Leyes de los Gases

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Leyes de los Gases: 

Las leyes fundamentales de los gases o leyes volumétricas son las siguientes:

• Ley de Avogadro:

• Avogadro descubre en 1811 que a presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumen independientemente del elemento químico que lo forme
• El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n) independiente del elemento químico que forme el gas
• Por lo tanto: V₁ / n₁ = V₂ / n₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:

• Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen
• Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

• Ley de Boyle:
• Boyle descubrió en 1662 que la presión que ejerce un gas es inversamente proporcional a su volumen a temperatura y cantidad de gas constante: P = k / V → P · V = k  (k es una constante).

• Por lo tanto: P₁ · V₁ = P₂ · V₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:

• Si la presión aumenta el volumen disminuye 
• Si la presión disminuye el volumen aumenta

• Nota: también se llama Ley de Boyle-Mariotte pues la descubrió de forma independiente en 1676.

• Ley de Charles:

• Charles descubrió en 1787 que el volumen del gas es directamente proporcional a su temperatura a presión constante: V = k · T (k es una constante).
• Por lo tanto: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:

• Si la temperatura aumenta el volumen aumenta
• Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

• Nota: también se llama Ley de Charles y Gay-Lussac.

• Ley de Gay - Lussac:

• Gay-Lussac descubre en 1802 que la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura a volumen constante: P = k · T (k es una constante).

• Por lo tanto: P₁ / T₁ = P₂ / T₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:

• Si la temperatura aumenta la presión aumenta
• Si la temperatura disminuye la presión disminuye

• Ley de los Gases Ideales:

• Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:

• Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero desordenada
• La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta
• Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que lo contiene  
• Los choques entre las moléculas del gas son elásticas por lo que no pierden energía cinética
• La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable

• Para estos gases ideales se cumple la siguiente ley:

P · V = n · R · T

• Donde n son los moles del gas y R la constante universal de los gases ideales.

• Ley General de los Gases:

• La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes:

• Ley de Boyle: P₁ · V₁ = P₂ · V₂
• Ley de Gay-Lussac: P₁ / T₁ = P₂ / T₂
• Ley de Charles: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula:

P₁·V₁ / T₁ = P₂·V₂ / T₂

• Ley de Graham:

• Formulada por Graham descubrió en 1829:

• Las velocidades de efusión (salida a través de poros) y difusión (expansión hasta ocupar el volumen del recipiente) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares:

v₁ / v₂ = (M₂ / M₁)^-1/2

• donde: v₁, v₂ son las masas de difusión / efusión del gas y M_2, M₁ son las masas molares

• Ley de Dalton:

• Formulada por Dalton en 1801.
• La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercen cada uno de los gases que la componen.
• A la presión que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como:

P_Total = p₁+p₂+...+p_n

• Donde p₁, p₂, ..., p_n son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.

• Ley de Henry: 

• Formulada por Henry en 1803.
• La cantidad de gas disuelta en un líquido a temperatura constante es proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido.
• Esta ley se resume en la siguiente ecuación:

p = k_H · c

• Donde: p: presión parcial del gas, c: concentración del gas y k_H: constante de Henry

versión 1 (29/06/2015)