1. LOS GASES Y
LA TEORÍA CINÉTICA
MOLECULAR

2. PROPIEDADES DE LOS GASES
•P U E D E N COMPRIMIRSE A VOLÚMENES MENORES, SU
D E N S I D A D A U M E N TA A M AY O R P R E S I Ó N .
•E J E R C E N P R E S I Ó N E N S U S A L R E D E D O R E S , A SU VEZ,
R E Q U I E R E N P R E S I Ó N PA R A C O N F I N A R L O S .
•S E E X PA N D E N SIN LÍMITE, O C U PA N TO TA L Y
UNIFORMEMENTE UN RECIPIENTE.
•S E D I F U N D E N E N T R E S I , N O S E S E P A R A N E N R E P O S O .
•S U S P R O P I E D A D E S Y C A N T I D A D E S SE DESCRIBEN EN
TÉRMINOS DE T E M P E R AT U R A , PRESIÓN, VOLUMEN Y
NÚMERO DE MOLÉCULAS.

3. UNIDADES DEL SI PARA LA PRESIÓN Y
TEMPERATURA
Recordemos las unidades de fuerza:
Fuerza = masa x aceleración
1 Newton = 1N = 1 Kg x m / s2
La presión se define como la fuerza aplicada, por unidad de área:
Presión = fuerza / área
1 Pascal = 1 Pa = 1 N / m2
La presión además se expresa en atmósferas, milímetros de Mercurio (Hg) y
Torricellis.
1 atm =760mmHg=760Torricelli= 1,01325x102 Pa
T(K) = t(ºC) + 273

4. LEYES DE LOS GASES
Son leyes establecidas por diferentes científicos a lo largo de la historia, que
lograron generalizar el comportamiento de los gases, a través de sus experimentos.
Cada una lleva el nombre de su autor:
1. Ley de Boyle: Relación presión y volumen.
2. Ley de Charles y Gay-Lussac: Relación temperatura y volumen.
3. Ley de Avogadro: Relación entre volumen y cantidad.
4. Ley de difusión de Graham

5. LEY DE BOYLE (1662)
Una muestra de gas en un
tubo con forma de U, a
temperatura constante. Se
registra su volumen y la
diferencia de altura entre las
dos columnas de Hg. La
diferencia de altura más la
presión atmosférica,
representa la presión del gas.
Al graficar volumen contra
presión se obtiene una
hipérbola, si se grafica
volumen contra 1/P se obtiene
una recta.
“LEY: A temperatura constante, el volumen V que
ocupa una masa definida de gas es
inversamente proporcional a la presión aplicada
P.”

6. LEY DE BOYLE (1662)
P1V1= P2V2
Es decir, si a una misma temperatura,
aumentamos la presión a un recipiente que
contenga un gas, reduciremos el espacio
ocupado por este. Si la presión aplicada
disminuye, el volumen ocupado por el gas,
aumenta.
A presiones y temperaturas normales, la
mayoría de los gases obedecen la ley de Boyle.
Esto se llama COMPORTAMIENTO IDEAL.
“LEY: A temperatura constante: el volumen V que
ocupa una masa definida de gas es inversamente
proporcional a la presión aplicada P.”

7. EJEMPLO
Tenemos 4 L de un gas que están a 600 mmHg de presión. ¿Cuál será su
volumen si
aumentamos la presión hasta 800 mmHg? La temperatura es constante, no
varía.
Solución:
Como los datos de presión están ambos en milímetros de mercurio (mmHg)
no es necesario hacer la conversión a atmósferas (atm). Si solo uno de
ellos estuviera en mmHg y el otro en atm, habría que dejar los dos en
atm.
Aclarado esto, sustituimos los valores en la ecuación P1V1 = P2V2.
600 mmHg x 4L = 800 mmHg x V2
Ponemos a la izquierda el miembro con la incógnita
800 mmHg x V2 = 600 mmHg x 4L
Despejamos V2:
V2 = (600 mmHg x 4L )/ 800 mmHg
Respuesta: V2 = 3L
Si aumentamos la presión hasta 800 mmHg el volumen disminuye hasta
llegar a los
3 L.

8. EJERCICIOS SOBRE LA LEY DE BOYLE (1662)
• Una muestra de gas ocupa 12L (V1) a
presión de 1,2 atmósferas (P1). Cuál sería su
volumen si la presión aumentara a 2,4
atmósferas (P2)? Suponga que la
temperatura no cambia.
• Una muestra de oxígeno, ocupa 10 Litros a
una presión de P=790 Torr. A qué presión
ocuparía 13,4 L si la temperatura no
cambia?
(1 Atm=760mmHg=760Torr)

9. LEY DE CHARLES Y GAY-LUSSAC (1800)
Cómo afectará el cambio de la temperatura el
volumen y la presión de un gas?
A una presión constante, el volumen de una
muestra de gas se expande cuando se calienta y
se contrae al enfriarse.
«LEY: A presión constante (P), el volumen (V) que ocupa la
masa dada de gas, es directamente proporcional a su
temperatura absoluta (T).»

10. EJEMPLO

11. EJERCICIOS SOBRE LA LEY DE CHARLES
1, Una muestra de Nitrógeno ocupa 117 mL a 100ºC. A qué temperatura
ocuparía 234 mL si la presión no cambiase?
Diga cuál afirmación es verdadera:
a) Si se calienta un gas de 100ºC a 200ºC, el volumen se duplica.
b) Si se calienta un gas de 0ºC a 273ºC el volumen se duplica
c) Si se enfría un gas de 1273ºC a 500ºC el volumen disminuye por un
factor de 2.
d) Si se enfría un gas de 1000ºC a 200ºC el volumen disminuye por un
factor de 5.
e) Si se calienta un gas de 473ºC a 1219ºC el volumen se incrementa un
factor de 2.
2, Un volumen de 36,4 L de metano gaseoso se calienta de 25 a 88ºC a
presión constante. Cuál es el volumen final del gas?
3, En condiciones de presión constante, una muestra de H gaseoso con
un volumen inicial de 9,6 L a 88ºC se enfría hasta que su volumen final es
de 3,4 L. Cuál es su temperatura final?

12. LEY DE AVOGADRO (1811)
Si aumentamos la cantidad de gas, aumentará el volumen del mismo.
Si disminuimos la cantidad de gas, disminuirá el volumen del mismo.
Esto tan simple, podemos expresarlo en términos matemáticos con la
siguiente fórmula:
si dividimos el volumen de un gas por el número de moles que lo conforman
obtendremos un valor constante.
“LEY: A temperatura y presión constantes, el volumen
de un gas es directamente proporcional al número
de moles del gas presente.”
.

13. EJERCICIO
• Tenemos 3,50 L de un gas que, sabemos, corresponde a 0,875 mol. Inyectamos gas al
recipiente hasta llegar a 1,40 mol, ¿cuál será el nuevo volumen del gas? (la temperatura y la
presión las mantenemos constantes).
Solución:
Aplicamos la ecuación de la ley de Avogadro y reemplazamos los valores
correspondientes:
resolvemos la ecuación, multiplicando en forma cruzada:
Ahora, despejamos V2, para ello, pasamos completo a la izquierda el miembro con la incógnita (V2), y
hacemos:
Respuesta:
El nuevo volumen (V2), ya que aumentamos los moles hasta 1,40 (n2), es ahora 5,6 L

14. ECUACION DEL GAS IDEAL
Este es un resumen de las leyes de los gases que hemos visto:
Ley de Boyle V∝ 1/P
Ley de Charles V ∝ T
Ley de Avogadro V ∝ n
Podemos combinar las tres en una sola ecuación maestra para el comportamiento
de los gases:
PV=nRT
Donde R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los gases
y es igual a R= 0,082057 L.atm/mol.K, n es el número de moles, P es presión
en atm, V es volumen en litros y T es temperatura en grados K.
Según experimentos, 1 mol de un gas ideal ocupa 22,4 L, que es un poco más
que el volumen de una pelota de baloncesto.
A 0ºC (273 K), y 1 atm de presión, muchos gases reales se comportan
como un gas ideal.
Las condiciones de 0ºC y 1 atm de presión se consideran condiciones
estándar.

15. EJERCICIOS
1. Cuál es el volumen de un globo de gas que se llena con 4 moles de He cuando
la P atmosférica es de 748 Torr y la T de 30ºC?
2, Un globo lleno de helio con diametro de 24 pies, y volumen 7240 pies cúbicos.
Cuantos gramos de helio se requieren para inflar el globo hasta una presion
de 745 torr a 21ºC? (1pie3=28,3 L)
3, ¿Cuál es la temperatura en °C de un gas ideal, si 0.726 moles
ocupan un volumen de 1290 mL a la presión de 1011 mmHg ?
4, ¿Cuál es la presión en atm de un gas ideal, si 0.257 moles
ocupan un volumen de 1580 mL a la temperatura de 5 °C ?
5, ¿Cuál es el volumen en mL que ocupa un gas ideal si 0.332 moles
se encuentran a una temperatura de 121.29 K y a una presión de 1.14 atm ?
6, ¿Cuál es la presión en mmHg de un gas ideal, si 0.804 moles
ocupan un volumen de 6.87 litros a la temperatura de 202.95 K ?
7, ¿Cuál es la presión en mmHg de un gas ideal, si 0.919 moles
ocupan un volumen de 1.31 litros a la temperatura de 87.16 K ?
http://www.educaplus.org/gases/ejer_gas_ideal.html