Leyes de los gases ideales, leyes ponderales y concentraciones: resumen

Leyes Fundamentales de los Gases Ideales y Principios Estequiométricos

Leyes de los Gases Ideales

Ley de Boyle-Mariotte

A temperatura constante, el volumen que ocupa una masa de gas es inversamente proporcional a la presión que ejerce dicho gas.

Fórmula: $$P_1 \cdot V_1 = P_2 \cdot V_2$$

Ley de Charles y Gay-Lussac (Primera Ley)

A presión constante, el volumen que ocupa una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta (en Kelvin, K).

Fórmula: $$\frac{V_1}{T_1} = \frac{V_2}{T_2}$$

Segunda Ley de Gay-Lussac (Ley de Presión-Temperatura)

A volumen constante, la presión de una masa de gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.

Fórmula: $$\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}$$

Ley Combinada de los Gases

Combina las tres leyes anteriores para relacionar presión, volumen y temperatura:

Fórmula: $$\frac{P_1 \cdot V_1}{T_1} = \frac{P_2 \cdot V_2}{T_2}$$

Ecuación del Gas Ideal

La relación fundamental que incluye la cantidad de sustancia ($n$):

Fórmula: $$P \cdot V = n \cdot R \cdot T$$

Leyes Ponderales y de las Proporciones

Ley de Conservación de la Masa (Ley de Lavoisier)

En cualquier reacción química, la masa total se conserva. Es decir:

• Masa total de los reactivos = Masa total de los productos.

Ley de las Proporciones Definidas (Ley de Proust)

Cuando dos o más elementos se combinan para dar lugar a un determinado compuesto, lo hacen siempre en una proporción de masa fija.

Ley de las Proporciones Múltiples (Ley de Dalton)

Dos elementos pueden combinarse entre sí en más de una proporción para dar compuestos distintos. En ese caso, las cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos guardan entre sí una relación numérica sencilla.

Ley de los Volúmenes de Combinación (Ley de Gay-Lussac para Gases)

En iguales condiciones de presión y temperatura, los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química están en una relación numérica sencilla.

Hipótesis de Avogadro

Volúmenes iguales de gases diferentes, medidos en las mismas condiciones de presión y temperatura, contienen el mismo número de partículas.

Las partículas fundamentales de la mayoría de los gases son agrupaciones de átomos; estas agrupaciones se denominan moléculas.

Relación entre Temperatura y Energía Cinética

La temperatura es directamente proporcional a la energía cinética promedio de las partículas.

• Cuanto mayor sea la energía cinética, mayor será la temperatura.
• Si la velocidad aumenta el doble, la energía cinética se cuadruplica.

Concentraciones y Propiedades Coligativas

Concentración Porcentual

Se define de las siguientes maneras:

1. Porcentaje en masa (%masa): $$\%masa = \frac{\text{Masa soluto}}{\text{Masa disolución}} \times 100$$
2. Porcentaje en volumen (%volumen): $$\%volumen = \frac{V_{\text{soluto}}}{V_{\text{disolución}}} \times 100$$

Concentración Molar y Molal

• Molaridad ($M$): $$M = \frac{\text{Moles soluto}}{\text{V (L) disolución}}$$
• Molalidad ($m$): $$m = \frac{\text{Moles soluto}}{\text{Masa (kg) disolvente}}$$

Ley de Raoult (Presión de Vapor)

La disminución de la presión de vapor de un disolvente por la adición de un soluto no volátil es proporcional a la fracción molar del soluto ($X_s$):

Fórmula: $$P^0 - P = X_s \cdot P^0$$

Propiedades Coligativas

Dependen de la concentración de partículas en la disolución:

• Elevación ebulloscópica ($\Delta T_e$): $$\Delta T_e = K_e \cdot m$$
• Descenso crioscópico ($\Delta T_c$): $$\Delta T_c = K_c \cdot m$$