Quimica

1. GUIA DE EJERCICIOS – UNIDAD VI
QUIMICA 2015 – IEI – UNAP
Leyes de los gases
1. A presión de 17 atm, 34 L de un gas a temperatura constante experimenta un cambio ocupando
un volumen de 15 L ¿Cuál será la presión que ejerce?
2. ¿Qué volumen ocupa un gas a 980 mmHg, si el recipiente tiene finalmente una presión de 1,8
atm y el gas se comprime a 860 mL?
3. A presión constante un gas ocupa 1.500 (ml) a 35º C ¿Qué temperatura es necesaria para que
este gas se expanda 2,6 L?
4. ¿Qué volumen ocupa un gas a 30º C, a presión constante, si la temperatura disminuye un tercio
(1/3) ocupando 1.200 mL?
5. A volumen constante un gas ejerce una presión de 880 mmHg a 20º C ¿Qué temperatura habrá
si la presión aumenta en 15 %?
6. Cuando un gas a 85º C y 760 mmHg, a volumen constante en un cilindro, se comprime, su
temperatura disminuye dos tercios (2/3) ¿Qué presión ejercerá el gas?
7. Un cilindro rígido que contiene 3,50 L de H2 a 17 °C y 0,913 atm se cierra herméticamente. ¿Si
el cilindro se calienta a 71 °C, cuál es la presión en el cilindro?
8. Un cilindro firmemente sellado de 5,0 L contiene 781 mm Hg de Ar (g) a 19 °C. Se calienta el
cilindro hasta que se dobla la presión. ¿Cuál es la temperatura del gas?
9. Un globo se llena con He (g) hasta un volumen de 3,22 L a 32 °C. El globo se coloca en
nitrógeno líquido hasta que su temperatura alcanza -132 °C. Asumiendo que la presión permanece
constante, ¿Cuál será el volumen de este globo enfriado?
10. Un cilindro de 0,225 L contiene CH4 a 27 °C y 318 mm Hg. ¿Cuál será la presión del CH4 si el
volumen aumenta hasta 0.500 L y la temperatura aumenta a 95 °C?
11. Se tiene un cilindro de 30,0 L con Helio en una presión de 132 atm y a una temperatura de 24
°C. Dicho cilindro se utiliza para llenar globos de 3,00 L a 1,07 atm y 29 °C. ¿Cuántos globos se
podrán llenar? Asuma que el cilindro puede proporcionar helio hasta que su presión interna
alcanza 1,00 atm (es decir, hay 131 atm de He disponible en el cilindro).
12. Qué volumen de CO2 a 15 °C y 1.50 atm contiene el mismo número de moléculas que 0,410L
de O2 a 35 °C y 3.00 atm?
13. Si un cilindro de 3,44 L de SO2 a 1,65 atm contiene el mismo número de moléculas que un
cilindro de 5,00 L de H2 -7°C y 1,00 atm, cuál es la temperatura (en °C) del SO2?
14. Disponemos de un volumen de 20 L de gas helio, a 2 atm de presión y a una temperatura de
100ºC. Si lo pasamos a otro recipiente en el que la presión resulta ser de 1,5 atm y bajamos la
temperatura hasta 0ºC ¿cuál es el volumen del recipiente?.
15. En un recipiente de volumen 2 L tenemos hidrógeno a una temperatura de 20ºC y 1 atm de
presión. Si lo pasamos a otro recipiente de volumen 3 L y aumentamos su temperatura hasta
100ºC ¿cuál será su presión?
16. ¿Qué volumen ocuparán 0,23 moles de hidrógeno a 1,2 atm de presión y 20ºC de
temperatura?

2. 17. Tenemos 50 L de helio a 30ºC y 0.8 atm de presión. ¿Qué cantidad de moles de helio
tenemos?
18. Si tenemos 22,4 L de nitrógeno a 0ºC y 1 atm de presión ¿cuantas moles tenemos del
mismo?. Y si tenemos 11,2 L en las mismas condiciones?
19. Un globo se llena de 2.3 moles de helio a 1 atm de presión y 10ºC de temperatura ¿cuál
es el volumen del globo?
20. En un recipiente cerrado (volumen constante) tenemos aire a 0ºC y 0,9 atm de presión.
¿Cuál será la temperatura en ºC si la presión resulta ser de 2,9 atm?
21. Experimentamos con aire en un recipiente cerrado que, vamos calentando progresivamente y
midiendo la presión en cada caso. En estas experiencias obtenemos los valores : A t=-50ºC
P=0.40 atm ; A t=20ºC P=0,52 atm ; A t=250ºC P=0,94 atm . ¿Se cumple la ley de Gay
Lussac?¿Cuál será la presión a t=600ºC?
22. Con una determinada cantidad de nitrógeno en un recipiente de 4,5 L de capacidad, a 600ºC y
con una presión de 2,9 atm, pasamos a un volumen de 4,6 L y a una temperatura de 750ºC ¿ Cuál
será su nueva presión?
23. Un volumen de helio de 4,5 L a 2,9 atm de presión y a 750ºC de temperatura, se pasa a 4,6 L
de manera que su presión resulta ser de 4,2 atm ¿Cuál será la temperatura en ºC en éstas nuevas
condiciones?.
24. Un estudiante llenó en el laboratorio un recipiente de 250 mL con un gas desconocido, hasta qu
e obtuvo una presión de 760 torr. Se halló que la muestra de gas pesaba 0.164 g. Calcule la
masa molecular del gas si la temperatura en el laboratorio era de 25ºC
25. ¿Cual es la densidad del nitrógeno gaseoso a 227ºC y 5,00 atm de presión?
26. ¿Qué presión hay que aplicar a 2,0 L de un gas que se encuentra a una presión de 1,0 atm
para comprimirlo hasta que ocupe 0,80 L?
27. Se tienen 5 L de Helio a 20/C y 380 mm de presión. ¿Cuantos átomos hay?¿Cuantos g de
hidrógeno contendrían el mismo número de moléculas que de átomos tiene dicho Helio?
28. Calcular la temperatura a la que deberán encontrarse 7 g de nitrógeno que están en
un recipiente de 10 L a una presión de 870 mm Hg. ¿Qué cantidad de gas habrá en el recipiente si
se duplica la presión si la temperatura desciende 100ºC?
29. Se tienen 64 g de oxígeno en condiciones normales de presión y temperatura. ¿Cuantas moles
y moléculas contiene?¿Qué volumen ocupan? ¿Qué volumen ocuparán a una presión de 900 mm
Hg y una temperatura de 37ºC?.
30. Un aerosol contiene un gas a 25ºC y 2 atm y se arroja a un fuego cuya temperatura es de
575ºC. ¿cuál es la presión final del gas?
31. ¿Qué presión hay que aplicar a 2,0 L de un gas que se encuentra a una presión de 1,0 atm
para comprimirlo hasta que ocupe 0,80 L?
32. Si se calientan 2,0 L de un gas desde 0ºC a 91ºC a presión constante, ¿Cuál es el volumen del
gas a 91ºC?
33. Una vasija cerrada contiene CO 2 a 740 mm Hg y 27 C. Se enfría a una temperatura de -52 C.
Determinar la presión ejercida por el gas en esas condiciones.

3. Ecuación general de los gases ideales
1. Si la densidad del nitrógeno líquido es 1,25 g/mL, ¿a qué volumen se reducirá un litro de
nitrógeno gaseoso, medido en condiciones normales, al condensarse?.
2. Calcule la presión que ejercerán 4 g de dióxido de carbono que se encuentran en un recipiente
de 5,0 L de capacidad a 37ºC de temperatura. ¿Cuantas moles y cuantas moléculas del mismo hay
en ese recipiente?
3. Un gas ocupa un volumen de 100 L a 720 mm Hg y una cierta temperatura. ¿A qué presión debe
someterse isotérmicamente para que ocupe 5,0 L?
4. Un recipiente de 5,0 L, al que se ha hecho previamente el vacío, se llena de hidrógeno gaseoso.
Si la temperatura es 27 ºC y la presión 700 mm Hg. a) ¿Cuántas moléculas de H2 contiene el
matraz?; b) ¿Cuál es la densidad del gas en estas condiciones?
5. Se llena de hidrógeno un recipiente de 5 L a 10ºC y 730 mm Hg. ¿Cuantos g y moles hemos
introducido?¿Cuál debería ser la temperatura para que la presión se redujera a la mitad?
6. Se llena de hidrógeno un recipiente de 10 L a 33ºC y 790 mm Hg. ¿Cuantos g y moles hemos
introducido? ¿Qué volumen ocupará esa cantidad de gas, medida en Condiciones Normales?
7. Un recipiente de 10 L. se llena de hidrógeno a 25°C y 770 mm de presión. Determinar la
cantidad que se ha introducido, expresándola en g, moles y moléculas. ¿Qué cantidad saldría si se
abre el recipiente y en el exterior la presión es de 1 atm?
8. Se dispone en el laboratorio de un recipiente vacío cuya masa es de 70,00 g. Se llena de
oxígeno gaseoso y su masa alcanza 72,00 g. Se llena después con otro gas desconocido en las
mismas condiciones de presión y temperatura y su masa es de 72,75 g. Calcule el peso molecular
de este gas.
9. ¿Cual es la densidad del nitrógeno gaseoso a 227ºC y 5,00 atm de presión?
10. En un matraz de 250 mL se introduce éter etílico a una temperatura de 12 ºC y a una presión
de 740 mm de Hg. Se saca todo el aire, se cierra el matraz y se calienta a 200 ºC. ¿Cuál será la
cantidad máxima de éter etílico (en g) que pueden introducirse si la presión del matraz no debe
exceder de 40 atm? DATOS: Punto de ebullición del éter etílico = 34,6 ºC.
11. Un recipiente de 2,24 L, provisto de llave de paso, se llena con 7,1 g de gas de cloro a la
presión ambiente, cuando la temperatura es de T ºK Se calienta el recipiente hasta una
temperatura 30 ºC mayor que TºK y se abre la llave de paso de modo que la presión en su interior
vuelve a su valor inicial, quedándole dentro 6,4 g de cloro. Se desea saber:
a) El valor de la temperatura Kelvin. b) La presión ambiente, expresada en mm de mercurio
Ejercicios de gases y estequiometría
1. El cloro se prepara por electrólisis de una disolución acuosa de cloruro de sodio, obteniéndose
hidróxido de sodio, hidrógeno gaseoso y cloro gaseoso.
a) Escribir y ajustar la reacción que tiene lugar.
b) Si el hidrógeno y el cloro se recogen separados al 8 atm y 20ºC, ¿Qué volumen de cada uno
puede obtenerse a partir de 1,5 Kg de cloruro de sodio del 90% de riqueza?
c) Si se recogieran ambos gases en un recipiente de 15 L a 25ºC, ¿Cuales serían la presión parcial
de cada gas en ese recipiente y cual sería la presión total
2. Sabiendo que la fórmula empírica del éter sulfúrico es: C4OH10 , determinar a) su composición
centesimal. b) La densidad de su vapor respecto del nitrógeno en condiciones normales

4. 3. En un matraz cerrado y a 120ºC 0,16 g de metano, reaccionan totalmente con 0,96 g de
oxígeno. La presión total antes de la reacción es de 1 atm, los productos de la reacción se enfrían
a 10ºC de forma que el agua condensa, despreciando su presión de vapor a esa temperatura. Se
pide:
a) El volumen del matraz.
b) La presión total después de la reacción a 120ºC
c) El número de moles totales en fase gaseosa existentes a 10ºC
d) La presión parcial del dióxido de carbono a 10ºC
4. El óxido nitroso (N2O) es un gas que se puede obtener por descomposición térmica del nitrato
amónico.
a) Escriba la ecuación de la reacción.
b) Al realizar dicha descomposición se obtienen 0,320 L del gas a 690 mm Hg y 12,5ºC. Si el gas
pesa 0,540 g, calcule el valor de la constante de los gases
5. Al calentar una muestra de Nitrato de plomo(II) sólido se obtiene Oxígeno molecular, óxido de
nitrógeno(IV), gaseoso y óxido de plomo(II) sólido. Si se recoge una muestra de gas que ocupa
293 mL medida a 200ºC y 1 atm de presión, ¿Qué cantidad de nitrato de plomo(II) se ha
descompuesto:
6. El clorato de potasio se descompone por el calor en cloruro de potasio y oxígeno molecular.
Calcule el volumen de oxígeno medido a 125ºC y 1 atm que puede obtenerse por descomposición
de 148 g de una muestra que contiene el 87% en peso
7. Qué volumen de O2(g), medido a 91.2 °C y 743 mm Hg , será producido por la descomposición
de 4,88 g KClO3?
2 KClO3(s) → 2 KCl (s) + 3 O2(g)
8. Qué volumen de O2 (g), medido a 17,7°C y 0,978 atm reacciona con 15,1 g de C4H10(g) para
producir CO2(g) y H2O(l)?
La síntesis de amoníaco se lleva a cabo según la ecuación equilibrada siguiente:
N2(g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g)
Si 2,75 L de N2 (g) reaccionan con 7,75 L H2(g), cuál es la producción teórica (en L) de NH3(g)?
Asuma que los volúmenes de reactivo y de productos están medidos a las mismas temperatura y
presión.
Mezclas de gases. Ley de las presiones parciales
1. La nitroglicerina (227,1 g/mol) se descompone según la reacción:
4 C3H5N3O9(l) → 6 N2(g) + 12 CO2(g) + 10 H2O (g) + O2(g)
Qué volumen total de gases se produce a 65 °C y 744 mm Hg por descomposición 5,00 g de
nitroglicerina?
2. El agua se puede descomponer por electrólisis para producir H2 y O2. ¿Qué masa de agua debe
descomponerse para llenar un recipiente de 4,00 L con una mezcla de hidrógeno y de oxígeno a
una presión total de 2.63 atm a 298K?
2 H2O (l) → 2 H2(g) + O2(g)
3. El monóxido de carbono reacciona con oxígeno para producir dióxido de carbono:
2 CO (g) + O2(g) → 2 CO2(g)
En un cilindro de 1,00 L, 2,40 atm de CO reaccionan con 4,50 atm de O2. Si se asume que la
temperatura permanece constante, ¿Cuál será la presión final en el cilindro?

5. 4. Una mezcla de He y O2 se colocan en un cilindro de 4,00 L a 32 ºC. La presión parcial del He es
2,7 atm y la presión parcial del O2 es de 1,4 atm ¿Cuál es la fracción molar de O2?
5. Un cilindro de 1,00 L a 298 K contiene una mezcla de Kr y de N2 a una presión total de 0,940
atm. ¿Si la fracción molar de Kr es 0,455 cuál es la fracción en masa del Kr?
6. Tres compuestos gaseosos A, B y C están contenidos en un recipiente. La Presión parcial de A
es 0,6 atm. La fracción molar del compuesto B es doble que la de C. Si la presión total es de 1900
mm Hg, Calcule las fracciones molares y las presiones parciales de cada componente.
7. Una vasija A de 200 mL está separada de otra B de 400 mL mediante una tubería de capacidad
despreciable provista de una llave de paso. La vasija A contiene un gas a 750 mm Hg y 45ºC y en
la B se ha hecho el vacío. Calcula
a) Cantidad de gas que se tiene;
b) la presión en los dos recipientes después de abrir la llave de paso y fluir el gas de A a B, si no
varía la temperatura.
C) ¿Qué cantidad de gas habrá en cada uno de los dos recipientes?
8. Una mezcla de gases está compuesta por etano (C2H6) y butano (C4H10) . Se llena un recipiente
de 200 mL con 0,3846 g de dicha mezcla a una presión de 750 mm Hg y 20ºC de temperatura.
¿Cual es la composición de la mezcla?
9. Si el análisis en Peso de un aire es el siguiente: nitrógeno: 74,7% ; Oxígeno : 22,9 % , Argón :
1,3 %, vapor de agua : 1,0 % y óxido de carbono(IV) : 0,1 %. Determínese la densidad de dicho
aire a 20ºC y 740 mmHg.
10. Un matraz de 11 L contiene 20 g. de gas neón y un peso desconocido de hidrógeno. Teniendo
en cuenta que la densidad de la mezcla es 0,002 g/mL a 0ºC Calcular: a) La masa molecular
media. b) El número de g de hidrógeno presentes. c) La presión en el interior del matraz
11. Tenemos una mezcla de tres gases A, B y C a una presión de 1 atm. Sabiendo que la fracción
molar de A es el doble de la de B y que la fracción molar de C es la tercera parte de la fracción
molar de B, calcular la presión parcial de cada uno.
Ejercicios complementarios
1. Una mezcla de metano, CH4 y acetileno, C2H2 ocupa un cierto volumen a una presión total de 63
torr. La muestra gaseosa es quemada produciéndose CO2 y H2O. Sólo se recuperó el CO2 y se
encontró que su presión era 96 torr en el mismo volumen y a la misma temperatura que la mezcla
original. Determinar que fracción del gas era metano. R. 48%
2. Una mezcla gaseosa contiene CO2, O2, N2 y Ar. Se trata la mezcla con KO2 (superóxido de
potasio) que reacciona con el CO2 de la mezcla según:
4 KO2 (s) + 2 CO2 (g) → 2 K2CO3 + 3 O2 (g)
aumentando la composición molar del O2 de un 70% a un 90%. Calcular la composición molar del
CO2 en la mezcla inicial. R. 19,1%
3. El etileno (C2H4) reacciona con H2 (g) en presencia de Pt (que actúa como catalizador) formando
etano (C2H6).
C2H4 (g) + H2 (g) → C2H6 (g)
En un reactor (V desconocido) se alimentó una mezcla de C2H4 e H2 (en exceso) a una presión

6. total de 52 [torr]. Después que se introdujo Pt se apreció una gradual disminución de la presión
dentro del reactor hasta alcanzar un valor final de 34 torr. La temperatura se mantuvo constante
durante todo el experimento. Calcular:
a. Fracción de moléculas de C2H4 en la mezcla inicial R. 0,35
b. Presión parcial de cada gas al inicio R. 18 torr ;34 torr
c. Presión parcial de cada gas al final R. 18 torr; 16 torr
4. El compuesto gaseoso A se descompone para formar los compuestos gaseosos B y C, según la
siguiente ecuación balanceada:
2 A (g) → 3 B (g) + 2 C (g)
Desde una mezcla gaseosa de A y Ne (Neón, gas inerte) contenida en un cierto volumen a una
presión total de 36 [torr], A se descompone con un 80% de rendimiento, obteniéndose una mezcla
final cuya fracción molar en B es 0,25
Calcular:
a. % en moles de A en la mezcla inicial. R. 27,8%
b. Presión total de la mezcla gaseosa final medidas en el mismo volumen y a la misma temperatura
que la mezcla gaseosa inicial. R. 48 torr
5. Se tiene una mezcla de CH4 y CO que reacciona con un exceso de O2 con un 100% de
rendimiento, según:
CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g)
CO (g) + O2 (g) → CO2 (g)
1022 L de una mezcla de CH4, CO y aire (CH4, CO, N2 y O2) medidas a cierta presión y
temperatura reaccionan y se obtiene una mezcla gaseosa final que ocupa un volumen de 1007 L
medidas a la misma presión y temperatura que la mezcla original y que contiene un 7,94% en
moles de H2O. Calcular:
a) Volúmenes parciales finales en L de cada uno de los gases en la mezcla gaseosa final
resultante. R. CO2: 70; H2O: 80; O2: 105; N2: 752
b) % en moles de la mezcla gaseosa inicial. R. CH4: 3,91%; CO: 2,94%; O2: 19,6%; N2: 73,6%
6. Los compuestos gaseosos A y B reaccionan para formar los compuestos gaseosos C y D, según
la siguiente ecuación balanceada:
3 A (g) + 2 B(g) → 2 C (g) + D (g)
Al reaccionar 120 L de una mezcla gaseosa que contiene la siguiente composición en peso: A:
25% B: 30% Ne: 45% (gas inerte)
Se obtiene una mezcla gaseosa que contiene la siguiente composición en volumen:
A : 2,26% B : 26,22% C : 3,45% D : 1,725% Ne : 66,34%
Si PA(Ne) = 20,2; PM(A) = 100; PM(B) = 30,0; PM(C) = 10,0 , calcular:
a) Volumen de la mezcla gaseosa final medidas a la misma presión y temperatura iniciales. R. 116
L
b) % en peso de D en la mezcla gaseosa final. R. 9,7 %
7. Una fábrica de abonos produce amoniaco según un proceso catalítico. Los reactivos son
nitrógeno del 70% de pureza e hidrógeno del 95% de pureza. El proceso tiene un rendimiento
del 20%. El amoníaco se obtiene como una disolución de concentración igual al 30% en masa.
En un día se han intoducido en el reactor 80.000 kg de nitrógeno y 2.000 kg de hidrógeno.
Ambos se han medido a 20.000 Kpa y 500°C. Calcular la producción de NH3 en ese día.