Última actualización: 2026-06-14

Qué es la ley de los gases ideales

La ley de los gases ideales describe cómo se relacionan la presión, el volumen, la temperatura y la cantidad de un gas. Trata las partículas del gas como masas puntuales sin atracción entre ellas, una idealización que funciona notablemente bien para los gases reales en condiciones cotidianas. La ley reúne tres leyes de los gases anteriores en una sola ecuación compacta.

La fórmula de la ley de los gases ideales

$$PV = nRT$$

Símbolo	Magnitud	Unidad (esta calculadora)
P	Presión	atm
V	Volumen	L
n	Cantidad de gas	mol
R	Constante de los gases	0,082057 L·atm/(mol·K)
T	Temperatura absoluta	K

Reordene la ecuación para despejar cualquier variable:

• Presión: $P = \dfrac{nRT}{V}$
• Volumen: $V = \dfrac{nRT}{P}$
• Moles: $n = \dfrac{PV}{RT}$
• Temperatura: $T = \dfrac{PV}{nR}$

La temperatura debe expresarse en una escala absoluta. Esta calculadora admite grados Celsius o Fahrenheit y los convierte a kelvin internamente; usar °C directamente en la fórmula da resultados erróneos.

La constante de los gases R

La constante universal de los gases aparece en muchas formas según las unidades de presión y de volumen:

Valor de R	Unidades
8,314	J/(mol·K)
0,082057	L·atm/(mol·K)
8,314	L·kPa/(mol·K)
62,36	L·mmHg/(mol·K)

Esta calculadora trabaja internamente en atm y litros, así que emplea R = 0,082057 L·atm/(mol·K).

Ejemplo resuelto

¿Qué volumen ocupa 1 mol de gas ideal a 0 °C (273,15 K) y 1 atm?

$$V = \frac{nRT}{P} = \frac{1 \times 0{,}082057 \times 273{,}15}{1} = 22{,}414\ \text{L}$$

Es el célebre volumen molar en condiciones estándar, unos 22,4 litros por mol, lo que explica por qué un mol de cualquier gas ocupa aproximadamente el mismo espacio a la misma temperatura y presión.

Las tres leyes que combina

Ley	Enunciado	Constante
Ley de Boyle	P ∝ 1/V	n, T
Ley de Charles	V ∝ T	n, P
Ley de Avogadro	V ∝ n	P, T

Mantener fijas dos de las magnitudes n, P, V, T recupera una de estas relaciones clásicas a partir de PV = nRT.

Cuándo se desvían los gases reales

La ley de los gases ideales supone que las partículas no ocupan espacio y no se atraen entre sí. A baja presión y alta temperatura estas hipótesis se cumplen y la ley es precisa con un error de pocos por ciento. Cerca del punto de condensación del gas (alta presión o baja temperatura), las atracciones y el volumen de las partículas pasan a importar, y hacen falta modelos más detallados, como la ecuación de van der Waals.

Para comparar dos estados del mismo gas cuando la cantidad no cambia, consulte la Calculadora de la ley combinada de los gases.

Preguntas frecuentes (FAQ)

¿Qué es la ley de los gases ideales?

La ley de los gases ideales es PV = nRT, y relaciona la presión (P), el volumen (V), la cantidad en moles (n) y la temperatura absoluta (T) de un gas a través de la constante universal de los gases R. Combina la ley de Boyle (P ∝ 1/V), la ley de Charles (V ∝ T) y la ley de Avogadro (V ∝ n) en una sola ecuación. Conocidas tres de las cuatro variables, se despeja la cuarta.

¿Cuánto vale la constante de los gases R?

La constante universal de los gases R es 8,314 J/(mol·K) en unidades del SI. Cuando la presión se expresa en atmósferas y el volumen en litros, R = 0,082057 L·atm/(mol·K), que es el valor que usa internamente esta calculadora. Otras formas habituales son 8,314 L·kPa/(mol·K) y 62,36 L·mmHg/(mol·K). El valor utilizado debe corresponderse con las unidades de presión y de volumen de la ecuación.

¿Qué volumen ocupa un mol de gas?

A la temperatura y presión estándar definidas como 0 °C (273,15 K) y 1 atm, un mol de gas ideal ocupa 22,414 L: el volumen molar. En el estándar de la IUPAC, 0 °C y 1 bar, es de 22,711 L, y a 25 °C y 1 atm es de unos 24,47 L. Estos valores se deducen directamente de V = nRT ÷ P y explican por qué «22,4 litros por mol» es una constante tan conocida en química.

¿Cuándo deja de cumplirse la ley de los gases ideales?

La ley de los gases ideales supone que las partículas de gas tienen un volumen despreciable y no ejercen fuerzas intermoleculares. Estas hipótesis se cumplen bien a baja presión y alta temperatura, cuando las partículas están muy separadas. A alta presión o baja temperatura, cerca del punto de condensación del gas, los gases reales se desvían de forma apreciable, y ecuaciones como la de van der Waals dan mejores resultados. En condiciones cotidianas, la ley de los gases ideales es precisa con un error de pocos por ciento.