• Author / Uploaded
• jajaja

Citation preview

GASES REALES SHANDY ROCIO ARO COPARI KELY YANIRA CHAGUA MONTUFAR 1 m3de aire a 27 °C y 1 atm se comprime hasta un volumen de 5 L a temperatura constante. Calcular la presión final empleando la ecuación de Van der Waals. Las constantes experimentales de la ecuación de Van der Waals para el aire son: a=1,33 atm(L/mol) 2

b= 0.0366 L/mol

DATOS V1 = 1 m3 =1000 L T1 = 27°C = 300 K P1 = 1atm V2= 5L T2= 27°C = 300 K P2 = ? Se determina el número de moles. Como la presión inicial es baja, el número de moles se puede calcular con la ecuación universal de los gases ideales. n= n=

n=

PV RT 1 atm x 1000 L atm. L 0.082 x 300 K mol . K 1000 =40.6504 mol 24.6 mol

Se calcula la presión con la ecuación de Van der Waals con las condiciones finales n P+ a v

2

[ ( )]

nRT n ( v−bn ) =nRT P= −a ( v −bn ) v

2

()

40.6504 mol   x 0.082 P=

( P=

5 L−0.0366

atm . L x 300 K mol . K

L x 40.6504 mol mol

−1.33 atm

)

L 2 40.6504 mol x mol 5L

( ) (

2

)

999.9998 L .atm L2 1652.4550 mol 2 −1.33 atm x 3.5122 L mol2 25 L2

P=284.7218 atm−87.9106 atm P=196.8112 atm MILAGROS LESLY LUPACA MAMANI SARA QUEQUE FLORES Utiliza la ecuación de van der walls y la ecuación de los gases ideales para calcular el valor de Z,que tendrán 10 moles de gas metano a una temperatura de 10°C en un recipiente de 0.05L Para un gas ideal PV =RTn Para un gas real n2 (P+a 2 ) * (v-bn) =nRT v Factor de comprensibilidad Z=

P °P

SOLUCIÓN DATOS: P = ¿? n= 10 mol V =0,5L T =283,15 °K R = 0,082atm-l /mol-k

Para un gas ideal: PV = RTn RTn V

P=

atm−l 0,082 ∗( 283.15 ° K )∗(10 mol) ( mol−° K ) P= 0,5 L P = 464,366 atm Para un gas real: (P+a

n2 ) * (v-bn) =nRT v2

nRT n2 ¿−a P=( v−bn v2 Donde: a= 2.26 atm*l 2 /mol 2 b= 0.0430 l /mol P=(

P= (

(

( 10 mol )∗ 0.082

(

( 10 )∗ 0.082

❑ atm−l ∗(283.15 ° K ) 10 mol 2 )( mol−k ❑ ¿¿ 0.5l ¿¿

)

atm−l 100 mol2 ∗(283.15) ❑ 2 2) ( ) ¿−(2.26 atm * l  / mol 0.25l 2 0.07 l  

)

P= 2412.9 atm El factor de comprensibilidad Z: Z=

Presión real presión ideal

Z=

2412.9 atm 464.366 atm

Z = 5.1961

ROSALINDA TAPIA CHAMBE DIEGO QUISPE MAMANI Utilizando la ecuación de Van der Waals, calcular la presión ejercida por un mol de bióxido de carbono a 0°C en un volumen de: a) 1 litro, b) 0,05 litros, c) Repetir los cálculos a 120 °C, en 0,05 litros Datos: Constantes de Van der Waals para el CO2 son: a = 3.592 atmL2 * mol-2 b = 0.04267Lmol-1 SOLUCION A) V1 = 1 Litro Emplearemos la fórmula de Vann der Waals en función a la presión P 1=

RT a n2 − 2 V −b V 1 n

Reemplazando con nuestros valores del caso 1, obtendremos 2

atm L atmL ∗(1 mol)2 ( 0.082 )(273.15 ° k) 3.592 2 mol∗° k mol P 1= − L L (1 L)2 (1 )−( 0.04267 ) mol mol

Ahora simplificaremos las unidades, quedando solo las unidades de la presión(atm) 2

atm L 2 atmL ∗(1 mol) )(273.15 ° k) 3.592 2 mol∗° k mol P 1= − L L (1 L)2 (1 )−( 0.04267 ) mol mol ( 0.082

Quedando todo en función a la presión P 1=

( 0.082 atm ) (273.15 ) 3.592 atm∗1 − 1 ( 1 )−( 0.04267 )

Resolviendo la ecuación se obtiene finalmente P1=19.805 atm B) V2 = 0.05 Litros Emplearemos la fórmula de Vann der Waals en función a la presión P 2=

RT a n2 − 2 V −b V 2 n

Reemplazando con nuestros valores del caso 1, obtendremos 2

atm L 2 atmL ∗(1 mol) ( 0.082 )(273.15° k ) 3.592 2 mol∗k mol P 2= − L L (0.05 L)2 ( 0.05 )−( 0.04267 ) mol mol Ahora simplificaremos las unidades, quedando solo las unidades de la presión(atm) 2

atm L 2 atmL ∗(1 mol) ( 0.082 )(273.15° k ) 3.592 2 mol∗k mol P 2= − L L (0.05 L)2 ( 0.05 )−( 0.04267 ) mol mol Quedando todo en función a la presión P 2=

( 0.082atm)(273.15) 3.592 atm∗1 − (0.05)−(0.04267) 0.05

Resolviendo la ecuación se obtiene finalmente

P2=2983.86 atm

C) V3 = 0.05 Litro, T = 120 °C Emplearemos la fórmula de Vann der Waals en función a la presión P 3=

RT a n2 − 2 V −b V 2 n

Reemplazando con nuestros valores del caso 1, obtendremos 2

atm L 2 atmL ∗(1 mol) ( 0.082 )(393.15° k ) 3.592 2 mol∗k mol P 3= − L L (0.05 L)2 ( 0.05 )−(0.04267 ) mol mol Ahora simplificaremos las unidades, quedando solo las unidades de la presión(atm) 2

atm L 2 atmL ∗(1 mol) )(393.15° k ) 3.592 2 mol∗k mol P 3= − L L (0.05 L)2 ( 0.05 )−(0.04267 ) mol mol ( 0.082

Quedando todo en función a la presión P 3=

( 0.082atm)(393.15) 3.592 atm∗1 − (0.05)−(0.04267) 0.05

Resolviendo la ecuación se obtiene finalmente P3=4326.29 atm

YAEL JOSUÉ APAZA GALLEGOS 3.5m3  de aire a 30 °C y 1 atm se comprime  hasta un volumen  de 7 litros a temperatura constante. Calcular la presión final empleando la ecuación de Van der Waals. Las constantes experimentales de la ecuación de Van der Waals para el aire son: a=1,33 atm(L/mol)2 b= 0.0366 L/mol DATOS V1= 3.5m3 T1=  30°C +273.15= 303.15 K P1=1atm V2= 10L T2= 30°C+ 273.15 = 303.15 K P2 = ? Se determina el número de moles Como la presión inicial es baja, el número de moles se puede calcular con la ecuación universal de los gases ideales. 1 atm x 3500 L 3500 = =140.69 mol atm L 24.6303 0.08206 x 303.15 mol K Se calcula la presión con la ecuación de Van der Waals con las condiciones finales

n=

PV = RT

n v

[ ( )] [ P+ a

P=

v−bn ]=nRT

nRT n −a [ v −bn ] v

2

()

140.69 mol x 0.08206 P=

[

10 L−0.0366

atm L x 303.15 K mol K

L mol

( )]

x 140.69 mol

L −1.33 atm mol

2

( )(

140.69 mol 10 L

2

)

140.69 mol x 0.08206 P= 10 L−0.0366 P=

atm L x 303.15 K mol K

( molL ) x 140.69 mol

−1.33 atm

L2 19793.6761 mol2 x mol2 100 L2

3499.873 atmL L2 19793.676 mol2 −1.33 atm x 4.851 L mol 2 100 L2

P=721.475 atm−263.256 atm P=458.219 atm

RENZO RODRIGO VILCA ENCINAS Hallar la presión ejercida de 200g de CO2 que está a una temperatura de 22ºC y ocupa un volumen de 35L sabiendo que: a=2,13 atm.L2/mol2 b=0,85 L/mol Numero de moles

DATOS: -

m=200g T= 22ºC V=35L

n=

Hallamos/corregimos

Corrección de temperatura T=22 ºC+273= 295 K

SOLUCION: [P+ a

P=

n2 ] [ V −bn ] =n. r . T V2

( )

n .r . T n2 −a 2 V −bn V

( )

atm. L ( 295 K ) mol . K L2 4.54 mol −2.13 atm . 35 L L mol2 35 L− 0.085 ( 4.54 mol ) mol

(

)

( 4.54 mol ) 0.082 P=

(

P=

)

109.8226 atm . L L2 −2.13 atm . x ¿) 31.141 L mol2

P=3.5266 atm−0.03582 atm P = 3.4atm

200 g =4.54 mo les de CO2 44

(

2

)

ROY FRANCO ARACA MAMANI Se tiene 20 moles de SO2 en un recipiente de 20 litros a una T= 15°C.

atm . L2 Hallar la presión: a=3.21 mol2 L mol

b=0.0411

Desarrollo:  Ecuación de Van Der Waals

(

P+

n2 . a ( V −n . b ) =n . R . T V2

)

n = 20 mol T°= 15°C + 273.15 = 288.15

n2 .a n . R .T ( P+ 2 )= V −n. b v

T°= 288.15 K V = 20 Litros

n . R . T n2a P= − V −n .b V 2

R = 0.082

atm. L mol . K

n = 20 mol T° = 288.15 T°= 288.15 K

P=

n . R . T n2a V =−20 Litros V −n .b V 2 atm. L R = 0.082 mol . K

atm. L 2 atm . L 20 mol x 0.082 x 288.15 K (20 mol) x 3.21 mol . K mol2 P= − L (20 L)2 20 L−(20 mol x 0.0411 ) mol P=

472.566 atm −3.21atm 20.828

P=22.688 atm−3.21 atm P=19.478 atm HEIDY CHIPANA MURILLO Determinar la presión ejercida por 2,50 moles de CO 2 confinados en volumen de 5,8 L a 160°C.

2

CO2: a=3,59

DATOS:

atm × L2 mol 2

V = 5,8 L T = 160°C = 433,15K

L b=0,0427 mol

n = 2,50 moles

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS:

( P=

P+

a n2 ( v −nb ) =nRT v2

)

nRT a n2 − 2 ( v−nb ) v

atm . L2 ( atmo . L 2,50 mol2 ) ( 2,50 mol ) 0,082 ( 433,15 k ) 3,59 2 mol . k mol P= − L ( 5,8 L2 ) 5,8 L−2,50 mol ×0,0427 mol

(

(

(

)

)

)

P=15,60 atm−0,67 atm P=14,93 atm CARLOS EDUARDO TICONA LUQUE 0,5 m3 de aire a 30°C y 1 atm se comprime hasta un volumen de 4 litros a temperatura constante. Calcular la presión final empleando la ecuación de Van der Waals. Las constantes experimentales de la ecuación de Van der Waals para el aire son: a=1,33 atm(l/mol)2 b= 0.0366 l/mol DATOS V2= 4L V1= 0.5m3 =500L T2= 30°C = 303 K T1= 30°C = 303 K P2 =? P1=1atm a=1,33 atm(l/mol)2 b= 0.0366 l/mol RESOLUCIÓN: Como la presión inicial es baja, el número de moles se puede calcular con la ecuación universal de los gases ideales.

n=

PV = RT

1 atm∗500 L 500 = =20,11mol L−atm 24,8642 0,08206 ∗303 K mol−K

Se calcula la presión con la ecuación de Van der Waals con las condiciones finales n v

2

[ ( ) ][ P+ a

P=

v−bn ] =nRT

nRT n −a [ v −bn ] v

2

()

20,11 mol∗0,08206 P=

P=

[

4 L−0,0366

L−atm ∗303 K mol−k

L ∗20,11mol mol

( )

]

L −1,33 atm mol

2

( )(

20,11mol 4L

2

)

500 Latm L2 404,38 mol2 −1,33 atm 3,264 L mol 2 16 L2

P=153,186 atm−33,614 atm P=119,5719 atm HELEN SOSA ISMAEL BARRIENTOS Cierto gas se comporta de acuerdo a la ecuación de estado de van der Waals. Un mol de este gas ocupa un volumen de 1 L a 29.334 atm y 273.15 K. Su constante b=0.23733 L/mol. Calcular la constante “a” para este gas. n= 1 mola ≡ 2a , V= 1 L P= 29.334 atm T= 273.15 K b= 0.23733 L/mol

(

P+

an2 ( V −nb )=nRT V2

)

(

a=

n . R .T V2 −p 2 V −nb n

)

L . atm .273,15 L mol . L 1L a= −29,334 atm 1 mol L 1 L−1 mol 0,23733 mol 1 ml .0,082

(

(

(

a=

)(

)

)

0,082 L. atm .273,15 L2 −29,334 atm 1 0,76267 mol 2

)

(

a=

22,3983 atm L2 −29,334 atm 1 0,76267 mol 2

)

a=( 29,368272 atm−29,334 atm ) 1

L2 mol 2

L2 a=0,034 mol2

KAREN ROSARIO BARRERA FLORES Hallar la presión de 1 mol de CO2 en un volumen de 381cm³ a una temperatura de 40 C ̊ . Comparar esta presión con la que predice la ecuación de los gases ideales. a= 3,60 atm. L². mol⁻² DATOS: n= 1mol CO2 V= 381 cm³ = 0,381L T= 40 C + 273= 313 K R= 0,082 L.atm/mol.K P=? SOLUCION:

b= 4,28×10⁻²

(

(

P+

P+

a n2 ( V −nb )=nRT V2

)

( 3,60 atm . L2 . mol−2 ) ( 1 mol )2 ( o ,381 L )

2

)

¿

( P+24,81 ) ( 0,338 )=25,68 0,338 P+8,382=25,684 0,338 P=25,684−8,382 0,338 P=17,294 P=

17,294 =51,16 atm 0,338

Ahora utilizamos la ecuación de los gases ideales para la comparación: PV =nRT P=

nRT V

(

atm ( 313 K ) mol . K 0,381 L

)

( 1 mol ) 0,082 L . P=

P=67.4 atm CARLOS DANIEL CUNURANA ROJAS 1.

Gases reales:

(

P+a

n2 ( V −nb )=nRT V2

)

Se sabe que para el Argón los valores en la ecuacion de Van der Waals son a=1,363 L2 . atm . mol−2 y b=0,0322 L. mol−1 y la Temperatura es de 200 K determinar la presión resultante en mmHg si tenemos 2 moles del mismo y un volumen de 3 Lt Datos: 

a=1,363 L2 . atm . mol−2



b=0,0322 L. mol−1



Temperatura: 200 K



Número de moles : 2



Volúmen :3 L

Desarrollo

( (

P+a

n2 ( V −nb )=nRT V2

P+a

n2 nRT = 2 ( V −nb ) V

) )

2 ( P )= nRT −a n 2 ( V −nb ) V

[

2 mol . 0,08205

atm . L 200 K mol . K

]

( 2 mol ) ( P )= −1,363 L . atm. mol 2 −1 ( 3 L−2 mol .0,0322 L. mol ) (3 L) ( P )=

32,82 atm L 15,452 atm − 9 ( 3 L−0,0644 L )

( P )=

32,82 atm L 15,452 atm − 9 ( 2,9356 L )

2

2

−2

( P )=11,18 atm−1,717 atm ( P )=9,463 atm

1mmHg 0,00131579 atm

P=7191,877 mmHg ALEXIS FABIAN MOGOLLON LAIME 1m3 de aire a 27 °C y 1 atm se comprime hasta un volumen de 5 litros a temperatura constante. Calcular la presión final empleando la ecuación de Van der Waals. Las constantes experimentales de la ecuación de Van der Waals para el aire son: a=1,33 atm(l/mol)2 b= 0.0366 l/mol SOLUCION

DATOS

1. Se determina el número de moles

V1= 1m3

Como la presión inicial es baja, el número de moles se puede calcular con la ecuación universal de los gases ideales.

T1= 27°C = 300.15 K P1=1atm

n=

V2= 5L

PV = RT

T2= 27°C = 300.15 K

1 atm∗1000 L 1000 = =40.60 mol Latm 24.6303 0.08206 ∗300.15 K molK

P2 =?

2. Se calcula la presión con la ecuación de Van der Waals con las condiciones finales

n P+a v

2

( ( ) )[ ] ( ( )) ( )

v−bn a=nRT

n P+a v

40.60 mol∗0.08206 P=

[

5 L−0.0366

Latm ∗300.15 K molK

1 ∗40.60 mol mol

( )]

2

n −a v

2

L mol

2

−1.33 atm

( )(

40.60 mol 5L

)

2

L2 Latm ∗1648.36 2 40.60 mol∗0.08206 ∗300.15 K 2 molK mol P= −1.33 atm 25 L2 1 5 L−0.0366 ∗40.60 mol mol

[

( )]

L2 ∗1648.36 mol 2 2 999.99 Latm mol P= −1.33 atm 3.51 L 25 L2 P=284.8974 atm−87.9692 atm P=196.9282 atm