Utilizamos la fórmula general de los gases ideales: PV=nRT Donde: P es presión expresada en atmósferas (atm), V es volumen expresado en litros (l) , n es N° de moles, T es temperatura en grados Kelvin (K), y R es la constante de los gases y vale 0,082 l atm/mol K Despejando V de la fórmula: V=nRT/P Los datos que tenemos debemos tenerlos en las unidades que se utilizan en la fórmula. En este caso la T debe estar en K, siempre sumamos a la T en grados Celsius 273 para obtener los K: T (K) = -10 + 273 = 263 Ahora reemplazando en la fórmula: V = 3 moles x 0,082 l atm/mol K x 263 K = 64,7 litros 1 atm En este caso la T permanece constante a lo largo del experimento. Del mismo modo, el número de moles no se modifica y R es de por sí una constante, por lo que, despejando lo que permanece constante en la fórmula de los gases: PV=nRT permanece constante, por lo que podemos plantear: P1 V1 = P2 V2 situación final Situación inicial Despejamos P2 de la ecuación y reemplazamos: P1 V1 = P2 V2 0,863 atm x 11,2 l = 0,644 atm 15 l En primer término transformamos los datos que tenemos a las unidades que necesitamos: T = 273 + 273 = 546 K P 760 mmHg 740 mmHg 1 atm 0,97 atm V = 2,5 l Masa del gas = 1,52 g Dado que tenemos todos los datos para hacerlo, lo que podemos hacer primero es obtener el número de moles de gas: Despejando de la fórmula de los gases n: P V = n R T reemplazando 0,97 atm x 2,5 l = 0,054 moles b 0,082 l atm/mol K x 546 K Luego podemos determinar cuál es la masa molar (punto a), dado que: 0,054 moles 1 mol 1,54 g 28 g MASA MOLAR Dado que sabemos que la molécula es diatómica por el enunciado del problema, si un mol de moléculas pesa 28 g, entonces 1 mol de átomos de esa sustancia pesarían 14 g (o 14 uma) c Con respecto al N° de moléculas ( punto d), sabemos que: 1 mol de moléculas 0,054 moles de molec 6,02 x 1023 moléculas (N° Avogadro) 3,25 x 1022 moléculas
