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http://goo.g
l/wFfvjS

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
115
Web:
Noticia:
Película:
Brasil propone reducir gases agotadores de la capa 
de ozono
En el Día Internacional de la Preservación de la Capa de 
Ozono, Brasil anunció su interés por reducir, hasta el 2020, 
en un 40%, las sustancias que destruyen la capa de ozo-
no (tetracloruro de carbono, hidrofluorocarbonos, cloro-
fluorocarbonos y bromuro de metilo). Este es un compro-
miso en el que participan 197 países con el propósito de 
proteger la capa de ozono o también denominada es-
cudo protector de la Tierra
, y evitar el ingreso de los rayos 
UVB, que son dañinos para los tejidos de la piel humana.
http://goo.gl/oJdKDV
1. 
Lee la noticia y contesta:
   
—¿Cuál es el compromiso de cada uno de los 197 
países para reducir los índices de contaminación?
2. 
Lee sobre los experimentos de Boyle.
    —¿Cuál fue el experimento que logró determinar  
que los gases, el volumen y la temperatura están 
ligadas?
3. 
Observa el video propuesto y contesta:
   
—¿Cuál es la diferencia entre la ley de Boyle, Char-
les y Gay Lussac?
Los experimentos de Boyle
Boyle nació en Irlanda en 1627. Gracias a su buena po-
sición económica pudo acceder a los conocimientos 
científicos de aquella época. Junto con Hooke, determi-
nó que, en los gases, el volumen, la presión y la tempe-
ratura están estrechamente relacionados. Con la utiliza-
ción de la bomba de aire, fue el primero en demostrar la 
aseveración de Galileo que establecía que, en el vacío, 
una pluma y un trozo de plomo caen a la misma veloci-
dad. Estableció el principio de Boyle: el volumen ocupa-
do por un gas, a temperatura constante, es inversamen-
te proporcional a la presión de ese gas. Por último, Boyle 
propuso el concepto de elemento químico.
Irhttp://historiaybiografias.com/boyle/
Leyes de los gases
Un gas ideal es aquel que está constituido por partícu-
las muy pequeñas, ya sean átomos o moléculas. ¿Cuá-
les son las leyes de los gases? En este video las carac-
terísticas de las leyes de Boyle, Charles y Gay Lussac.
https://goo.gl/HTVClM
En contexto:
 Pr
ohibida su r
epr
oducción
115

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
116
4. Gases
4.1.  Propiedades de los gases
En el estado gaseoso, las fuerzas de repulsión son muy 
grandes y las fuerzas de cohesión son casi despreciables.
La presión que ejerce un gas depende del volumen del re-
cipiente que lo contiene y de la temperatura a la que se 
encuentra.
La teoría cinético-molecular establece que:

  Los gases están formados por partículas que se mueven 
con total libertad en línea recta y al azar, y tienden a 
ocupar todo el volumen disponible.
• 
Las partículas de los gases chocan elásticamente entre 
sí y con las paredes del recipiente que los contiene ejer-
ciendo presión sobre este.

  Entre las partículas de un gas, las fuerzas atractivas y re-
pulsivas son muy débiles.

  El volumen de las partículas de un gas se considera des-
preciable comparado con el volumen que ocupa el gas.

 El estado de agitación de las partículas de un gas es 
proporcional a la temperatura de este.
Algunos compuestos comunes que son gases
Fórmula
Nombre
Características
HCN
Cianuro de hidrógeno
Muy tóxico, tenue olor a almendras amargas
HCl
Cloruro de hidrógeno
Tóxico, corrosivo, muy irritante
H
2
S
Sulfuro de hidrógeno
Muy tóxico, olor de huevos podridos
CO
Monóxido de carbono
Tóxico, incoloro, inodoro
CO
2
Dióxido de carbono
Incoloro, inodoro
CH
4
Metano
Incoloro, inodoro, inflamable
N
2
O
Óxido nitroso
Incoloro, olor dulce, gas de la risa
NO
2
Dióxido de nitrógeno
Tóxico, pardo rojizo, olor irritante
NH
3
Amoníaco
Incoloro, olor penetrante
SO
2
Dióxido de azufre
Incoloro, olor irritante
http://goo.gl/yEkxM9
Gases

  Capacidad para expandirse y comprimirse.

  Tienen forma y volumen variables.

  Presentan una densidad muy baja debido a la 
gran separación que hay entre sus partículas.
Así, podemos decir que estas son las características de los gases:

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
117
La presión atmosférica
La capa de aire que rodea la Tierra, la atmósfera, ejer-
ce una fuerza por unidad de superficie sobre los cuerpos 
que se encuentran en su interior. Es la 
presión atmosférica
.
Para medir la presión atmosférica utilizamos el 
barómetro

cuyo funcionamiento se basa en la experiencia que reali-
zó el físico italiano 
E. Torricelli 
en 1643.
•  Experiencia de Torricelli
  Este físico tomó un tubo de 1 m de longitud lleno de 
mercurio, lo introdujo boca abajo en una cubeta que 
también contenía mercurio y comprobó que el tubo no 
se vació por completo sino que en su interior quedaron 
760 mm de mercurio.
 
El mercurio del tubo no desciende en su totalidad, por-
que la presión del aire sobre el mercurio de la cubeta lo 
impide. La altura de la columna del tubo equivale a la 
presión atmosférica.
 
El valor de la presión atmosférica a nivel del mar es  
1 atm, equivalente a 1,013 × 10
5
 Pa o 760 mm Hg.
La unidad de presión en el sistema internacional es el 
pascal
 
(Pa). A continuación presentamos algunas equivalencias:
•  La presión y su variación con la altura
: La presión atmosférica varía con la altitud respecto 
del nivel del mar. A medida que ascendemos, la presión es menor, ya que disminuye la 
longitud de la columna de aire que hay encima de nosotros.
 
La presión atmosférica disminuye 10 mm Hg por cada 100 m de altitud aproximadamente.
1 atm = 760 mmHg
1 atm = 101 325 Pa
1 atm = 1,013 × 10
5
 Pa
P
1
http://goo.gl/H7zgL3
http://goo.gl/pj5MDY
P
2
760mm
Hg
<760mm
Hg
https://goo.g
l/MJrR08
El barómetro
Columna de mercurio

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
118
La presión de Quito es de 540 mm Hg. Calculemos la presión en atmósferas (atm).
Uno de los volcanes más conocidos del mundo es el Cotopaxi, ubicado en Ecuador. Tiene una tempera-
tura promedio de 9 °C. Transformemos su temperatura a Kelvin.
Ejem
plo 1
Ejem
plo 2
540 mm Hg x 
= 0,72 atm
1 atm
760 mm Hg
El cero absoluto de temperatura
Según el modelo cinético para los gases, al aumentar la velocidad de las partículas de un gas, 
aumenta la temperatura.
Cuando las partículas del gas ya no se mueven, la temperatura no puede disminuir más.
El 
cero absoluto
 es la temperatura a la cual las partículas de los gases no se mueven. 
Esta es la temperatura más baja posible. Según la tercera ley de la termodinámica, 
el cero absoluto es un límite inalcanzable y en la escala Kelvin equivale a -273,15 °C
Aunque habitualmente medimos la temperatura en grados Celsius (°C), la unidad básica en el 
sistema internacional es el Kelvin (K) de la escala absoluta.
La relación entre la escala absoluta (T) y la escala Celsius (t) es la siguiente: 
T = (t + 273°C)
Busquen información sobre el valor de la presión atmosférica en las siguientes altitudes: Parinacota (6342 
m), Kilimanjaro (5896 m) y Mont Blanc (4807 m).
a. 
Interpreten los resultados obtenidos indicando cómo influye la altitud en el valor de la presión.
b. 
Representen los datos en una gráfica.
T = (t + 273°C)  
T = (9°C + 273°C) 
T = 282 K
Aumenta la velocidad de las partículas.
Disminuye la temperatura.
T = 800 K
T = 350 K
T = 0 K
Cuando las partículas se mueven más despacio, la temperatura disminuye.
en grupo
RU
PO

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
119
Un recipiente contiene 0,6 m
3
 de un gas a 5 atm. Calculemos el volumen que ocupará el gas si se aumenta la 
presión a 6 atm, sin variar la temperatura.
Datos:  
V
1
 = 0,6 m
3
  
P
1
 = 5 atm  
 
P
2
 = 6 atm 
 
T = constante
Aplicamos la ley de Boyle-Mariotte:
Ejem
plo 3
El comportamiento de los gases frente a variaciones de presión 
y temperatura fue objeto de estudio de diversos científicos des-
de el siglo XVII. Así surgieron las leyes de los gases.
La justificación de estas leyes mediante el modelo cinético-mo-
lecular contribuyó al conocimiento de la estructura corpuscular 
de la materia.
•  Ley de Boyle-Mariotte
: En el siglo XVII, Robert Boyle (1627-1691) 
en Inglaterra, y Edme Mariotte (1620-1684) en Francia, estudia-
ron las variaciones que experimentaba la presión de un gas, 
manteniendo la temperatura constante y modificando el vo-
lumen del recipiente que lo contenía.
La teoría cinética justifica la ley de Boyle-Mariotte:
• 
Al mantenerse constante la temperatura, la velocidad 
media de las partículas del gas se mantiene constante y 
los choques tienen la misma energía.
• 
Como las partículas se mueven a la misma velocidad y 
tienen la misma energía, al reducir el volumen aumenta la 
presión. Es decir, hay mayor número de choques, ya que 
las partículas deben recorrer una menor distancia para 
colisionar con las paredes del recipiente.
En cambio, al aumentar el volumen, tardarán más en chocar 
con las paredes del recipiente y, por tanto, se producirán menos 
colisiones. Ello hará que la presión disminuya.
1.  En un recipiente de 1,5 m

se introduce un gas a 3,7 
×
 10

Pa. Si disminuimos la presión a 8,3 
×
 10
4
 Pa 
sin variar la temperatura, ¿qué volumen ocupará?
2.  Un gas ocupa 0,4 m

a 305 K y 1,82 
×
 10

Pa.
 
Calcula a qué presión estará sometido si doblamos el 
volumen y mantenemos la temperatura constante.
4.2.  Leyes de los gases
y también:
M
BIÉ
N
Ley de Boyle-Mariotte
Para una determinada masa de 
gas, a temperatura constante, el 
producto de la presión que se ejerce 
sobre una cantidad de gas por el vo-
lumen que este ocupa es constante.
P
1
 x V
1
 = P
2
 x V
2
 = constante
El volumen que ocupará será de 0,5 m
3
.
P
1
 
×
 V
1
 = P
2
 
×
 V
2
 = constante 
V

=
= 0,5 m
3
=
P
1
 × V
1
5 atm × 0,6 m
3
P
2
6 atm
A
ctividades
P(atm)
6
5
4
3
2
1
2,5        5       7,5        10     12,5      15          V(L)
 
Ley de Boyle-Mariotte

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
120
Ley de Charles y de Gay-Lussac
El químico francés Joseph-Louis Gay-Lussac es conocido principalmente por los estudios que 
llevó a cabo a comienzos del siglo XIX sobre el comportamiento de los gases.
Aproximadamente en la misma época, el científico, también francés, Jacques Alexandre 
Charles, analizó las variaciones que experimentaba el volumen de una determinada masa 
de gas al mantener constante la presión y variar la temperatura. 
Los resultados obtenidos por Charles fueron confirmados posteriormente por Gay-Lussac.
De este modo, los estudios experimentales de dichos científicos concluyeron en la formula-
ción de la 
ley de Charles y Gay-Lussac
:
La
 teoría cinética
 explica la ley de Charles y Gay-Lussac:
• 
Si aumenta la velocidad a la que se mueven las partículas de 
un gas, también aumenta la temperatura.
• 
Al aumentar la temperatura aumenta el número de choques 
de las partículas del gas y, al aumentar el volumen, se produ-
cen menos choques por unidad de tiempo. 
  Si ambos efectos se compensan, la presión se mantendrá 
constante.
En un recipiente, en el que se mantiene la presión constante, un gas ocupa un volumen de 6 m
3
 a la temperatura 
de 270 K. Determinemos el volumen que ocuparía si aumentáramos la temperatura hasta 540 K.
Datos:    
V
1
 
=
 6 m
3
   T
1
 = 270 K 
 
T
2
 = 540 K 
 
P = constante
Apliquemos la ley de Charles y Gay-Lussac:
El gas ocupará un volumen de 12 m
3
. Observemos que, al duplicar la temperatura, también se duplica el volu-
men ocupado por el gas.
Ejem
plo 4
V
1
V

×
 
T
2
6m
3
 x 540 K
T
1
T
1
270 K
V
2
T
2
=
=
= 12m
3
V
2
=

A
ctividades
3.  En un experimento que se desarrolla a presión constante, un gas a 275 K ocupa 6 L. Construye la grá-
fica del volumen ocupado por el gas en función de la temperatura para valores comprendidos entre 
200 y 400 K.
4.    Un gas que se encuentra a una temperatura de 298 K ocupa un volumen de 5 
× 10
-3
 m
3
.
—¿Qué volumen ocupará si aumentamos su temperatura en 50 K?
A presión constante, el volumen que ocupa una cantidad de gas es directamente proporcio-
nal a su temperatura absoluta.
V
1
T
1
V
2
T
2
=
=...= constante
v (L)
3,30
3,20
3,10
3,00
2,90
275       280      285      290       295       300    T(K)
 
Ley de Charles y Gay-Lussac

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
121
Ley general de los gases 
Unificamos la ley de Boyle-Mariotte con la ley de Charles Gay-Lussac y obtenemos una ley 
completa de los gases.
Ley de Boyle-Mariotte
A temperatura constante, el producto de la presión 
que se ejerce sobre una cantidad de gas por el vo-
lumen que ocupa este es también una constante.
P
1
 V
1
 = P
2
 V
2
 = … = constante
Ley completa de los gases
Para una cantidad determinada de gas, el producto de su presión por el volumen dividido para la temperatura 
absoluta es una cantidad constante.
Ley de Charles-Gay-Lussac
A presión constante, el volumen que ocupa una 
cantidad de gas es directamente proporcional a 
su temperatura absoluta.
V
1
T
1
V
2
T
2
=
= ... = constante
=
= constante
P
1
 V
1
P
2
 V
2
T
1
T
2
Ejem
plo 6
Un gas a 30 °C ocupa 3,25 litros. Si la presión se 
mantiene constante, ¿cuál será el volumen del 
gas si lo enfriamos hasta 2 °C?
Datos:  V
1
 = 3,25 L; T
1
 = (30 + 273)K = 303K;
 T
2
 = (2 + 273)K = 275 K
• 
Apliquemos la ley de Charles Gay-Lussac y 
despejemos V
2
 en la expresión:
El volumen que ocuparía el gas a 2 °C sería 
de 2,95 L.
V
1
 = 3,25 L
V
2
 = 2,95 L
T
1
 = 303 K
T
2
 = 275 K
V
1
T
1
V
2
T
2
=

V

=
=
= 2,95 L
V
1
 T
2
3,25 L 
×
 275 K
T
1
303 K
Ejem
plo 5
Un recipiente contiene 0,2 m
3
 de cierto gas a 
una presión de 100 atm. ¿Qué volumen ocupa-
ría el gas si estuviera a la presión normal y a la 
misma temperatura?
Datos: V
1
 = 0,2 m
3
; P
1
 = 100 atm;  P
2
 = 1 atm
• 
Apliquemos la ley de Boyle-Mariotte y despe-
jemos V
2
 en la expresión:
El volumen que ocuparía el gas a presión nor-
mal y a la misma temperatura sería de 20 m
3
.
V
2
 = 20 m
3
V
1
 = 0,2 m
3
V
2
 = 20 m
3
P
1
 = 100 atm
P
2
 = 1 atm
P
1
 V
1
 = P
2
 V
2
V
2

P
1
 V
1
100 atm × 0,2m
3
P
2
1 atm
=

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
122
Un gas, a 12 °C y 1,0 
×
 10
5
 Pa de presión, ocupa un volumen de  
7,4 L. Calcula el volumen que ocuparía a 0 °C y 1,5 
×
 10
5
 Pa.
Datos: T
1
 = 12 °C  
P
1
 = 1,0 × 10
5
 Pa   
V
1
 = 7,4 L
 T
2
 = 0 °C  
P
2
 = 1,5 × 10
5
 Pa   
V
2
 = ?
• 
Pasemos las temperaturas inicial y final a la escala absoluta.
 
T
1
 = T
1
 + 273 = (12 + 273) K = 285 K
 
T
2
 = T
2
 + 273 = (0 + 273) K = 273 K
• 
Apliquemos la ley completa de los gases.
Ejem
plo 7
V

=
=
= 4,7 L
P
1
 V

T
2
1,0 × 10
5
 Pa × 7,4L × 273K
1,5 × 10

Pa × 285 K
P

T
1
 
V = 2,27 × 10
-2 
m
3
 × 
V = 22,7 L 
V
 
=
nRT
P
1000 L
1 m
3
V =
1 mol × 8,31 Pa × m

× 273 K
10

Pa × K ×
 
mol
y también:
M
BIÉ
N
Actualmente, para los gases se conside-
ran condiciones normales de presión y 
temperatura  10
5
 Pa y 273 K (en unida-
des del SI).
En este caso, el volumen molar de cual-
quier gas es 22,7 L, como podemos 
comprobar aplicando la ley de los ga-
ses ideales:
4.3. Ecuación del gas ideal
No siempre los gases que intervienen en las reacciones se encuentran a la presión de 10
5
 Pa y a 
273 K de temperatura.
Ley
Descripción
Fórmula
Ley de Boyle-Mariotte
El volumen ocupado por una determinada 
masa de gas es inversamente proporcional a la 
presión a que se somete el gas, siempre que la 
temperatura se mantenga constante.
P
1
 V
1
 
=
 P
2
 V
2
 = cte.
Ley de Charles y Gay-Lussac
A presión constante, el volumen ocupado por un 
gas es directamente proporcional a su tempera-
tura absoluta.
Ley completa de los gases
Para una cantidad determinada de gas, el 
producto de su presión por el volumen dividido 
entre la temperatura absoluta es una cantidad 
constante.
=
= cte.
P
1
V
1
P
2
V
2
T
1
T
2
=
= cte.
V
1
V
2
T
1
T
2
Existe una expresión que relaciona el número de moles y el volumen del gas en condiciones da-
das de presión y temperatura, y recibe el nombre de ley de los gases ideales:
P V 
=
 n R T
En esta ecuación, R es la constante universal de los gases y su valor en el sistema internacional es 
8,31 Pa × m

× K
-1 
× mol 
-1 
= 8,31 J × K
-1 
× mol
-1
.
P es la presión en unidades de atmósfera (atm).
V es el volumen en litros (L).
n es el número de moles.
T es la temperatura en Kelvin (K)..
Los gases, independientemente de su naturaleza, presentan un comportamiento similar ante los 
cambios de presión y temperatura. Podemos considerar que cumplen las siguientes leyes: ley de 
Boyle-Mariotte, ley de Charles y Gay-Lussac y ley completa de los gases.

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
123
PV = nRT
y también:
M
BIÉ
N
A los gases que cumplen la ley de los 
gases ideales los denominamos gases 
ideales 
perfectos
En general, todos los gases a baja pre-
sión y alta temperatura se comportan 
como gases ideales o perfectos.
La clave para la resolución de ejercicios de gases ideales 
es transformar correctamente las unidades.
Siempre que las unidades sean las del sistema internacional, 
solo debemos reemplazar los valores en la ecuación del gas 
ideal para obtener el resultado deseado. 
Determinemos la presión que ejercería el hidrógeno en una reacción cuyas condiciones sean de 15 °C, en 
un volumen de 2000 mL. También conocemos que la cantidad a usar de H
2
 es de 10 gramos.
Paso 1: Transformemos todo a unidades del sistema internacional.
Ejem
plo 8
T = t + 273 = 15 + 273 = 288 K
2000 mL ×
= 2L
1000 mL
1L
10 g de H
2
 × 
= 5 moles de H
2
2 g H
2
1 mol H
2
atm × L
K × mol
P =
= 59,08 atm
=
V
2 L
nRT
(5 moles) ×   0,082 06

� × (288 K)
En muchas ocasiones, los trabajos teóricos y experimentales se efectúan a la pre-
sión de 1,013 × 10
5
 Pa (1 atm) y a la temperatura de 273 K (0 °C).
En estas condiciones, un mol de cualquier gas ocupa 22,4 L.
Ejem
plo 9
Ejem
plo 1
0
4. Calculemos el número de moles que contiene 
un gas que ocupa un volumen de 3 L a 25 °C de 
temperatura y 740 mm de Hg de presión.

 
Datos: 
V= 3L       P = 740 mm Hg
 
 
 
T = (25 + 273) K = 298 K

 
Expresemos la presión en atmósferas:
4. Determinemos el número de moles de dióxido 
de carbono, CO
2
, que contienen 100 g de este 
gas y su volumen, a 1 atm y 0 °C.

 
Datos m (CO
2
) = 100 g

 
Hallemos la masa molar y el número de moles:

 
Calculemos el volumen que ocupan a 1 atm 
y 0 °C:
A
r
 (C) = 12u u; A
r
 (O) = 16u

 
Apliquemos la ley de los gases ideales:
P
 
= 740 mm Hg x
= 0,974 atm
1 atm
760 mm Hg
n
 
=
=
= 0,12 mol
PV
0,974 atm × 3 L × K
 
× mol
0,082 atm × L × 298 K
RT
M (CO
2
) = 12 
g
mol
+(2 × 16) 
g
mol
 
= 44 
g
mol
1 mol CO
2
44 g CO
2
100 gCO
2
 ×
= 2,27 mol CO
2
1 mol CO
2
22,4 L CO
2
44 g CO
2
1 mol CO
2
100 gCO
2
 ×
x
= 50,9 L CO
2

 Pr
ohibida su r
epr
oducción
124
El nitrógeno molecular es usado principalmente en este dispositivo de inflado. Si ejerce una presión de  
560 mmHg a una temperatura de 25 °C, ¿qué cantidad en gramos de nitrógeno es utilizado asumiendo  
2 L de nitrógeno en estas condiciones? y ¿qué cantidad de moléculas de N
2
 se usan?
El 

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