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Buenas...Mi problema es que no puedo resolver los siguientes ejercicios de gases de una practica que me dieron en los cuales me voy topando con ejercios que no entiendo o que no me salen los resultados iguales a los del libro   . Bueno aqui dejo los enunciados:

1) En un recipiente de 2 litros de capacidad se recogen 5 litros de oxigeno medidos a presion de 2 atm, y 10 litros de nitrogeno a la presion de 4 atm. Se dejan salir 25 litros de la mezcla gaseosa a la presion de 1 atm. Calcular: a) la presion final en el recipiente b) el peso del oxigeno y de nitrogeno contenidos al final de dicho recipiente. La temperatura se ha mantenido siempre constante a 25ºC. Los pesos atomicos respectivos son : A(O)=16 gr/mol ; A(N)=14 gr/mol
Resp. a) 12.5 atm ; b) m(O₂)=6.55 gr , m(N₂)=22.92 gr

2) 12 gr de yodo solido, densidad 4.66 gr/cm³  se colocan en un matraz de 1 litro. El matraz se llena entonces con nitrogeno a 20ºC y 750 mmHg y se cierra. Se calienta ahora a 200ºC, temperatura a la que el yodo esta vaporizado. ¿Cúal es la presion final? . Los pesos atomicos respectivos son: A(I)=127 gr/mol ; A(N)=14 gr/mol
Resp. 3.42 atm

3) 100 litros de aire a 20ºC y presion 1 atm se hacen burbujear lentamente a travez de eter. El aire saturado de vapor de eter sale a 20ºC y presion total de 1 atm. Calcular: a) los gramos de eter que se evaporan; b) el volumen final de la mezcla y c) si la mezcla se comprime isotermicamente a 10 atm, la cantidad  de eter que se recupera de nuevo al estado liquido.
La presion de vapor del eter a 20ºC es 422 mmHg. Suponer despreciable el volumen de eter liquido formado.
Resp. a) 385.1 gr ; b) 224.9 litros ; c) 367 gr

De antemano Muchas Gracias por la ayuda

T = 298 K

Los moles de O₂ utilizados son:

n = P·V/(RT) = 5·2/(0,082·298) = 0,41 mol de O₂

de N₂:

n = P·V/(RT) = 10·4/(0,082·298) = 1,637 mol de O₂

Moles totales de ambos gases = 2,05 ≅ 2 mol

Vamos a calcular cuántos de éstos se escapan:

n = P·V/(RT) = 25·1/(0,082·298) = 1,023 mol ≅ 1 mol.

Queda en el recipiente de dos litros 2 -1 = 1 mol de gas que provocará una presión de:

P = nRT/V = 1·0,082·298/2 = 12,21 atm

Cuando se escapa el gas lo hará en la misma proporción en la que se encuentren en el recipiente. Si de uno hay cuatro veces más moles que del otro (como es el caso) se escapará también cuetro veces más: Vamos a calcular las fracciones molares para ver en qué proporción se encuentran:

O₂ → 0,41/2,05 =

N₂ → 1,63/2,05 =

De cada mol del recipiente estos son los que hay de cada sustancia: Como queda precisamente 1 mol en él, los gramos de cada gas será:

O₂ → (0,41/2,05)·32 = 6,56 g

N₂ → (1,63/2,05)·28 = 22,92 g

Los moles de I son:

12/127 = 0,094 mol

El volumen que ocupa estos 12 g es de 12/4,66 = 2,57 cc

Resta de volumen para el N₂: (1000 - 2,57) mL = 0,9974 L

Los moles de N₂ en ese volumen es de:

n = PV/(RT) = 750·0,9974/(760·0,082·293) = 0,04 mol

En total hay 0,094 + 0,04 = 0,135 mol

P = nRT/V = 0,135·0,082·293/1 = 3,24 mol     (edito: cambiar 293 por 473)

Vamos a calcular los moles de aire que tenemos:

n = 100·1/(0,082·293) = 4,162 mol

Su preaión parcial (del aire) es de (760 - 422)/760 = 0,44 atm

Luego el volumen del recipiente es:

V = 4,162·0,082·293/0,444 = 225 L

En este volumen a 20º y 1 atm caben en moles:

n = 1·225/(0,082·293) = 9,36 moles

De estos moles 4,162 son de aire, el resto es eter 9,36 - 4,162 = 5,28 mol

Como el peso molecular del eter es de 74 g:

Masa eter = 5,28·74 = 385 g

El tercer apartado dice comprimir pero pasar de 1 a 10 atm no lo es. ¿Es un error?. ¿Lo estoy entendiendo mal?

El enunciado es correcto, ya lo revise y no cometi ningun error al copiarlo. Debe ser un error del libro

Hola Galilei. Es correcto. Si pasas de 1 a 10 atm es que estas disminuyendo el volumen y por tanto comprimes el gas.

 Os juro que no estaba bebido cuando puse eso. Cuando he leído la respuesta de Baloo esta tarde me he quedado de piedra. Seguramente lo interpreté como un aumento de 1 a 10 del volumen, no tiene otra explicación. Me pongo muy tarde a resolver problemas y me pilla muy cansado.   .Perdón por la metedura de pata.

Enunciado



En total hay 0,094 + 0,04 = 0,135 mol

P = nRT/V = 0,135·0,082·293/1 = 3,24 mol


Tengo una duda. ¿No deberíamos calcular la presión total final y las presiones parciales de los gases sobre los 200ºC (es decir, 473K)?
Gracias anticipadas  

Efectivamente. El calcularlos a la temperatura inicial es un pequeño despiste. El resto es correcto.