Question

4. Una vasija A de 200 cm3 está separada de otra B de 400 cm3, 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 disponible; b) Presión en los dos recipientes después de abrir la llave de paso y fluir el gas de A a B, si no hay variación de la temperatura. c) ¿Qué cantidad de gas habrá en cada uno de los dos recipientes

Answer 1

a) La cantidad de gas que se tiene es:  7.57*10⁻³ moles

b) L a presión en los dos recipientes  después de abrir la llave de paso es 0.329 atm

c) La cantidad de gas que habrá en la vasija A será 2.52*10⁻³ moles y en la vasija B será  5.04*10⁻³ moles

Datos:

Vasija A:

Volumen= 200 cm³=200 mL

P=750 mmHg=0.9868 atm

T=45°C=318K

Vasija B:

Volumen= 400 cm³= 400 mL

Explicación:

Para resolver el enunciado se emplea la ley de los gases ideales, la cual es:  

PV=nRT  

Donde:  

P: Presión en atm  

V: Volumen en L  

n: Número de moles  

R: Constante de los gases, 0.082 L* atm/ mol* K  

T: Temperatura en K  

El volumen total sería:

Vtotal= 200 mL+400 mL= 600 mL=0.6L

Con los datos de la vasija A, se hallan los moles totales:

PV=nRT

0.9868*0.2=n*0.082*318

n=7.57*10⁻³ moles

Conociendo los moles totales y el volumen total, se halla la presión total:

PV=nRT

P*0.6=7.57*10⁻³ *0.082*318

P=0.329 atm

Se hallan los moles de la vasija A:

PV=nRT

0.329*0.2=n*0.082*318

n=2.52*10⁻³ moles

Se hallan los moles de la vasija B:

PV= nRT

0.329*0.4=n*0.082*318

n= 5.04*10⁻³ moles