El documento describe las características y leyes de los gases. Explica que los gases se expanden para ocupar el volumen del recipiente, tienen partículas con alta movilidad y bajas fuerzas de atracción. Presenta las leyes de Charles, Boyle-Mariotte y Avogadro sobre las relaciones entre presión, volumen, temperatura y cantidad de moles de un gas ideal. También introduce conceptos como presión parcial y la ecuación general de los gases ideales.

1. G A S E S
L I C . G E R M Á N L . A . C A R L E
4 Q - Q U Í M I C A

2. Características de
los gases
Según el modelo cinético corpuscular (o modelo de partículas)
• No poseen volumen propio, se adaptan al volumen del recipiente. Se
expanden espontaneamente
• Fuerzas de atracción débiles
• Partículas con alta movilidad
• Son compresibles
Presión: expresa la frecuencia de colisiones
Temperatura: se relaciona con la velocidad de las partículas
Volumen: es el espacio que ocupa

3. Características
de un gas ideal
Partículas puntuales: sin volumen
propio
No existen fuerzas de atracción ni
repulsión, no interaccionan entre ellas.
Cumplen las leyes de los gases ideales
A bajas temperaturas y alta presión, la
idealidad tiende a “perderse”

4. Leyes
empíricas
de los
gases
ideales
Se obtuvieron mediante la
experimentación.
Se mantuvieron constantes algunas
variables para ver cómo se afectan las
otras.
En función de los resultados obtenidos,
se realizaron gráficos de los cuales
derivan finalmente las leyes.
Se puede predecir el comportamiento
con el MCC.

5. ¿Cómo
vamos a
representar
las variables y
abreviar
términos?
n = número de
moles (moles)
P = presión
(atm)
T = temperatura
absoluta (K)
V = volumen
(L o dm3)
m = masa
Mr = masa
molecular relativa
(g/mol)
δ = densidad
(g/L o g/dm3)
cte = constante
CNPT =
Condiciones
Normales de
Presión y
Temperatura
0°C y 1 atm

6. Ley de Charles
• Relación entre V y T (n y P cte)
“A presión constante, el volumen que ocupa una masa definida de gas es
directamente proporcional a su temperatura absoluta”
Si aumento la temperatura (velocidad de las partículas)
y deseo mantener la presión constante (frecuencia de
colisiones) debo aumentar el volumen (camino que
recorren)
Es decir, son directamente proporcionales.

7. Ley de Boyle-Mariotte
• Relación entre V y P (n y T cte)
“A temperatura constante, el producto de la presión y el volumen, P x V, de
una muestra dada de gas siempre arrojaba la misma cantidad.”
Si aumenta el volumen (camino que
recorren) y manteniendo la temperatura
(velocidad de las partículas) disminuirá la
presión (frecuencia de colisiones)
Es decir, son inversamente
proporcionales.

8. Ley de Avogadro
• Relación entre V y n (P y T cte)
“A temperatura y presión constantes, el volumen (V) que ocupa una
muestra de gas es directamente proporcional a las moles (n) de gas.”
Si aumenta el moles (partículas) y se
mantiene la temperatura (velocidad de las
partículas) y la presión (frecuencia de
colisiones) constantes, debe aumentar el
volumen (el espacio recorrido/ocupado)
Es decir, son directamente
proporcionales.

9. ¿Qué diferencia hay entre
una proporción y una
igualdad?
Una proporcionalidad puede convertirse en una
igualdad si se introduce una constante de
proporcionalidad. Por ejemplo:
Pesos a dólares
Pesos = k x Dólares
Pesos = 140 $/US$ x Dólares
En una proporcional lineal, k es la pendiente de
la recta

10. Ecuación general de los gases ideales
𝑉 = 𝑘2 𝑇
𝑉 =k1
1
𝑃
𝑉 = 𝑘3 𝑛
𝑉 =R
1
𝑃
n T
R = 0,082
𝑳 𝒂𝒕𝒎
𝑲 𝒎𝒐𝒍
R es la constante de los gases ideales
P V = n R T
En CNPT 1 mol de gas = 22,4 L
(se denomina volumen molar)

11. Ley de Dalton
• Cada gas ejerce una presión “propia” en la muestra denominada presión
parcial. Es independiente del resto
• La presión total es la sumatoria de las presiones parciales de los gases en
el recipiente.
Ptotal = Pnaranja + Pazul + Pverde
Ptotal = ΣPresiones parciales
Pazul = χazul Ptotal

12. ¿Átomo o molécula? (o porque me suelen dar el
doble los ejercicios….)
Oxígeno (O2)
Nitrógeno (N2)
Hidrógeno (H2)
Cloro (Cl2)

13. Gases reales
Considera el volumen de la
partícula y las fuerzas de
atracción
Ecuación de van der
Waals: