A. Disponemos de un recipiente con 1,2 Litros de oxido nitroso utilizado como analgésico(N2O), a una temperatura de 37ºC y una presión de 760 mmHg. Calcular el cambio de cada una de las siguientes magnitudes.
a. El volumen en mL que ocupará si la temperatura aumenta el doble y la presión sigue constante.
b. La presión en atmósferas si el volumen se lleva a la mitad y la temperatura sigue constante.
c. Cuál será la Temperatura en ºC si la presión se duplica y el volumen sigue constante.
d. Calcular la masa de gas presente en la condición inicial utilizando la ecuación de gases ideales.
Respuestas
Se dispone de un gas contenido en un recipiente en condiciones dadas de Presión y Temperatura y se requiere calcular los cambios en diferentes magnitudes con cambios de condiciones. Se realizaron los cálculos, usando las leyes de gases ideales y se obtuvieron los siguientes resultados:
a) 2.400 ml
b) 2 atm.
c) 347 °C
d) 2,07 gr
Datos:
Gas: N₂O
V1 = 1,2 L
T1 = 37 °C = 310 K
P1 = 760 mm Hg = 1 atm
a) V2 = ? Si T2 = 2T1 y P es constante.
Usando la ecuación: (V1/ T1) = (V2/T2) (Ley de Charles)
despejando V2, tenemos:
V2 = (V1 / T1) (T2) = (V1/T1) (2T1) = 2 V1
V2 = 2 (1.2 L) (1000 ml /L) = 2.400 ml
b) P2 = ? Si V2 = 0,5 V1 y T es constante.
Usando la ecuación: P1. V1 = P2. V2 (Ley de Boyle)
despejando P2, tenemos:
P2 = (P1 . V1) / V2
P2 = (P1. V1) / 0,5 V1
P2 = P1 /0,5 = 1 atm / 0,5 = 2 atm
c) T2 = ? Si P2 = 2P1 y V1 = V2
Usando la ecuación general de gases ideales:
(P1. V1) / T1 = (P2. V2) / T2
tenemos que:
(P1 . V1) / T1 = (2P1 . V1) / T2
T2 = (2P1. V1) (T1) / (P1. V1) = (2 atm x 1,2 L x 310 K) / ( 1 atm x 1,2 L)
T2 = 620 K
T2 = 347 °C
d) m = ? en la condición inicial
Peso molecular del N₂O = 44 gr/mol
R = 0,082 atm . L / K. mol
Usamos la ecuación de estado de gases ideales PV = nRT donde n = numero de moles = masa/ Peso molecular = m/PM
Asi, tenemos que:
PV = (m/PM) RT
m = (PV / RT) (PM)
m= (( 1 atm x 1.2 L) /(310 K) (0,082 atm . L / K. mol)) (44 gr/mol)
m = 2,07 gramos