• volume of a gas
• pressure of a gas
• moles of a gas
• temperature of a gas.

The Kinetic-Molecular Theory Explains the Behavior of Gases, Part I

• Amontons’s law. If the temperature is increased, the average speed and kinetic energy of the gas molecules increase. If the volume is held constant, the increased speed of the gas molecules results in more frequent and more forceful collisions with the walls of the container, therefore increasing the pressure (Figure 9.31).
• Charles’s law. If the temperature of a gas is increased, a constant pressure may be maintained only if the volume occupied by the gas increases. This will result in greater average distances traveled by the molecules to reach the container walls, as well as increased wall surface area. These conditions will decrease the both the frequency of molecule-wall collisions and the number of collisions per unit area, the combined effects of which balance the effect of increased collision forces due to the greater kinetic energy at the higher temperature.
• Boyle’s law. If the gas volume of a given amount of gas at a given temperature is decreased (that is, if the gas is compressed), the molecules will be exposed to a decreased container wall area. Collisions with the container wall will therefore occur more frequently and the pressure exerted by the gas will increase (Figure 9.31).
• Avogadro’s law. At constant pressure and temperature, the frequency and force of molecule-wall collisions are constant. Under such conditions, increasing the number of gaseous molecules will require a proportional increase in the container volume in order to yield a decrease in the number of collisions per unit area to compensate for the increased frequency of collisions (Figure 9.31).
• Dalton’s Law. Because of the large distances between them, the molecules of one gas in a mixture bombard the container walls with the same frequency whether other gases are present or not, and the total pressure of a gas mixture equals the sum of the (partial) pressures of the individual gases.

La Teoría Molecular Explica el Comportamiento de los Gases, Parte I

• Ley de Amonton. Si se aumenta la temperatura, la velocidad promedio y la energía cinética de las moléculas de gas aumentan. Si el volumen se mantiene constante, el aumento de la velocidad de las moléculas de gas resulta en colisiones más frecuentes y más fuertes con las paredes del recipiente, aumentando así la presión (Figura 9.31).
• Ley de Charles. Si se aumenta la temperatura de un gas, solo se puede mantener una presión constante si aumenta el volumen ocupado por el gas. Esto resultará en mayores distancias promedio recorridas por las moléculas para alcanzar las paredes del recipiente, así como en un área superficial de pared aumentada. Estas condiciones disminuirán tanto la frecuencia de las colisiones molécula-pared como el número de colisiones por unidad de área, efectos combinados que equilibran el efecto de las fuerzas de colisión aumentadas debido a la mayor energía cinética a la temperatura más alta.
• Ley de Boyle. Si el volumen de una cantidad dada de gas a una temperatura dada se reduce (es decir, si el gas se comprime), las moléculas estarán expuestas a un área de pared del recipiente disminuida. Las colisiones con la pared del recipiente ocurrirán, por lo tanto, con mayor frecuencia y la presión ejercida por el gas aumentará (Figura 9.31).
• Ley de Avogadro. A presión y temperatura constantes, la frecuencia y la fuerza de las colisiones molécula-pared son constantes. En tales condiciones, aumentar el número de moléculas gaseosas requerirá un aumento proporcional en el volumen del recipiente para lograr una disminución en el número de colisiones por unidad de área, compensando así la frecuencia aumentada de colisiones (Figura 9.31).
• Ley de Dalton. Debido a las grandes distancias entre ellas, las moléculas de un gas en una mezcla bombardean las paredes del recipiente con la misma frecuencia, estén presentes o no otros gases, y la presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones (parciales) de los gases individuales.