Modulo_12_Ley_del_Gas_Ideal 2

1

Recinto Universitario de Mayagüez
Departamento de Química

Módulo Experimento #12

Ley del Gas Ideal
Centro de Química General
I Semestre 2015-16

Derechos reservados ©2015 (Para uso exclusivo en el curso Quim3133, I Semestre 2015-2016)

2

Experimento 11
Ley del Gas Ideal
Objetivos
 Utilizar la ley del gas ideal para determinar el porcentaje de H2O2 en una solución comercial.
 Utilizar laley del gas ideal para determinar el porcentaje de rendimiento de CO2 en una
reacción.

Introducción
La materia existe en tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso. Casi todas las
sustancias pueden existir en los tres estados. La mayoría de los sólidos se transforman en
líquidos y la mayoría de los líquidos se transforman en gases cuando se calientan. Los líquidos
y los gases se conocen comofluidos porque fluyen libremente. Los sólidos y los líquidos se
conocen como estados condensados ya que poseen densidades mayores que los gases.
Los gases se comprimen fácilmente y pueden llenar completa y uniformemente cualquier
recipiente en el que están presentes. Esto indica que las moléculas de los gases se mueven
rápidamente, están bien separadas entre sí y las interacciones entre éstas sonmínimas.
Todas las sustancias que son gases a temperatura ambiente se pueden licuar por
enfriamiento y compresión de los mismos. Los líquidos volátiles se convierten fácilmente en
gases a temperatura ambiente o ligeramente superior. El término vapor se refiere al gas que se
forma por evaporación de un líquido o por sublimación de un sólido.
Muchas sustancias químicas son gases. Por ejemplo, laatmósfera es una mezcla de
gases en la cual la mayoría de sus componentes gaseosos son N2 y O2, con un porcentaje por
volumen de 78.09 % y 20.94 % respectivamente.
Leyes de Gases
Varios científicos sentaron la base experimental sobre la que se basa nuestra
comprensión actual de los gases. Por ejemplo, las investigaciones demostraron que las
propiedades de los gases se describen en términos detemperatura, presión, el volumen
ocupado y el número de moles presentes.
Los primeros experimentos sobre el comportamiento de los gases fueron llevados a cabo
por Robert Boyle en el 1662. Este científico encontró que el volumen de una cantidad fija de
un gas, a temperatura constante, es inversamente proporcional a la presión del gas. Esta
relación se conoce como la Ley de Boyle y puede ser expresadacomo:
V 

1
P

Derechos reservados ©2015 (Para uso exclusivo en el curso Quim3133, I Semestre 2015-2016)

3

V= k
PV = k

1
P

(n y T son constantes)

Para una cantidad dada de un gas a temperatura constante, pero en dos condiciones de
presión (P) y volumen (V) resulta entonces que:
P1V1 = P2V2
Jacques A. Charles investigó en el 1787 el efecto de la temperatura en el volumen de
un gas, a presiónconstante. Este científico encontró que el volumen de una cantidad fija de un
gas, a presión constante, aumenta proporcionalmente con su temperatura absoluta (K). Esta
relación se conoce como la Ley de Charles y puede ser expresada como:
VT
V=kT

(n y P son constantes)
V
=k
T

Para una cantidad dada de un gas a presión constante, pero en dos condiciones de volumen
(V) y temperatura (T) resultaentonces que:
V1
V2
=
T1
T2
En el 1811, Amadeo Avogadro postuló que a temperatura y presión constante, el
volumen ocupado por una muestra de un gas es directamente proporcional al número de moles
del gas. Este postulado se conoce como la Ley de Avogadro.
V  n
V = kn
V
= k
n

(P y T son constantes)

Para dos muestras diferentes de gas a la misma temperatura y presión, la relación entre los
volúmenes ynúmero de moles se puede representar como:
V1
V2
=
n1
n2

Derechos reservados ©2015 (Para uso exclusivo en el curso Quim3133, I Semestre 2015-2016)

4

Ejemplo 12.1: Una muestra de oxígeno ocupa 10.0 L a una presión de 790 torr. ¿Cuál sería
la presión si la muestra ocupa 13.4 L a temperatura constante?
P1V1 = P2V2
790 torr x 10.0 L = P2 x 13.4 L
P2=

790 torr x 10.0 L
= 590 torr
13.4 L...