Los Gases

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Facultad de Farmacia. Universidad de Alcalá

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6 Los gases
6.1
6.2
6.3
6.4

Las leyes de los gases
La teoría cinético-molecular de los gases
Otras predicciones de la teoría cinético-molecular
Los gases reales: ecuación de Van der Waals_________________________________________________________________________________________
6.1. Las leyes de los gases
Se han deducido experimentalmente tres leyes que cumplen aproximadamente todos los gases,
especialmente en condiciones de presión baja y temperatura alta.
Ley de Boyle. “A temperatura constante, el volumen de una mezcla gaseosa es inversamente proporcional
a la presión del gas”. Es decir, pV = k1, donde k 1 es una constante(figura 6.1).
Ley de Charles. “A presión constante, el volumen de una muestra gaseosa es proporcional a la
temperatura del gas, expresada en la escala absoluta o Kelvin”. La formulación matemática inicial era
V = k2(t + 273,15) donde k 2 es una constante y t la temperatura en grados centígrados. Kelvin
(1824–1907) sugirió que –273,15 °C representa un mínimo absoluto de temperatura (figura 6.2).Esta
temperatura es el origen la escala de temperaturas llamada absoluta o kelvin y simbolizada con una T
mayúscula. En esta escala de temperatura, la ley de Charles se escribe V = k2T.
Ley de Gay-Lussac. “A volumen constante, la presión ejercida por una muestra gaseosa es proporcional a
la temperatura del gas en la escala absoluta”. Es decir, p = k 3T, donde k3 es una constante.
Muestra A100
Volumen, en ml

Volumen, en ml

100

50

0
0

50
100
Presión, en atm

Figura 6.1. Ley de Boyle. Representación gráfica del
volumen de un gas frente a la presión, a temperatura
constante.

Muestra B

Muestra C

50
–273,15 °C

0
–300

–200

–100
0
100
Temperatura, en °C

200

Figura 6.2. Ley de Charles. Representación gráfica del
volumen frente a latemperatura para tres muestras gaseosas
diferentes a presión constante. Cuando se extrapolan, las tres
rectas cortan al eje de las temperaturas a –273 °C.

Principio de Avogadro (ver Tema 1). Un posible enunciado para este principio es que, a presión y
temperatura fijas, el volumen de cualquier gas es proporcional al número de moles presentes. Es decir,
n = k4V, donde k4 es una constante.
Ley delos gases ideales. Como el comportamiento de los gases reales sólo se aproxima al descrito por
las leyes anteriores, por conveniencia se define gas ideal como el que las cumple exactamente en todas
las condiciones. Las leyes anteriores pueden combinarse en una sola ley llamada ley de los gases ideales,
cuya expresión matemática es pV = nRT, donde R recibe el nombre de constante de los gasesideales y
vale 0,08205 litro atm K–1 mol–1.
El volumen molar (V m) de un gas es el ocupado por un mol de dicho gas, Vm = V/ n. Las
condiciones normales (CN) en gases son 273,15 K (0 °C) de temperatura y 1 atm de presión. En esas

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Química General. Grupo B. Curso 1993/94

condiciones, el volumen molar se llama volumen molar normal y, para cualquier gas ideal, es de 22,414
litros (tabla6.1).
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Tabla 6.1. Densidades y volúmenes molares de algunos gases
Gas
H2
He
Ne
N2
O2
Ar
CO2
NH3
Densidad (d/litro)
0,090
0,178
0,900
1,250
1,429
1,784
1,977
0,771
Masa molar (g/mol)
2,02
4,003
20,18
28,01
32,00
39,95
44,01
17,03
Volumen molar normal (l/mol)
22,42822,426 22,425
22,404
22,394 22,393 22,256
22,094
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6.2 La teor’a cinŽtico-molecular de los gases
La teoría cinético-molecular de los gases fue desarrollada por L. Boltzmann (1844–1906) y J. C.
Maxwell (1831–1879). Esta teoría explica satisfactoriamente el comportamiento de los gases ideales a...