1. LEYES DE LOS GASES
PERFECTOS
Tema 8 Física y Química
3º Diversificación
LEYES DE LOS GASES PERFECTOS
LEYES DEL ESTADO GASEOSO

2. 8.1 EL AIRE
• El aire seco es una mezcla de gases:
• El 78% es Nitrógeno.
• El 21% es Oxígeno.
• El 1% es Argón.
• El Dioxido de carbono (CO2), Helio (He), Neón (Ne), Kripton (Kr) y Xenón
(Xe) completan la composición del aire seco.
• Si el aire es húmedo se debe al Vapor de agua, que forman las nubes, en
cuyo caso la proporción de elementos del aire varía.
• La molécula de los gases nobles es MONOATÓMICA ( un átomo).
• He, Ne, Xe, Ar, Rd, Kr
• La molécula de cualquier otro elemento gaseoso es DIATÓMICA ( dos
átomos)
• O2, H2, N2

3. 8.2 LEYES DE LOS GASES
PERFECTOS
• Ley de los gases ideales
• El estado de un gas queda determinado al relacionar cuatro
magnitudes: volumen (V), temperatura (T), presión (P) y cantidad
de gas expresada en moles (n).
• Volumen:
• Se suele expresar en litros (l) en lugar de metros cúbicos ( m3
)
• Presión:
• Es la fuerza que se ejerce sobre la unidad de superficie ( P = F /
S ).
• Se suele expresar en atmósferas (atm) o en mm de mercurio (Hg).
• 1 atm de presión origina 760 mm en un barómetro de mercurio.
• Temperatura:
• Se suele expresar en grados Kelvin (K).
• X ºC = ( X + 273 ) K  0 ºC = 273 K

4. Ley de Boyle
• Cuando la temperatura se mantiene constante, el volumen de una
masa dada de un gas varía inversamente proporcional con la
presión a la que se somete dicho gas.
• P1.V1 = P2.V2
• Ejemplo:
• Una masa de nitrógeno ocupa 5 litros bajo una presión de 740 mm
de Hg. Determinar el volumen de la misma masa si la sometemos a
presión atmposférica ( 760 mm de Hg) permaneciendo la
temperatura constante.
• Al ser la misma masa y la misma temperatura, cumple la Ley de
Boyle: P1.V1 = P2.V2
• 740. 5 = 760.V2  V2 = 740.5 / 760 = 4,87 litros

5. Ley de Charles
• A presión constante el volumen de una masa dada de un gas varía
directamente proporcional con la temperatura absoluta de dicho
gas.
• T1.V2 = T2.V1
• Ejemplo:
• Una masa de kriptón ocupa 200 ml a 100ºC. Hallar su volumen a
0ºC permaneciendo constane la presión.
• Como la masa permanece constante y la temperatura también,
cumple la Ley de Charles: T1.V2 = T2.V1
• Sustituyendo los valores conocidos:
• 373.V2 = 273.200  V2 = 273.200 / 373 = 146 ml

6. Ley de Gay-Lussac
• La presión de una masa de gas es directamente proporcional a la
temperatura absoluta, si el volumen y el peso se mantienen
constantes.
• P1.T2 = P2.T1
• Ejemplo:
• Un cilindro contiene oxígeno a 23ºC y a una presión de 12
atmósferas. Determinar la presión cuando se calienta a 100ºC.
• Como la masa permanece constante y el volumen también, cumple
la Ley de Gay-Lussac: P1.T2 = P2.T1
• Sustituyendo los valores conocidos:
• 12.(100+273) = P2. (27+273)  P2 = 12. 373 / 300 = 14,9 atm

7. • Combinando las tres leyes anteriores se obtiene la relación llamada
Ley de los gases ideales o perfectos:
•
P.V = n.R.T
• La constante R, denominada constante de los gases ideales o
constante universal de los gases, tiene el mismo valor para todos
los gases y puede calcularse a partir del volumen molar y de las
denominadas condiciones normales de un gas (0 ºC y 1 atm).
Ley de los gases ideales

8. • El volumen molar de cualquier gas con comportamiento
ideal se ha establecido experimentalmente en 22,4 litros.
• Por tanto:
• La ecuación de los gases ideales o perfectos permite en
todo momento relacionar volúmenes de gases, sea cual
sea la presión y la temperatura de los mismos.

9. • Ejemplo:
• Tres moles de helio ( He ) se encuentran en un
recipiente de 20 litros a una temperatura de 50ºC. Hallar
la presión que ejerce sobre las paredes del recipiente
que lo contiene.
•
• P.V = n. R. T
• R = constante = 0,082 atm. l / mol. k.
• Sustituímos los valores conocidos:
• P.20 = 3.0,082.(273+50)
• P = 3.0,082.323 / 20  P = 3,97 atm

10. • Ejemplo:
• Un gas presenta el volumen de 1 litro, la temperatura de – 20ºC y la
presión de 1 atmósfera. ¿Qué presión ejercerá ese mismo gas si lo
comprimimos hasta 0,5 litros y aumentamos su temperatura hasta
40ºC?.
•
• P.V = n. R. T
• Al ser el mismo gas: n.R = constante.
• P1.V1 = n.R.T1  Tras comprimirlo P2.V2 = n.R.T2
• P1.V1 P2.V2 1.1 P.0,5
• ------- = --------  ------ = ----------
• T1 T2 253 313
• De donde 313 = 126,5.P  P = 313 / 126,5 = 2,47 atm

11. • En una mezcla de gases que no reaccionan entre sí, cada molécula
se mueve independientemente, de una forma análoga a como si
estuviera totalmente aislada.
• En esa mezcla, cada gas se distribuye uniformemente por todo el
espacio disponible, como si ningún otro gas estuviese presente. Las
moléculas ejercen la misma presión sobre las paredes del
recipiente que lo contiene que la que ejercerían si no hubiera
ningún otro gas presente.
• En 1803, Dalton (1766-1844) enunció la ley de las presiones
parciales: «en una mezcla de gases, la presión total ejercida por
los mismos es la suma de las presiones que cada gas ejercería si
estuviese solo en las mismas condiciones».
8.3 MEZCLAS DE GASES:
LEY DE DALTON

12. 8.4 Relaciones entre masa,
densidad y masa molecular
• Volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de
moléculas en las mismas condiciones de presión y temperatura.
• Manteniendo constantes estas condiciones, las masas de idénticos
volúmenes de gases deben ser proporcionales a las masas de las
moléculas que los forman. Se cumple:
• Conocidas la presión, el volumen y la temperatura a que se
encuentra un gas, puede deducirse la masa molecular, la densidad
del gas o la masa de una muestra:

13. • Sustituyendo en la ecuación de los gases ideales:
• De igual forma, puede conocerse la densidad de un gas: