Leyes De Los Gases Ideales

27/05/2012

Estados de la materia

LEYES DE LOS GASES IDEALES
TRANSPORTE DE OXIGENO
HEMOGLOBINA – MIOGLOBINA
MODULO 4

Características físicas de los gases


FORMA: el recipiente que los contiene.



COMPRESIBLES.



DENSIDAD: mucho menor que los líquidos y sólidos.



Se estudian a partir de cuatro magnitudes medibles:

• COMPRESIÓN: disminución del volumen de ungas, puede ser por un
aumento de presión o bien disminución de temperatura.
• EXPANSIÓN: aumento del volumen que ocupa un gas, puede ser por un
aumento de temperatura o bien por disminución de presión.
• DIFUSIÓN: propiedad de los gases de mezclarse en otro gas hasta formar
una mezcla homogénea. Desde la mayor concentración a la menor.

 Temperatura
 Volumen
 Masa
 Presión

LEY DEBOYLE (1662)

El volumen ocupado por una determinada masa de gas,
cuando la temperatura se mantiene constante, es
inversamente proporcional a la presión que se ejerce.

LEYES DE LOS GASES IDEALES
P a 1 /V

n y T: constante

1

27/05/2012

LEY DE BOYLE (1662)

LEY DE CHARLES (1787)
Cuando la masa y la presión de un gas permanecen constante el
volumen del gas es directamenteproporcional a la temperatura
absoluta.

VaT

V=KxT

La temperatura será
en escala Kelvin

PxV=K

K = t (°C) + 273

P1 x V1 = P2 x V2
V1= volumen ocupado por el gas inicialmente
P1 = presión ejercida por el gas inicialmente
V2= volumen ocupado por el gas finalmente
P2 = presión ejercida por el gas finalmente
k = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

n yP: constante

T1 = temperatura inicial del gas
V1= volumen ocupado por el gas inicialmente
T2= temperatura final del gas
V2= volumen ocupado por el gas finalmente
k´ = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

LEY DE CHARLES (1787)

LEY DE GAY LUSSAC (1802)
A volumen y masa constante, la presión de un gas varía
directamente proporcional con la temperaturaabsoluta.

PaT

P=kT

para n y V constantes

Para 2 estados:

T1 = temperatura inicial del gas
P1= presión ejercida por el gas inicialmente
T2= temperatura final del gas
P2= presión ejercida por el gas finalmente
k = constante de proporcionalidad, depende de la naturaleza del gas.

RELACION TEMPERATURA-PRESIÓN

Expansión - Contracción del gas

2

27/05/2012

LEY DE AVOGADROCONDICIONES NORMALES DE PRESIÓN Y TEMPERATURA

Volúmenes iguales de cualquier gas a la misma temperatura y
presión contienen el mismo número de moléculas.

V=kn

CNPT:

• T = 0 °C = 273 K

T y P: constante

• P = 1 atm = 760 mmHg
• Volumen molar: 1 mol de gas = 22,4 L de gas

6 H2 + 6 Cl2  12 HCl

Constante universal de los gases (R)
Combinación de las leyes de los gases:

PV =nRT




Ley de Boyle
V  1/P
Ley de Charles
VT
Ley de Avogadro V  n

V

nT

R=

PV
nT

Para 1 mol de gas en CNPT

P

Ecuación de Estado de los Gases Ideales.

PV = nRT

LEY DE DALON DE LAS PRESIONES PARCIALES
Ecuación Combinada de los gases ideales
Para 2 estados diferentes, a cantidad de moléculas constante,
se cumple:
Estado 1:

Estado 2:

P1 V1 = nRT1P2 V2 = nRT2

P1 V1 = nR
T1

• Se aplica a mezclas de gases.
Ptotal= PA + PB + PC + … para una mezcla de gases, A,B,C,…
• Presión parcial: Cada componente de una mezcla de gases ejerce
una presión igual a la que ejercería si estuviese él sólo en el recipiente.

P2 V2 = nR
T2

18

3

27/05/2012

Determinación de la masa molar (Mr)

AIRE (mezcla de gases)

PV = nRT

PV =Patm= pO2 + pN2 + pCO2 +pH2O

y

m
RT
Mr

n=

Mr =

m
Mr

m RT
PV

T = temperatura del gas
P = presión ejercida por el gas
V = volumen ocupado por el gas
m = masa del gas
R= constante del gas
Mr = masa molecular del gas

Patm= (160 + 593 + 0,3 + 6,7) mmHg = 760 mmHg
1 atm = 760 mmHg
19

LEY DE HENRY

Densidad de los gases

PV = nRT

PV =

y

m
RT
Mr...