• 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

Boyle

• 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.

Charles

• 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.

Lussac

• 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

Gases Ideales

• 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 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

Graham

• 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

Dalton

• 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.

Henry

• 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 = k_H · c

 Donde:

• p: presión parcial del gas
• c: concentración del gas
• k_H: constante de Henry