Este documento resume las principales leyes de los gases. La ley de Boyle establece que el volumen de un gas es inversamente proporcional a la presión a temperatura constante. La ley de Charles establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a la temperatura a presión constante. La ley de Gay-Lussac establece que la presión de un gas es directamente proporcional a la temperatura a volumen constante.

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3. Hidróxidos y
ácidos.

4. Ácidos.
Se denomina ácidos a las sustancias
que se caracterizan por:
🞇 Ceder protones o iones hidrogeno
(H+) en medio acuoso.
🞇 Enrojecer el papel tornasol azul
🞇 Permanecer incolora la
fenolftaleína, (incolora en medio
neutro) en medio acido
🞇 Presentar sabor agrio, picante (los
ácidos no se deben saborear por
ser muchos de ellos tóxicos)
🞇 Son corrosivos.

5. Las sustancias acidas pueden
agruparse en 3 clases:
Hidróxidos, Hidrácidos y
Oxácidos.

6. Hidróxidos O Bases
Son el resultado de la combinación de un
óxido metálico (óxido básico) con agua.
Los hidróxidos son compuestos ternarios (es
decir, constituidos por tres elementos): un
metal, oxígeno e hidrógeno.

7. En los hidróxidos el oxígeno y el hidrógeno se
encuentran formando uno o más grupos OH
(grupos hidroxilo), por lo que estos compuestos
siempre tienen el mismo número de átomos de
oxígeno que de hidrógeno. Estas sustancias
normalmente tienen una formula general de
como la que podemos ver, donde “M”
representa el metal y “n” el numero de iones
presentes en la molécula.

8. RECORDEMOS Y EMPECEMOS CON LA
NOMENCLATURA

9. Nomenclatura:
K2O +H2O
Na2O +H2O
2 KOH hidróxido de potasio
2 NaOH hidróxido de sodio
Ca(OH)2 hidróxido de calcio
CaO +H2O
Es fácil construir formulas por las bases o
hidróxidos; se escribe el símbolo del metal y a su
derecha el OH-, con un subíndice igual al numero
de oxidación del metal.

10. Hidrácidos
Hidrácido =Hidrógeno +no metal
Son ácidos constituidos por la combinación
del hidrógeno (H+) con un elemento no
metal. Los hidrácidos se nombran con la
palabra genérica ácido, raíz del no metal y
el sufijo hídrico.

11. Formula
Nombre sistemático y
común
Nombre de solución
acuosa
F2 +H2 ------------> 2HF fluoruro de hidrogeno ácido fluorhídrico
Cl2+H2 ------------> 2HCl cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
Br2 +H2 ------------> 2HBr bromuro de hidrogeno ácido bromhídrico
I
2 +H2 ------------> 2HI yoduro de hidrogeno ácido yodhídrico
S +H2 ------------> H2S sulfuro de hidrogeno ácido sulfhídrico
EJEMPLOS:

12. REPASEMOS LO APRENDIDO

13. Oxácidos
Oxácido =Óxido ácido +agua
Estos ácidos además de ser combinaciones
del hidrógeno con elementos no metales,
contienen en sus moléculas oxígeno, pues
resulta de la combinación de óxidos ácidos
con el agua. Se nombran con la palabra
genérica acido, seguida de la raíz del no
metal mas la terminación OSO o ICO
dependiendo de su grado de oxidación.

14. EJEMPLOS:
Formula
Nombre sistemático y
común
Nombre de solución
acuosa
SeO3 +H2O ------------> H2SeO3 Dióxido de selenio ácido selenioso
arseniato de hidrógeno ácido arsénico
As2O3 +3 H2O ------------> H3AsO4
SO2 +H2O ------------> H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico ácido sulfúrico

15. Nomenclatura
stock
Nomenclatura común
(tradicional
Aspecto Nomenclatura
fundamenta sistemática
l
Nombre Óxido Óxido de… Óxido
Prefijos Mono, di, tri, tetra,
etc…
Hipo:(átomo de menor
oxidación)
Per:(átomo de mayor
oxidación)
Estado de
oxidación
del
elemento
oxidación
Se anuncia el numero En
de átomos, mono, di, romanos
tri… con lo que se entre
equilibra estados de paréntesis
números SUFIJOS:
Oso:menor N°de oxidación
Ico:mayor N°de oxidación
NOMENCLATURA GENERAL:

17. Leyes de los Gases

18. Leyes de los
gases
 Las variaciones que pueden
experimentar el volumen (V) de una
muestra de aire, por efecto de los
cambios de presión (P) y temperatura
(T), siguen el mismo patrón de
comportamiento que todos los demás
gases.
 Estos comportamientos se describen a
través de las Leyes de los Gases.

19. Variables de
Estado
TEMPERATURA (T)
 Según la teoría cinética
molecular, la temperatura es
una medida de la energía
cinética media de las
moléculas que constituyen un
sistema.
 Hay varias escalas para medir
la temperatura, las más
conocidas son las escalas:
Celcius (ºC), Kelvin (ºK) y
Fahrenheit (ºF).

20. Escalas termométricas.
Transformaciones
T (ºK) = T (ºC) + 273
T (ºF) = T (ºC) x 1,8 + 32
1. Transformar 25 ºC a ºK
T (ºK) = 25 ºC + 273 = 298 ºK
2. Transformar 5 ºC a ºF
T (ºF) = 5 ºC x 1,8 + 32 = 41 ºF

21. Recuerda
En los cálculos que vamos a
realizar de leyes de los
gases, expresaremos la
temperatura en ºK.

22. Presión
(P)
 En física llamamos presión a una fuerza que
se ejerce sobre una superficie.
 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.

23.  Existen distintas unidades para medir
presión como: atmósferas (atm),
milímetros de mercurio (mmHg), pascal
(Pa), kilo pascal (Kpa), bar, Torriceli
(Torr)
 En este trabajo usaremos la presión en
atmósferas (atm) y milímetros de
mercurio (mmHg).

24. Equivalencias
1 atm = 760 mmHg
1 atm = 101,325x1023 Pa
1 atm = 101,325 Kpa

25. Volumen (V)



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.
Hay varias unidades para medir el volumen.
En este trabajo usaremos el Litro (L) y el Mililitro (mL).
1L = 1000 mL

26. Ley de Boyle y
Mariotte
 Establece que el volumen
de cierta masa de gas es
inversamente
proporcional a la presión
a una temperatura
constante.
P1 • V1 = P2 • V2

27. Ejemplo

P1 = 1,2 atm
V1 = 12L
2
P = 1,8 atm
V2 = X
1,2 atm • 12L = 1,8 atm • X
12L de un gas soportan una presión de 1,2 atm. ¿Cuál será el
volumen que ocupará esta misma masa de gas si,
manteniéndose la temperatura constante, se la lleva a una
presión de 1,8 atm?.
P1 • V1 = P2 • V2
1,2 atm • 12L
1,8 atm
X =
X = 8L

28. Ley de
Charles
 Establece que el
volumen de un gas es
directamente
proporcional a la
temperatura a presión
constante.

29. Ejemplo
 Un gas ocupa un volumen de 50L medidos a una temperatura de
20 ºC. ¿Qué volumen ocupará a 5 ºC, si la presión se mantiene
constante?.
V1 = 50L
T1 = 20ºC + 273 = 293ºK
V2 = X
T2 = 5ºC + 273 = 278ºK
50L
=
X
293ºK 278ºK
X = 47,44L

30. Ley de Gay-
Lussac
 Establece que la presión de
cierta masa de gas es
directamente proporcional a
la temperatura a volumen
constante.

31. Ejemplo
 A 20 ºC una cierta masa de gaseosa soporta una presión de 8
atm. Si se la calienta hasta llegar a una temperatura de 80 ºC
¿cuál será la presión, suponiendo que el volumen permaneció
constante?.
P1 = 8 atm
T1 = 20ºC + 273 = 293ºK
P2 = X
T2 = 80ºC + 273 = 353ºK
8 atm
=
X
293ºK 353ºK
X = 9,63 atm

32. Ley combinada de los gases
 Esta ley se relaciona con el volumen,
temperatura y presión. Al relacionarlos,
dan origen a una constante: la masa del
gas no varía.
P1  V1

P2  V2
T1 T2

33. Ejemplo
 Un gas a 30 ºC y 680 mmHg ocupa un volumen de 50L. ¿Qué
volumen ocupará dicho gas en condiciones normales (p = 760 mmHg
y T = 273 ºK)
1
P = 680 mmHg
1
V = 50L
T1 = 30ºC + 273 = 303ºK
P2 = 760 mmHg
V2 = X
T2 = 273ºK
T1 T2

P1  V1 P2  V2
680 mmHg • 50L
303ºK
=
X • 760 mmHg
273ºK
X = 40,3 L

34. Ecuación de los gases ideales
P • V = n • R • T
Donde
P = Presión (atm)
V = Volumen (L)
n = MoL
R = Constante de los gases ideales
0,082 atm L/moL ºK
T = Temperatura (ºK)

35. Ejemplo
 ¿A qué temperatura se hallan 12 moles de moléculas de un gas,
sometidos a una presión de 4 atm en un recipiente de 21L?.
P • V = n • R • T
P = 4 atm
V = 21L
n = 12 moles
R = 0,082 atm L/moL ºK
T = X
T =
P • V
T =
n • R
4 atm • 21L
12 moL • 0,082
T = 85,36 ºK