Sesión 3 Unidad 1 (21-10-25) | Mediateca de EducaMadrid

cómo se encontraba la materia, de qué estaba formada 00:00:00

y también habíamos visto que los enlaces intramoleculares, 00:00:05

que son los que están dentro de la molécula, de las moléculas, 00:00:12

están relacionados con las propiedades químicas 00:00:16

y los inter, entre moléculas, con las propiedades físicas. 00:00:18

Y esto último también es importante que diga 00:00:23

que cuando el sólido se transforma en líquido, 00:00:26

varía de forma, pero de volumen 00:00:28

apenas varía, porque tanto los sólidos 00:00:30

los sólidos son incompresibles 00:00:33

hay que 00:00:35

aplicar una fuerza 00:00:35

para romperlos 00:00:38

y los líquidos también se comprimen 00:00:40

muy poco, entonces cuando pasas 00:00:43

de líquido a gas, es verdad 00:00:45

que se necesita mucho más espacio 00:00:46

los gases ocupan mucho más 00:00:49

volumen, ¿vale? 00:00:50

por ejemplo, cuando el agua hierve 00:00:52

ocupa un volumen 1700 veces 00:00:54

mayor 00:00:57

bueno, seguimos 00:00:57

y también, vamos a ver los gases 00:01:00

podemos hacer un repaso 00:01:01

con la presentación esta 00:01:04

disculpad 00:01:05

si os ve negro a vosotros 00:01:07

o solo es a mi 00:01:10

yo creo que estáis viendo la pantalla 00:01:10

bien, no? 00:01:14

la presentación 00:01:15

yo veo negro 00:01:16

pero voy a salir 00:01:20

y a ver 00:01:21

los demás lo veis, no? 00:01:23

si, si se ve 00:01:27

Bueno, pues verá, aquí volviendo a las fases de los estados de la materia, el paso de un estado a otro depende de las condiciones de presión y temperatura. 00:01:28

Vemos aquí un ejemplo con el sólido, por ejemplo, hielo, donde las partículas están muy unidas, las moléculas. 00:01:42

Luego, bueno, las partículas en general, los líquidos se separan un poquito más, pero no mucho, tienen un ligero movimiento y en los gases, pues, hace un movimiento caótico, ocupan mucho más volumen. 00:01:49

Esto es lo que acabamos de ver, pero… 00:02:05

Bien, vamos a seguir viendo por la unidad, por aquí los gases, seguimos con los estados de agregación. 00:02:07

Entonces, hemos dicho que el que estén en una fase u otra depende de las condiciones de presión y de temperatura. 00:02:22

Por ejemplo, el agua. Vemos el agua a la presión atmosférica normal. Si está a menos de 0 grados, está en fase sólida, es hielo. Si la temperatura está entre 0 y 100 grados, está en fase líquida. 00:02:29

¿Vale? El agua líquida, fijaos qué intervalo tiene. Y si es mayor de 100 grados, está en fase gaseosa, vapor. Entonces, el repaso de los tres estados lo tenéis aquí otra vez, cuando vais repasando la unidad, que los sólidos tienen el volumen y la forma definidos porque las partículas están ahí muy fijas. ¿Vale? 00:02:51

Las partículas del sólido están unidas por fuerzas intensas y ocupan, como he dicho, posiciones fijas y están muy cerca entre sí, y que para deformar un sólido hay que aplicarle una fuerza grande. 00:03:12

Luego, la base líquida tiene volumen definido porque apenas se puede disminuir el volumen comprimiéndolos, pero la forma no está definida. De hecho, la botella, si tenéis una botella de agua que está a medias o echáis el agua en otro recipiente, se adaptan los líquidos a la forma del recipiente que los contiene. Tienen cierta movilidad las moléculas. 00:03:26

Están unidas por fuerzas medianamente fuertes, no tan fuertes como los sólidos, se mueven libremente, están también muy cerca entre sí, por eso no se les puede comprimir apenas a los líquidos. 00:03:51

Y los gases no tienen ni volumen ni la forma definidos porque tienden a ocupar el volumen del recipiente que los contiene, todo el volumen, cualquier gas se expansiona hasta ocupar todo el volumen, como acabo de decir, y las moléculas del gas están unidas por fuerzas muy débiles. 00:04:03

Se mueven libremente y estas moléculas están muy separadas, ¿vale? Bueno, hacéis estos ejercicios cuando lo vayáis repasando y vamos a seguir con las propiedades, vamos a ver los conceptos, qué son las propiedades extensivas y qué son las propiedades intensivas. 00:04:23

Las extensivas dependen de la cantidad de materia, dependen del tamaño de la muestra, por ejemplo, la masa. 00:04:45

La más materia, más masa. El volumen, la superficie. 00:04:53

Y las propiedades intensivas no dependen del tamaño de la muestra, de la cantidad de materia. 00:04:58

Por ejemplo, la densidad. Sirven para identificar una sustancia. 00:05:03

Acordaos de estos conceptos. 00:05:09

Luego también, ¿cómo se miden estas propiedades? 00:05:12

Pues lo podemos medir, por ejemplo, para decir que una sustancia pesa 2,35 gramos, utilizamos un número que es el 2,35 y la unidad, en este caso el gramo. 00:05:14

En el ejemplo siguiente son miligramos. Bueno, pues para eso vemos los múltiplos y los submúltiplos. Vamos a verlo aquí. Aquí lo tenéis. No están colgadas, no están visibles todavía estas presentaciones, que las pondré en cuanto se cierren las aulas virtuales. 00:05:29

Hay gente todavía, no sé si conocéis a compañeros, que aún no se han matriculado, o sea, ni han aparecido. Bueno, no sé si estarán, si tendréis algún grupo y las conoceréis. Pues ya sí se tienen que ir incorporando las aulas, ¿vale?, automatriculándose. 00:05:51

Bueno, pues veíamos que las propiedades extensivas dependen del tamaño de la muestra y la cantidad de materia. Y las intensivas no. Bueno, para medir una propiedad habíamos dicho el número más las unidades. 00:06:08

Y luego tenemos aquí los múltiplos y submúltiplos de una unidad, por ejemplo. Tenemos los grandes, hexa, es por 10 a la 18, beta, 10 a la 15, tera, esto sonará más, 10 a la 12, giga, 10 a la 9, mega, 10 a la 6, o sea, la unidad multiplicada por esa cantidad. 00:06:22

O sea, kilo, por ejemplo, un kilogramo son 10 a la 3 gramos, ¿vale?, referidos a una unidad. 00:06:45

Esta, 10 a la 2 y deca, 10 a la 1. 00:06:53

Y luego los sum múltiplos son más pequeños. 00:06:56

Entonces, son, por ejemplo, el deci, 10 a la menos 1. 00:06:59

Centi, 10 a la menos 2, por ejemplo, el centímetro, 10 a la menos 2 metros. 00:07:04

La palabra centi delante de metro indica que son el metro dividido entre 100. 00:07:09

10 a la menos 2, mili, 10 a la menos 3, ¿vale? Micro, 10 a la menos 6, nano, 10 a la menos 9, como veis aquí, pico, 10 a la menos 12, se usa, pero estos últimos, pues, les oiréis menos, ¿no? El fento y el ato. 00:07:15

Bueno, vamos a ver ahora, y vais a ver también por aquí, por la unidad, antes de… bueno, vamos a seguir por orden esta unidad, que la densidad es una propiedad que sirve para identificar un compuesto, porque cada compuesto tiene su densidad. 00:07:33

La densidad es una propiedad muy útil para identificar un compuesto. 00:07:55

¿Cómo se define la densidad? 00:08:00

La densidad, bueno, aquí lo tenemos, la fórmula muy sencilla, esta es densidad absoluta, tiene unidades. 00:08:02

Porque luego cuando veamos la densidad relativa, pues vemos que es con relación a otra sustancia, ¿vale? 00:08:08

Y no tiene unidades, la absoluta sí. 00:08:16

Es el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. 00:08:18

Si ocupa más volumen, pues la densidad es más pequeña, ¿vale? 00:08:22

¿En qué unidades podemos medir la densidad? Pues repasaremos de vez en cuando, también os pondré en el aula un tema de unidades, para no hablar unidad-unidad, y repasaremos de vez en cuando. 00:08:25

Veremos que, por ejemplo, en el sistema internacional que se utiliza mucho, a nivel internacional, el sistema internacional de unidades, tenéis aquí, que es un sistema, el nombre que recibe el sistema métrico decimal de unidades y que se utiliza en la mayoría de los países, la unidad de longitud es el metro, de tiempo el segundo y de masa el kilogramo. 00:08:46

Sin embargo, en el sistema CGS significa centímetro, gramo, segundo. La unidad de longitud es el centímetro, de masa el gramo y de tiempo el segundo, igual que en el sistema interpaciental. 00:09:09

Entonces, por ejemplo, la densidad en el sistema internacional, como es masa dividida entre volumen y la masa es kilogramo, pues un kilogramo y el volumen son metro elevado al cubo, porque la unidad de longitud en el sistema internacional es el metro, ¿vale? Pues un kilogramo por metro cúbico y en el sistema CGS sería gramo por centímetro cúbico. 00:09:26

Acordaos, CGS, centímetro, gramo, segundo. Se utiliza mucho también gramo por mililitro, porque luego lo iremos viendo que el centímetro y el mililitro, ¿vale? El centímetro cúbico y el mililitro, el centímetro cúbico es una unidad de volumen y el mililitro de capacidad, son equivalentes. 00:09:51

Bueno, en cuanto os digo que, os dije que en esta unidad íbamos a ver estas propiedades, como la densidad, la viscosidad, la tensión superficial y más, y que luego en la unidad 5 volveríamos a repasar todos estos conceptos y ya hacer, va relacionado con prácticas de laboratorio, ¿vale?, para calcularlas. 00:10:12

Entonces, todas estas unidades las repasaremos bastante. Entonces, ahora a lo mejor a algunos os suena mucho, a otros nada. La densidad, hemos visto absoluta que sí tiene unidades y la densidad relativa es el cociente entre la densidad absoluta y la densidad de un cuerpo que se toma como referencia. 00:10:36

Y en este caso, por ejemplo, se utiliza mucho la densidad del agua a 4 grados centígrados. 00:10:58

Porque la densidad del agua a 4 grados centígrados es 1, 1,00 gramos por centímetro cúbico. 00:11:03

Entonces, si pones la fórmula, la densidad es igual, en relativa, es igual a la densidad absoluta dividida entre la, es de su cero, la densidad absoluta del cuerpo de residencia. 00:11:11

Entonces, como son absolutas y las dos tienen unidades, la del numerador es la densidad de un cuerpo, la que estemos midiendo, en gramos por centímetro cúbico, dividido entre la densidad del agua, 4 grados, que es un gramo por centímetro cúbico. 00:11:25

Con lo cual, las unidades del numerador y del denominador las simplificamos porque el cociente es 1 y nos queda que el resultado es la misma densidad, el mismo valor, pero sin unidad. 00:11:43

generalmente la densidad se mide a 20 grados 00:11:56

luego cuando hacemos las prácticas de laboratorio 00:12:00

el agua a 4 grados, cuando hayamos la densidad relativa 00:12:02

no vamos a utilizar agua a 4 grados 00:12:06

que sepáis que la densidad varía con la temperatura 00:12:09

¿cómo varía? 00:12:13

sabemos que los gases son menos densos que los líquidos 00:12:16

y el líquido es menos denso que el sólido 00:12:22

¿Vale? Entre las propiedades de los gases podemos ver que tienen densidades muy bajas, ¿vale? Son bajas, del orden de gramos por litro y no gramos por mililitro, como los líquidos y los sólidos. 00:12:25

Los gases son fluidos, tienen una fluidez elevada, ¿vale? No tienen ninguna rigidez. Cualquier gas se expansiona, es decir, que ocupa todo el volumen del recipiente que lo contiene y se utilizan mucho. Estas son, entre otras, propiedades de los gases, ¿vale? Que vaya sonando. 00:12:43

Son ambos. Bueno, luego hay una teoría sobre los gases, la teoría cinética. Entonces, ¿por qué los gases se deforman tan fácilmente? Tenéis aquí al principio. ¿Por qué se deforman? Cuando infláis un globo y le apretáis, ¿por qué veis que va cambiando de forma? Y si lo intentas hacer más pequeño, notas que está muy tenso y si continúas apretando explota. 00:13:08

Bueno, pues vamos a ver qué comportamiento, qué son los gases y de qué están formados. 00:13:34

Entonces, vemos que los gases sí están formados por moléculas. 00:13:42

Decíamos que las fuerzas de atracción entre las moléculas son muy débiles, muy separadas entre sí, esas moléculas. 00:13:45

En movimiento continuo, vemos aquí en este dibujo de la derecha, y caótico, quiere decir que se mueven al azar. 00:13:54

Se están moviendo continuamente y al azar. 00:14:01

Y esto explica las propiedades de los gases. ¿Qué supone la teoría cinética? Pues que los gases están formados por un gran número de moléculas muy pequeñas comparadas con la distancia que hay entre ellas y muy separadas entre sí. 00:14:04

El volumen de estas moléculas es despreciable comparado con el volumen del recipiente. Y las fuerzas, según la teoría cinética, esas fuerzas de cohesión entre moléculas, que son las fuerzas intermoleculares, son nulas. 00:14:19

Estas moléculas, como se están moviendo continuamente, chocan entre sí, están moviendo al azar 00:14:32

Entonces, entre ellas chocan y también chocan con las paredes del recipiente que las contiene 00:14:41

Entonces, este golpe de las moléculas con las paredes del recipiente que las contiene 00:14:46

es el origen de la presión que ejerce el gas 00:14:54

y según la teoría cinética estos choques son elásticos 00:14:57

quiere decir que no se pierde energía cuando choca 00:15:02

otro apartado, otra cosa que decía 00:15:05

la teoría que supone la teoría cinética es que la velocidad de las moléculas 00:15:10

depende de a qué temperatura estén 00:15:14

y la energía cinética media, sabéis que es igual a un medio de la masa 00:15:17

por la velocidad al cuadrado, pues también depende de la temperatura 00:15:21

Porque si la velocidad de las moléculas depende de la temperatura, a mayor velocidad, luego esta energía cinética media que llevan estas moléculas también es directamente proporcional a la temperatura absoluta. 00:15:26

¿Vale? ¿Qué es del gas? ¿Qué es la temperatura absoluta? Es el valor de la temperatura en una escala. Luego lo vamos a repasar, os voy a decir, o al final os voy a dar unas pautas para que tenéis ahí una herramienta en la unidad al principio que el otro día vimos y donde podéis repasar todo lo de los gases. 00:15:41

Entonces, en una escala decíamos que empieza en el cero absoluto, 0K. Entonces, el 0K equivale, 0 grados Kelvin, a 273 grados centígrados. 00:16:04

En el sistema internacional se utiliza esta escala de temperatura también llamada escala Kelvin. Bueno, mirad a ver este 0K si equivale a 273 o a menos 273, ¿vale? Pensadlo. 00:16:17

Bueno, aquí hay una pregunta que dice, la teoría cinética explica que los gases están formados por moléculas muy cerca entre sí, a ver cuál de ellas es verdadera, que las moléculas que forman los gases apenas se mueven o que los choques de los gases con las paredes de los recipientes son el origen de la presión que ejerce el gas o que ninguna es correcta, a salvo cuando estudiéis. 00:16:39

Y a continuación vamos a ver los gases ideales y los gases reales 00:17:04

Bueno, entonces hemos visto cómo son los gases a nivel microscopio 00:17:11

Microscopio, las partículas, ¿vale? 00:17:15

Y la teoría cinética que explica las propiedades 00:17:18

Vamos a ver cómo se comportan estos gases ideales 00:17:21

Y qué ecuaciones cumplen 00:17:26

Muchas veces cuando estamos haciendo ejercicio 00:17:28

Suponemos que los gases son ideales y aplicamos la ecuación 00:17:31

Los gases ideales. Vamos a verlo. 00:17:34

Entonces, la teoría cinética que acabamos de ver de los gases explica el comportamiento de los gases ideales. 00:17:38

Sabéis que los choques eran elásticos, que no había fuerza entre las moléculas, ¿vale? 00:17:44

Entonces, ¿de un gas qué magnitudes se miden? 00:17:50

Pues, siempre vemos que medimos la presión, el volumen y la temperatura. 00:17:55

Vamos a definir la presión. La presión se define como el cociente entre la fuerza aplicada sobre una superficie. La presión es la fuerza aplicada sobre una superficie. Dependiendo de la superficie, tú puedes aplicar la misma fuerza, pero la presión es distinta. 00:18:04

¿Vale? Si vamos a hablar del sistema internacional, hemos dicho del sistema internacional, la masa en kilogramos, el tiempo en segundos y la longitud en metro. Bueno, pues esas son magnitudes fundamentales. 00:18:20

Luego tenemos la fuerza, ¿sabéis qué es la fuerza? El sistema internacional viene dada en newton, ¿vale? Y la superficie en el sistema internacional viene dada en metros al cuadrado. Antes veíamos que el volumen era metro cúbico, la superficie es metro cuadrado. 00:18:38

Luego, las unidades de la presión en el sistema internacional son, como es fuerza entre superficies, son newton por metro cuadrado y un newton por metro cuadrado es un pascal, se llama así. 00:18:59

Acordaos, en el sistema internacional la fuerza en newton y la presión en pascales y es fácil deducir la superficie en metro cuadrado. 00:19:12

El volumen, lo hemos visto, decíamos que de un gas se miden tres magnitudes, la presión, luego veremos más unidades en las que se puede medir la presión, la presión, el volumen y la temperatura. 00:19:23

¿Y la temperatura en unidades? ¿Qué unidades tiene? Pues podemos medirla en grados centígrados y también podemos medirla en grados Kelvin. 00:19:38

Fijaos que de vez en cuando hay alguna errata por aquí. 00:19:47

El grado Kelvin es del sistema internacional. 00:19:50

Los grados Kelvin son los grados de una escala de temperatura, la escala Kelvin, 00:19:53

cuya relación en la escala con la escala Celsius viene dada por, fijaos, 1K es igual a 273K. 00:19:58

Bueno, pues ya os digo yo que penséis esto, lo penséis vosotros, a ver qué es lo que pasa. 00:20:06

Aquí siempre hay algún error por ahí, ¿vale? Pensadlo. 00:20:15

Vamos a ver el comportamiento de los gases ideales. 00:20:20

Entonces, cuando estudiamos los gases ideales, tenemos que conocer en qué estado está. 00:20:23

Entonces, este estado viene determinado por cuatro magnitudes. 00:20:29

Tenemos que saber la cantidad de materia, el número de moles, la presión, P, el volumen y la temperatura. 00:20:34

Bueno, pues ya os digo que luego os voy a decir cómo repasar un poquito más a fondo estas leyes. Pero ahora mismo vamos a seguir al ritmo que está aquí porque las condiciones normales de un gas que sepáis son la presión, una atmósfera y la temperatura 273 K, que son cero grados centígrados. 00:20:45

Mirad, nos hacen esto. A ver qué es lo que pasa aquí. Que sepáis que las condiciones normales de un gas son presión en una atmósfera y la temperatura, 273 K. Si hablamos de condiciones estándar, no es lo mismo. Esto es las condiciones normales. 00:21:12

¿Qué es el volumen molar? Se define el volumen molar como el volumen que ocupa un mol. Un mol de una sustancia es el volumen molar. 00:21:32

Cuando hablamos, en el caso de que se trata de un gas que está en condiciones normales, es decir, está a una presión de una atmósfera y a 273 K, el volumen de un mol es 22,4 litros. 00:21:42

¿Vale? También esto que os vaya sonando 00:21:56

Entonces, en cuanto a las leyes de los gases ideales 00:22:00

Vamos a ver que si en un estado inicial 00:22:04

El volumen, la presión, la temperatura y la cantidad de materia 00:22:10

Lo vamos a llamar con los subíndices V1, T1 y N1 00:22:13

Y en el estado final 00:22:20

V2, volumen 2, presión 2, temperatura 2 y número de moles 2, 00:22:21

la ley general de los gases dice que el producto de la presión en el estado 1 00:22:30

por el volumen en el estado 1 dividido entre la temperatura 1 00:22:35

es igual al producto de la presión en el estado 2 por el volumen 2 dividido entre temperatura 2. 00:22:39

Aquí ya en esta fórmula no aparece el número de moles, 00:22:46

suponiendo que los moles en el estado inicial y final son iguales. 00:22:50

Esta es la ley que os suena a todos mucho, la ley general, P1V1 partido por T1 igual. 00:22:54

Y luego la ecuación de estado, cuando unimos estas cuatro variables, 00:23:01

la presión, el volumen, el número de moles y la temperatura, 00:23:06

R es la constante de los gases. 00:23:12

¿Vale? Depende en qué unidades esté la constante, pues tenemos que poner la presión, el volumen y la temperatura en otras. Entonces, si nosotros vemos que la constante de los gases es, esto es una constante que, bueno, tampoco la tenéis que saber de memoria, es 0,082 atmósferas por litro dividido entre grados Kelvin-mol, ¿vale? 00:23:15

Entonces, esta es la ley que os digo de la ecuación de estado, P por V igual a nRT, que te relaciona estas variables, presión, volumen, temperatura y el número de moles. 00:23:42

O tenemos la constante. 00:23:53

Haremos ejercicios. Ya os digo que esto lo vamos a repasar luego un poquito más. 00:23:55

Que sepáis las leyes de los gases, en general, y la ecuación de estado. 00:24:01

Bueno, a continuación vamos a ver las mezclas de los gases. ¿Qué ocurre? La ley de Dalton de las presiones parciales. 00:24:05

Fijaos en este recipiente. A ver, no me entretengo ahora más con esto de los gases porque lo vamos a ver después, ¿vale? Lo vamos a ver en ejercicios, vamos a repasar todo. 00:24:17

Si tenemos un recipiente con dos tipos de bolas, veis que los gases se están moviendo, es un movimiento caótico, lo veis ahí, las moléculas del gas, las bolitas rojas son el gas A y las bolitas azules el B. 00:24:29

Vamos a ver cómo interviene la presión total cada uno de ellos. 00:24:44

Si llamamos P a la presión parcial del gas A, es decir, la presión que ejerce el gas A y P sub a la presión parcial del gas B, 00:24:49

la presión parcial de un gas A en una mezcla de gases, por ejemplo, la presión que ejerce el gas A en una mezcla de gases, 00:25:01

es la presión que ejercería ese gas A que está en el rojo 00:25:07

si él solo ocupara todo el volumen de la mezcla, ¿vale? 00:25:12

Esa presión parcial del gas A es la presión que ejercería ese gas A 00:25:17

si él solo estuviera ocupando, ocupara todo el volumen de la mezcla 00:25:23

a la misma temperatura. 00:25:27

Entonces, ¿qué ecuaciones se rigen? 00:25:29

¿Qué ecuaciones se cumplen? 00:25:32

que la presión total del gas es igual a la presión total si están las bolas azules y están las rojas, 00:25:34

pues esa presión interviene tanto a la A como a la B. 00:25:44

Entonces, la presión total es igual a la presión que ejerce A más la presión que ejerce B 00:25:49

y si hubiera más, más puntos suspensivos, igual a sumatorio de todas las presiones parciales de todos los gases que hubiera. 00:25:54

¿Cómo se calcula la presión parcial de uno de ellos? 00:26:04

Bueno, pues para ello vamos a hablar de lo que es la fracción molar. 00:26:09

Si sabéis lo que es la fracción molar del gasa, es un… vale, la fracción molar de un gas es igual al número de moles de ese gas dividido entre el número de moles totales. 00:26:12

si no está ese gas solo, que hay más gases, el número de moles totales es mayor que el número de moles de A, luego la fracción molar es menor de la unidad, ¿no? 00:26:25

Y de tal manera que intervienen todos los que haya, que en este caso si hay dos, pues tenemos que la fracción molar de A más la fracción molar de B es igual a uno. 00:26:37

Siempre tiene, si hay varios, pues el sumatorio de x, de x sub i es igual a 1. El sumatorio de todas las fracciones molares, la fracción de moles de cada uno, ¿vale? Es un punto por uno de cada uno. 00:26:50

Entonces, que sepáis que la presión que ejerce uno de ellos, por ejemplo A, es igual a la presión total dividida por su fracción molar. 00:27:05

O sea, depende de la fracción de moles que tenga cada uno de ellos, así es la presión que ejerce. 00:27:16

O sea, lo que participa en la presión, la presión parcial de A, es igual a la presión total por su fracción molar, que siempre, si hay más de un gas, va a ser menor que uno. 00:27:20

O bien, la presión Y, lo que sea, es igual a la presión total por XOI. 00:27:32

Que sepáis que XOI es la presión molar. 00:27:39

También sabemos que el tanto por ciento en volumen de una mezcla de gases es igual a tanto por ciento en moles. 00:27:45

¿Qué ocurre? Que los gases, estamos hablando de lo ideal, no siguen exactamente las leyes de los gases ideales. 00:27:54

Entonces, nosotros consideramos, porque se acercan, bueno, entonces hay casos excepcionales en que si la temperatura es más baja y la presión es demasiado alta, se desvían del comportamiento ideal, ¿vale? 00:28:01

más se desvían. Cuanto más alta sea la presión y más baja la temperatura. ¿A qué es debido? 00:28:19

Pues ya sabes que las moléculas tienen, hablamos de que en lo ideal, las moléculas tienen un volumen muy pequeño, 00:28:28

pero en realidad es mayor que el volumen ideal, en la realidad. Y luego, esas fuerzas de cohesión, 00:28:35

que suponemos que son nulas, según la teoría, pues de lo ideal, pues como si las hay, 00:28:43

esto provoca que haya impactos, como hay atracción entre ellas, 00:28:51

los impactos sobre las paredes del recipiente son menores de lo que se espera. 00:28:59

Entonces, por lo que se puede alejar un poquito de la idealidad. 00:29:04

Vamos a ver la resolución de problemas que luego en la tarea, cuando os ponga, ya os digo, esta unidad es, bueno, pues tiene, si nos entretenemos, sí tiene teoría, que luego la repasaréis a lo largo de todas las unidades, sobre todo en la última, pues sí hay unos pocos problemas de este tipo en la tarea y teoría, ¿vale? 00:29:08

Vamos a ver, aquí os viene un ejemplo hecho para ver cómo se resuelven estos problemas de gases. 00:29:33

Entonces, hemos dicho antes, repasando, que en condiciones normales, ¿cuál era la presión? 00:29:43

Decíamos que en condiciones normales la presión es una atmósfera y la temperatura, lo tenemos aquí, lo señalo con el cursor, 00:29:52

son cero grados centígrados que equivalen a 273 K. 00:29:59

Entonces, este ejercicio nos dice, se puede hacer de más de una manera, 00:30:05

aquí viene resuelta, se puede simplificar, ya os digo. 00:30:09

Dice, reduce a condiciones normales, 75 centímetros cúbicos, 00:30:13

vemos que no son condiciones normales, en condiciones normales la presión es una almorza, 00:30:20

medidos a 16 grados centígrados y 710 milímetros de mercurio, ¿vale? 00:30:24

Entonces, leemos el enunciado, lo que nos dice. 00:30:32

Nos dice que esto lo reduzcamos a condiciones normales. 00:30:36

Apuntamos los datos que nos da el problema, ¿vale? 00:30:41

Nos da el volumen, nos da la temperatura y nos da la presión, el gas. 00:30:44

Bueno, ¿qué nos pide el problema? 00:30:49

¿Qué significa reduce a condiciones normales? Pues debes saber, como acabo de decir, lo que son las condiciones normales. La temperatura a 0 grados, que es igual a 273 K, cuando trabajamos con los problemas de gases, siempre la temperatura en que el viene hay que pasarla, ¿vale? 00:30:53

Y la presión, una atmósfera. Estas son las condiciones normales. 00:31:11

Luego, lo que me están pidiendo, ya os digo que si me dicen reduce a condiciones normales, me están pidiendo el volumen. 00:31:15

Si fueran condiciones normales, ya que el número de moles será el mismo. 00:31:24

En este caso, porque el gas es el mismo y no cambia. 00:31:29

Entonces, vamos a ver que estas son las unidades iniciales y cuál sería el volumen si fuera en condiciones normales. 00:31:34

Es decir, si la presión final fuera una atmósfera y la temperatura 273 K, ¿cuál sería ese volumen? 00:31:44

Entonces, vamos a mirar que estas unidades sean correctas. 00:31:54

Vamos a mirar que la constante de los gases, bueno, sabemos la ecuación, veíamos presión que me relaciona presión, volumen, número de moles y temperatura, P por V igual a nRT. 00:31:59

La constante de los gases me viene dada en atmósferas por litro dividido entre K mol. Es 0,082 atmósferas por litro partido por K mol. 00:32:11

¿No? Entonces, vamos a ver qué unidades me da el problema y si tengo que hacer algún cambio, porque estas unidades de la constante, fijaos, entonces, estamos viendo la presión en atmósferas de la constante, la temperatura en Kelvin y el volumen en litro. 00:32:24

Vamos a utilizar factores de conversión. Ya vamos a empezar a ver qué son los factores de conversión. Pues un factor de conversión es una fracción. Nosotros en factor de conversión tenemos una fracción para hacer cambios de unidades. 00:32:42

Entonces, ponemos en el numerador y en el denominador dos números que tienen el mismo valor, pero distintas unidades. Por ejemplo, si yo sé que un kilómetro equivale a mil metros, pues yo, si lo necesito, pues pongo el kilómetro o los mil metros, dependiendo de lo que yo quiera, de lo que me interese en el numerador o en el denominador. 00:33:02

De tal manera, ahora hacemos, de tal manera que lo que me interese, porque el cociente es 1, ¿por qué se le llama factor? A los factores de conversión, ¿por qué se les llama factores? Porque multiplican. Aquí, mira, en este ejemplo de aquí abajo, que ahora lo repasamos, estamos multiplicando por un factor de conversión, que es un litro que vale a mil centímetros cúbicos, ¿vale? Eso es un factor de conversión. 00:33:27

Entonces, está multiplicando y vale la unidad, porque el numerador y el denominador tienen el mismo valor, aunque están en distintas unidades, ¿vale? 00:33:52

Bueno, entonces, tenemos que en las condiciones iniciales del gas, fijaos, no lo estoy escribiendo porque está resuelto cuando hagamos problemas, pues ya coge la tableta y empezaría a escribir. 00:34:02

Entonces, tenemos que me dan inicialmente 75 centímetros cúbicos, vamos a pasarlo a litros, porque para trabajar en litros, tenemos la temperatura, son 16 grados centígrados, lo vamos a pasar a Kelvin y tenemos los 710 milímetros de mercurio que lo vamos a pasar a almorzadas, ¿vale? 00:34:16

Entonces, vamos a empezar. 00:34:40

Estos 75, estamos con las condiciones iniciales. 00:34:42

Estos 75 centímetros cúbicos, para pasarlo a litros, podemos utilizar, si queremos, un factor o dos. 00:34:45

En este caso lo he hecho con uno solo. 00:34:55

Directamente, ¿sabéis que el litro y el decímetro cúbico equivalen? 00:34:57

Es decir, un litro equivale a un decímetro cúbico. 00:35:05

Y como un decímetro cúbico tiene mil centímetros cúbicos, pues directamente os lo hace aquí, en un solo factor, pero se podría haber hecho con dos. 00:35:07

Entonces, para hacer el cambio, ponemos lo que nosotros queremos cambiar, estos 75 centímetros cúbicos los queremos pasar a litros. 00:35:19

Entonces, yo conozco, digo, si un litro equivale a mil centímetros cúbicos, ¿por qué pongo los mil centímetros cúbicos en el denominador? 00:35:28

Pues porque a mí me interesa simplificarlo con estos otros que los tengo en el numerador. 00:35:36

Y pongo en el numerador los litros, que es lo que a mí me interesa, la solución. 00:35:42

Luego dividimos estos centímetros cúbicos con estos, los simplificamos de numerador y denominador, 00:35:47

y me queda el resultado que es 0,075 litros. 00:35:54

¿Vale? Estamos poniendo esos... 00:36:00

Bueno, ya os lo he dicho. 00:36:01

Ahora, esos 16 grados centígrados los vamos a pasar a Kelvin. Sabíamos que 0 grados centígrados equivalen a 273K. Luego, para pasar estos 16 grados centígrados a Kelvin, lo sumamos. 16 más 273K y me quedan 298K. 00:36:02

Voy a interrumpir un momento. ¿Me estáis escuchando? ¿Estáis ahí, no? 00:36:25

Sí, sí, sí. 00:36:33

Cuando es Kelvin no se pone, ¿vale? 00:37:03

Bueno, vamos ahora, ya tenemos pasados los 75 centímetros cúbicos del volumen a litros. 00:37:05

Ahora, los 16 grados centígrados a Kelvin. 00:37:13

Y vamos a ver esta presión. 00:37:16

Estos 710 milímetros de mercurio vamos a pasarlo a atmósferas. 00:37:18

Entonces, otro factor de conversión. 00:37:23

Bueno, yo digo, yo quiero estos 710 milímetros de mercurio, quiero saber a cuántas atmósferas equivalen. Yo sé, esto es un factor de conversión, esto que está entre paréntesis, yo sé que una atmósfera equivale a 760 milímetros de mercurio. 00:37:25

Pues pongo uno en el numerador y otro en el denominador. 00:37:42

Pero, ¿por qué pongo estos 760 milímetros de mercurio en el denominador? 00:37:45

Pues porque a mí me interesa, ¿vale? 00:37:50

Para simplificarlo con estos milímetros de mercurio de arriba. 00:37:52

Entonces, el resultado es 0,934 atmósferas. 00:37:57

Yo ya tengo esas tres magnitudes en las unidades que yo quiero. 00:38:04

Pero, ¿por qué 7.10? O sea, 7.60 y no 7.10. 00:38:10

No, mira, verás, no te líes. Es que hay algo, claro, es que, ¿sabes lo que pasa? Que al ser distancia, hay muchas cosas que iremos explicando a lo largo del curso. 00:38:16

Porque en presencial hay una unidad, hay un tema de unidades. Entonces, por ejemplo, de la presión, ya os he dicho que luego, al final, al final de la clase, os voy a decir dónde tenéis que derivar. 00:38:28

Yo voy a repasar con vosotros algo más y esto, ¿vale? Pues que sepáis que la presión se puede medir en atmósferas y también se puede medir en milímetros de mercurio. Y luego os repasaré el experimento de Torricelli, donde tenéis que saber que una atmósfera equivale a 760 milímetros de mercurio. 00:38:49

Entonces, como a ti te dan la presión en milímetros de mercurio, te dicen 710. Entonces, no sabes a cuántas atmósferas equivalen. Bueno, pues ahí utilizamos el factor de conversión. Yo esto, a lo mejor, os tenía que haber dicho que sepáis que una atmósfera de presión equivale a 760 milímetros de mercurio. 00:39:11

Es que es como para que el compañero entienda cómo es una norma. Por ejemplo, un litro son 100 milímetros. 00:39:33

Entonces, para poderlo pasar a atmósfera, tenemos que eliminar los milímetros de Hg para poder tener una atmósfera. Y esa es la conversión que se hace. O sea, siempre vamos a tener una atmósfera de 360. 00:39:40

Sí, espera un momento, voy a escribir en la pizarra. Bueno, sí, es que en este problema había decidido no escribirlo porque está aquí escrito. Entonces, veréis, siempre en cada factor de conversión tenemos en el numerador y en el denominador dos magnitudes equivalentes. 00:39:56

Por eso lo que acabas de decir tú, que yo os digo para que lo sepáis, que no tenéis que saberlo de memoria, luego de tanto hacerlo os lo vais a aprender, que una atmósfera, una atmósfera, o sea, la presión medida es en la atmósfera, que una atmósfera equivale a esos milímetros de mercurio, justo 760. 00:40:18

entonces, que este 760 00:40:37

está en el denominador 00:40:40

le he puesto ahí porque nos interesa 00:40:43

para simplificarlo con estos 00:40:44

como son milímetros de mercurio en el numerador 00:40:48

y milímetros de mercurio en el denominador 00:40:51

se simplifica porque si tú divides uno entre otro 00:40:54

es la unidad, os dais cuenta 00:40:57

decimos numerador y denominador se van, no se van de paseo 00:41:00

que lo simplificamos por eso 00:41:03

Entonces, ¿qué me queda? 00:41:06

Atmósferas. 00:41:08

¿Habéis entendido esto? 00:41:10

Sí, si al final es una regla de tres, ¿no? 00:41:12

Sí, lo único que expresaba de otra manera. 00:41:15

Verás, verás. 00:41:18

Usando química y otras materias, 00:41:19

la regla de tres antes se utilizaba mucho. 00:41:22

Ahora a los matemáticos no les gusta hablar de la palabra regla de tres. 00:41:24

Hablan de proporciones. 00:41:30

Pero se utilizan mucho ahora. 00:41:32

Ahora, ya veréis, cuando calculéis las concentraciones, que se usan mucho los factores de conversión, sin tener que hacer reglas de tres, porque es muy cómodo. 00:41:33

Ya veréis, estáis empezando, pero veréis cómo vais a empezar a usarlo mucho. 00:41:44

Esto, ¿vale? 00:41:50

Bueno, entonces, como ya tenemos el volumen, la temperatura y la presión en las unidades que queremos, aplicamos la ecuación de los gases ideales P por V igual a nRT para calcular el número de moles de gas. 00:41:51

Ya os he dicho que este problema se puede hacer así, también se puede hacer de otra forma, más fácil, bueno, más corta. 00:42:06

Entonces, como el número de moles no varía, que es el mismo gas, estamos calculando el número de moles con estos datos del problema con las condiciones que me dan. 00:42:12

Fíjate, me dan estas condiciones, 75 centímetros cúbicos del gas, medidos a 16 grados y me dan la presión. 00:42:21

Hemos pasado ese volumen, esa temperatura y esa presión al volumen a litros, la temperatura Kelvin y la presión a atmósferas. 00:42:32

atmósferas. Ahora lo que queremos es, con estos datos, calcular el número de moles. 00:42:45

Aplicamos la fórmula P por V igual a nRT. Fijaos, está todo colocado aquí. Como lo 00:42:52

vais a estudiar por aquí, está fácil, ¿vale? La presión la ponemos en atmósferas, 0,934 00:42:59

atmósferas. El volumen, le veis, 0,075 litros, igual a n, que es el número de moles, que 00:43:07

¿Qué es lo que queremos calcular? Por la constante de los gases, que esto es una constante que tiene este valor, en un problema se os da, que es 0,082 atmósferas por litro dividido entre Kmol y por 298K. 00:43:15

Ahora, si nosotros despejamos N, fijaos, si despejamos N, ¿qué tendríais? Bueno, un segundito, un momento, a ver, un segundo, que esto si lo hubiera preparado antes de empezar, pues me había evitado esto, pero bueno, un momento, lo escribo. 00:43:35

A ver, a ver, a ver, a ver... 00:44:17

T por V es igual a nRT, ¿vale? 00:44:35

Entonces, hemos puesto lo que era la presión, lo que era el volumen, igual a nR, lo hemos puesto y T. 00:44:50

Si despejamos n, que es a lo que yo iba, que aquí en el problema te lo dan directamente hecho, 00:44:57

a ver dónde está, hasta aquí, fijaos. 00:45:02

N ya te da el valor, pero si nosotros N lo despejamos, N es igual a 0,934 atmósferas por el volumen de 0,075 litros dividido entre R. 00:45:04

Bueno, siempre otra cosa que tengo que repasar, a lo mejor a muchos les sobra, pero bueno, que siempre cuando vayáis a despejar una incógnita, en el denominador se pone lo que está multiplicando la incógnita, en este caso RT, ¿vale? 00:45:34

R es la constante de los gases que son 0,082 atmósferas litro partido por K mol y T la temperatura cual era, a ver un momento que miro, era 298 o 289. 00:45:49

Yo creo que hay una errata aquí, mirad a ver. La solución está bien, pero sumar 273 más 16, ¿vale? 00:46:13

289. 00:46:25

Vale, 289. La solución está como si hubieras utilizado 289, pero ahí hay una errata. Si hay alguna errata yo os lo voy diciendo. 00:46:26

Bueno, entonces, ¿qué hacemos aquí? ¿Cómo simplificamos? Fíjate, tenemos aquí atmósferas con atmósferas, litros con litros, grados Kelvin con grados Kelvin. 00:46:37

Y estos moles suben arriba, fijaos, estos moles suben aquí. Entonces, a mí me dan el resultado en moles. 00:46:58

Pero, ¿por qué me sube esto aquí arriba? 00:47:09

Bueno, pues tenéis que ir, os voy a ir poniendo, de vez en cuando os diré algún truquillo, 00:47:11

cuando salgan fracciones, tenemos por ejemplo, 00:47:17

cuando tengamos A entre B dividido entre C y D, o también lo podéis poner así, 00:47:20

A partido por B dividido entre C dividido entre D, ¿vale? 00:47:28

Entonces, esto es igual a A por D dividido entre B por C. 00:47:33

Bueno, a lo que quiero decir es que aquí estos moles están en el denominador del denominador. 00:47:44

Bueno, pues cuando lo tenéis de esta manera, os digo que este D sube arriba y este B baja abajo. 00:47:53

O sea, se juntan los extremos arriba y los medios abajo. Entonces, es A por D, ¿lo veis? Lo mismo, A por D dividido entre B por C, B por C. 00:48:01

Con lo cual, os estoy diciendo que el 0,075 tiene de denominador un 1, cuando no aparece ningún denominador es 1, 1, con lo cual estos moles suben arriba y este 1 bajaría abajo. 00:48:15

Por eso el resultado son moles, porque todas las otras unidades las habéis simplificado, ¿vale? Está en el denominador del denominador, como D. Bueno, pues el resultado es, ¿cuánto daba? Esta sí está bien la solución, yo creo que esto lo he comprobado. 2,96 por 10 a la menos 3 moles, ¿vale? Bueno. 00:48:28

Profesor, por ejemplo, a mí me da 2,955, se aproxima, ¿no? 00:48:51

Bueno, pues ya hablaremos si está hecha la aproximación, ¿sabes?, mediante el redondeo. Hablaremos un poquito del redondeo. Os digo que esa unidad que no tenéis aquí, de vez en cuando, hoy, por ejemplo, he hecho la introducción hablando del sistema internacional y algunas magnitudes, pues de vez en cuando cogeré la unidad y repasaré algo de esto, ¿vale? 00:48:57

Así que no te preocupes. Bueno, entonces, ¿qué hemos calculado aquí con estos datos? Hemos calculado el número de moles del gas. Como ya sabemos el número de moles y no varía para las condiciones que me dan, me dicen que esas, ¿cuáles serían si fueran condiciones normales? 00:49:24

Como el número de moles no varía, pues ya calculamos el volumen final. ¿Por qué? Porque las condiciones normales que me están pidiendo, sabemos que son presión en una atmósfera y temperatura, lo estoy señalando, lo veis, 273K. 00:49:43

Luego de ahí lo que me piden es el volumen, que lo sepáis, el volumen en condiciones normales que no lo conozco. 00:50:01

Luego yo aplico para las condiciones normales P por V igual a nRT, me piden el volumen porque lo demás lo conozco. 00:50:08

Si la presión es una atmósfera, lo veis que están ya los datos ya puestos correspondientes a la fórmula. 00:50:17

B por V igual a nRT 00:50:26

n no cambia 00:50:28

que es lo que acabamos de calcular 00:50:30

el número de moles 00:50:32

2,96 por 10 a la menos 3 moles 00:50:33

que sepáis que hemos rodeado 00:50:35

las centésimas 00:50:38

pero ya hablaré del redondeo 00:50:39

porque tú no puedes poner 00:50:42

2, ¿cuánto te daba? 00:50:44

9,5 no sé cuánto 00:50:45

bueno pues hoy no me voy a parar 00:50:47

pero ya si lo haremos 00:50:50

no haremos todo eso 00:50:52

entonces la presión es una atmósfera 00:50:54

en condiciones normales, el volumen es lo que queremos calcular, igual a N, lo tenemos, el número de moles, R es la constante de los gases y la temperatura en Kelvin. 00:50:56

Entonces ya al despejar el volumen, no lo escribo, pero el volumen, al despejarlo sería igual a todo lo que tenéis en el segundo miembro, 00:51:10

dividido entre lo que multiplica el volumen, que es 1. 00:51:18

Luego es muy fácil, en este caso el volumen es igual a todo lo que tenéis aquí. 00:51:22

Al dividir entre 1 es lo mismo, A dividido entre 1 es A, 2 entre 1, 2, ¿vale? 00:51:27

Entonces, el resultado es 0,066 litros. 00:51:32

Ese es el volumen, ya está hecho en condiciones normales. 00:51:39

Bueno, seguimos. 00:51:44

vamos a ver ahora 00:51:48

porque es que ya os digo 00:51:54

esto tiene mucho 00:51:55

mucho que ver 00:51:57

vamos a hablar de los líquidos 00:51:58

no me olvido de los gases 00:52:00

hay que hacer problemas 00:52:02

el próximo día hacemos alguno 00:52:03

cada día y ya está 00:52:06

luego los problemas que hay en la tarea 00:52:07

pues les vais a saber hacer 00:52:10

porque van a ser 00:52:12

ya veréis por qué 00:52:14

ahora no sigo con los gases 00:52:16

y luego lo vamos a ver otra vez. 00:52:17

Vamos a ver los líquidos. 00:52:19

Ya sabemos lo que es la densidad, hemos visto la densidad absoluta, que tiene unidades. 00:52:22

¿Qué es la viscosidad? La veremos. 00:52:28

Otra propiedad. 00:52:30

Y la tensión superficial, también la veremos. 00:52:32

Bueno, pues los líquidos son un estado intermedio entre los gases y los sólidos. 00:52:36

Los líquidos son menos densos que los sólidos, pero más densos que los gases. 00:52:40

Y el comportamiento, pues hemos visto antes. 00:52:44

Las moléculas en los líquidos están muy cercanas entre sí, se pueden mover un poquito, pero tampoco están tan cercas como en los sólidos, son incompresibles. 00:52:47

¿Qué significa? Que no se pueden comprimir, no se puede reducir su volumen aumentando la presión, porque entre las moléculas casi no queda volumen libre, están muy cerca, no tanto como en los sólidos. 00:53:00

No tiene forma definida, las moléculas se mueven, adoptan la forma del recipiente que las contiene. 00:53:12

Son fluidos, ¿qué significa? 00:53:18

Un fluido es un medio continuo, tenéis aquí la definición, formado por alguna sustancia entre cuyas partículas solo hay fuerza de atracción débil. 00:53:22

Los fluidos que sepáis que son los líquidos y los gases, en los sólidos esas fuerzas son más grandes. 00:53:31

Y las moléculas se atraen mediante fuerzas de cohesión, ya os digo que son más fuertes que en los gases, pero más débiles que en los sólidos. 00:53:38

En cuanto a las propiedades físico-químicas, vamos a estudiar la densidad, la viscosidad y la tensión superficial. 00:53:50

Vale, seguimos. Hablamos de densidades y esto está muy resumido, pero bueno, lo veremos un poquito más. ¿Cómo calcularías en el laboratorio la densidad de los líquidos? 00:53:57

Bueno, hemos visto antes la definición de la densidad absoluta, que es el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. 00:54:14

Entonces, sistema internacional, masa kilogramos y volumen metro cúbico, kilogramos por metro cúbico, ¿vale? 00:54:23

En el sistema cejasimal, gramos por centímetro cúbico. 00:54:31

Es una de las propiedades más útiles la densidad para identificar un compuesto. 00:54:36

Tenéis aquí la definición de la densidad. 00:54:41

¿Cómo se puede medir la densidad? 00:54:45

Pues vamos a ver aquí con pignómetros. 00:54:47

Vemos que esto es un pignómetro, que es un matraz, que mide, fijaos, que este es un tapón y lleva aquí un aforo. 00:54:50

Entonces mide volúmenes exactos. 00:54:59

Y esto es un densímetro, esto de la derecha. 00:55:03

Pero bueno, nos vamos a quedar aquí, no vamos a ver más porque esta unidad es larga, pero es que luego hay otras que son más cortas. Quiere decir que aunque estemos tiempo con ella, fijaos cuando repasáis hasta aquí, porque luego ya el próximo día veremos un poquito más de la densidad y ya empieza con la viscosidad. 00:55:05

Entonces, vamos a empezar, fijaos, cuando veíamos al principio del tema, me paso aquí, veis que, acordaos, que veíamos lo del principio, venía aquí la tabla periódica y tenéis aquí la tabla periódica. 00:55:29

Para saber más, pincháis. Ya el otro día estuvimos aquí para ver la configuración electrónica. Si bajáis para abajo, os vais aquí a gases. 00:55:45

Donde vienen gases, ¿vale? Entonces, fijaos, tenéis aquí, inicio, conceptos, leyes. Estos son los gases. Vamos a ver conceptos. Por ejemplo, estados de agregación, que ya los habéis visto. Fijaos un sólido, lo repasamos. 00:55:57

¿Ves? Las moléculas están muy juntas entre ellas, pero tienen un movimiento vibratorio. 00:56:21

¿Vale? Estos son sólidos. 00:56:26

Si fuera un líquido, fíjate, ves aquí en el dibujo, pincháis, ves que se mueven, pero están más separadas. 00:56:27

Y si fuera un gas, esto es agua, por ejemplo, ¿ves? 00:56:36

Y si fuera un gas, pues, fijaos las moléculas, lo separadas que están. 00:56:38

Bueno, esta es una manera en el estado sólido, ¿veis aquí? 00:56:44

Y el resumen, os digo, es una forma de que repaséis esta teoría, en el estado sólido los átomos y moléculas ocupan posiciones fijas, aunque se encuentran vibrando, por eso se movían, en esas posiciones con una capacidad de movimiento limitada. 00:56:47

En el estado líquido, la fuerza de cohesión entre las moléculas que mantiene unidas a las moléculas es menor que en los sólidos. Estas tienen cierta capacidad de movimiento líquido, en gran medida, está limitada por otras moléculas que tienen alrededor. 00:57:03

Y en otras, las moléculas se encuentran muy lejanas, muy lejos unas de otras, se mueven en todas direcciones. Habíamos dicho que el movimiento era caótico. Entonces, seguís aquí, fijaos, de los estados de Ibai-Heiss a temperatura. Yo voy a ver con vosotros un poquito, pero esto tiene la temperatura. Vamos a ver la temperatura. 00:57:19

Y luego, que os viene muy bien repasar esto, repasemos que según la teoría cinética, la temperatura es una medida de la energía cinética media de los átomos y moléculas que constituyen un sistema. 00:57:41

Como la energía cinética, que lo hemos visto antes, depende de la velocidad, podemos decir que la temperatura está relacionada con las velocidades medias de las moléculas del gas. 00:57:54

Bueno, escalas para medir la temperatura. Esto, ya sabéis, cuando no tengáis alguna duda, acordaos de este apartado que está muy bien aquí todo lo de los gases. Está la escala Celsius, que conocéis, la Kelvin y la Fahrenheit. 00:58:05

Entonces, a la presión de una atmósfera, tenemos, fijaos, en la escala Celsius, si ponemos como puntos fijos el punto de fusión de la sustancia y el punto de ebullición, 00:58:21

en la escala Celsius, el punto de fusión es 0 grados y el punto de ebullición 100. 00:58:35

Esa distancia entre 0 y 100, si lo dividimos en 100 partes, cada una de esas 100 partes se llama grado Celsius. 00:58:42

¿Vale? En la escala Kelvin, pues en la escala Kelvin, 0 grados equivale a 273,15, aunque hablamos para simplificar de 273, el punto de fusión del agua es 273,15, ¿vale? 00:58:49

El punto de ebullición 373,15 y el número de emisiones también son 100. 00:59:07

Y luego la escala Fahrenheit, el punto de fusión coincide con 32 y el de ebullición 212. 00:59:16

Y esta escala está dividida en 180 partes. 00:59:23

Luego, fijaos, en el agua líquida, en el intervalo de temperatura entre esos dos puntos fijos, el de fusión y el de ebullición, el agua es líquida. 00:59:27

¿Vale? Este intervalo se divide en 100 partes en la escala Celsius y Kelvin, hemos visto. 00:59:36

En la Fahrenheit se divide en 180. 00:59:43

Esta fórmula para pasar de una escala a otra no la aprendéis de memoria, 00:59:46

pero bueno, lo que sí que es fácil es pasar de Celsius o centígrados a Kelvin, ¿vale?, que lo hemos hecho. 00:59:50

¿Cómo se calibra un termómetro? Pues utilizando estos puntos fijos, 00:59:57

luego lo veremos también en la unidad del final, como práctica, 01:00:00

Entonces, lo podéis repasar vosotros. Fijaos, seguimos aquí con la presión. Fijaos, todo esto lo sabéis ya, porque lo hemos visto a deprisa, pero lo hemos visto un poco. 01:00:06

Entonces, claro, es que con una hora y cuarto no podemos, ya bastante nos da tiempo. Bueno, llamamos presión física a la relación que existe, repasáis, 01:00:18

entre la fuerza y la superficie sobre la que se aplica esa fuerza. 01:00:30

En el sistema internacional, la unidad de fuerza, hemos visto, acabamos de ver el newton, 01:00:36

y la de superficie, el metro cuadrado, pues la presión es igual a un newton por metro cuadrado, 01:00:40

que se llama pascal. Un pascal es igual a un newton por metro cuadrado. 01:00:46

Pero también tenemos otras formas de medir la presión, por ejemplo, el milímetro de mercurio. 01:00:50

Entonces, el experimento de Torricelli es este, os hablaba yo del experimento de Torricelli. Entonces, fijaos, se coge una cubeta llena de mercurio y cogemos un tubo cerrado por un extremo y le llenamos de mercurio, claro, de la otra forma, con la parte abierta hacia arriba, y le invertimos la parte abierta hacia la cubeta. 01:00:56

Entonces, resulta que si veis aquí a la izquierda la presión del aire y a la derecha la atmósfera está ejerciendo una presión sobre el mercurio de tal manera que esa presión la podemos medir en milímetros de mercurio 01:01:21

porque la altura que alcanza esta columna es de 760 milímetros de mercurio. 01:01:44

Entonces, por eso decimos que una unidad muy utilizada para medir la presión, 01:01:52

aunque no es del sistema internacional, es el milímetro de mercurio. 01:01:57

¿Qué es un milímetro de mercurio? 01:02:02

Representa una presión que equivale al peso de una columna de mercurio de un milímetro. 01:02:03

¿Vale? 01:02:09

Entonces, la experiencia de Torricelli se demostró que utilizando el barómetro de mercurio, 01:02:10

que al nivel del mar la presión atmosférica es equivalente a la presión ejercida por esta columna, 01:02:18

esta presión que se ejerce, que ejerce el aire y que hace subir esta columna 76 centímetros, sí, 760 kilómetros de mercurio. 01:02:26

Entonces, la fuerza se correspondería de esta con el peso de la columna de mercurio, ¿vale? Entonces, esta medida de estos 760 milímetros de mercurio es porque el aire está ejerciendo esa presión sobre la cubeta y esa presión es tal que hace que suba esa columna esa cantidad, ¿vale? Esa altura. 01:02:39

Y bueno, esto luego lo iremos viendo poco a poco y ya os explicaré por qué llegamos a esta, por qué podemos calcular la presión con esta fórmula de GH. 01:03:09

Lo vemos otro día. 01:03:23

Ahora quería ver otras cosas como, por ejemplo, el volumen. 01:03:25

Lo hemos visto, el volumen es el espacio que ocupa un gas. 01:03:29

Es que todos los gases ocupan todo el volumen que tienen disponible. 01:03:34

Si venís a una clase o cuando estáis en algún sitio y huele a gas, si abrís una botella de gas y empieza a salir ese gas, que no hay combustión, sale el gas simplemente, pues huele, pero el gas se expande por toda la habitación, ocupa todo el volumen que puede, ¿vale? 01:03:37

pero el gas 01:03:58

el gas como tal es 01:04:01

sin olor, ¿no? 01:04:03

lo que pasa es que le echan una mezcla de azufre para que huela 01:04:05

escucha, espera, espera 01:04:07

yo te estoy hablando del gas butano 01:04:09

del gas butano, perdón 01:04:11

si abres una botella 01:04:13

es que he dicho una botella de gas simplemente 01:04:15

sí, pero el gas 01:04:17

el gas butano como tal 01:04:19

sí, el gas 01:04:21

tiene una mezcla 01:04:22

yo cuando estaba hablando del gas 01:04:24

se está hablando de la botella de gas butano, pero no sé por qué no he dicho la frase entera. 01:04:27

A lo que quería explicar es que cuando huele a gas, a gas butano, por ejemplo, 01:04:35

que decís, estoy pensando en una botella de gas butano, que la abrís y tú no enciendes la cocina o lo que sea, 01:04:41

y a veces cuando la llama no, cuando no hay combustión, que no hay llama, no se está quemando el gas, 01:04:49

pues ese gas sale 01:04:55

y huele mucho 01:04:57

ese gas sale de la botella 01:04:58

y tiende a ocupar todo el volumen que puede 01:05:00

en el caso del butano huele 01:05:03

se nota 01:05:05

tú puedes tener un gas 01:05:06

depende de qué gas puede oler o no oler 01:05:11

un gas cuando tú le tienes 01:05:13

encerrado está a cierta presión 01:05:15

pero cuando le abres la botella 01:05:17

pues ese gas 01:05:20

ocupa todo el volumen que le dejas 01:05:21

¿Sabes lo que te quiero decir? 01:05:23

Por eso los gases tienen densidades tan pequeñas 01:05:27

Porque 01:05:29

El volumen 01:05:29

Del gas es así 01:05:32

No sé si lo has entendido 01:05:37

Bueno 01:05:40

Sí, entenderlo así 01:05:41

Si lo entiendo 01:05:45

¿Eres Abel? 01:05:46

Sí, soy Abel 01:05:47

Pero has entendido esto del gas 01:05:48

Perdóname, es que cuando he dicho 01:05:50

Está hablando del gas, cuando es que hablamos muchas veces pensando en el gas butano, pues hay muchos gases, el hidrógeno es un gas, el nitrógeno, el helio. 01:05:51

Bueno, entonces, para medir el volumen utilizamos mucho el litro, el mililitro, ¿vale? Entonces, que sepáis que un litro tiene mil mililitros, esto sí que lo sabéis. 01:06:06

Y también sabemos que un litro, esto sí que tenéis que saberlo, un litro equivale a un decímetro cúbico. Y un decímetro cúbico, como van de tres en tres, son metro, decímetro, centímetro, milímetro. Del decímetro al centímetro hay un lugar, pero van de tres en tres. Luego un decímetro cúbico equivale a mil centímetros cúbicos. Eso sí que lo sabéis, ¿no? ¿Os acordáis de esto o no? ¿Cómo lo lleváis? 01:06:21

Sí, yo sí. 01:06:51

Sí, ¿verdad? Os suena. 01:06:53

Claro. 01:06:55

Cuando van, por ejemplo, un decímetro cuadrado, ¿cuántos centímetros cuadrados tiene? 01:06:57

Como los cuadrados van de dos en dos y del decímetro al centímetro hay un lugar, ¿cuántos has dicho? 01:07:04

Cien. 01:07:12

Exacto. 01:07:13

Y un metro, perdón, un decímetro, ¿cuántos centímetros tiene? 01:07:14

10, muy bien, eso sí, ya sí te has dado cuenta. Luego también hay unidades que son equivalentes, que son, por ejemplo, el mililitro, un mililitro que vale un centímetro cúbico. Pues cuando hagamos ejercicios, esto va a salir, lo vamos a repasar, lo vamos a ir repasando más. 01:07:21

Fijaos en esto que está fenomenal para que repaséis por aquí. Vamos a ver la cantidad de gas. Fijaos también, cantidad de gas. La cantidad de gas está relacionada con el número total de moléculas que se encuentran en un recipiente. 01:07:40

Pues a ver si os suena esto, que utilizamos mucho para hablar de la cantidad de gas un mol. Que sepáis que un mol es una cantidad igual al número de abogadro. Por ejemplo, un mol de moléculas tiene el número de abogadro de moléculas. 01:07:52

Un molde de átomos tiene el número de abogadros de átomos. O sea, un molde de moléculas tiene 6,022 por 10 a la 23 moléculas. Fíjate, un molde de moléculas. Podemos hablar un molde de iones, un molde de átomos, un molde de moléculas. 01:08:10

Y luego, lo que es la masa molar de una sustancia, ¿en qué unidades viene dada la masa molar? Por ejemplo, la masa molar, la masa de una molécula de agua, la masa molar del agua que es igual a gramos por mol, a 18, perdón, 18 gramos por mol. 01:08:24

¿Os suena? Antes le llamábamos peso molecular. Viene dada en gramos por mol. Que os vaya sonando. Esto lo vais a ver mucho en química y, bueno, en todo el ciclo, ¿vale? 01:08:50

El peso molecular o masa molecular. Cuando hablamos de una sustancia, hablamos de masa atómica. Bueno, vamos a ver las leyes. A continuación vemos las leyes. Esto es muy interesante. 01:09:06

Vamos a ver qué decía Abogadro. Abogadro dice lo siguiente. Esta ley, relación entre la cantidad de gas y su volumen, es interesante que lo veamos, descubierta por Abogadro a principios del siglo XIX, establece la relación entre la cantidad de gas y su volumen cuando se mantienen constantes la temperatura y la presión. 01:09:27

A ver, recuerda que la cantidad de gas la medimos en moles. 01:09:49

Vamos a ver. 01:09:57

Tenemos un recipiente con una cierta cantidad de gas, por ejemplo, un mol. 01:09:59

Si aumentamos la cantidad de gas añadiendo otro mol, el volumen aumentará hasta hacerse el doble. 01:10:04

En otras palabras, el volumen del gas es directamente proporcional al número de moles. 01:10:11

matemáticamente podemos expresar esto como v igual a k por n 01:10:16

donde v es el volumen, n es el número de moles de gas 01:10:22

y k una constante de proporcionalidad 01:10:27

esta relación es conocida como ley de Avogadro 01:10:30

y podemos enunciarla de la siguiente forma 01:10:34

a temperatura y presión constantes 01:10:37

el volumen que ocupa un gas es directamente proporcional 01:10:40

al número de moles de dicho gas 01:10:43

¿Ves? Que está muy interesante. Vamos a ver ahora esta otra ley que la vamos a ver para hacer problemas de los gases. 01:10:45

Bueno, pues esta ley, la tenéis aquí, fue descubierta por Robert Boyle, ¿vale? 01:11:00

Establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen. 01:11:06

O sea, en este caso, cuando la temperatura es constante, vamos a ver cómo se relacionan la presión y el volumen. 01:11:13

La presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen. 01:11:20

Es decir, que si uno aumenta al doble, el otro disminuye a la mitad. 01:11:26

Son inversamente proporcionales el volumen y la presión. 01:11:31

Cuando la temperatura es constante. 01:11:35

podemos aumentar la presión añadiendo peso al émbolo 01:11:37

nosotros vamos a aumentar la presión desde una hasta dos atmósferas 01:11:44

cuando la presión aumenta el volumen ocupado por el gas disminuye 01:11:48

de manera que cuando la presión se hace el doble el volumen se reduce a la mitad 01:11:53

esto significa que el volumen es inversamente proporcional a la presión 01:11:58

podemos expresarlo matemáticamente así 01:12:03

V igual a K por 1 partido por P o lo que es lo mismo P por V igual a K 01:12:06

donde K es una constante de proporcionalidad 01:12:14

Esta relación conocida como ley de Boyle podemos enunciarla de la siguiente forma 01:12:17

Si la temperatura se mantiene constante, el volumen ocupado por un gas es inversamente proporcional a la presión 01:12:23

La entenderéis mejor cuando hagamos ejercicios 01:12:31

Y como memoria vamos a seguir con otra. Aquí en este caso la temperatura varía siempre. Entonces hay dos casos. En un caso se mantiene constante la presión y en otro caso se mantiene constante el volumen. Vamos a ver primero una y luego la otra. 01:12:38

Vamos a elevar al doble la temperatura del gas manteniendo constante la presión. 01:13:00

Observamos que cuando la temperatura aumenta, el volumen que ocupa el gas también aumenta, 01:13:09

lo que significa que el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura. 01:13:15

Este comportamiento se puede expresar matemáticamente como V igual a K por T, 01:13:20

donde K es una constante de proporcionalidad. 01:13:26

La relación anterior se conoce como ley de Charles y la podemos enunciar así. 01:13:29

Cuando la presión es constante, el volumen que ocupa un gas es directamente proporcional a su temperatura. 01:13:35

Observa cómo, al aumentar la temperatura al doble, el volumen del gas se ha duplicado. 01:13:43

¿Lo veis? En este caso la temperatura sí que varía. 01:13:52

Si varía la temperatura y uno es constante, lo que tenéis aquí, 01:13:56

que el volumen es directamente proporcional a la temperatura. 01:14:04

Si la temperatura aumenta, el volumen también a presión constante. 01:14:08

¿La presión es la misma? 01:14:13

Sí. En este caso, vamos a verlo otra vez, en este caso la presión es constante. 01:14:15

Como cabe esperar, si enfriamos el gas hasta su temperatura original de 300 Kelvin, 01:14:21

el volumen disminuye hasta el valor que tenía originalmente. 01:14:26

Ves que ha aumentado la temperatura y también ha aumentado el volumen 01:14:31

A presión constante, vamos a verlo otra vez 01:14:38

Vamos a elevar al doble la temperatura del gas manteniendo constante la presión 01:14:40

Observamos que cuando la temperatura aumenta el volumen que ocupa el gas también aumenta 01:14:44

Lo que significa que el volumen del gas es directamente proporcional a la temperatura 01:14:51

Este comportamiento se puede expresar matemáticamente como v igual a k por t, donde k es una constante de proporcionalidad 01:14:56

La relación anterior se conoce como ley de Charles y la podemos enunciar así 01:15:06

Cuando la presión es constante, el volumen que ocupa un gas es directamente proporcional a su temperatura 01:15:11

Observa como al aumentar la temperatura al doble, el volumen del gas se ha duplicado 01:15:19

Como cabe esperar, si enfriamos el gas hasta su temperatura original de 300 Kelvin, el volumen disminuye hasta el valor que tenía originalmente. 01:15:25

Tenemos una cierta cantidad de gas encerrado en un recipiente de volumen constante. 01:16:04

Gail Isaac observó que en estas condiciones, al elevar la temperatura, la presión en el interior del recipiente también se elevaba. 01:16:10

La ley que lleva su nombre dice que cuando el volumen es constante, la presión del gas es directamente proporcional a la temperatura, es decir, P igual a K por T. 01:16:18

A esto es a lo que me refería yo. 01:16:38

Esto sí. Bueno, pues esto ahora vosotros lo repasáis porque os he dicho que esto es muy interesante para luego ya empezar a hacer ejercicios porque vamos a utilizar estas leyes. 01:16:40

pero el truco 01:16:51

luego, saber cuál tienes que 01:16:53

bueno, lo vas a ver enseguida 01:16:55

tengo ejemplos que pondré y haremos en clase 01:16:56

¿vale? hoy 01:16:59

esta clase la repasáis 01:17:00

y ya empezamos a hacer problemas 01:17:03

y el ejemplo que os viene 01:17:05

en la unidad que hemos estado mirando 01:17:07

también de 01:17:09

el problema, ¿vale? 01:17:10

yo creo que lo vamos a dejar ya 01:17:13