1. FÓRMULAS
1. LEY DE BOYLE: P1 V1 = P2 V2 ⇔ V1 /P2 = V2 /P1
V2 = V1. P1/P2
P2 = P1 . V1/V2
Factor de Corrección:
Cuando uno disminuye, el otro tendrá que aumentar, éste se debe multiplicar por una fracción
mayor que 1: mayor /menor.
Cuando uno aumenta y el otro disminuye, éste se debe multiplicar por una fracción menor que 1:
menor /mayor.
2. LEY DE CHARLES: V1 / T1 = V2 / T2
V2 = V1 . T2 / T1 T2 = T1 . V2 / V1
3. LEY DE GAY- LUSSAC: P1 / T1 = P2 / T2
P2 = P1 . T2 / T1 T 2 = T 1 . P2 / P1
4. LEY COMBINADA DE LOS GASES: P1V1 / T1 = P2 V2 / T2 ↔ P1 V1 T2 = P2 V2 T1
P2 = P1 . V1 / V2 . T2 / T1 V2 = V1 . P1 / P2 . T2 / T1 T2 = T1 . P2 / P1 . V2 / V1
5. LEY DE LAS PRESIONES PARCIALES: LEY DE DALTON.
XA = Moles A / Moles A + Moles B. E. Fracción Molar
PT = P1 + P2 + P3 + … E. de la Presión Total
PA = PT - P A
PA = XA PT E. de las Presiones Parciales
Gases Húmedos: vapor.
PT = Pgas + Pvapor Pgas = PT - Pvapor
POSDATA: PARA RESOLVER ESTOS PROBLEMAS SE NECESITA LA TABLA DE LA
PRESIÓN DE VAPOR DEL AGUA.
LA FRACCIÓN MOLAR NUNCA DEBE SER MAYOR DE UNO Y NO TIENE
UNIDADES.

2. 6. LEY DE LOS GASES IDEALES: PV = n RT R: 0,0821 L . atm / 0K . Mol
Unidades de Conversión:
1 atm. = 760 mmHg.
1 Pa = 1 N/m2.
1 atm. = 1.01325 x 105 Pa.
1 torr = 1 mmHg.
0 0C = 273 0K.
0
K = 0C + 273 0.
0
C = 0K – 273 0.
1 L = 1000 ml.
1 ml = 1 cm3.
1 L = 1 dm3.
Las Condiciones Normales de Presión y Temperatura son:
 Presión: 1 atm.
 Temperatura: 273 0K.
 Volumen Molar de un gas: 22.4 L.
 Número de Moles: 1 Mol.
PV / nR = T PV / RT = n V = nRT / P P = nRT / V
7. ECUACIÓN DEL PESO MOLECULAR:
Pm = D RT / P (g / Mol). N = m / Pm
8. ECUACIÓN DE LA DENSIDAD:
D = Pm P/ R T (g / L ) D=m/V
9. RELACIÓN DE LAS DENSIDADES DE DOS GASES:
D1/ D2 = Pm1/ Pm2 D2 / D1 = P2 / P1 . T1 / T2
Pm1 = Pm2 . D1 / D2 D2 = D1 . P2 / P1 . T1 / T2
10. DIFUSIÓN DE UN GAS: LEY DE GRAHAM.
r 2/ r 1= D1 / D2 V=d/t
11. LEY DE AVOGADRO: PESO MOLECULAR = MASA MOLAR DE UNA SUSTANCIA.
V1 / N1 = V2 / N2
1 mol de O2 ≈ 32 g de O2 ≈ 22.4 L de O2 ≈ 6.022 x 1023 moléculas de O2