Las leyes de los gases y la teoría cinética molecular establecen que las moléculas gaseosas no ejercen fuerzas de atracción o repulsión entre sí y que su volumen es despreciable frente al del contenedor que las aloja, condiciones bajo las cuales se considera que un gas tiene un comportamiento ideal. Sin embargo, en la práctica, los gases reales solo se ajustan a este modelo en ciertas condiciones, como a bajas

1. Los Gases: capítulo 5
n “Estado de agregación de
la materia en el que las
moléculas están muy
separadas entre sí, se
mueven con bastante
libertad, y ocupan con
dicho movimiento todo
el volumen del
recipiente"

2. Características físicas de los gases
• Asumen el volumen y la forma de los envases que
los contienen.
• Poseen mayor capacidad de compresión que los
demás estados de la materia.
• Tienen la capacidad de mezclarse completa y
uniformemente con otros gases.
• Poseen densidades más bajas que los líquidos y
sólidos.

3. COMPUESTOS
HF (fluoruro de hidrógeno)
HCl (cloruro de hidrógeno)
HBr (bromuro de hidrógeno)
HI (yoduro de hidrógeno)
CO (monóxido de carbono)
CO2 (dióxido de carbono)
NH3 (amoníaco)
NO (monóxido nitrógeno) )
NO2 (dióxido de nitrógeno)
N2O (monóxido dinitrógeno)
H2S (sulfuro de hidrógeno)
HCN (cianuro de hidrógeno)
5.1 Elementos y compuestos que existen como
gases a 25 ° y 1 atm
Hidrógeno
Oxígeno
Fluor
Cloro
Gases nobles

4. 5.2 Presión de un gas y sus unidades
• La unidad SI utilizada es el
Pascal (Pa).
Presión =
Fuerza
Area
1Pa =
N
m 2
n mm Hg: Es la presión ejercida por una
columna de mercurio de 1 mm de altura, a
0 ºC y a nivel del mar.
n torr: Nombre moderno de los mm Hg
n atm: Se define como exactamente 760 torr
n 1 atm: Equivale a 101,325 Pa
1 atm = 760 torr = 760 mm Hg = 101,325 Pa

5. Presión atmosférica: presión que ejerce
la atmósfera* sobre la Tierra
• La fuerza que experimenta cualquier
superficie de la tierra es igual al peso de la
columna de aire que está encima de ella
*Atmósfera: capa de aire
que envuelve un cuerpo
celeste

6. Medición de la presión atmosférica
• La presión atmosférica
estándar (1 atm) es igual
a la presión que soporta
una columna de
mercurio de 760 mm de
altura a 0°C al nivel del
mar
• Barómetro para medir la presión
atmosférica; el más común es el de mercurio

7. Manómetro: sirve para medir la presión de gases
distintos a los de la atmósfera.
cerrado: menor que la presión atmosférica
abierto: mayor

8. 5.3 Leyes de los Gases: LEY DE BOYLE:
Relación entre presión y volumen
• La ley establece que la presión de
una cantidad fija de un gas
mantenido a temperatura constante
es inversamente proporcional al
volumen del gas
• Resumiendo: el volumen de un gas
disminuye mientras se aumenta la
presión.
• Conclusión:
• El volúmen es inversamente
proporcional a la presión.
5.3
P1 V1 = P2V2

9. Una muestra de gas del cloro ocupa un volumen de
946 mL a una presión de 726 mmHg. ¿Cuál es la
presión del gas (en mmHg) si el volumen está
reducido a temperatura constante de 154 mL?
P1 x V1 = P2 x V2
P1 = 726 mmHg
V1 = 946 mL
P2 = ?
V2 = 154 mL
P2 =
P1 x V1
V2
726 mmHg x 946 mL
154 mL
= = 4460 mmHg

10. Ley de Charles/Gay Lussac: T y V
•Establecieron que a
presión constante, un
gas puede expandirse
al calentarse y
contraerse al enfriarse

11. Lord Kelvin estableció la temperatura –
273.15ºC como la temperatura más baja
alcanzable o Cero Absoluto
Escala de temperatura absoluta: 0 K = -273 °C

12. • La ley Charles/Gay-Lussac establece que el volúmen de una
cantidad de gas a presión constante es proporcional a la
temperatura absoluta del gas.
• Conclusión de la ley Charles/Gay-Lussac
• El volúmen es directamente proporcional a la temperatura.
5.3
V1
T1
V2
T2
=

13. Una muestra de gas de monóxido de carbono ocupa
3.20 L a 125 °C. ¿A qué temperatura el gas ocupará
un volumen de 1.54 L si la presión permanece
constante?
V1 = 3.20 L
T1 = 398.15 K
V2 = 1.54 L
T2 = ?
T2 =
V2 x T1
V1
1.54 L x 398.15 K
3.20 L
= = 192 K
V1/T1 = V2/T2

14. Ley de Avogadro:
volumen vrs cantidad de gas
• En 1811, publicó una hipótesis en la que
estableció que a la misma temperatura y
presión, volúmenes iguales de diferentes gases
contienen el mismo número de moléculas.
• Por lo tanto: A presión y temperatura
constante, el volumen de un gas es
directamente proporcional al número de moles
del gas presente
5.3
V1/n1 = V2/n2

15. CO2 + 3H2 CH3OH + H2O
x mol de CO2 y mol de H2
a T y P constante
x volumen CO2 y volumen H2
El metanol, CH3OH, se puede producir en plantas industriales
haciendo reaccionar bióxido de carbono con hidrógeno en presencia
de un catalizador. El agua es el otro producto. ¿cuántos volúmenes
de hidrógeno se requieren para cada volumen de bióxido de
carbono a la misma temperatura y presión?

16. 5.4 Ecuación del gas ideal
• Gas ideal es un gas hipotético cuyo comportamiento de presión,
volumen y temperatura se puede describir con la ecuación del gas
ideal.
• Para llegar a la ecuación, hacemos un resumen de las leyes de los
gases y podemos combinar las tres expresiones a una sola
ecuación maestra para el comportamiento de los gases
Ecuación del gas ideal, esta explica la
relación entre las cuatro variables P, V, T y n.

17. El valor de R:
• R, la constante de proporcionalidad, se denomina constante de los
gases.
• Las condiciones de 0°C y 1 atm se denominan temperatura y presión
estándar, y a menudo se abrevian TPE
A TPE, 1 mol de un gas ideal ocupa
un volumen de 22.414 L

18. Resumen de las leyes de los gases
Ley de Boyle
Ley de Charles
Ley de Gay-Lussac
Ley de Avogadro
Ecuación del gas ideal

19. Una muestra de gas hidrógeno (H2) tiene un volumen de 5.0 L y una presión de 1.0
atm. ¿Cuál es la nueva presión, en atmósferas, si el volumen disminuye a 2.0 L y se
considera que la temperatura y la cantidad de gas permanecen constantes?
Ejemplo Ley de Boyle:

20. Una muestra de gas argón tiene un volumen de 5.40 L y una temperatura de 15 ºC.
Encuentre el nuevo volumen, en litros, del gas después de que la temperatura
aumenta a 42 ºC a presión y cantidad de gas constantes.
Ejemplo Ley de Charles:

21. Los recipientes de aerosol pueden ser peligrosos si se calientan porque pueden explotar. Suponga
que un recipiente de espray para el cabello, con una presión de 4.0 atm a una temperatura
ambiente de 25 ºC, se lanza al fuego. Si la temperatura del gas en el interior de la lata de aerosol
alcanza 402 ºC, ¿cuál será su presión en atmósferas? El recipiente del aerosol puede explotar si la
presión interna supera 8.0 atm. ¿Esperaría que explotara?
Ejemplo Ley de Gay-Lussac:

22. El hexafluoruro de azufre (SF6) es un gas incoloro e inodoro muy poco reactivo.
Calcule la presión (en atm) ejercida por 1.82 moles del gas en un recipiente de
acero de 5.43 L de volumen a 69.5 ºC.
Ejemplo Ecuación del gas ideal 1:

23. Calcule el volumen (en litros) ocupado por 2.12 moles de óxido nítrico (NO) a 6.54
atm y 76 ºC.
Ejemplo Ecuación del gas ideal 2:

24. Calcule el volumen (en litros) que ocupan 7.40 g de NH3 a TPE.
Ejemplo Ecuación del gas ideal 3:

25. Un globo inflado con un volumen de 0.55 L de helio a nivel del mar (1.0 atm) se deja elevar a una
altura de 6.5 km, donde la presión es de casi 0.40 atm. Suponiendo que la temperatura permanece
constante, ¿cuál será el volumen final del globo?
Ejemplo 4: