1. El sulfato de amonio, un fertilizante importante, se puede preparar por la reacción de amoniaco con ácido sulfúrico: • Calcule el volumen de NH3(g) necesario a 42°C y 15.6 atm. 2. Dado el proceso de Síntesis de Haber: N2 + 3H2(g) 2NH3(g) • ¿Cuántos litros de NH₃ pueden obtenerse a 55ºC y una presión de 4 atm, si se consumen 30 moles de N₂? 3. En una reacción de clorato de potasio produjo cloruro de potasio y oxígeno gaseoso, de este último se produjo 17,7 L, en condiciones estándar (273K y una presión de 1 atm). ¿Cuántas moles de clorato de potasio reaccionaron para producir este volumen? 2 KClO3 2KCl + 3O2 4. El sulfato de amonio, un fertilizante importante, se puede preparar por la reacción del amoniaco con el ácido sulfúrico: 2NH3(g) + H2SO4(ac) (NH4)2SO4(ac) Calcular el volumen de NH3(g) necesario a 20°C y 250 kPa para que reaccione con 150 kg de H₂SO₄. 5. Diseña un mapa mental a partir de las gráficas o imágenes sobre las leyes de los gases trabajadas. Para ello, ten en cuenta la Ley de Charles, Ley de Boyle, Ley de Gay Lussac, Ley de Avogadro, Ley de los gases ideales. 6. Teniendo en cuenta la Ley de Boyle explica lo que pasa cuando inhalas y exhalas el aire. • ¿Qué pasa con el volumen y la presión del gas en los dos casos? 7. La profesora Betty (profesora de ciencias), es la directora de grupo del grado noveno, ella acostumbra a celebrar cada mes el cumpleaños a los estudiantes que cumplieron en dicho mes. A las cinco de la mañana ya estaba en el colegio para alcanzar a inflar las bombas, ella le gusta que siempre sea sorpresa y que esté todo listo. Cuando llegó al colegio se percató que se olvidó el aparato que le ayuda a inflarlas, ella se encontraba en tremendo lío, pues tenía una fuerte amigdalitis y le es imposible inflarlas. María solo dispone de un matraz de boca angosta y una estufa. ¿Cómo podría inflar las bombas? ¿Por qué se podrían llenar de aire sin tener que ser inflados por la profesora Betty? 8. Una persona conocida tuya infló la llanta de su automóvil por la mañana a una presión de 21 psi, a 18°C. Después se fue al supermercado y en este trayecto, la temperatura de la llanta ha subido a 55°C, tanto por el cambio climático como por la fricción contra el pavimento. ¿Cuál será la presión que indica el medidor (en psi), suponiendo que no hubo cambio de volumen en la llanta? La presión atmosférica para ese día era de 13 psi. 9. Nota: recuérdese que psi indica lb/pulg² y que los medidores comunes de presión de llantas marcan la presión por encima de la atmosférica; de esta manera, la presión real en la llanta es de 21 lb/pulg² más la presión atmosférica. 1 atm=14,7 lb/pulg². 10. Una muestra de oxígeno que tiene un volumen de 500 mL a una presión de 760 torr se quiere comprimir a un volumen de 380 mL ¿Qué presión debe de ejercerse si la temperatura se mantiene constante? 11. Cierta cantidad de nitrógeno ocupa un volumen de 30 litros a una presión de 1140 mmHg ¿Qué volumen ocupará a 0.5 atm? 12. Un balón de caucho inflado con helio ocupa un volumen de 890 mL a 20ºC. Si se coloca éste en un congelador, su volumen disminuye a 500 mL ¿Cuál es la temperatura del congelador en grados centígrados? 13. Una neumático con volumen de 7.4 litros contiene 0.7 moles de aire a una presión de 4.8 atm ¿cuál es la temperatura del aire del neumático en grados Kelvin? 14. Un envase metálico para cierto desodorante en aerosol contiene 0.01 moles de gas propelente y tiene un volumen de 250 ml. Calcule la presión del gas dentro del envase si accidentalmente se caliente a 400ºC ¿Sería conveniente hacerlo, por qué? 15. Calcule el volumen en litros ocupado a condiciones normales por: 16. a. 0.50 moles de CO2 b. 5.6 g de N2 c. Una mezcla de 0.2 moles de H2 y 0.05 moles de metano, CH4. d. 3.0×1033 moléculas de H2O. 17. Para la solución de muchos problemas con gases, la ecuación de estado es de gran ayuda, es el cimiento para ello. Uno de los problemas más relevantes es el cálculo del peso molecular de un gas, partiendo de su densidad a unas condiciones determinadas. Recordemos que el número de moles (n), que hay en una cantidad dado de sustancia, se puede calcular dividiendo la mas de la sustancia, m, por su masa molar, M. Así: n= m/M si reemplazamos este valor en la ecuación de estado (PV=nRT): PV= (m/M) RT y reagrupando M= (m/V)(RT/P) , pero m/V es la densidad del gas, por lo cual: M= dRT/P. Con lo anterior, responde: Un gas utilizado como anestésico general, es el ciclopropano, la densidad de este gas a 52°C y 0,95atm es 1,5 g/litro. ¿Cuál es el peso molecular del ciclopropano? 18. Un recipiente de un volumen de 6 litros a una presión de 2,4 atm, a una temperatura de 309,4 K ¿Cuántas moles de metano contiene?