Este documento presenta la Ley de los Gases Ideales. Explica los conceptos clave como temperatura, presión, volumen y cantidad de gas. Describe las leyes de Boyle, Charles y Avogadro, y cómo estas relacionan dichas variables para los gases ideales. El documento provee ejemplos y conversiones para comprender mejor estos conceptos fundamentales de la física de los gases.

1. INSTITUCIÓN​ ​EDUCATIVA​ ​EXALUMNAS​ ​DE​ ​LA​ ​PRESENTACIÓN
LEY​ ​DE​ ​GASES
Daniela​ ​Aguirre​ ​Díaz
DÉCIMO​ ​TRES
Ibagué
2017
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2. TABLA​ ​DE​ ​CONTENIDO.
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3. 1. INTRODUCCIÓN.
Los​ ​gases​ ​ideales​​ ​es​ ​la​ ​ecuación​ ​más​ ​simple​ ​que​ ​describe​ ​el​ ​comportamiento​ ​de​ ​los​ ​gases,
enlazando​ ​las​ ​4​ ​variables​ ​clásicas:​ ​Temperatura,​ ​Presión,​ ​Volumen​ ​y​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​(n).
Se​ ​llaman​ ​ideales,​ ​porque​ ​considera​ ​a​ ​las​ ​partículas​ ​de​ ​los​ ​gases​ ​del​ ​mismo​ ​tamaño,​ ​infinitamente
pequeñas​ ​y​ ​sin​ ​interacciones​ ​entre​ ​ellas​ ​(esta​ ​es​ ​la​ ​idea​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​ideal;​ ​en​ ​la​ ​práctica​ ​las
moléculas​ ​si​ ​ocupan​ ​un​ ​espacio,​ ​moléculas​ ​de​ ​diferentes​ ​gases​ ​tienen​ ​diferentes​ ​tamaños​ ​y
existen​ ​interacciones​ ​electrostáticas​ ​entre​ ​las​ ​moléculas,​ ​por​ ​lo​ ​que​ ​los​ ​resultados​ ​calculados​ ​con
esta​ ​ecuación​ ​tan​ ​simple​ ​difieren​ ​de​ ​las​ ​mediciones​ ​reales)​ ​Su​ ​importancia​ ​es​ ​que​ ​fue​ ​el​ ​primer
modelo​ ​matemático​ ​de​ ​donde​ ​partieron​ ​los​ ​físicos​ ​para​ ​predecir​ ​el​ ​comportamiento​ ​de​ ​los​ ​gases.
2.​ ​OBJETIVOS.
● Entender​ ​los​ ​conceptos​ ​de​ ​las​ ​cuatro​ ​variables​ ​clásicas​ ​que​ ​describen​ ​el​ ​comportamiento
de​ ​los​ ​gases:​ ​Ley​ ​de​ ​Boyle,​ ​ley​ ​de​ ​Charles.​ ​Ley​ ​combinada​ ​de​ ​gases​ ​y​ ​Avogadro.
● Realizar​ ​una​ ​correcta​ ​aplicación​ ​de​ ​caa​ ​ley,​ ​en​ ​su​ ​respectivo​ ​caso​ ​en​ ​cada​ ​ejercicio.
● Comprender​ ​los​ ​procesos​ ​de​ ​conversión​ ​en​ ​cada​ ​sistema​ ​de​ ​medida.
3.​ ​PROCEDIMIENTO:
Se​ ​accedió​ ​a​ ​la​ ​página​ ​web:​ ​​http://www.educaplus.org/gases/index.html​,​ ​en​ ​un​ ​laboratorio​ ​virtual
con​ ​toda​ ​las​ ​temáticas​ ​de​ ​cada​ ​ley.
Donde​ ​estudiaremos​ ​el​ ​comportamiento​ ​de​ ​los​ ​gases​ ​y​ ​cómo​ ​la​ ​ciencia​ ​ha​ ​tratado​ ​de​ ​encontrar​ ​una
explicación​ ​para​ ​este​ ​comportamiento.
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4. 4.​ ​MARCO​ ​TEÓRICO.
4.1​ ​ESTADOS​ ​DE​ ​AGREGACIÓN.
Los​ ​Estados​ ​de​ ​agregación:​ ​Sólido,​ ​líquido​ ​y​ ​gaseoso;​ ​dependen​ ​fundamentalmente​ ​de
las​ ​condiciones​ ​de​ ​presión​ ​y​ ​temperatura.a​ ​las​ ​que​ ​esté​ ​sometida​ ​a​ ​la​ ​materia.
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5. SÓLIDO
Los​ ​átomos​ ​o​ ​moléculas
ocupan​ ​posiciones​ ​fijas
aunque​ ​se​ ​encuentran
vibrando​ ​en​ ​esas​ ​posiciones
con​ ​una​ ​capacidad​ ​de
movimiento​ ​limitada.
LÍQUIDO
La​ ​fuerza​ ​de​ ​cohesión​ ​que
mantiene​ ​unidas​ ​a​ ​las
moléculas​ ​es​ ​mucho​ ​menor.
GASEOSO
Las​ ​moléculas​ ​se
encuentran​ ​muy​ ​lejanas
unas​ ​de​ ​otras​ ​y​ ​se​ ​mueven
en​ ​todas​ ​direcciones​ ​con
libertad​ ​absoluta.
4.2​ ​TEMPERATURA.
Según la teoría cinética, la temperatura es una
medida de la energía cinética media de los átomos
y moléculas que constituyen un sistema. Dado que
la energía cinética depende de la velocidad,
podemos decir que la temperatura está relacionada
con las velocidades medias de las moléculas del
gas.
Hay varias escalas para medir la temperatura; las
más conocidas y utilizadas son las escalas Celsius
(ºC), Kelvin (K) y Fahrenheit (ºF). En este trabajo
sólo​ ​utilizaremos​ ​las​ ​dos​ ​primeras.
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6. ESCALAS:
CONVERSIONES​ ​DE​ ​TEMPERATURA:
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7. 4.3​ ​PRESIÓN.
En​ ​Física,​ ​llamamos​ ​presión​ ​a​ ​la​ ​relación​ ​que​ ​existe​ ​entre​ ​una​ ​fuerza​ ​y​ ​la​ ​superficie​ ​sobre
la​ ​que​ ​se​ ​aplica:
P=​ ​F/S
Dado​ ​que​ ​en​ ​el​ ​Sistema​ ​Internacional​ ​la​ ​unidad​ ​de​ ​fuerza​ ​es​ ​el​ ​newton​ ​(N)​ ​y​ ​la​ ​de
superficie​ ​es​ ​el​ ​metro​ ​cuadrado​ ​(m2),​ ​la​ ​unidad​ ​resultante​ ​para​ ​la​ ​presión​ ​es​ ​el​ ​newton​ ​por
metro​ ​cuadrado​ ​(N/m2)​ ​que​ ​recibe​ ​el​ ​nombre​ ​de​ ​pascal​ ​(Pa)
1Pa​ ​=​ ​1​ ​(N/m2)
Otra​ ​unidad​ ​muy​ ​utilizada​ ​para​ ​medir​ ​la​ ​presión,​ ​aunque​ ​no
pertenece​ ​al​ ​Sistema​ ​Internacional,​ ​es​ ​el​ ​milímetro​ ​de​ ​mercurio
(mm​ ​Hg)​ ​que​ ​representa​ ​una​ ​presión​ ​equivalente​ ​al​ ​peso​ ​de
una​ ​columna​ ​de​ ​mercurio​ ​de​ ​1​ ​mm​ ​de​ ​altura.​ ​Esta​ ​unidad​ ​está
relacionada​ ​con​ ​la​ ​experiencia​ ​de​ ​Torricelli​ ​que​ ​encontró,
utilizando​ ​un​ ​barómetro​ ​de​ ​mercurio,​ ​que​ ​al​ ​nivel​ ​del​ ​mar​ ​la
presión​ ​atmosférica​ ​era​ ​equivalente​ ​a​ ​la​ ​ejercida​ ​por​ ​una
columna​ ​de​ ​mercurio​ ​de​ ​760​ ​mm​ ​de​ ​altura.
En​ ​este​ ​caso​ ​la​ ​fuerza​ ​se​ ​correspondería​ ​con​ ​el​ ​peso​ ​(m⋅g)​ ​de
la​ ​columna​ ​de​ ​mercurio​ ​por​ ​lo​ ​que
P=m⋅g/S
Como​ ​la​ ​masa​ ​puede​ ​expresarse​ ​como​ ​el​ ​producto​ ​de​ ​la
densidad​ ​por​ ​el​ ​volumen​ ​(m=d⋅Vm=d⋅V),​ ​si​ ​sustituimos​ ​será:
P=d⋅V⋅g/S
y​ ​dado​ ​que​ ​el​ ​volumen​ ​es​ ​el​ ​producto​ ​de​ ​la​ ​superficie​ ​de​ ​la​ ​base​ ​por​ ​la​ ​altura​ ​(V=S⋅hV=S⋅h),
tenemos
P=d⋅S⋅h⋅g/S
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8. y​ ​simplificando​ ​tenemos:
P=d⋅g⋅h
que​ ​nos​ ​permite​ ​calcular​ ​la​ ​presión​ ​en​ ​función​ ​de​ ​la​ ​densidad,​ ​la​ ​intensidad​ ​del​ ​campo
gravitatorio​ ​y​ ​la​ ​altura​ ​de​ ​la​ ​columna.
Sustituyendo​ ​los​ ​correspondientes​ ​valores​ ​en​ ​la​ ​ecuación​ ​anterior​ ​tenemos​ ​que:
P=d⋅g⋅h=13600kg/m3⋅9,8N/kg⋅0,76m≊101300Nm2=101300N/m2Pa
Según​ ​la​ ​teoría​ ​cinética,​ ​la​ ​presión​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​está​ ​relacionada​ ​con​ ​el​ ​número​ ​de​ ​choques
por​ ​unidad​ ​de​ ​tiempo​ ​de​ ​las​ ​moléculas​ ​del​ ​gas​ ​contra​ ​las​ ​paredes​ ​del​ ​recipiente.​ ​Cuando
la​ ​presión​ ​aumenta​ ​quiere​ ​decir​ ​que​ ​el​ ​número​ ​de​ ​choques​ ​por​ ​unidad​ ​de​ ​tiempo​ ​es
mayor.
En​ ​este​ ​trabajo​ ​usaremos​ ​la​ ​atmósfera​ ​(atm)​ ​y​ ​el​ ​milímetro​ ​de​ ​mercurio​ ​(mmHg):
1atm=760mmHg1
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9. 4.4​ ​VOLUMEN.
El volumen es el espacio que ocupa un sistema. Recuerda que los gases ocupan todo el
volumen disponible del recipiente en el que se encuentran. Decir que el volumen de un
recipiente que contiene un gas ha cambiado es equivalente a decir que ha cambiado el
volumen​ ​del​ ​gas.
En el laboratorio se utilizan frecuentemente jeringuillas como recipientes de volumen
variable​ ​cuando​ ​se​ ​quiere​ ​experimentar​ ​con​ ​gases.
Hay muchas unidades para medir el volumen. En este trabajo usaremos el litro (L) y el
mililitro​ ​(mL)
Su​ ​equivalencia​ ​es:
1L​ ​=​ ​1000​ ​mL
Como 1 L es equivalente a 1 dm3, es decir a 1000 cm3, tenemos que el mL y el cm3 son
unidades​ ​equivalentes.
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10. 4.5​ ​CANTIDAD​ ​DE​ ​GAS.
La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en
un​ ​recipiente.​ ​La​ ​unidad​ ​que​ ​utilizamos​ ​para​ ​medir​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​es​ ​el​ ​mol.
Un mol es una cantidad igual al llamado número de
Avogadro:
1​ ​mol​ ​de​ ​moléculas=​ ​6,022·10​23​​ ​moléculas
1​ ​mol​ ​de​ ​átomos=​ ​6,022·10​23​​ ​átomos
¡¡¡​ ​602.200.000.000.000.000.000.000​ ​!!!
La​ ​masa​ ​molar​ ​de​ ​una​ ​sustancia​ ​pura​ ​es​ ​la​ ​masa
que​ ​corresponde​ ​a​ ​1​ ​mol​ ​de​ ​dicha​ ​sustancia:
masa​ ​molar​ ​=​ ​masa​ ​en​ ​gramos​ ​/​ ​cantidad
de​ ​moles.
5.​ ​LEYES
5.1​ ​LEY​ ​DE​ ​AVOGADRO.
Relación​ ​entre​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​y​ ​su​ ​volumen
Esta ley, descubierta por Avogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la
cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la
presión.​ ​Recuerda​ ​que​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​la​ ​medimos​ ​en​ ​moles.
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11. Vamos a suponer que aumentamos la cantidad de gas. Esto quiere decir que al haber mayor
número de moléculas aumentará la frecuencia de los choques con las paredes del recipiente
lo que implica que la presión dentro del recipiente es mayor que la exterior y esto provoca que
el émbolo se desplace hacia arriba inmediatamente. Al haber ahora mayor distancia entre las
paredes el número de choques de las moléculas contra las paredes disminuye y la presión
vuelve​ ​a​ ​su​ ​valor​ ​original.
Según hemos visto en la animación anterior, también podemos expresar la ley de Avogadro
así:
V/n=k
Supongamos​ ​que​ ​tenemos​ ​una​ ​cierta​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​n​1​​ ​que​ ​ocupa​ ​un​ ​volumen​ ​V​1​​ ​al
comienzo​ ​del​ ​experimento.​ ​Si​ ​variamos​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​hasta​ ​un​ ​nuevo​ ​valor​ ​n​2​,​ ​entonces
el​ ​volumen​ ​cambiará​ ​a​ ​V​2​,​ ​y​ ​se​ ​cumplirá:
V​1/​n​1​=V​2/​n​2
que​ ​es​ ​otra​ ​manera​ ​de​ ​expresar​ ​la​ ​ley​ ​de​ ​Avogadro.
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12. 5.2​ ​LEY​ ​DE​ ​BOYLE.
Relación​ ​entre​ ​la​ ​presión​ ​y​ ​el​ ​volumen​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​la​ ​temperatura​ ​es
constante
Fue descubierta por Robert Boyle en 1662. Edme Mariotte también llegó a la misma
conclusión que Boyle, pero no publicó sus trabajos hasta 1676. Esta es la razón por la que
en​ ​muchos​ ​libros​ ​encontramos​ ​esta​ ​ley​ ​con​ ​el​ ​nombre​ ​de​ ​Ley​ ​de​ ​Boyle​ ​y​ ​Mariotte.
La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es
inversamente​ ​proporcional​ ​al​ ​volumen​ ​del​ ​recipiente,​ ​cuando​ ​la​ ​temperatura​ ​es​ ​constante.
Al aumentar el volumen, las partículas (átomos o moléculas) del gas tardan más en llegar
a las paredes del recipiente y por lo tanto chocan menos veces por unidad de tiempo
contra ellas. Esto significa que la presión será menor ya que ésta representa la frecuencia
de​ ​choques​ ​del​ ​gas​ ​contra​ ​las​ ​paredes.
Cuando disminuye el volumen la distancia que tienen que recorrer las partículas es menor
y​ ​por​ ​tanto​ ​se​ ​producen​ ​más​ ​choques​ ​en​ ​cada​ ​unidad​ ​de​ ​tiempo:​ ​aumenta​ ​la​ ​presión.
Lo que Boyle descubrió es que si la cantidad de gas y la temperatura permanecen
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13. constantes,​ ​el​ ​producto​ ​de​ ​la​ ​presión​ ​por​ ​el​ ​volumen​ ​siempre​ ​tiene​ ​el​ ​mismo​ ​valor.
Como​ ​hemos​ ​visto,​ ​la​ ​expresión​ ​matemática​ ​de​ ​esta​ ​ley​ ​es:
P⋅V=k
(el​ ​producto​ ​de​ ​la​ ​presión​ ​por​ ​el​ ​volumen​ ​es​ ​constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V1 que se encuentra a una presión
P1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V2,
entonces​ ​la​ ​presión​ ​cambiará​ ​a​ ​P2,​ ​y​ ​se​ ​cumplirá:
P1⋅V1=P2⋅V2
que​ ​es​ ​otra​ ​manera​ ​de​ ​expresar​ ​la​ ​ley​ ​de​ ​Boyle.
5.3​ ​LEY​ ​DE​ ​CHARLES.
Relación​ ​entre​ ​la​ ​temperatura​ ​y​ ​el​ ​volumen​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​la​ ​presión​ ​es
constante
En 1787, Jack Charles estudió por primera vez la relación entre el volumen y la
temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando se
aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al enfriar el
volumen​ ​disminuía.
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14. Cuando aumentamos la temperatura del gas las moléculas se mueven con más rapidez y
tardan menos tiempo en alcanzar las paredes del recipiente. Esto quiere decir que el número
de choques por unidad de tiempo será mayor. Es decir se producirá un aumento (por un
instante) de la presión en el interior del recipiente y aumentará el volumen (el émbolo se
desplazará​ ​hacia​ ​arriba​ ​hasta​ ​que​ ​la​ ​presión​ ​se​ ​iguale​ ​con​ ​la​ ​exterior).
Lo que Charles descubrió es que si la cantidad de gas y la presión permanecen constantes, el
cociente​ ​entre​ ​el​ ​volumen​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​siempre​ ​tiene​ ​el​ ​mismo​ ​valor.
Matemáticamente​ ​podemos​ ​expresarlo​ ​así:
VT=k
(el​ ​cociente​ ​entre​ ​el​ ​volumen​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​es​ ​constante)
Supongamos que tenemos un cierto volumen de gas V​1 que se encuentra a una temperatura
T​1 al comienzo del experimento. Si variamos el volumen de gas hasta un nuevo valor V​2​,
entonces​ ​la​ ​temperatura​ ​cambiará​ ​a​ ​T​2​,​ ​y​ ​se​ ​cumplirá:
V​1​T​1​=V​2​T​2
que​ ​es​ ​otra​ ​manera​ ​de​ ​expresar​ ​la​ ​ley​ ​de​ ​Charles.
Esta ley se descubre casi ciento cuarenta años después de la de Boyle debido a que cuando
Charles la enunció se encontró con el inconveniente de tener que relacionar el volumen con la
temperatura​ ​Celsius​ ​ya​ ​que​ ​aún​ ​no​ ​existía​ ​la​ ​escala​ ​absoluta​ ​de​ ​temperatura.
5.4​ ​LEY​ ​DE​ ​GAY-LUSSAC.
Relación​ ​entre​ ​la​ ​presión​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​el​ ​volumen​ ​es​ ​constante
Fue​ ​enunciada​ ​por​ ​Joseph​ ​Louis​ ​Gay-Lussac​ ​a​ ​principios​ ​de​ ​1800.
Establece​ ​la​ ​relación​ ​entre​ ​la​ ​temperatura​ ​y​ ​la​ ​presión​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​el​ ​volumen​ ​es
constante.
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15. Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por tanto
aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya que el
recipiente​ ​es​ ​de​ ​paredes​ ​fijas​ ​y​ ​su​ ​volumen​ ​no​ ​puede​ ​cambiar.
Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la
presión​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​siempre​ ​tenía​ ​el​ ​mismo​ ​valor:
PT=k
(el​ ​cociente​ ​entre​ ​la​ ​presión​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​es​ ​constante)
Supongamos que tenemos un gas que se encuentra a una presión P​1 y a una temperatura T​1
al comienzo del experimento. Si variamos la temperatura hasta un nuevo valor T​2​, entonces la
presión​ ​cambiará​ ​a​ ​P​2​,​ ​y​ ​se​ ​cumplirá:
P​1​T​1​=P​2​T​2
que​ ​es​ ​otra​ ​manera​ ​de​ ​expresar​ ​la​ ​ley​ ​de​ ​Gay-Lussac.
Esta ley, al igual que la de Charles, está expresada en función de la temperatura absoluta. Al
igual​ ​que​ ​en​ ​la​ ​ley​ ​de​ ​Charles,​ ​las​ ​temperaturas​ ​han​ ​de​ ​expresarse​ ​en​ ​Kelvin.
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16. 5.4​ ​LEY​ ​DE​ ​GASES​ ​IDEALES.
es​ ​la​ ​​ecuación​ ​de​ ​estado​​ ​del​ ​​gas​ ​ideal​,​ ​un​ ​gas​ ​hipotético​ ​formado​ ​por​ ​partículas​ ​puntuales
sin​ ​atracción​ ​ni​ ​repulsión​ ​entre​ ​ellas​ ​y​ ​cuyos​ ​choques​ ​son​ ​perfectamente​ ​elásticos
(​conservación​ ​de​ ​momento​​ ​y​ ​​energía​ ​cinética​).​ ​La​ ​energía​ ​cinética​ ​es​ ​directamente
proporcional​ ​a​ ​la​ ​temperatura​ ​en​ ​un​ ​gas​ ​ideal.​ ​Los​ ​​gases​ ​reales​​ ​que​ ​más​ ​se​ ​aproximan​ ​al
comportamiento​ ​del​ ​gas​ ​ideal​ ​son​ ​los​ ​gases​ ​​monoatómicos​​ ​en​ ​condiciones​ ​de​ ​baja
presión​ ​y​ ​alta​ ​temperatura.
Las​ ​leyes​ ​que​ ​hemos​ ​estudiado​ ​se​ ​cumplen​ ​cuando​ ​se​ ​trabaja​ ​a​ ​​bajas​ ​presiones​​ ​y
temperaturas​ ​moderadas​.​ ​Tenemos​ ​que:
Cuando estas leyes se combinan en una sola ecuación, se obtiene la
denominada​ ​ecuación​ ​general​ ​de​ ​los​ ​gases​ ​ideales:
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17. donde​ ​la​ ​nueva​ ​constante​ ​de​ ​proporcionalidad​ ​se​ ​denomina​ ​​R​,​ ​​constante​ ​universal​ ​de
los​ ​gases​ ​ideales​,​ ​que​ ​tiene​ ​el​ ​mismo​ ​valor​ ​para​ ​todas​ ​las​ ​sustancias​ ​gaseosas.​ ​El​ ​valor
numérico​ ​de​ ​​R​​ ​dependerá​ ​de​ ​las​ ​unidades​ ​en​ ​las​ ​que​ ​se​ ​trabajen​ ​las​ ​otras​ ​propiedades,
P,​ ​V,​ ​T​ ​y​ ​n.​ ​En​ ​consecuencia,​ ​debemos​ ​tener​ ​cuidado​ ​al​ ​elegir​ ​el​ ​valor​ ​de​ ​​R​​ ​que
corresponda​ ​a​ ​los​ ​cálculos​ ​que​ ​estemos​ ​realizando,​ ​así​ ​tenemos:
5.5​ ​LEY​ ​COMBINADA​ ​O​ ​DE​ ​LOS​ ​CAMBIOS​ ​TRIPLES.
Al combinar las leyes mencionadas se obtiene la ​ley combinada de los gases ideales o ley
de los cambios triples​, que establece que para una determinada cantidad de gas se
cumple:
Para​ ​determinar​ ​los​ ​valores​ ​entre​ ​dos​ ​estados​ ​diferentes​ ​podemos​ ​emplear:
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18. 6.​ ​​ ​EJERCICIOS.
6.1​ ​EJERCICIOS​ ​DE​ ​AVOGADRO:
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19. Página​ ​19

20. 6.2​ ​EJERCICIOS​ ​DE​ ​BOYLE:
Página​ ​20

21. Página​ ​21

22. 6.3​ ​EJERCICIOS​ ​DE​ ​CHARLES:
Página​ ​22

23. Página​ ​23

24. 6.3​ ​EJERCICIOS​ ​DE​ ​GASES​ ​IDEALES.
Página​ ​24

25. Página​ ​25

26. 7.​ ​WEBGRAFÍA:
http://www.educaplus.org/gases/index.html
BIBLIOGRAFÍA:
Cuaderno​ ​de​ ​química​ ​tercer​ ​periodo.
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