Ley de Avogadro, volúmenes de combinación y estequiometría de gases
En una cocina de El Alto, la hornalla de la garrafa quema gas y el aire de la habitación se renueva. Para que la llama sea azul, el gas y el oxígeno deben mezclarse en una proporción precisa. ¿Cómo sabemos cuántos litros de oxígeno necesita cada litro de gas, sin medir nada? Al final de la página vas a poder responderlo con una simple comparación de coeficientes.
Ley de Avogadro
Imagina dos globos iguales a la misma presión y temperatura. Si inflas uno con 1 mol de gas y otro con 2 mol, el segundo es el doble de grande. Más partículas ocupan más espacio, y no importa qué gas sea.
¿Por qué? Las partículas de un gas están muy separadas y el tamaño de cada una apenas cuenta. Lo que determina el volumen es cuántas partículas chocan con las paredes a esa presión y temperatura. Por eso volúmenes iguales de gases distintos, a la misma P y T, contienen el mismo número de moléculas.
Enuncia la ley de Avogadro y escribe su expresión matemática, indicando qué representa cada símbolo. Explica qué significa que dos gases, en las mismas condiciones de…
Enuncia la ley de Avogadro y escribe su expresión matemática, indicando qué representa cada símbolo. Explica qué significa que dos gases, en las mismas condiciones de presión y temperatura, tengan el mismo volumen.
A presión y temperatura constantes, $2{,}0\ \text{mol}$ de un gas ocupan $10\ \text{L}$. Calcula el volumen que ocuparán $6{,}0\ \text{mol}$ del mismo gas en esas mismas…
A presión y temperatura constantes, $2{,}0\ \text{mol}$ de un gas ocupan $10\ \text{L}$. Calcula el volumen que ocuparán $6{,}0\ \text{mol}$ del mismo gas en esas mismas condiciones y menciona la ley que aplicaste.
Volumen molar y condiciones normales
Si el volumen es proporcional a los moles, un mol de cualquier gas ocupa el mismo volumen en las mismas condiciones. En condiciones normales (CN), es decir $P=1\ \text{atm}$ y $T=0\ °\text{C}=273\ \text{K}$, ese volumen es:
Esto conecta volumen, moles y masa:
En condiciones normales (CN), un mol de cualquier gas ideal ocupa $22{,}4\ \text{L}$. Calcula cuántos moles hay en $56\ \text{L}$ de dióxido de carbono en CN y cuál es…
En condiciones normales (CN), un mol de cualquier gas ideal ocupa $22{,}4\ \text{L}$. Calcula cuántos moles hay en $56\ \text{L}$ de dióxido de carbono en CN y cuál es la masa de esa cantidad de gas. Usa $M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g/mol}$.
Ley de los volúmenes de combinación
A comienzos del siglo XIX, Gay-Lussac (no confundir con su ley P–T) observó que los gases reaccionan en proporciones de números enteros pequeños. Por ejemplo, 2 L de hidrógeno reaccionan con 1 L de oxígeno y dan 2 L de vapor de agua.
La explicación viene de Avogadro: a igual $P$ y $T$ el volumen es proporcional a los moles, y los coeficientes de la ecuación son relaciones de moles.
$$\text{N}_2(g)+3\,\text{H}_2(g)\rightarrow2\,\text{NH}_3(g)\qquad 1\ \text{vol}:3\ \text{vol}:2\ \text{vol}$$Esto responde al gancho: en la combustión del gas, la relación de litros de oxígeno y de gas sale de los coeficientes. Con metano, $\text{CH}_4+2\,\text{O}_2\rightarrow\text{CO}_2+2\,\text{H}_2\text{O}$, cada litro de metano necesita 2 L de oxígeno.
Para la reacción $\text{N}2(g) + 3\,\text{H}2(g) \rightarrow 2\,\text{NH}3(g)$, escribe la relación de volúmenes entre el nitrógeno, el hidrógeno y el amoníaco, medidos…
Para la reacción $\text{N}_2(g) + 3\,\text{H}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NH}_3(g)$, escribe la relación de volúmenes entre el nitrógeno, el hidrógeno y el amoníaco, medidos a la misma presión y temperatura. Indica qué ley permite establecer esa relación.
En la reacción $2\,\text{H}2(g) + \text{O}2(g) \rightarrow 2\,\text{H}2\text{O}(g)$, todos los gases se miden a la misma presión y temperatura. Si reaccionan…
En la reacción $2\,\text{H}_2(g) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\,\text{H}_2\text{O}(g)$, todos los gases se miden a la misma presión y temperatura. Si reaccionan $15\ \text{L}$ de hidrógeno con suficiente oxígeno, calcula el volumen de oxígeno consumido y el volumen de vapor de agua producido.
Estequiometría de gases
Si todos los gases están a la misma $P$ y $T$, se trabaja directamente con litros, sin pasar por moles. Se usa una regla de tres con los coeficientes.
Reactivo límite con gases
Si se dan los volúmenes de dos reactivos, se necesita saber cuál se acaba primero. Se compara cuánto necesita cada uno.
Cuando hay masas o sólidos
Si un reactivo es sólido, se pasa por moles: masa → moles → moles de gas → volumen en CN.
El gas natural de YPFB contiene metano, $\text{CH}4$, que se quema según $\text{CH}4(g) + 2\,\text{O}2(g) \rightarrow \text{CO}2(g) + 2\,\text{H}2\text{O}(g)$. Calcula…
El gas natural de YPFB contiene metano, $\text{CH}_4$, que se quema según $\text{CH}_4(g) + 2\,\text{O}_2(g) \rightarrow \text{CO}_2(g) + 2\,\text{H}_2\text{O}(g)$. Calcula el volumen de oxígeno necesario para quemar completamente $8{,}0\ \text{L}$ de metano y el volumen de dióxido de carbono que se produce, con todos los gases medidos a la misma presión y temperatura.
Se hacen reaccionar $20\ \text{L}$ de nitrógeno con $50\ \text{L}$ de hidrógeno, medidos a la misma presión y temperatura, según…
Se hacen reaccionar $20\ \text{L}$ de nitrógeno con $50\ \text{L}$ de hidrógeno, medidos a la misma presión y temperatura, según $\text{N}_2(g) + 3\,\text{H}_2(g) \rightarrow 2\,\text{NH}_3(g)$. Identifica el reactivo limitante, calcula el volumen de amoníaco que se forma y el volumen de reactivo en exceso que queda sin reaccionar. Justifica cada paso con la relación de volúmenes de la ecuación.
En un laboratorio se descomponen $10{,}0\ \text{g}$ de carbonato de calcio, $\text{CaCO}3$, por calentamiento:…
En un laboratorio se descomponen $10{,}0\ \text{g}$ de carbonato de calcio, $\text{CaCO}_3$, por calentamiento: $\text{CaCO}_3(s) \rightarrow \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g)$. Considera $M(\text{CaCO}_3) = 100\ \text{g/mol}$ y que el gas se mide en condiciones normales, donde un mol ocupa $22{,}4\ \text{L}$. Calcula el volumen de $\text{CO}_2$ que se desprende. Después analiza cómo cambiaría el número de moles de gas formado si se usara el doble de masa de carbonato, y justifica tu respuesta con la estequiometría de la reacción.