1. UNIVERSIDAD NACIONAL DEL SANTA
FACULTAD DE INGENIERIA
E.A.P AGROINDUSTRIAL
“Leyes de los gases”
CURSO:
* Química general e inorgánica.
DOCENTE:
* José Ávila Vargas.
CICLO:
*I
GRUPO:
* “A”
INTEGRANTES:
* Vega Viera Jhonas Abner
NUEVO CHIMBOTE – PERU
2012

2. I. OBJETIVOS:
® Demostrar la ley de difusión de los gases (ley de Graham)
® Comparar la velocidad de difusión de los gases con la de los líquidos.
® Reconocer que cuando ya se han estudiado diferentes aspectos de un mismo
problema, siempre aparece la posibilidad de hacer una síntesis de todo lo
encontrado facilitando el conocimiento del mismo. Este tema es especialmente
adecuado para este objetivo.
® Reconocer que la Ciencia, aunque dividida en parcelas hoy, es un todo en el que las
distintas partes están relacionadas entre sí. El tema demuestra como las
propiedades de los gases y la estructura de la materia están directamente
relacionadas.
® Ofrece un modelo para explicar las propiedades de los gases, términos del
movimiento de las partículas y de las fuerzas de atracción que existen entre éstas.
II. FUNDAMENTO TEORICO:
Propiedades de los gases
El estado gaseoso es un estado disperso de la materia, es decir, que las moléculas del gas están
separadas unas de otras por distancias mucho mayores del tamaño del diámetro real de las
moléculas. Resuelta entonces, que el volumen ocupado por el gas (V) depende de la presión (P),
la temperatura (T) y de la cantidad o numero de moles (n).
1. Se adaptan a la forma y el volumen del recipiente que los contiene. Un gas, al cambiar de
recipiente, se expande o se comprime, de manera que ocupa todo el volumen y toma la forma de
su nuevo recipiente.
2. Se dejan comprimir fácilmente. Al existir espacios intermoleculares, las moléculas se
pueden acercar unas a otras reduciendo su volumen, cuando aplicamos una presión.
3. Se difunden fácilmente. Al no existir fuerza de atracción intermolecular entre sus
partículas, los gases se esparcen en forma espontánea.
4. Se dilatan, la energía cinética promedio de sus moléculas es directamente proporcional a la
temperatura aplicada
Variables que afectan el comportamiento de los gases
1. PRESIÓN
Es la fuerza ejercida por unidad de área. En los gases esta fuerza actúa en forma uniforme
sobre todas las partes del recipiente.

3. La presión atmosférica es la fuerza ejercida por la atmósfera sobre los cuerpos que están en
la superficie terrestre. Se origina del peso del aire que la forma. Mientras más alto se halle un
cuerpo menos aire hay por encima de él, por consiguiente la presión sobre él será menor.
2. TEMPERATURA
Es una medida de la intensidad del calor, y el calor a su vez es una forma de energía que
podemos medir en unidades de calorías. Cuando un cuerpo caliente se coloca en contacto
con uno frío, el calor fluye del cuerpo caliente al cuerpo frío.
La temperatura de un gas es proporcional a la energía cinética media de las moléculas del gas.
A mayor energía cinética mayor temperatura y viceversa.
La temperatura de los gases se expresa en grados kelvin.
3. CANTIDAD
La cantidad de un gas se puede medir en unidades de masa, usualmente en gramos. De acuerdo
con el sistema de unidades SI, la cantidad también se expresa mediante el número de moles de
sustancia, esta puede calcularse dividiendo el peso del gas por su peso molecular.
4. VOLUMEN
Es el espacio ocupado por un cuerpo.
5. DENSIDAD
Es la relación que se establece entre el peso molecular en gramos de un gas y su volumen molar
en litros.
Gas Real
Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan
como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades
de los gases reales se desvían en forma considerable de las de gases ideales.
Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real.
Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no, se les
llaman gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros.
1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada
molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un
compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas.

4. 2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes
de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades
diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana
se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta
mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras
predicciones son correctas.
3. - El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de
cualquiera de las moléculas pueden cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con
otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag,
debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran
número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares
con un movimiento promedio aleatorio.
4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen
ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos
que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca
dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el gas comprimido hasta
dejarlo en forma líquida puede ser miles de veces menor. Por ejemplo, un gas natural puede
licuarse y reducir en 600 veces su volumen.
5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En
el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los
choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre
ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos
que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular.
6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las
moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos) la energía
cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que
transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía
potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un
tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.
Leyes de los gases ideales
La Ley de Boyle-Mariotte (o Ley de Boyle), formulada por Robert Boyle y Edme Mariotte,
es una de las leyes de los gases ideales que relaciona el volumen y la presión de una cierta
cantidad de gas mantenida a temperatura constante. La ley dice que el volumen es
inversamente proporcional a la presión:

5. Donde es constante si la temperatura y la masa del gas permanecen constantes.
Cuando aumenta la presión, el volumen disminuye, mientras que si la presión disminuye el
volumen aumenta. No es necesario conocer el valor exacto de la constante para poder hacer
uso de la ley: si consideramos las dos situaciones de la figura, manteniendo constante la
cantidad de gas y la temperatura, deberá cumplirse la relación:
Donde:
Para calcular el volumen de aire se utiliza la siguiente fórmula:
La Ley de Charles y Gay-Lussac, o simplemente Ley de Charles, es una de las leyes de
los gases ideales. Relaciona el volumen y la temperatura de una cierta cantidad de gas ideal,
mantenido a una presión constante, mediante una constante de proporcionalidad directa. En
esta ley, Charles dice que para una cierta cantidad de gas a una presión constante, al aumentar
la temperatura, el volumen del gas aumenta y al disminuir la temperatura el volumen del gas
disminuye. Esto se debe a que la temperatura está directamente relacionada con la energía
cinética (debida al movimiento) de las moléculas del gas. Así que, para cierta cantidad de gas a
una presión dada, a mayor velocidad de las moléculas (temperatura), mayor volumen del gas.

6. La ley fue publicada primero por Louis Joseph Gay-Lussac en 1802, pero hacía referencia
al trabajo no publicado de Jacques Charles, de alrededor de 1787, lo que condujo a que la ley
sea usualmente atribuida a Charles. La relación había sido anticipada anteriormente en los
trabajos de Guillaume Amontons en 1702.
Por otro lado, Gay-Lussac relacionó la presión y la temperatura como magnitudes directamente
proporcionales en la llamada "La segunda ley de Gay-Lussac".
La ley de Charles es una de las leyes más importantes acerca del comportamiento de los gases,
y ha sido usada en muchas aplicaciones diferentes, desde para globos de aire caliente hasta en
acuarios. Se expresa por la fórmula:
Donde:
 V es el volumen
 T es la temperatura absoluta (es decir, medida en Kelvin)
 k es la constante de proporcionalidad.
Además puede expresarse como:
Donde:
Volumen inicial
Temperatura inicial
Volumen final
Temperatura final
La presión atmosférica: es el peso que ejerce el aire sobre la superficie terrestre y es uno de
los principales actores de la meteorología y que tiene un gran poder de influencia sobre la vida
en la tierra.
La presión puede expresarse en diversas unidades, tales como: Kg/cm (cuadrado), psi, cm de
columna de agua, pulgadas o cm de Hg, bar y como ha sido denominada en términos
internacionales, en Pascales (Pa).

7. III. MATERIALES Y REACTIVOS:
Equipos, Utensilios y Material de vidrio
 Mechero de bunsen
 Balanza
 Tubo de ensayo
 Erlenmeyer
 Tapones de jebe
 Soporte universal
 Termómetro
 Tubo de vidrio en forma de J
 Tubo lineal
 Algodón
 Cronometro
 Regla graduada
Insumos
 Clorato de potasio
 Dióxido de magnesio
 Acido clorhídrico
 Amoniaco concentrado

8.  Mercurio metálico
IV. METODOLOGÍA:
Se utilizará la experimentación directa, acompañada de la observación y la
deducción.
V. DESCRIPCION DE LA PRACTICA:
o Experimento N°02 (demostración de la ley de Dalton de las presiones
parciales).
Colocar en un tubo de
ensayo previamente
Calcular el % de error.
pesado 1.0 gramos de Determinar la Calcular el
KClO3 y 0.5 de MnO2. temperatura de volumen teórico
trabajo y la de O2gaseoso
presión seco a estas
atmosférica. condiciones.
Determinar la masa
Se observa que el
del oxigeno
Cerrar el oxigeno desprendido
desprendido por Comparar el
mas el vapor del agua
sistema y del sistema desalojan diferentes de volumen
empezar un determinado masas del tubo de teórico y el
volumen de agua que ensayo con el KClO3
calentar será igual al volumen
volumen
y MnO2, con el tubo
lentamente. del gas húmedo.
después de la experimental.
Anotar este volumen
combustión.
Peso del papel Peso del KClO3

9. Peso del tubo + KClO3 Armamos el sistema
Vemos q el oxigeno lo
desplaza al agua
o Experimento N°03 (demostración de la ley de graham).
 Instalar el equipo para la demostración.
15 30
Halo de NH4Cl
2 2
NH3 HCl
Viaja más lento porque
Viaja más rápido porque
es de mayor masa molar
es de menor masa molar

10. La formación de un
Colocar 2 gotas de NH3 Anotar el tiempo, la
Tapar la entrada con halo blanco, nos
concentrado y HCl en distancia y la
algodón en forma Medir la temperatura indicara que los gases
cada extremo del tubo velocidad de difusión
rápida. se han encontrado y
en forma simultánea. respectivamente
formaron NH4Cl.
• Colocar 2 gotas de NH3 concentrado y HCl en cada extremo del tubo en forma simultánea.
• Tapar la entrada con algodón en forma rápida.
• Medir la temperatura
• La formación de un halo blanco, nos indicara que los gases se han encontrado y formaron
NH4Cl.
• Anotar el tiempo, la distancia y la velocidad de difusión respectivamente
Colocamos el algodón el los Colocar 2 gotas de NH3 concentrado
bordes del tubo de vidrio y HCl en cada extremo
Pasamos a poner el
Y observamos el
algodón en cada extremo
experimento
Los resultados en la
imagen anterior

11. I. CUESTIONARIO:
1. ¿Cuál es la diferencia entre un gas ideal y un gas real?
Un gas ideal es aquel que cumple con la formula
Pv=nRT
v= Volumen
Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus
derivados.
V=nRT
P=Presión
Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente.
P=nRT
T=Temperatura
Es la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK
T=PV
nR= Número de partículas
Cantidad de partes (moles) presentes.
n=PV
por lo tanto que cumple con la Ley de Boyle -Mariotte , Chrales y Gay Lussac , aquellas
que decian que alguna propiedad constante otras eran inversa o directamente
proporcional.
Un gas real es aquel gas que precisamente no se considera ideal esto quiere decir no
cumple con las anteriores.
En el mundo no hay gases ideales pero para problemas se consideran todos ideales ,
además a presiones y temperaturas cercanas a las ambientales las diferencias son
minimas.
2. ¿Cuál es la interpretación de difusión y efusión de graham?
La difusión es el proceso por el cual una sustancia se distribuye uniformemente en el
espacio que la encierra o en el medio en que se encuentra. Por ejemplo: si se conectan dos
tanques conteniendo el mismo gas a diferentes presiones, en corto tiempo la presión es
igual en ambos tanques. También si se introduce una pequeña cantidad de gas A en un
extremo de un tanque cerrado que contiene otro gas B, rápidamente el gas A se distribuirá
uniformemente por todo el tanque.
La efusión describe el flujo de un gas desde una región de alta presión a una baja presión a
través de un orificio pequeño o una abertura. La condición para que haya efusión es que la
trayectoria libre media de las moléculas debe ser mayor en comparación al diámetro del

12. orificio. Un ejemplo de efusión se observa que en un globo inflado con helio se desinfla
mucho más rápido que uno lleno con aire, la presión del interior del globo es mayor que la
presión atmosférica y la superficie extendida del caucho tiene muchos orificios pequeños
que permiten el escape de moléculas de gas.
3. ¿Cómo enunciaría la ley de Gay Lussac?
Al aumentar la temperatura las moléculas del gas se mueven más rápidamente y por
tanto aumenta el número de choques contra las paredes, es decir aumenta la presión ya
que el recipiente es de paredes fijas y su volumen no puede cambiar.
Gay-Lussac descubrió que, en cualquier momento de este proceso, el cociente entre la
presión y la temperatura siempre tenía el mismo valor
VI. Conclusión:
® A una presión constante el volumen de un gas se expande cuando se calienta y
se contrae cuando se expande.
® La temperatura y el número de moles para demostrar la ley de Boyle deben ser
constantes.
® La presión para demostrar la ley de charle debe ser constante.
® Por concluir se puede decir que las leyes de Charles y Boyle Mariott son muy
importantes en nuestra fisica ya que cada una tiene su pensamiento. La de
Charles nos dice que estudió por primera vez la relación entre el volumen y la
temperatura de una muestra de gas a presión constante y observó que cuando
se aumentaba la temperatura el volumen del gas también aumentaba y que al
enfriar el volumen disminuía. En cambio la de Boyle Mariott establece que la
presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al
volumen del recipiente, cuando la temperatura es constante.
VII. Bibliografía:
 http://www.eumetcal.org/euromet/spanish/nwp/n2300/n2300099.htm
 http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/andared0
2/leyes_gases/
 http://www.educaplus.org/gases/gasesreales.html
 Química General 7Th edición.pdf, Raymond Chang. Capítulo 5.
 Química General 8va edición, Ralph H. Petrucci. Capitulo 6.
 http://es.scribd.com/vega_abner