semana #3

• Ley de Avogadro:

• Avogadro descubre en 1811 que a presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumen independientemente del elemento químico que lo forme
• El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n) independiente del elemento químico que forme el gas
• Por lo tanto: V₁ / n₁ = V₂ / n₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:

• Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen
• Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

• Ley de Boyle:
• Boyle descubrió en 1662 que la presión que ejerce un gas es inversamente proporcional a su volumen a temperatura y cantidad de gas constante: P = k / V → P · V = k  (k es una constante).

• Por lo tanto: P₁ · V₁ = P₂ · V₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:
• Si la presión aumenta el volumen disminuye 
• Si la presión disminuye el volumen aumenta

• Nota: también se llama Ley de Boyle-Mariotte pues la descubrió de forma independiente en 1676.

• Ley de Charles:

• Charles descubrió en 1787 que el volumen del gas es directamente proporcional a su temperatura a presión constante: V = k · T (k es una constante).
• Por lo tanto: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:
• Si la temperatura aumenta el volumen aumenta
• Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

• Nota: también se llama Ley de Charles y Gay-Lussac.

• Ley de Gay - Lussac:

• Gay-Lussac descubre en 1802 que la presión del gas es directamente proporcional a su temperatura a volumen constante: P = k · T (k es una constante).

• Por lo tanto: P₁ / T₁ = P₂ / T₂

• Lo cual tiene como consecuencia que:
• Si la temperatura aumenta la presión aumenta
• Si la temperatura disminuye la presión disminuye

• Ley de los Gases Ideales:

• Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:

• Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero desordenada
• La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta
• Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que lo contiene  
• Los choques entre las moléculas del gas son elásticas por lo que no pierden energía cinética
• La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable

• Para estos gases ideales se cumple la siguiente ley:

P · V = n · R · T

• Donde n son los moles del gas y R la constante universal de los gases ideales.

• Ley General de los Gases:

• La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes:
• Ley de Boyle: P₁ · V₁ = P₂ · V₂
• Ley de Gay-Lussac: P₁ / T₁ = P₂ / T₂
• Ley de Charles: V₁ / T₁ = V₂ / T₂

• Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula:

P₁·V₁ / T₁ = P₂·V₂ / T₂

• Ley de Graham:

• Formulada por Graham descubrió en 1829:

• Las velocidades de efusión (salida a través de poros) y difusión (expansión hasta ocupar el volumen del recipiente) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares:

v₁ / v₂ = (M₂ / M₁)^-1/2

• donde: v₁, v₂ son las masas de difusión / efusión del gas y M_2, M₁ son las masas molares

• Ley de Dalton:

• Formulada por Dalton en 1801.
• La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercen cada uno de los gases que la componen.
• A la presión que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como:

P_Total = p₁+p₂+...+p_n

• Donde p₁, p₂, ..., p_n son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.

Condiciones de un Gas
Como el volumen de los gases varía con la temperatura y la presión, se fijaron parámetros para trabajar con un gas a condiciones normales (CN) Dichos parámetros son:
UNIDAD CONDICIÓN NORMAL
Presión 1 atm
Volumen 22,4L
Temperatura 0°C 
Temperatura
La temperatura (T) ejerce gran influencia sobre el estado de las moléculas de un gas aumentando o disminuyendo la velocidad de las mismas. Para trabajar con nuestras fórmulas siempre expresaremos la temperatura en grados Kelvin. Cuando la escala usada esté en grados Celsius, debemos hacer la conversión, sabiendo que 0º C equivale a + 273,15 º Kelvin.
Presión
En Física, presión (P) se define como la relación que existe entre una fuerza (F) y la superficie (S) sobre la que se aplica, y se calcula con la fórmula.


Lo cual significa que la Presión (P) es igual a la Fuerza (F) aplicada dividido por la superficie (S) sobre la cual se aplica.
Leyes de los Gases
Las primeras leyes de los gases fueron desarrollados desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases. 
Estos se comportan de forma similar en una amplia variedad de condiciones debido a la buena aproximación que tienen las moléculas que se encuentran más separadas, y hoy en día la ecuación de estado para un gas ideal se deriva de la teoría cinética. 
Condiciones Normales de 
Presión y Temperatura
El término "Condiciones Normales" se suele utilizar habitualmente para la medición de volúmenes de gases en muchos campos de la ciencia, como en Termodinámica y Química, correspondiéndose a una temperatura de 0 °C (o 273,15 K) y a una presión de 1 atm. 
Por ejemplo, el volumen de un mol de gas ideal en condiciones normales de presión y temperatura es: PV = n RT -> V = 1×0,0821×273,15/1 =22,42 L; esto nos lleva al valor clásico: V = 22,4 L.