Ejemplos de la Ley de Dalton

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Ley de Dalton:

La Ley de Dalton (o Ley de Proporciones Múltiples) es una ley de los gases que relaciona las presiones parciales de los gases de una mezcla

En 1801 Dalton descubrió que: 
  • 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:
PTotal = p1+p2+...+pn

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

Ejercicios Resuelto de la Ley de Dalton:

Ejercicio: calcular la presión de una mezcla de los siguientes gases contenidos en un recipiente de 2 litros a 100ºC:

  • 20 gramos de O2
  • 20 gramos de H2
  • 20 gramos de CO2
Solución: para resolver este ejercicio vamos a combinar la Ley de Dalton y la Ley de los gases ideales (P·V=n·R·T):
  • PTotal = p1+p2+...+pn = n1·R·T/V + n2·R·T/V + ... + n3·R·T/V = (R·T/V) · (n1+n2+...+nn)
  • Entonces calculamos los moles de cada uno de los gases:
    • 20 gramos de O2 = 20 / 32 = 0,625 moles
    • 20 gramos de H2 = 20 / 2 = 10 moles
    • 20 gramos de CO2 = 20 / 44 = 0,454 moles
  • La suma de los moles de gases es: 
    • n= 0,625 +10 + 0,454 = 11,08 moles
  • PTotal = (R·T/V) · (n1+n2+n3) = (0,0821 · 373 / 2) · 11,08 = 169 atmósferas
Leyes de los Gases:

LEY
DESCRIPCION
FÓRMULA
 Descubrimientos de Avogadro en 1811
  • A presión y temperatura constantes, una misma cantidad de partículas de un elemento tienen el mismo volumen
  • El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)
  • Es 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
 

V1 / n1 = V2 / n2

  Boyle descubrió en 1662:
  • 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 le llama Ley de Boyle-Mariotte ya que este último la descubrió de forma independiente en 1676.
P1 · V1 = P2 · V2

 Charles descubrió en 1787:
  • 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 le llama Ley de Charles y Gay-Lussac por un trabajo publicado por este último en 1803.
V1 / T1 = V2 / T2

 Gay-Lussac descubrió en 1802:
  • 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



P1 / T1 = P2 / T2







 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.

P · V = n · R · T


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
P1·V1 / T1 = P2·V2 / T2

 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
  • M2 / M1 son las masas molares

v1 / v2 = (M2/M1)-1/2

 Dalton descubrió 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:
PTotal = p1+p2+...+pn
 Donde p1, p2, ..., pn son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.
PTotal = p1+p2+...+pn

 Henry descubrió en 1803:
  • La cantidad de gas disuelta en un líquido a temperatura constante es proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido.
 Esta ley se resume en la siguiente ecuación:
p = kH · c
 Donde:
  • p: presión parcial del gas
  • c: concentración del gas
  • kH: constante de Henry

p = kH · c

versión 1 (02/07/2015)