Leyes de los gases

Por Daniel (Ingeniería Química) · Actualizada el 27 de octubre de 2026 · 3 min de lectura

A presiones moderadas, todos los gases responden de la misma forma a los cambios de presión, volumen y temperatura, cualquiera que sea su identidad química. Las leyes que lo describen se descubrieron por separado entre los siglos XVII y XIX y luego se unieron en la ecuación del gas ideal.

Antes de empezar: siempre en kelvin

En todas las leyes de los gases la temperatura va en kelvin: T(K) = T(°C) + 273.15. La razón es que el volumen y la presión son proporcionales a la temperatura absoluta, no a la escala Celsius. Si usaras °C, un gas a 0 °C tendría «volumen cero», lo cual no tiene sentido. La presión y el volumen pueden ir en cualquier unidad, siempre que uses la misma en el estado inicial y en el final.

Ley de Boyle: presión y volumen

A temperatura constante, el volumen de una cantidad fija de gas es inversamente proporcional a su presión:

P₁V₁ = P₂V₂

Ejemplo: un globo con 2.0 L de aire a 1.0 atm sube hasta donde la presión es de 0.50 atm. Si la temperatura no cambia, su volumen será 1.0 × 2.0 ÷ 0.50 = 4.0 L. Por la misma razón, a un buzo que respira aire comprimido a 20 m de profundidad le enseñan a no aguantar la respiración al subir: el aire de sus pulmones se expande.

Ley de Charles: volumen y temperatura

A presión constante, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

V₁ ÷ T₁ = V₂ ÷ T₂

Ejemplo: 1.50 L de gas a 25 °C se calientan a 100 °C. En kelvin son 298.15 K y 373.15 K: V₂ = 1.50 × 373.15 ÷ 298.15 = 1.88 L. Si hubieras usado °C habrías obtenido 6.0 L, un error enorme. Los globos aerostáticos vuelan por esta ley: el aire caliente ocupa más volumen, es menos denso y flota en el aire frío.

Ley de Gay-Lussac: presión y temperatura

A volumen constante, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta:

P₁ ÷ T₁ = P₂ ÷ T₂

Ejemplo: una llanta tiene 2.2 atm a 20 °C. Después de un viaje por carretera en verano llega a 50 °C. Su presión será 2.2 × 323.15 ÷ 293.15 = 2.43 atm. Por esa razón se recomienda medir la presión de las llantas en frío, y por eso las latas de aerosol advierten que no se calienten.

La ley combinada

Cuando cambian las tres variables a la vez, se juntan las tres leyes en una:

P₁V₁ ÷ T₁ = P₂V₂ ÷ T₂

Ejemplo: 5.00 L de gas a 1.00 atm y 15 °C pasan a 0.80 atm y 35 °C. ¿Qué volumen ocupan?

V₂ = 5.00 × (1.00 ÷ 0.80) × (308.15 ÷ 288.15) = 6.68 L

Para no invertir las fracciones conviene razonar el efecto de cada cambio. Bajar la presión aumenta el volumen, así que la fracción de presiones debe ser mayor que 1; subir la temperatura también lo aumenta, así que la fracción de temperaturas también debe ser mayor que 1.

De las leyes a PV = nRT

Las tres leyes, junto con la de Avogadro (a igual presión y temperatura, volúmenes iguales contienen el mismo número de moles), se resumen en la ecuación del gas ideal, PV = nRT. Esa es la que conecta los gases con la estequiometría, porque introduce los moles. Las leyes anteriores son casos particulares en los que n no cambia.

Cuándo dejan de funcionar

A presiones muy altas o temperaturas muy bajas, cerca de donde el gas se licúa, las moléculas ya no se pueden tratar como puntos que no se atraen, y los gases reales se desvían de estas leyes. Para el aire y los gases comunes a presiones de unas pocas atmósferas y temperatura ambiente, el error es menor al 1 %.