GASES

Universidad Nacional Federico Villarreal

CAPÍTULO I
PLANTEAMIENTO DEL PROBLEMA
1.1 DESCRIPCIÓN DE LA REALIDAD PROBLEMÁTICA
La realidad peruana actual, respecto a la educación en el área de Ciencia
Tecnología y Ambiente, es que la mayoría de las instituciones educativas
emblemáticas, aun teniendo laboratorios equipados no se lleva a cabo un
uso adecuado de estas instalaciones por la falta de capacitación de los
docentes a cargo de estas asignaturas, ya que docentes capacitados
proporcionaran a los alumnos una clase innovadora y llena de nuevas
experiencias lo cual es importante para motivarlos y fomentar el
aprendizaje significativo que tanto esperamos como docentes.
1.2 FORMULACIÓN DEL PROBLEMA
1.2.1 PROBLEMA GENERAL:
¿Se debe realizar experimentos en el laboratorio para un mejor aprendizaje
significativo respecto al tema de gases en C.T.A?
1.2.2 PROBLEMAS ESPECÍFICOS:
¿Qué experimentos se pueden realizar en el laboratorio para un mejor
aprendizaje significativo respecto al tema de gases en C.T.A?

Química II

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1.3 OBJETIVOS DE LA INVESTIGACIÓN
1.3.1 OBJETIVO GENERAL
Confirmar la necesidad de realizar experimentos en el laboratorio para un
mejor aprendizaje significativo respecto al tema de gases en C.T.A
1.3.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Sugerir guías de laboratorio que se puedan realizar en el laboratorio para
un mejor aprendizaje significativo respecto al tema de gases en C.T.A
1.4 JUSTIFICACIÓN DEL ESTUDIO
Este estudio se está realizando debido a que en la enseñanza del curso
de CTA que se dicta en las instituciones educativas, no se llevar a cabo el
estudio de los gases con experiencias de laboratorio, hemos visto
necesario implementar

fundamentos teóricos y experiencias de

laboratorio de esta parte de la química para una mejor formación de los
estudiantes de secundaria, aparte que también nos capacitaría a nosotros
los futuros docentes.
1.5 LIMITACIONES DE LA INVESTIGACIÓN
Las limitaciones que se pueden encontrar al ejecutar lo especificado en
este trabajo monográfico son las siguientes:
Instituciones educativas que aun no cuentan con laboratorios.
La falta de instrumentos y materiales de laboratorio.
La mala calibración de algunos instrumentos de medición.

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1.6 VIABILIDAD DE LA INVESTIGACION
La aplicación de las guías de laboratorio si son viables puesto que los
materiales a utilizarse son fáciles de adquirir y no requieren de mucho
costo y contamos con un laboratorio con la implementación mínima para
poder realizar estas experiencias.

Química II

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CAPITULO II
MARCO TEÓRICO
2.1 BASES TEORICAS
GASES
A. DEFINICIÓN
Se denomina gas al estado de agregación de la materia en el cual, bajo
ciertas

condiciones

de

temperatura

y

presión,

sus

moléculas

interaccionan solo débilmente entre sí, sin formar enlaces moleculares,
adoptando la forma y el volumen del recipiente que las contiene y
tendiendo a separarse, esto es, expandirse, todo lo posible por su
alta energía cinética. Los gases son fluidos altamente compresibles, que
experimentan grandes cambios de densidad con la presión y la
temperatura. Las moléculas que constituyen un gas casi no son atraídas
unas por otras, por lo que se mueven en el vacío a gran velocidad y muy
separadas unas de otras.
B. CARACTERÍSTICAS GENERALES DE LOS GASES
-

No tienen forma propia, toman la forma del recipiente que los
contiene

-

Ejercen presión sobre las paredes internas del recipiente.

-

El volumen ocupado por un gas es igual al volumen del recipiente
que lo contiene.

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Página 4


-

Un gas ocupa todo el volumen disponible.

-

Se pueden comprimir.

-

Su densidad es menor a los líquidos y sólidos.

-

Sus moléculas se mueven en forma aleatoria (al azar).

-

Las fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas son muy
débiles, por lo cual cada molécula se mueve en forma independiente
de las demás.

C. PROPIEDADES DE LOS GASES
Históricamente los gases ocupan un lugar especial, debido a que su
estudio llevó a desarrollar una gran cantidad de conocimientos, de ahí la
importancia de las características que distinguen al estado gaseoso. La
cantidad de un gas se determina midiendo sus propiedades; volumen,
presión y temperatura, por lo que es importante hablar de estas tres
variables.
Cuando el viento roza nuestro cuerpo o percibimos el olor de un perfume
estamos interactuando con el estado gaseoso de la materia. En el
desarrollo histórico de la Química, el estudio de los gases ha
proporcionado claves para comprender tanto fenómenos físicos como
químicos.
VOLUMEN
Un gas se expande espontáneamente hasta llenar completamente el
recipiente que lo contiene, por eso el volumen ocupado por un gas
es la capacidad completa del recipiente. La unidad SI básica de
Química II

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volumen es el metro cúbico (m3). Una unidad conveniente para
nuestros cálculos es el decímetro cúbico (dm3), el cual recibe el
nombre de litro (L). Para volúmenes más pequeños se ocupa el
centímetro cúbico (cm3), al que se le llama también mililitro (mL).
Una de las propiedades características de los gases es su carencia
de forma y su expansión ilimitada debido a su estructura interna.
Sabemos que todos los gases se expanden indefinidamente hasta
llenar el espacio dentro del cual están contenidos; por eso una
determinada muestra de gas no tiene ni forma ni volumen definido.
El estado gaseoso también se caracteriza por su alto grado de
compresibilidad. Para producir una disminución mínima en el
volumen de un líquido o un sólido se requiere aplicar una presión
enorme, mientras que un gas fácilmente puede ser reducido a una
pequeña fracción de su volumen original. También cuando dos o
más gases se ponen en contacto se mezclan total y uniformemente
en todas sus proporciones, y por eso cualquier mezcla de gases es
homogénea.
Tal vez hayas leído en una lata de aerosol el mensaje que aparece
en su etiqueta “no se queme ni perfore el envase, ni se exponga al
calor”.
Dentro de la lata hay un gas a alta presión, lo cual quiere decir que
ejerce fuerza sobre cada cm3 de la superficie interna de la lata.
Te has preguntado ¿por qué nos indican que no la perforemos?,
¿qué puede pasar si la calentamos en el fuego al incinerar basura?
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PRESIÓN
Los científicos han convenido en definir la presión como la cantidad
de fuerza o “empuje” ejercida sobre la unidad de área.

P=

୊

୅

= fuerza que actúa perpendicularmente a una superficie, por unidad

de área.

A = área en la que está distribuida la fuerza.
La presión poseída no depende sólo de la fuerza que se ejerce, sino
de la superficie sobre la cual se distribuye esta fuerza. Por ejemplo,
si un objeto que pesa 1000 kg descansa sobre una superficie plana
de 10 m2 ejercerá una presión de 100 kilogramos por metro
cuadrado. En tanto un objeto que pesa 1000 kg, y descansa sobre
una superficie de 100 m2, ejerce una presión de 10 kilogramos por
metro cuadrado.
La unidad del SI de fuerza es el newton (Nw)2, la cual se define
como la fuerza que posee un cuerpo con una masa de un kilogramo
y una aceleración de un metro por segundo cuadrado.
La unidad del SI de presión (newton por metro cuadrado) se llama
Pascal3 y se abrevia (Pa).
Desafortunadamente, con frecuencia todavía se emplean otras
unidades más paramedir presiones tales como la atmósfera (atm) y
el milímetro de mercurio (mmHg) oTorricelli (Torr).
Las relaciones existentes entre las tres unidades son:
1 atm = 760 mmHg (al nivel del mar).
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1 atm = 101.325 kPa (presión de los gases de la atmósfera al nivel
del mar).
La presión atmosférica se mide con el barómetro, aparato inventado
en 1644 por Evangelista Torricelli.
Ejemplo:
1.- La presión del gas de un neumático es de 2 atm, ¿cuál será su
presión expresada en kPa?
La presión que relaciona kilopascales con atmósferas es:
1 atm = 101.325 kPa.
Con esa expresión puede construirse la razón unitaria:
101.325 Kpa
1 ܽ‫݉ݐ‬

Para la resolución del problema es necesario multiplicar el dato
por la razón unitaria, es decir:

Como la Ciudad de México está a 2 240 m sobre el nivel del mar, el espesor de la
atmósfera encima de ella es menor y la presión que ejerce también. En milímetros de
mercurio, la presión atmosférica en la ciudad es de 585 mmHg. Transforma este dato a
atm y a Pa.

EFECTOS DE LA TEMPERATURA SOBRE LOS GASES
Hacia 1787 Jacques Alexandre César Charles (1746-1823) analizó
los cambios en los volúmenes del oxígeno, hidrógeno, dióxido de

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carbono y aire se producían por las variaciones de temperatura. En
el periodo comprendido entre 1802-1808, Joseph Louis Gay-Lussac
(1778-1850) estudió este mismo fenómeno. Los datos de ambos
científicos indicaban que el volumen de un gas crece linealmente
con su temperatura en grados centígrados.
En la figura 1, la línea recta indica que el volumen y la temperatura
del gas varían linealmente. Sin embargo, el volumen del gas no se
duplica cuando se dobla la temperatura (en grados centígrados). Por
lo tanto, no son directamente proporcionales.

Figura 1. Relación de temperatura y volumen para los gases.

Figura 2. Un barómetro simple.
Química II

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Otros aparatos para medir la presión son el manómetro de extremo abierto y el
manómetro de extremo cerrado.

Fig. 3 Presión del gas ejercida hacia abajo en
el tubo
derecho es Patm + PHg, donde PHg es la
longitud de la columna de mercurio (mmHg)
entre las líneas de trazos. En el tubo izquierdo
del gas ejerce la misma presión hacia abajo,
suministrando la base para la igualdad
establecida.

Fig. 4 Presión PHg ejercida hacia abajo por el
mercurio en la columna derecha entre las
líneas de trazos. Esta presión se expresa
como la altura de esta columna, esto es en
milímetros de mercurio.

D. INSTRUMENTOS PARA MEDIR LA PRESIÓN DE LOS GASES
Existen dos tipos de instrumentos para medir la presión de los gases: el
barómetro que se utiliza para medir la presión de la atmósfera y el
manómetro que se utiliza para medir la presión de un gas dentro de un
recipiente.

BARÓMETRO DE MERCURIO: este instrumento fue inventado por
el científico italiano Evangelista Torricelli. Durante sus experimentos
tomó varios tubos largos, cerrados en un extremo, los llenó

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completamente con mercurio y los invirtió en un recipiente que
contenía mercurio, teniendo cuidado que no les entrara aire.
Torricelli observó que si el tubo tenía una longitud mayor a 76 cm, el
nivel de mercurio era siempre igual a 76 cm, sin importar el diámetro
interno (sin llegar a ser un tubo capilar). Si la longitud del tubo era
menor a 76 cm, quedaba completamente lleno de mercurio. (Ver
figura 5)
Con sus experimentos demostró que la atmósfera ejerce una presión
sobre la superficie del mercurio, que es capaz de sostener la
columna dentro de los tubos. La altura de la columna de mercurio
varía con la presión atmosférica. Será 76 cm en un día despejado al
nivel del mar.
La presión atmosférica estándar corresponde a la presión que
ejerce la atmósfera al nivel del mar, suficiente para sostener una
columna de mercurio de 760 mm (760 mmHg) A la unidad milímetro
de mercurio (mmHg) también se le denomina torr en honor a
Torricelli.

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Figura 5 Experimento de Torricelli

PRESIÓN DE LA ATMÓSFERA

76 cm.

Recipiente que contiene mercurio

El mmHg, el torr y la atm (atmósfera) no son unidades del Sistema
Internacional, sin embargo se utilizan con mucha frecuencia en los
cálculos relacionados con gases.
La unidad del SI para la presión es el pascal (Pa) y es equivalente a
la fuerza de 1 newton (1 N) sobre una superficie de 1 m2.
superficie

1 Pa =

ଵ୒

ଵ ୫మ

La equivalencia de unidades es la siguiente:
1 atm = 760 mmHg = 760 torr = 1,01325 x 105 Pa
1 mmHg = 1 torr

MANOMETRO:
MANOMETRO esta denominación se aplica al tipo de instrumento
que se utiliza para medir la presión de un gas dentro de un

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recipiente. Existen manómetros de extremo cerrado y de extremo
abierto a la atmósfera (figura 6); los de extremo cerrado se utilizan
para medir presiones mucho menores a la de la atmósfera, mientras
que los de extremo abierto se utilizan para medir presiones cercanas
a la atmosférica.
El líquido que normalmente se usa en los manómetros es el
mercurio, pero también pueden utilizarse otros líquidos. La ventaja
del mercurio es su elevada densidad (13,6 g/mL) lo que permite
construir manómetros de tamaño pequeño, ya que la altura que
alcanza el líquido dentro de un manómetro es inversamente
proporcional a su densidad. Una columna de mercurio de 10 mm
ejerce la misma presión que una columna de agua de 136 mm.
Figura 6 Manómetros

En un manómetro de extremo cerrado la presión del gas es igual a la
altura de la columna de mercurio (P = h1). En un manómetro de
extremo abierto, la altura de la columna de mercurio indica la
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diferencia de presiones entre el gas y la atmósfera, por lo tanto la
presión del gas se debe calcular, tal como se indica en la figura 6.
Si el líquido del manómetro no es mercurio, sino agua, se debe
determinar la presión equivalente en mmHg. Para ello se utiliza la
siguiente fórmula:
hHg x dHg = ha x da
Donde:
hHg:

altura de la columna de mercurio (en mm)

dHg:

densidad del mercurio (13,6 g/mL)

ha:

altura de la columna de agua (mm)

da :

densidad del agua (1,00g/mL)

E. LEYES DE LOS GASES
Ley de Charles
Efecto de la temperatura sobre el volumen
La línea recta en la figura 5 muestra que las variaciones de
temperatura y volumen son lineales entre sí. Sin embargo, si las
temperaturas se miden en grados centígrados, no existe una
relación proporcional directa de la temperatura con el volumen. En
cambio, si los datos de temperatura se transforman a grados Kelvin,
la relación entre temperatura y volumen es proporcional. La

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expresión de esta relación se conoce como la Ley de Charles, la
cual expresa que:
“Si la presión se mantiene constante, el volumen de una
determinada cantidad de gas es directamente proporcional a su
temperatura absoluta.”
Su expresión matemática es:
V ߙ T (a presión y masa constante)
o lo que es lo mismo:
୚

ቀ୘ቁ= constante (a presión y masa constante).
Es decir, la relación entre volúmenes y temperaturas iniciales y
finales durante un proceso es:
୚౟
୘౟

=

୚౜
୘౜

Donde:
Vi, Ti = volumen y temperatura inicial, y
Vf, Tf = volumen y temperatura final.
Tomando en consideración que los gases se comprimen y se
expanden, debemos tomar en cuenta las condiciones iniciales y
finales que se indican con los subíndices “i, y, f” (inicial y final).

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Ejemplo:
Si se llena un recipiente con 16 L de oxígeno gaseoso a 20 ºC,
¿Cuál será el volumen (Vf) en litros cuando la temperatura aumente
a 27 ºC, manteniendo constante la presión?.
Datos:

Vi = 16 L

Fórmula
୚౟
୘౟

=

୚౜
୘౜

de la ecuación de la Ley de Charles hay que

despejar Vf

ܶ௜ = 20º C+ 273 = 2913 K
Vf= ?

ܶ௙ = 27ºC + 273 = 300 K
Despeje

Sustitución

ViTf = TiVf

Vf =

௏೔ ௏೑
்೔

Vf =

ሺଵ଺ ௅ሻሺଷ଴଴ ௄ሻ
= 16.38 L.
ଶଽଷ ௄

Ley de Boyle
Como ves, el volumen final es mayor debido a que la temperatura
final es mayor que la Inicial.
Efecto de la presión sobre el volumen
Si tomas una jeringa, le sacas el émbolo hasta la marca de su
capacidad y obstruyes la salida del aire por su pivote, ya sea
colocándole un tapón o clavándola en un tapón de hule, y
Química II

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posteriormente la sujetas fuertemente en posición vertical y le vas
colocando encima cuerpos de peso semejante, ¿qué observas?

Figura 7. La presión del aire encerrado en la jeringa es igual a la suma de los
pesos del émbolo, de la plataforma y del libro, dividida entre la superficie del
extremo del émbolo más la presión de la atmósfera.

Este fenómeno fue estudiado independientemente por Robert Boyle
(1627-1691) y por Edmond Mariotte (1620-1684), quienes emplearon
un aparato similar al que se muestra en la figura 8.

Figura 8. Aparato de Boyle. La presión sobre el gas atrapado en el extremo cerrado
del tubo puede cambiarse añadiendo más mercurio a través del extremo abierto. En
la medida en que aumenta la presión sobre el gas, disminuye su volumen.

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En la tabla 1 se resumen los resultados de las medidas de presión y
volumen realizadas con el hidrógeno a temperatura ambiente. En la
cual observarás cómo el producto de la presión por volumen es
constante.
Tabla 1. Compresión del hidrógeno gaseoso a 25 ºC
P x V [mL.mmHg]

Medición

Presión (mmHg)

Volumen (ML)

1

700

25.0

1.75 x 104

2

830

21.1

1.75 x 104

3

890

19.7

1.75 x 104

4

1060

16.5

1.75 x 104

5

1240

14.1

1.75 x 104

Como conclusión de estas observaciones se estableció la llamada
Ley de Boyle-Mariotte, la cual expresa que:
“El volumen de una masa constante de gas varía inversamente con
la presión ejercida sobre el mismo, si la temperatura se mantiene
constante.”

ଵ

v ∝ (a masa y temperatura constante)
୔

Es decir:
PV = constante, o lo que es lo mismo, para un proceso con
condiciones iniciales y finales:

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Pi Vi = PfVf(a masa y temperatura constante).
Dónde:
Pi, Vi = presión y volumen iniciales.
Pf, Vf = presión y volumen finales.
Ejemplo:
Una muestra de nitrógeno (N2) ocupa un volumen de dos litros y se
encuentra a una presión de 0.76 atm. ¿Cuál será el volumen que
ocupará en litros si la presión aumenta al doble, manteniendo
constante la temperatura?.
Datos

Fórmula

Despeje

Vi = 2L

PiVi= PfVf

Vf =

୔౟ ୚౟
୔౜

Pi = 0.76 atm
Vf= ?
Pf = 2 (0.76 atm) = 1.52 atm
Sustitución
Vf =

଴.଻଺ ୟ୲୫ ୶ ଶ ୐
ଵ.ହଶ ௔௧௠

Vf = 1.0 L.

Si observas el resultado, el volumen disminuye a la mitad al
aumentar la presión al doble, cumpliéndose el enunciado de la ley.
Ley de Gay –Lussac
Relación entre presión y temperatura
Si mides la presión de un neumático en las primeras horas de un día
caluroso, después de varias horas de rodar a las altas temperaturas
Química II

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del mediodía, notarás que la presión aumenta. Este fenómeno no va
acompañado de un aumento apreciable del volumen del neumático,
pues el hule vulcanizado es bastante rígido.
La relación existente entre los cambios de temperatura y la presión a
volumen constante se le atribuyen a Joseph Louis Gay-Lussac y a
Guillaume Amontons (1663-1705).
Sus observaciones se resumen en la ley de Gay-Lussac, la cual
establece que...
La presión de una cierta masa de gas es directamente proporcional
a la temperatura absoluta cuando el volumen no varía.
V∝T
୔

= constante

୘

(masa y volumen constante)

Es decir:
୔౟ ୔౜
= (a volumen y peso constante)
୘౟ ୘୤

Donde:
Pi, Ti = presión y temperatura iniciales
Pf, Tf = presión y temperatura finales

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Ejemplo:
En un tanque se almacenan 30 litros de nitrógeno a presión de 3 atm
y a una temperatura de -15 ºC en Ciudad Juárez, Chihuahua; al
llevar este tanque hasta Salina Cruz, Oaxaca, en donde la
temperatura es de 33 ºC, ¿qué presión en kilopascales (kPa) se
ejerce sobre la pared del tanque?.
Datos

Fórmula

Despeje

୔౟ ୔౜

Vi = 30 L

=

Pf, Tf = Ti Pf

୘౟ ୘୤

୔ ౟ ୘౜

Pi = 3 atm

Pf =

୘౟

Ti = -15 ºC + 273 = 258 K
Tf= 33 ºC + 273 = 306 K
Pf= ?
Sustitución:

Pf =

ଷ ୟ୲୫ ୶ ଷ଴଺ ୏
= 3.56 atm.
ଶହ଼ ୏

Por medio de la razón unitaria que transforma kPa en atm finalmente
obtenemos:

ଵ଴ଵ.ଷଶହ ୩୔ୟ

Pf = 3.56 atmቀ

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ଵ ୟ୲୫

ቁ = 360. 7 kPa

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Ley general del estado gaseoso o ley general de los gases
Como ya hemos indicado, existen tres variables que describen una
determinada cantidad de gas: P, V y T; así, pues, se ha estudiado
qué dependencia hay entre dos propiedades de los gases cuando
todas las demás se conservan constantes. Por ejemplo, se ha
considerado V como una función de P cuando la masa (m), y la T
son constantes (Ley de Boyle); en la práctica es más probable que la
presión y la temperatura de una masa constante de gas cambien
simultáneamente.

¿Cómo

determinamos

la

dependencia

del

volumen bajo estas condiciones? Una solución será combinar las
leyes estudiadas (Boyle, Charles y Gay-Lussac) en un solo
enunciado para la llamada Ley general del estado gaseoso.
୔୚
୘

= Constante,

en la expresión

o bien

୔୚
=constante se encuentran contenidas o agrupadas las
୘

leyes de

୔౟ ୚౟ ୔౜ ୚౜
Boyle, Charles y Gay-Lussac, pues
=
siempre que la cantidad de
୘౟
୘౜
gas, o sea
su masa, sea constante.

Pi, Vi, Ti = datos iniciales.
Pf, Vf, Tf = datos finales.
Química II

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Hipótesis de Avogadro
Cuando el hidrógeno y el oxígeno reaccionan para formar agua
gaseosa, la relación existente entre los volúmenes de los reactivos y
el producto, si se miden a la misma presión y temperatura, es:
Dos volúmenes de hidrógeno + un volumen de oxígeno = dos
volúmenes de agua gaseosa.
Al observar el fenómeno anterior, Joseph Louis Gay-Lussac propuso
su Ley de los Volúmenes de Combinación, la cual establece que
cuando se miden bajo las mismas condiciones de temperatura y
presión los volúmenes de los reactivos y productos gaseosos de una
reacción, éstos están en relación de números enteros pequeños.
¿Por qué sucede esto? La explicación de la ley de volúmenes de
combinación surgió en 1811 en Italia: Amadeo Avogadro conocía la
teoría del inglés John Dalton sobre la existencia de átomos y
“átomos compuestos” (hoy conocidos como “moléculas”) en toda la
materia.
Avogadro propuso que tanto el gas hidrógeno como el gas oxígeno
estaban formados por infinidad de pequeñísimas moléculas con dos
átomos cada una y que la ley de volúmenes de combinación sugería
que en el agua existían moléculas con dos átomos de hidrógeno y
uno de oxígeno. La figura 9 muestra la explicación de Avogadro en
términos de moléculas. Por simplicidad, supongamos que en cada
“volumen” caben sólo tres moléculas.

Química II

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Figura 9. Representación de la Hipótesis de Avogadro.

Por si no te habías dado cuenta, existe una suposición adicional que
es clave para aceptar la propuesta de Avogadro, conocida como
hipótesis de Avogadro.1
“Volúmenes iguales de gases diferentes contienen el mismo número
de moléculas cuando están a la misma presión y temperatura”.
Ecuación de los Gases Ideales
En la ley de Avogadro existen cuatro variables que describen
completamente cualquier cantidad de gas: n, V, T y P. Estas
variables no son independientes una de otras; en realidad si tres de
ellas están fijas, la otra también lo está.
El volumen de un gas es directamente proporcional al número de
moles presentes (n) y a la temperatura absoluta (T), es inversamente
proporcional a la presión (P). La combinación de las leyes de Boyle,

1También

es llamado ley o hipótesis de Avogadro. No se acepta el término ley, ya que
la propuesta de Avogadro no fue el resumen de hechos observados, sino más bien
una explicación de la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac.

Química II

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Charles, Gay-Lussac y Avogadro en un solo enunciado recibe el
nombre de Ley del gas ideal, la cual se expresa matemáticamente
de la siguiente manera:
V∝

୬୘
୔

Si esta proporcionalidad se plantea con una igualdad, se escribirá:
V∝

ୖ୬୘
୔

donde R es una constante de proporcionalidad. Esta igualdad se
escribe generalmente así:
PV = nRT
se conoce como la Ley del gas ideal2
Para saber el valor de la constante R, es necesario conocer cuatro
variables de una determinada muestra de gas. Así, pues, para un
mol de gas a presión y temperatura estándar tenemos que:
n (número de moles) = 1 mol
V (Volúmen)

= 22.4 L

T (Temperatura)

= 273 K

P (Presión)

= 1 atm.

Sustituyendo en la ecuación general de los gases, tenemos que:

R=

୚୔
୘୬

=

ሺ22.4 Lሻሺ 1 a tmሻ
ሺ273 Kሻሺ 1 molሻ

= 0 .082

a tm L
mol K

2

También se conoce como ecuación de estado para un gas ideal. Una ecuación de estado es la
que relaciona variables que pueden definir el estado de un sistema, es decir, la condición
exacta del sistema.

Química II

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En este caso es importante hacer notar que el valor de R es posible
calcular para diferentes unidades. Como por ejemplo si la presión se
mide en kPa.

Otra variable de la ley general de los gases es el siguiente ejemplo:
Un volumen de 1.64 L de un gas medido a una temperatura de 27 ºC
y a una presión de 890 mmHg pesa 2.273 g. Calcula la masa molar
del gas.
En este sentido, lo primero que debemos hacer es ordenar los datos
e identificar la incógnita:
Datos

Fórmula

V = 1.64 L

PV = nRT

T= 27 ºC
P= 890 mm Hg
m = 2.273 g
PM = ?
R = 0.082

ୟ୲୫ ୐

୫୭୪ ୏

Si sustituimos los valores conforme a la fórmula general observarás
que existen dos variables o literales que no corresponden con ésta.
Como recordarás, en el fascículo anterior se mencionó que:
Número de moles (n) =

Química II

୑ୟୱୟ ୣ୬ ୋ୰ୟ୫୭ୱ ሺ୫ሻ

o

୔ୣୱ୭ ୑୭୪ୣୡ୳୪ୟ୰ ሺ୔୑ሻ

n=

௠

୔୑

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A partir de esta igualdad podemos sustituir el valor de “n” en la
fórmula General de los gases de la siguiente manera:
PV

୫

RT

୔୑

Una vez que contamos con las variables correctas en la fórmula,
tendremos que llevar a cabo el siguiente despeje para encontrar el
valor del peso molecular (PM):
PM PV = mRT
Por lo tanto:

Por lo tanto:

Por último sustituimos los valores y obtenemos como resultado:
PM =

Nota: Los valores marcados con *se obtienen a partir de que se hacen las
conversiones de unidades:

Química II

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2.2 DEFINICIONES CONCEPTUALES
Enlace químico.- En química, un dato experimental importante es que
sólo los gases nobles y los metales en estado de vapor se presentan en
la naturaleza como átomos aislados, en la mayoría de los materiales que
nos rodean los elementos están unidos por enlaces químicos.
Enlace significa unión, un enlace químico es la unión de dos o más
átomos con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de parecerse al gas
noble más cercano. Para la mayoría de los elementos se trata de
completar ocho electrones en su último nivel.
Moléculas.- Una molécula es una partícula formada por un conjunto de
átomos ligados por enlaces covalentes o metálicos (en el caso del
enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas), de
forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar
un número considerable de vibraciones moleculares. Constituye la
mínima cantidad de una sustancia que mantiene todas sus propiedades
químicas. Según una definición de la química física, es un conjunto de
núcleos y electrones.
Las moléculas pueden ser neutras o tener carga eléctrica; si la tienen
pueden denominarse ion-molécula o ion poli atómico.
Volumen de un gas ideal.- Se conoce como volumen de un gas ideal
las dimensiones del espacio que ocupa un gas ideal. En un sistema
cerrado, el gas ocupa todo el volumen del sistema. Así por ejemplo,
cuando un gas es metido a un recipiente, se expande uniformemente

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para ocupar todo el recipiente. Cuando un gas es sacado del recipiente
al ambiente tenderá a expandirse por la atmósfera.
Presión de un gas ideal.- Es la fuerza dividida entre el área que ejercen
las moléculas de gas al chocar unas con otras y con las paredes de un
sistema. A la vez, por la 3ª ley de Newton de Acción y Reacción, también
es la fuerza por unidad de área que ejercen las paredes del sistema
sobre el gas.
Temperatura de un gas ideal.- Se conoce como temperatura a la
percepción macroscópica de la energía interna que contiene un gas. La
energía interna es aquella energía que poseen las moléculas para
moverse: rotar, vibrar y desplazarse. A mayor temperatura, mayor
energía interna contiene el gas.
Teoría cinética de los gases.- Es el estudio que consiste en una serie
de hipótesis y ecuaciones del movimiento y de la energía cinética de los
gases, a nivel molecular se constituye como una rama de la física, y
más específicamente de la termodinámica.
Grado de compresibilidad.- La compresibilidad es una propiedad de la
materia a la cual se debe que todos los cuerpos disminuyan de volumen
al someterlos a una presión o compresión determinada manteniendo
constantes otros parámetros. En general para un sistema estable, la
comprensibilidad es un número positivo, lo que significa que cuando se
aumenta la presión sobre el sistema, este disminuye su volumen.

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La presión atmosférica.- La presión atmosférica se debe al peso del
aire sobre un cierto punto de la superficie terrestre por lo tanto, es lógico
suponer que cuanto más alto esté el punto, tanto menor será la presión,
ya que también es menor la cantidad de aire que hay por encima.
Si tomamos como referencia el nivel del mar donde a la presión
atmosférica le asignamos un valor de 1 atm. En una cumbre situada a
unos 1 500 metros sobre el nivel del mar, la presión atmosférica vale
aproximadamente 0,83 atm, es decir, la presión disminuye con la altura.
Instrumentos de medición.- En física, química e ingeniería, un
instrumento de medición es un aparato que se usa para comparar
magnitudes físicas mediante un proceso de medición. Como unidades
de medida se utilizan objetos y sucesos previamente establecidos como
estándares o patrones y de la medición resulta un número que es la
relación entre el objeto de estudio y la unidad de referencia. Los
instrumentos de medición son el medio por el que se hace esta
conversión.
Número de moles.- Es la unidad con que se mide la cantidad de
sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del
Sistema Internacional de unidades. Dada cualquier sustancia (elemento
químico, compuesto o material) y considerando a la vez un cierto tipo de
entidades elementales que la componen, se define como un mol a la
cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales
del tipo considerado como átomos de C12 hay en 12 gramos de C12.

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El número de unidades elementales –átomos, moléculas, iones,
electrones, u otras partículas o grupos específicos de éstas– existentes
en un mol de sustancia es, por definición, una constante que no
depende del material ni del tipo de partícula considerado. Esta cantidad
es llamada número de Avogadro (NA) y equivale a 6,02214179 × 1023
unidades elementales por mol.
Medio gaseoso.- Se conoce como medio gaseoso al medio en el que
las partículas se mueven de forma desordenada, con choques entre
ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las
propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los
gases: sus partículas se mueven libremente, de modo que ocupan todo
el espacio disponible. La compresibilidad tiene un límite, si se reduce
mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste pasará a
estado líquido.
Al aumentar la temperatura las partículas se mueven más deprisa y
chocan con más energía contra las paredes del recipiente, por lo que
aumenta la presión.
Barómetro.- Un barómetro es un instrumento que mide la presión
atmosférica. La presión atmosférica es el peso por unidad de superficie
ejercida por la atmósfera. Uno de los barómetros más conocidos es el de
mercurio, Los primeros barómetros estaban formados por una columna
de líquido encerrada en un tubo cuya parte superior está cerrada. El
peso de la columna de líquido compensa exactamente el peso de la
atmósfera.

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Gas ideal.- Es un gas teórico compuesto de un conjunto de partículas
puntuales con desplazamiento aleatorio que no interactúan entre sí. El
concepto de gas ideal es útil porque el mismo se comporta según la ley
de los gases ideales, una ecuación de estado simplificada, y que puede
ser analizada mediante la mecánica estadística. En condiciones
normales tales como condiciones normales de presión y temperatura, la
mayoría de los gases reales se comporta en forma cualitativa como un
gas ideal. Muchos gases tales como el nitrógeno, oxígeno, hidrógeno,
gases nobles, y algunos gases pesados tales como el dióxido de
carbono pueden ser tratados como gases ideales dentro de una
tolerancia razonable
Gas real.- En opuesto a un gas ideal o perfecto, es un gas que exhibe
propiedades que no pueden ser explicadas enteramente utilizando la ley
de los gases ideales. Para entender el comportamiento de los gases
reales, lo siguiente debe ser tomado en cuenta:
Efectos de compresibilidad
Capacidad calorífica específica variable
Fuerzas de Van der Waals
Efectos termodinámicos del no-equilibrio
Cuestiones con disociación molecular y reacciones
elementales con composición variable.
Para la mayoría de aplicaciones, un análisis tan detallado es
innecesario, y la aproximación de gas ideal puede ser utilizada con
razonable precisión. Por otra parte, los modelos de gas real tienen que

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ser utilizados cerca del punto de condensación de los gases, cerca de
puntos críticos, a muy altas presiones, y en otros casos menos usuales.
Constante universal de los gases ideales (R) Es una constante
(R).- s
física que

relaciona

entre

sí

diversas

funciones

de

estado

termodinámicas, estableciendo esencialmente una relación entre la
energía, la temperatura y la cantidad de materia.
El valor de R en distintas unidades es:

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CAPITULO III
3.1 REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Química Teoría y Práctica, Walter Cartolín Rodríguez
Química Análisis de Principios y Aplicaciones, Editorial Lumbreras
3.2 REFERENCIAS ELECTRÓNICAS
http://quimicageneral.tripod.com/files2/tulo_5_gases.
http://ww2.educarchile.cl/UserFiles/P0001%5CFile%5CLeyes%20de%20
los%20gases.

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