SEMANA 5

Ejercicicos de la ley de Dalton o  presiones Parciales

Ejemplo 1.:

En un balón de 5 L, se tiene una muestra que contiene 2,43 moles de nitrógeno y 3,07 moles de oxígeno, a 298, 15 K. Determina: 

a) la presión total de los gases en el balón

 b) la presión parcial de cada gas en el recipiente, por las leyes de Dalton

Desarrollo a.- 

Determinamos los moles totales: 2,43 mol de N2 + 3,07 mol de O2 = 5,5 mol 

A través de ley de los gases ideales, obtendremos la presión total de los gases en el balón:

P= 𝑛+𝑅+𝑇 𝑉 n= 5,5 mol 

R= 0,082 L* atm / mol * K T= 298,15 K 

V= 5,0 L

 P= 5,5 𝑚𝑜𝑙×𝑜,𝑜82( 𝐿∗𝑎𝑡𝑚 𝑚𝑜𝑙∗𝐾 )×298,15 𝐾 5,0 𝐿 = 26,89 atm

Desarrollo b.-

 Determinaremos las fracciones molares de cada gas: 

XN2= 2,43 𝑚𝑜𝑙 5,5 𝑚𝑜𝑙 = 0,44

 XO2= 3,07 𝑚𝑜𝑙 5,5 𝑚𝑜𝑙 = 0,56 

Finalmente determinamos las presiones parciales de cada gas:

 PN2= 0,44 * 26,89 atm= 11.83 atm 

PO2= 0,56 * 26,89 atm= 15, 05 atm 

Para comprobar, sumamos las presiones parciales y el resultado debe ser igual a la presión total del sistema: 

11,83 atm + 15,05 atm = 26,89 atm

Ejemplo 2.:

calcular la presión de una mezcla de los siguientes gases contenidos en un recipiente de 2 litros a 100ºC:

• 20 gramos de O₂
• 20 gramos de H₂
• 20 gramos de CO₂

Solución: para resolver este ejercicio vamos a combinar la Ley de Dalton y la Ley de los gases ideales (P·V=n·R·T):

• P_Total = p₁+p₂+...+p_n = n₁·R·T/V + n₂·R·T/V + ... + n₃·R·T/V = (R·T/V) · (n₁+n₂+...+n_n)
• Entonces calculamos los moles de cada uno de los gases:
• 20 gramos de O₂ = 20 / 32 = 0,625 moles
• 20 gramos de H₂ = 20 / 2 = 10 moles
• 20 gramos de CO₂ = 20 / 44 = 0,454 moles
• La suma de los moles de gases es: 
• n= 0,625 +10 + 0,454 = 11,08 moles
• P_Total = (R·T/V) · (n₁+n₂+n₃) = (0,0821 · 373 / 2) · 11,08 = 169 atmósferas