Ley de gases ideales (PV = nRT)🌎 Actualizado mayo de 2026

La constante universal de los gases R tiene distintos valores numéricos según el sistema de unidades: R = 8,314 J/(mol·K) en SI (Pa y m³), R = 0,08206 L·atm/(mol·K) si trabajás con litros y atmósferas, y R = 8,314 kPa·L/(mol·K) / 1000 en otras combinaciones. Esta calculadora trabaja exclusivamente en SI —Pa, m³, K— porque es el sistema internacional adoptado por la IUPAC y el NIST (valor CODATA 2018: R = 8,314 462 618 J·mol⁻¹·K⁻¹). Si tus datos están en otras unidades, convertí primero: 1 atm = 101 325 Pa, 1 L = 0,001 m³. Mezclar R con unidades incompatibles es el error más frecuente en exámenes de fisicoquímica.

La ley PV = nRT describe la energía cinética promedio de las moléculas, que es proporcional a la temperatura absoluta. La escala Kelvin tiene su cero en el cero absoluto (−273,15 °C), donde el movimiento molecular teórico cesa. Si ingresás 0 °C como T = 0 en la fórmula, obtenés n → infinito o división por cero, lo que carece de sentido físico. La conversión es siempre: T (K) = T (°C) + 273,15. Ejemplo: 20 °C = 293,15 K; −40 °C = 233,15 K. En cálculos de ingeniería se suele redondear a 273, pero para resultados precisos usá 273,15. Este error de conversión aparece frecuentemente en problemas del CBC de la UBA.

El volumen molar depende de las condiciones de referencia que uses, y ahí está la fuente de confusión. CNT (condiciones normales tradicionales): 0 °C y 1 atm → 22,414 L/mol. CNPT según IUPAC 1982: 0 °C y 1 bar → 22,711 L/mol. Condiciones estándar de ingeniería: 25 °C y 1 bar → 24,790 L/mol. Los libros más viejos de química (anteriores a 1982) usan 22,414 L/mol; los modernos con criterio IUPAC usan 22,711 L/mol. En exámenes argentinos de secundario y CBC, salvo que se especifique, se acepta 22,4 L/mol como referencia. Todos estos valores se verifican directamente con PV = nRT ingresando los datos correspondientes en esta calculadora.

La ley falla cuando las moléculas tienen fuerzas intermoleculares significativas o volumen propio no despreciable. Los casos más comunes en industria y laboratorio: CO₂ a presiones superiores a 10 bar (error >3%), NH₃ por sus puentes de hidrógeno, H₂O vapor cerca del punto de saturación, SO₂, gases nobles pesados (Xe, Kr) a alta presión. Regla práctica: si P > 10 bar o el gas está a menos de 50 °C de su punto de condensación, usá la ecuación de van der Waals o Peng-Robinson. Para H₂, He y N₂ a presiones moderadas (<50 bar), el error de la ley ideal es menor al 1% y es aceptable en ingeniería.

Los manómetros industriales y de laboratorio miden presión manométrica (relativa a la atmósfera), no presión absoluta. Para convertir: P absoluta = P manométrica + P atmosférica. A nivel del mar, P atm ≈ 101 325 Pa ≈ 1,01325 bar. Ejemplo: un cilindro de gas con manómetro en 150 bar tiene presión absoluta de 150 + 1,013 ≈ 151 bar = 15 100 000 Pa. Este error —usar la presión manométrica como absoluta— puede provocar un 0,7% de error a 150 bar, que en grandes volúmenes industriales se vuelve relevante. Las conversiones clave: 1 atm = 101 325 Pa, 1 bar = 100 000 Pa, 1 psi = 6 894,76 Pa, 1 mmHg = 133,322 Pa.

De PV = nRT y n = m/M (masa sobre masa molar en kg/mol), se deriva directamente: ρ = PM / (RT). Ejemplo con aire seco: M ≈ 0,029 kg/mol, a 101 325 Pa y 20 °C (293,15 K) → ρ = (101 325 × 0,029)/(8,314 × 293,15) ≈ 1,204 kg/m³. Este valor coincide con los datos del NIST para aire estándar a 20 °C. Para CO₂ (M = 0,044 kg/mol) en las mismas condiciones: ρ ≈ 1,824 kg/m³, lo que explica por qué el CO₂ se acumula en zonas bajas (es un 51% más denso que el aire). Esta derivación es muy frecuente en exámenes de fisicoquímica de UTN e ingeniería.

En reacciones donde participan gases, la ley permite convertir moles estequiométricos a volumen real a las condiciones del experimento. Procedimiento: (1) balanceás la reacción y calculás los moles del gas de interés por estequiometría; (2) aplicás V = nRT/P con las condiciones del sistema. Ejemplo: descomposición de 2 mol de KClO₃ → 2 KCl + 3 O₂. Se producen 3 mol de O₂. A 25 °C (298 K) y 1 atm (101 325 Pa): V = (3 × 8,314 × 298)/101 325 ≈ 0,0734 m³ = 73,4 litros de O₂. Este volumen es el que debería recogerse sobre agua en el laboratorio (corrigiendo la presión de vapor del agua si es necesario).

La ley de gases ideales es la unificación de tres leyes empíricas anteriores. Ley de Boyle (1662): P × V = cte cuando T y n son constantes → surge de fijar n, T en PV = nRT. Ley de Charles (1787): V/T = cte cuando P y n son constantes → directa de PV = nRT con P y n fijos. Ley de Gay-Lussac: P/T = cte cuando V y n son constantes. PV = nRT las contiene a todas. En problemas de dos estados (estado 1 y estado 2 del mismo gas), se usa: P₁V₁/T₁ = P₂V₂/T₂ = nR = cte. Esta forma combinada es muy usada en química secundaria argentina y en el CBC.

Sí, con una condición: debés tratar la mezcla como un gas ideal equivalente, usando los moles totales (suma de todos los componentes). La ley PV = nRT vale para la mezcla si cada componente se comporta idealmente, lo cual es razonable a presiones bajas y temperaturas moderadas. El resultado de la calculadora te da los moles totales de la mezcla. Si después necesitás los moles de cada componente, aplicás la ley de Dalton: nᵢ = Pᵢ × V / (RT), donde Pᵢ es la presión parcial del componente i. Para aire seco a 1 atm: N₂ representa ~78,09% de los moles, O₂ ~20,95%, Ar ~0,93%, CO₂ ~0,04%.

El factor de compresibilidad Z corrige la desviación de los gases reales respecto al ideal: PV = ZnRT. Para un gas ideal, Z = 1 exactamente. En gases reales, Z < 1 indica que las fuerzas atractivas dominan (el gas ocupa menos volumen que el ideal), y Z > 1 indica que las repulsiones dominan (ocupa más). Para N₂ a 200 bar y 298 K, Z ≈ 1,12; para CO₂ a 60 bar y 40 °C, Z ≈ 0,75. En ingeniería de gas natural, el factor Z es fundamental: los caudalímetros y reguladores de presión de redes de distribución (como TGS o TGN en Argentina) lo incorporan en sus algoritmos de medición para liquidar correctamente el volumen de gas. En condiciones de laboratorio (P < 10 bar), Z ≈ 1 y la corrección no es necesaria.

22,4 L/mol corresponde a 0 °C y 1 atm (condiciones normales tradicionales, CNT), que es el estándar histórico de la mayoría de los libros de secundaria y CBC en Argentina. 24,8 L/mol (más exactamente 24,790 L/mol) corresponde a 25 °C y 1 bar, que es el estándar moderno de la IUPAC para condiciones estándar en termodinámica. En exámenes argentinos: si el enunciado dice 'condiciones normales' o 'CNT', usá 22,4 L/mol. Si dice 'condiciones estándar' o no especifica, consultá con el docente. Esta ambigüedad genera errores evitables; con esta calculadora podés calcular el volumen molar exacto para cualquier par P-T y así nunca depender de memoria.

Una verificación rápida: a condiciones ambientales (~1 atm, ~25 °C), 1 mol de gas ocupa aproximadamente 24,5 litros. Entonces n ≈ V(litros) / 24,5 es una estimación de orden de magnitud. Si calculás 500 mol en un frasco de 1 litro a 1 atm, algo está mal (probablemente una conversión de unidades). Rangos típicos: cilindros de gas industrial de 50 L a 150 bar → 300-400 mol. Globos de 10 L a 1 atm → ~0,4 mol. Cámara de combustión de motor (0,5 L a 10 bar, 400 K) → ~0,015 mol. Si tu resultado está varios órdenes de magnitud fuera de estos rangos, revisá que P esté en Pa (no en bar sin convertir) y T en Kelvin (no en Celsius).