Propiedades de los gases

Gas Laws

Las moléculas de gas vuelan en todas direcciones y chocan con las paredes; la suma de esos impactos es la presión. La ley de Boyle mantiene PV constante a T y n fijos, y la de Charles hace V proporcional a la temperatura absoluta a P y n fijos. Juntas dan la ecuación del gas ideal PV = nRT, y en mezclas rige la ley de Dalton de las presiones parciales. Aquí cambias presión y temperatura para ver cómo responde el volumen e interiorizar PV = nRT.

¿Cómo se mueven las moléculas de un gas?

💡 Analogía: una sala llena de pelotas de ping pong

①Moléculas = pelotas que vuelan en todas direcciones

②T↑ → vuelan más rápido → chocan más fuerte

③Presión = fuerza neta de los choques

④Sala más pequeña (V↓) → más choques en el mismo tiempo → P↑

⑤Más pelotas (n↑) → más choques → P↑

Visualización del gas ideal

presión P1 atm

temperatura T27 °C

Ecuación de los gases ideales

PV = nRT

P: presión [atm], V: volumen [L], n: moles, R = 0,0821, T: temperatura absoluta [K]

🔍 ¡Mueve los dos sliders!

①P↑ → V↓ (Boyle: PV constante a T fija)

②T↑ → V↑ (Charles: V/T constante a P fija)

③Las isotermas en un diagrama PV son hipérbolas

④El punto rojo muestra el estado actual

Las tres leyes → ecuación del gas ideal

Ley de Boyle

P₁V₁ = P₂V₂ (T, n constantes)

A T fija → P y V son inversamente proporcionales

Ley de Charles

V₁T₁ = V₂T₂ (P, n constantes)

A P fija → V proporcional a T absoluta

Ley de Avogadro

V₁n₁ = V₂n₂ (P, T constantes)

En las mismas condiciones, volúmenes iguales contienen el mismo nº de moléculas

💡 ¿Por qué se unen las tres?

①Boyle: P y V inversos (al apretar un globo se reduce)

②Charles: V y T directos (un globo aerostático se infla con calor)

③Avogadro: V y n directos (más aire → globo más grande)

④Combinando las tres → PV = nRT

⑤T debe ser temperatura absoluta (K = °C + 273)

Mezclas y presiones parciales

Ley de Dalton

P_total = P₁ + P₂ + P₃ + ⋯

La presión total es la suma de las contribuciones independientes

Fracción molar y presión parcial

P_i = x_i × P_total = n_in_total × P_total

Fracción molar × presión total = presión parcial

💡 ¿Por qué difiere un gas real?

①Gas 'ideal' = sin fuerzas intermoleculares y volumen molecular despreciable

②A alta P y baja T, los gases reales se desvían

③Causa: hay atracciones moleculares y el volumen molecular ya cuenta

④A STP (0 °C, 1 atm) 1 mol de gas ideal = 22,4 L

Ejemplos resueltos

Ejemplo 1

A temperatura constante, un gas que ocupa 3 L a 2 atm se comprime a 6 atm. ¿Cuál es su volumen?

T y moles constantes → ley de Boyle P₁V₁ = P₂V₂.

P₁V₁ = P₂V₂

Sustituye en V₂ = P₁V₁/P₂.

V₂ = 2 × 36 = 1 L

▸ 1 L

Ley de Boyle: a T constante, presión y volumen son inversamente proporcionales. 3× presión → 1/3 de volumen.

Ejemplo 2

¿Qué volumen ocupa 1 mol de gas ideal a 27°C y 1 atm? (R = 0.0821)

De PV = nRT, V = nRT/P. Usa temperatura absoluta en K.

V = nRTP, T = 27 + 273 = 300 K

Sustituye n = 1, R = 0.0821, T = 300, P = 1.

V = 1 × 0.0821 × 3001 ≈ 24.6 L

▸ unos 24.6 L

Al usar PV = nRT, T debe estar en kelvin. 27°C = 300 K.

Resumen

Ecuación del gas ideal

PV = nRT

R = 0,0821 L·atm/(mol·K) = 8,314 J/(mol·K)

tipo examen (variante)

Un recipiente de acero contiene 2 mol de N₂ y 3 mol de O₂ con una presión total de 5 atm. ¿Cuál es la presión parcial del O₂?

①1 atm

②2 atm

③3 atm

④4 atm

⑤5 atm

▸ ③ 3 atm

Ley de las presiones parciales de Dalton: presión parcial = fracción molar × presión total.

P_{O_2} = n_{O_2}n_total × P_total

Fracción molar de O₂ = 3/(2+3) = 3/5, presión total 5 atm.

P_{O_2} = 35 × 5 = 3 atm

🎯 Puntos clave

①PV = nRT — fórmula esencial (memoriza ambos R)

②Boyle: PV constante; Charles: V/T constante

③Usa siempre T en kelvin (K = °C + 273)

④Dalton: P_total = P₁ + P₂ + ...

⑤A STP (0 °C, 1 atm) 1 mol gas = 22,4 L

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