Presentación realizada para la materia de Laboratorio Experimental de Sistemas Mecatrónicos de la Licenciatura en Ingeniería en Mecatrónica de la Benemérita Universidad Autónoma de Puebla en el periodo de Primavera 2015, donde se abarcan las leyes de los gases ideales junto con ejemplos de las mismas y una pequeña biografía acerca de sus autores.

1. Leyes de los gases
Presentan
CarballoValderrábano Karla
Flores Hernández KarenYomalli
Mejía Rivera Jesús Gustavo
Mota del Campo Luis Antonio
Zambrano Saucedo Adán

2. Leyes
generales de
los gases
ideales
 Leyes empíricas que relacionan las variables de
estado P (presión), V (volumen) y T (temperatura
absoluta) con la cantidad de gas.
 Las variables son dependientes entre sí.
 Un gas ideal es un gas hipotético formado por
partículas puntuales sin repulsión o atracción entre
ellas, de igual masa y choques perfectamente elásticos.

3. Robert Boyle
 Filósofo natural, químico, físico e
inventor irlandés. teólogo cristiano (1627
- 1691)
 Primer químico moderno, fundador de la
química moderna.
 The Sceptical Chymist (El químico
escéptico) obra fundamental en la
historia de la química.
 Hablaba latín, griego y francés.
 Estudió las paradojas de GalileoGalilei.

4. Ley de Boyle-
Mariotte
(Procesos
isotérmicos)
 Para una cierta cantidad de gas a una temperatura
constante, el volumen del gas es inversamente
proporcional a la presión de dicho gas.
𝑷𝑽 = k
 Donde k es constante si la temperatura y la masa del
gas permanecen constantes.

5. Ley de Boyle-
Mariotte
(Procesos
isotérmicos)
 Si la presión en el gas aumenta, el volumen disminuye
y viceversa.
 No es necesario conocer el valor exacto de la constante
k para hacer uso de la ley.
 En el sistema isotérmico mostrado se mantiene
constante la cantidad de gas en al recipiente.
 En el sistema debe de cumplirse la relación
𝐏𝟏 𝐕𝟏 = 𝐏𝟐 𝐕𝟐

6. Ley de Boyle-
Mariotte
(Procesos
isotérmicos)
 Para comprobar su teoría, Boyle desarrolla un
experimento que consistía en introducir gas en un
cilindro con un émbolo y medir los valores de presión
al variar el volumen del gas bajando el émbolo.

7. Ley de Boyle-
Mariotte
(Procesos
isotérmicos)
 Algunos de los resultados que Boyle obtuvo en el experimento
fueron
 De esta manera se comprueba que al disminuir el volumen, la
presión aumenta y que el producto de ambas variables
permanece constante.

8. Ley de Boyle-
Mariotte
(Procesos
isotérmicos)
Un gas a 15 atm ocupa un volumen de 25 litros, ¿cuál es el volumen
de este gas si la presión aumenta a 85 atm y la temperatura
permanece constante.
 Primero analicemos los datos:
𝑃1 = 15 𝑎𝑡𝑚 𝑉1 = 25 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠
𝑃2 = 85 𝑎𝑡𝑚 𝑉2 = ?
P1V1 = P2V2
 De la ecuación despejamos 𝑉2:
𝑉2 =
𝑃1 ∗ 𝑉1
𝑃2
 Sustituimos en la ecuación y tenemos:
𝑉2 =
15𝑎𝑡𝑚 ∗ 25 𝑙
85 𝑎𝑡𝑚
𝑉2 = 4.41 𝑙𝑖𝑡𝑟𝑜𝑠

9. Jacques
Alexandre
CésarCharles
 Inventor, científico y matemático francés (1746 -
1823).
 Rompió el récord de globo aerostático, logró
elevarse hasta una altura de 1.000 metros.
 Inventó varios dispositivos, entre ellos
un densímetro (también llamado hidrómetro),
aparato que mide la gravedad específica de los
líquidos.
 Miembro de la Académie des Sciences, instituto
real de Francia.
 Profesor de física hasta su muerte.

10. Ley deCharles
(Proceso
isobárico)
 Para una cierta cantidad de gas a una presión
constante, el volumen del gas es directamente
proporcional a la temperatura de dicho gas.
𝑽
𝑻
= k
 Donde k es constante si la presión y la masa del gas
permanecen constantes.

11. Leyes de
Charles
(Proceso
isobárico)
 Un buen experimento para demostrar esta ley es el de
calentar una lata con un poco de agua, al hervir el agua
se sumerge en agua fría y su volumen cambia.

12. Leyes de
Charles
(Proceso
isobárico)
El volumen de una muestra de oxígeno es 2.5 litros a 50 °C. ¿Qué volumen ocupará el gas a
25°C, si la presión permanece constante?
 De la ecuación
𝑉1
𝑇1
=
𝑉2
𝑇2
 Necesitamos saber el volumen final del oxígeno a 25°C, al realizarse el despeje de la variable
que se necesita tenemos
𝑉2 =
𝑉1
𝑇1
𝑇2
 Se tiene la siguiente información sobre el gas
V1 = 2,5 L T1= 50 °C = 323 K T2 = 25 °C = 298 K
 Sustituyendo estos valores
𝑉2 =
2.5 𝑙 ∗ 298 K
323 K
𝑉2 = 2.3 𝑙

13. Joseph Louis
Gay-Lussac
 Químico y físico francés (1778 - 1850)
 Estudió la composición de las capas altas de la
atmósfera y el magnetismo terrestre (dos
ascensiones en globo hasta altitudes de 7.000
metros)
 Ley de los volúmenes de combinación: los
volúmenes de los gases que intervienen en una
reacción química están en la proporción de
números enteros sencillos.
 Investigó junto con Alexander von Humboldt la
composición del agua.
 Le dio el nombre al yodo, que en griego significa
violeta.
 Estudió el ácido cianhídrico y el gas de hulla.
 Creó un procedimiento para la producción de
ácido sulfúrico basado en el empleo de la torre de
Gay-Lussac.

14. Ley deCharles
yGay-Lussac
(Proceso
isocórico)
 Para una cierta cantidad de gas a un volumen
constante, la presión del gas es directamente
proporcional a la temperatura de dicho gas (Ley de
Gay-Lussac).
𝑷
𝑻
= k
 Donde k es constante si el volumen y la masa del gas
permanecen constantes.

15. Ley deCharles
yGay-Lussac
(Proceso
isocórico)

16. Ley deCharles
yGay-Lussac
(Proceso
isocórico)
 Un gas, a una temperatura de 35°C y una presión de 440 mm de Hg, se
calienta hasta que su presión sea de 760 mm de Hg. Si el volumen
permanece constante, ¿Cuál es la temperatura final del gas en °C?
 Datos:
 𝑃1 = 440𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑇1 = 35°𝐶 + 273 = 308𝐾
 𝑃2 = 760𝑚𝑚𝐻𝑔 𝑇2 =?
 Se usa la formula
𝑃1
𝑇1
=
𝑃2
𝑇2
 Despejando a 𝑇2 queda:
𝑇2 =
𝑃2 𝑇1
𝑃1
 Se sustituyen datos
𝑇2 =
760𝑚𝑚𝐻𝑔 308𝐾
440𝑚𝑚𝐻𝑔
= 532𝐾
𝑇2 = 532𝐾 − 273 = 259°𝐶

17. Principio de
Avogadro
 Complementa las leyes de Boyle y las leyes de Charles y
Gay-Lussac.
 En un proceso isobárico e isotérmico el volumen de
cualquier gas es directamente proporcional al número
de moles presentes.
𝑽
𝒏
= 𝒌
 Donde n es el número de moles.
 De otra manera, se dice que el volumen que ocupa un
mol de cualquier gas a temperatura y presión constante
es siempre el mismo.

18. Ecuación
general de los
gases ideales
 Para una misma masa gaseosa (por tanto, el número de
moles n es constante), podemos afirmar que existe una
constante directamente proporcional a
la presión y volumen del gas, e inversamente
proporcional a su temperatura.
 De esta manera se relacionan las leyes de Boyle-
Mariotte y las de Charles y Gay-Lussac además de el
principio de Avogadro.
𝑃1 𝑉1
𝑇1
=
𝑃2 𝑉2
𝑇2

19. Ecuación de
Estado
 La ecuación que describe normalmente la relación entre la
presión, el volumen, la temperatura y la cantidad (en moles) de un
gas ideal es
𝑃𝑉 = 𝑛𝑅𝑇
 Donde
 P= Presión (atm)
 V=Volumen (L)
 n= Moles de gas
 R=Constante universal de los gases ideales
(0.0821L*atm/mol*K)
 T=Temperatura absoluta (en K)

20. Ecuación
general de los
gases
perfectos o
ideales
 Los volúmenes ocupados por una misma masa gaseosa son
directamente proporcionales a las temperaturas correspondientes
e inversamente proporcionales a las presiones soportables.

21. Ecuación de
Van derWaals
 Haciendo una corrección a la ecuación de estado de un gas ideal,
tomando en cuenta las fuerzas intermoleculares y volúmenes
intermoleculares finitos, se obtiene la ecuación para gases reales
 Donde:
 P = Presión del gas
 V =Volumen del gas
 N = Moles de gas
 R = Constante Universal de los Gases Ideales
 T =Temperatura
 a y b son constantes determinadas por la naturaleza del gas con el
fin de que haya la mayor congruencia posible entre la ecuación de
los gases reales y el comportamiento observado experimentalmente