10 oC y presión total de 786 mm. Calcular el peso de hidrógeno si el matraz contiene 0,1 g de óxido de carbono. Moles Hidrogeno: Masa hidrogeno: 10. Calcular la temperatura a la cual 1 litro de aire a la presión de 690 mm pesa 1 g (Masa molecular aire: 28,9 g/mol). P*M = d *R*T 11. 250 cm3 de un gas se han recogido sobre acetona a -10o C y 770 mm de presión. El gas pesa 1,34 g y la presión de vapor de la acetona a -10o C es de 39 mm. ¿Cuál es el peso molecular del gas? 12. 0,350 g de una substancia volátil se transforman en vapor en un aparato Victor Meyer. El aire desplazado ocupa 65,8 cm3 medidos sobre agua a 40o C y a una presión total de 748 mm. ¿Cuál es el peso molecular de dicha substancia? La presión de vapor del agua es 55,3 mm. PParcial=748-55,3=692,7 mm=0,911 atm 13. La composición ponderal del aire es 23,1 % de oxigeno, 75,6 % de nitrógeno y 1,3 % de argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 1 litro de capacidad, que contiene 2 g de aire a -20o C. Aplicamos la ecuación de los gases para cada uno: Oxígeno: Nitrógeno: Argón : 14. La composición volumétrica del aire es 21 % de oxígeno, 78 % de nitrógeno y 1 % de argón. Calcular las presiones parciales de estos tres gases en un recipiente de 2 litros de capacidad que contiene 3 g de aire a 18o C. (Calcular, partir de estos datos el peso molecular medio del aire que resulta ser igual a 28,96, determinar entonces la presión total y hallar las presiones parciales teniendo en cuenta que la relación volumétrica es igual – según el principio de Avogadro - a la relación molecular). Teniendo en cuenta que la fracción molar coincidirá con el tanto por uno en volumen tendremos: Por tanto los 3 g del recipiente serán en moles: Para cada uno será: 15. En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de oxígeno medidos a la presión de 2 atm, y 10 litros de nitrógeno a la presión de 4 atm. Se dejan salir 25 litros de la mezcla gaseosa a la presión de 1 atm. Calcular: a) la presión final en el recipiente; y b) el peso de oxígeno y de nitrógeno contenido al final en dicho recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante a 25 o C. a) Moles y gramos de oxígeno que introducimos en el recipiente: Para el nitrógeno: Moles totales iniciales en el recipiente: Miramos ahora los moles que salen del recipiente en los 25 L a 1 atm: Presión total inicial al recipiente: Como se ve salen la mitad de moles de los iniciales, por tanto los moles finales en el recipiente son: La presión final en el recipiente será la mitad de la inicial: PT ( final ) =12,499 atm b) En el recipiente tenderemos la mitad de moles y la mitad de gramos de los que teníamos inicialmente: Gramos oxígeno: 6,54 g Gramos nitrógeno: 22,92 g 16. 12 g de iodo sólido, densidad 4,66 g/cm3, se colocan en un matraz de 1 litro. El matraz se llena entonces con nitrógeno a 20oC y 750 mm, y se cierra. Se calienta ahora a 200o C , temperatura a la que el iodo está vaporizado. ¿Cuál es la presión final? Nitrógeno en el recipiente: Moles de iodo: Moles totales en el reciente: Presión final en el recipiente: 17. El volumen de una mezcla de aire saturado de humedad a 50oC es de 4 litros a la presión de 5 atm. Calcular: a) la presión total final cuando esta masa de aire se expansiona sobre agua hasta un volumen de 20 litros, a temperatura constante; y b) los gramos de agua que se evaporan para mantener el aire saturado de humedad. La presión de vapor de agua a 50oC es de 92,5 mm. a) Número de moles totales en el recipiente: Moles de agua en el recipiente: Moles de aire: 0,76-0,018=0,58 moles Después de la expansión, los moles de aire se mantienen, los moles de agua cambian: Al final en el gas expandido tendremos: Moles finales: 0,755+0,091=0,846. b) Moles de agua finales – moles de agua iniciales:0,091-0,018=0,075 . Gramos de agua evaporados: 18. 100 litros de aire a 20oC y presión de 1 atm se hacen burbujear lentamente a través de éter. El aire saturado de vapor de vapor de éter sale a 20 oC y presión total de 1 atm. Calcular : a) los gramos de éter que se evaporan; b) el volumen final de la mezcla y c) si la mezcla se comprime isotérmicamente a 10 atm, la cantidad de éter que se recupera de nuevo al estado líquido . La presión de vapor del éter a 20oC es 422 mm. Suponer despreciable el volumen del éter líquido formado. a) b) Inicialmente: Final: Presión éter: Presión total: 1 atm Presión parcial aire final: 760 mm-422 mm=338 mm=0,445 atm Volumen final de la mescla: (b) Para el éter tendremos en condiciones finales: Pasando a gramos: (a) c)P=10 atm, los moles de aire de mantienen. Moles finales de éter: Gramos de éter gaseoso: Moles de éter condensados: 384 – 18 =366 g 19. A 0oC la densidad del cloruro de metilo a una presión de 0,5 atm es 1,1401 g/L, y a una presión de 0,25 atm, es 0,5666 g/L. A partir de estos datos, calcular el peso molecular exacto del cloruro de metilo. Calculamos el cociente d/P en las dos condiciones dadas: Entre 0,5 atm y 0,25 atm se produce un incremento del cociente de 0,0138. Si suponemos que el valor exacto del cociente se dará a P =0 atm ( gas ideal), y suponiendo proporcionalidad en el cambio tendremos que el mismo cambio de valor quer hay entre 0,5 atm y 0,25 atm se producirá entre 0,25 atm y 0 atm : Por tanto: 20. A 0oC (273,16 K) la densidad del oxígeno a una presión de 1 atm es 1,42898 g/L, y a una presión de 0,5 atm es 0,71415 g/L. Calcular la constante R de los gases y el volumen molar gramo. Calculamos el valor de R en las dos condiciones dadas: Por tanto la variación de R entre los dos casos es: 3,88 10-5. La variación desde 0,5 atm a 0 atm será la misma que entre 1 atm y 0,5 atm,por tanto: Utilizamos este valor de R para calcular el volumen molar: