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Tema 5.- La materia 2ª Sesión Leyes de los gases 10-02-2025 - Contenido educativo

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Subido el 10 de febrero de 2025 por Angel Luis S.

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Buenas tardes. Esta es la clase de ciencias del día 10 de febrero. 00:00:00
Recordamos un poco antes de comenzar cuál era esta teoría cinético-molecular, su resumen, 00:00:07
que era la que nos contaba cómo se comportaban las partículas de los distintos materiales 00:00:14
en función del estado en el que estuviesen. 00:00:22
Si estábamos en estado sólido, las partículas estaban unidas por grandes fuerzas 00:00:25
El movimiento que había entre ellas era un movimiento de vibración 00:00:31
Y al aumentar la temperatura, esa vibración aumentaba más 00:00:34
Haciendo que el sólido se dilatase 00:00:40
Cuando estábamos en estado líquido, las partículas estaban unidas por fuerzas más débiles 00:00:42
Entonces, permitía más movimientos 00:00:48
Movimiento de vibración, de rotación, de traslación 00:00:50
y estas partículas eran capaces de adaptarse a la forma del recipiente que las estuviese conteniendo 00:00:54
y lo que ocurría a diferencia de las últimas que son al estado gaseoso 00:01:02
es que eran muy poco comprensibles, no se podían comprimir 00:01:09
realizaban gran fuerza hacia compresión 00:01:14
cuando estábamos en estado gaseoso las fuerzas entre partículas eran prácticamente nulas 00:01:18
por lo tanto el movimiento entre ellas era totalmente libre y aleatorio 00:01:25
la distancia era muchísimo mayor que en los dos estados anteriores entre partículas 00:01:29
y se comprimen y se expanden muy fácilmente 00:01:36
vamos a ver hoy pues cómo se rige esto en los gases 00:01:40
tratando de las leyes que definen sus propiedades y que rigen sus propiedades. 00:01:49
Las propiedades fundamentales de los gases los vamos a clasificar en cuatro principales. 00:01:58
Masa, volumen, presión y temperatura. 00:02:08
Primeramente lo que vamos a ver es en qué unidades se mide cada una de ellas 00:02:14
puesto que luego con los ejercicios que hagamos tendremos que estar seguros de que las unidades que tratamos 00:02:19
son las equivalentes en el sistema internacional, que es el que vamos a utilizar para hacer las mediciones. 00:02:25
Pues empezamos con la presión. La presión en el sistema internacional se mide en pascales, 00:02:31
aunque tenemos otras unidades de medidas, unas que históricamente se han utilizado mucho, 00:02:37
como los milímetros de mercurio, las atmósferas que se utilizan, por ejemplo, en meteorología, donde podemos ver que una atmósfera equivale a 760 milímetros de mercurio, que serían 101.300 pascales. 00:02:45
Si hablamos en milibares, pues sería 101,3. ¿Qué me mide la presión? Pues la presión está relacionada directamente con el choque y la fuerza que hacen esas partículas del gas contra las paredes del recipiente en el que yo le quiera contoner. 00:03:05
Bien, otra de las propiedades es la temperatura, que en el sistema internacional no se mide en grados centígrados, sino que se mide en grados Kelvin. 00:03:26
Y si recordamos, la equivalencia entre grados Kelvin y grados centígrados era la siguiente, que un grado Kelvin es sumarle 233 grados a los grados centígrados. 00:03:39
O sea que cuando estamos a 0 grados centígrados, en grados Kelvin estaría a 273. 00:03:51
Y el cero absoluto, que es el cero en grados Kelvin, sería menos 273 grados centígrados. 00:03:58
¿Con qué relacionamos la temperatura de un gas? 00:04:05
Pues la relacionaremos directamente con la agitación que tienen las partículas que componen el gas. 00:04:09
Cuanto más temperatura tenga, más agitación tendrá entre las partículas. 00:04:15
¿El volumen? Pues el volumen lo vamos a medir en el sistema internacional en metros cúbicos. 00:04:23
pero vemos que cuando hablamos de grases es más cómodo utilizar los litros 00:04:27
que si lo pensamos desde el punto de vista matemático no es una medida de volumen 00:04:34
sino una medida de capacidad, bueno los efectos de lo que nosotros vamos a tratar aquí 00:04:40
de forma física, que sería realmente el tratamiento que estamos haciendo aquí 00:04:44
mezcla de física y química, pues podríamos utilizar esos litros como medida estándar 00:04:49
Eso sí, vamos a recordar la equivalencia de esta medida de capacidad con la medida de volumen y es que un litro son mil mililitros y mil mililitros es un decímetro cúbico. 00:04:57
O sea, que la equivalencia que nosotros utilizaríamos es que cada decímetro cúbico es un litro. 00:05:14
O si lo pienso en centímetros cúbicos, un litro son mil centímetros cúbicos. 00:05:20
Esto a lo mejor lo conocéis de, yo qué sé, de deporte o en las carreras de moto. 00:05:25
Cuando hablan de Gran Premio o MotoGP, pues me dicen que es medio litro, o sea, 500 centímetros cúbicos. 00:05:30
O cuarto de litro, los 250 centímetros cúbicos. 00:05:38
Un litro serían mil centímetros cúbicos, pero lo mismo que un decímetro cúbico. 00:05:42
Desde el punto de vista del volumen, cuando estoy con gases, las partículas de los gases van a ocupar todo el volumen que yo les deje. 00:05:51
Si les paso de un recipiente más pequeño a otro mayor, lo que harán es separarse y volver a ocupar todo el volumen del nuevo recipiente. 00:05:59
Si les meto un recipiente más pequeño, pues se comprimirán y ocuparán igualmente todo el volumen de un recipiente, nada más que la distancia entre partículas pues será menor. 00:06:05
Bueno, en cuanto a la masa, que no aparece aquí en el cuadro, utilizaremos los kilogramos. 00:06:15
¿Vale? Bueno, pues vamos a ver una a una que me resaltan de estas propiedades de los gases y cómo las relacionamos luego más tarde en esas leyes de los gases. 00:06:21
Bueno, hemos dicho que la presión en el sistema internacional se mide en pascales 00:06:37
¿Y qué sería un pascal? 00:06:41
Pues es la fuerza de un newton sobre una superficie de un metro cuadrado 00:06:43
Las fuerzas son masa por aceleración 00:06:48
Entonces no depende solo de ese peso que nosotros tenemos en la cabeza 00:06:51
En realidad el peso que nosotros pensamos en la cabeza es una fuerza que sería masa por gravedad 00:06:55
Entonces las fuerzas se miden en newton 00:07:01
Estamos diciendo que ese pascal es la fuerza de un newton sobre una superficie de un metro cuadrado. 00:07:05
Cuando estamos con gases, lo que solemos utilizar mayormente, como decía antes, es las atmósferas, ¿vale? 00:07:13
Que es el equivalente a esos 760 milímetros de mercurio si estoy a nivel del mar. 00:07:21
Y a 101.300 pascales, si pensamos todas las equivalencias que hemos dicho de la tabla anterior. 00:07:28
entonces el pascal es la unidad más pequeña de todas que podemos utilizar en ciencias 00:07:34
en meteorología pues utilizan los bares y los milibares 00:07:40
lo habéis visto alguna vez cuando nos ponen los mapas del tiempo 00:07:44
pues me dicen que tengo esas líneas de presión que son de 1032 milibares 00:07:49
o son de 1020 milibares en función de si son más altas o menos 00:07:55
pues habrá una borrasca o un anticiclón 00:08:00
Esto lo habréis visto más de una vez en los telediarios, en las informaciones del tiempo. 00:08:02
Y como decíamos antes, pues la medida esta de los milímetros de mercurio, pues es una medida que se utiliza porque fue la primera que se experimentó físicamente y empíricamente. 00:08:08
Entonces se sigue utilizando. 00:08:22
Vemos que a nivel de mar, la presión media en mililitros de mercurio son 760 mililitros de mercurio. 00:08:24
os he puesto aquí un gráfico de cómo en su día 00:08:30
Torricelli hizo el experimento para darse cuenta 00:08:34
de que había esa presión a nivel del mar 00:08:38
pues mirad, lo que hizo fue coger un tubo de un metro 00:08:40
de longitud y llenarlo de mercurio 00:08:45
y cogió otro recipiente también con mercurio 00:08:48
y lo que hizo es voltear, o sea, volcar 00:08:51
el tubo sobre el otro recipiente que tenía 00:08:55
con mercurio sin dejar que entrase nada de aire 00:08:59
cuando quitó el dedo, pues vio que bajaba el mercurio 00:09:02
hasta los 76 centímetros, que son los 760 mil metros que decíamos antes 00:09:07
¿de qué se dio cuenta con esto? 00:09:12
pues que la presión que ejercía el aire 00:09:15
sobre el mercurio que había en este recipiente 00:09:18
en el que había colocado esta barrita 00:09:21
pues era esa, 76 centímetros de mercurio 00:09:23
de presión sobre ese recipiente de un metro cuadrado 00:09:28
por eso no dejaba bajar más mercurio 00:09:31
de su barrita, porque se estaba igualando 00:09:34
la presión del mercurio que había dentro de la barrita 00:09:37
con la que ejercía el aire sobre 00:09:40
la superficie de este mercurio que tenía 00:09:43
al aire libre, digamos, ¿vale? 00:09:45
entonces, esta fue la forma de comprobar 00:09:48
la presión que había a nivel de mar 00:09:51
si él se hubiese ido a una montaña con este recipiente 00:09:53
esta barrita, pues habría visto que a medida que sube por la montaña, pues la presión 00:09:57
va a disminuir, porque por así decirlo, tengo menos gas encima de mí, con lo cual, pues 00:10:02
ejerce menos presión sobre mí. Bueno, la temperatura... Buenas tardes, Yolanda. La 00:10:09
temperatura no la vamos a expresar en gradios... Buenas tardes. Buenas tardes. Ya ha comenzado 00:10:23
la clase. Estoy viendo cómo se comportan los gases, vamos a ir a ver las leyes de los 00:10:29
gases y estamos viendo qué características vamos a mirar de ellos. He visto la presión, 00:10:39
ahora vamos a ver la temperatura y el volumen, cómo influyen en el comportamiento de los 00:10:45
gases. Decíamos que no se expresa en grados centígrados, sino que la tenemos que usar 00:10:49
en grados Kelvin, que es la medida del sistema internacional para que todos nos podamos entender 00:11:01
a nivel mundial. La conversión ya la hemos visto, que si estoy pasando de centígrados 00:11:07
a Kelvin sumo 273, si estoy pasando de Kelvin a centígrados resto 273. Os pongo aquí un 00:11:14
Ejemplo, si yo tengo a 100 grados, por ejemplo, una jarra con agua, pues por ejemplo, en grados Kelvin estaría a 373. 00:11:21
Y si yo tuviese esa misma jarra de agua a 500 grados Kelvin, pues en grados centígrados realmente sería en 227 grados centígrados. 00:11:37
O sea, según vaya de una a otra, sumo o resto ese 273, que en realidad no es 273, es 273 con 15, pero bueno, hacemos este pequeño redondeo para que no tengamos complicaciones luego en las operaciones. 00:11:46
Es un poco más ver cómo se comportan los gases y aprender bien las leyes que no las operaciones en sí tan detalladas y tan minuciosas y con tanto rigor, ¿vale? 00:12:02
Bueno, el volumen, pues hemos dicho que el volumen en el sistema internacional le medimos en metros cúbicos, pero que al trabajar con gases nos es más cómodo utilizar los litros. 00:12:16
Y ya os he dicho esas equivalencias, que os las vuelvo a poner aquí otra vez. Un metro cúbico son milímetros, un centímetro cúbico es un mililitro y un decímetro cúbico es un litro, que a su vez son mil centímetros cúbicos. 00:12:28
Para que según nos den los datos luego en los problemas, pues hagamos la conversión correspondiente. 00:12:44
Bueno, vamos a ver esas leyes de los gases. 00:12:50
Y el primero que estudió esto fue Boyd Mariot, que es un químico inglés, que trató esto en el 1662. 00:12:54
¿Qué es lo que vio este hombre? 00:13:05
Pues vio que la relación entre el volumen de aire y la presión era siempre inversamente proporcional. 00:13:08
O sea que él se dio cuenta que para una determinada masa de gas, el volumen se comportaba de forma inversa a la presión a la que le sometiésemos. 00:13:23
¿vale? o sea que si yo aumentaba la presión 00:13:34
el volumen bajaba, si disminuía la presión 00:13:38
el volumen aumentaba para la misma cantidad 00:13:41
de gas, o sea que la masa y la temperatura 00:13:45
eran constantes cuando le hacía el experimento 00:13:47
entonces se dio cuenta eso que 00:13:52
el producto de presión por volumen 00:13:54
siempre era constante 00:13:57
pero a nosotros no nos es práctico así solamente 00:13:59
Nos es más práctico cuando relacionamos dos presiones o dos volúmenes distintos para un mismo gas en unas mismas condiciones de temperatura y de masa. 00:14:04
Entonces, lo que nos va a ser más útil es esta última forma de formularlo, que es cómo relacionarnos el antes y el después de ese gas cuando modificamos su presión o su volumen. 00:14:16
Y es que aquí podríamos decir que si tengo un gas con una presión inicial y un volumen inicial, se tiene que mantener constante esa relación contra ese mismo gas a una misma temperatura en un punto final con presión final 2 y volumen final 2, ¿vale? 00:14:29
O sea que esa constante que decíamos antes se mantiene siempre, o sea la que decíamos, si yo paso de una presión menor a una mayor, pues el volumen pasará de ser mayor a menor, o sea que una se comporta al contrario que la otra, por eso decíamos que eran inversamente proporcionales. 00:14:50
Si aumento la presión, disminuye el volumen. Si aumento el volumen, disminuye la presión. ¿Vale? De pura lógica. Pero él lo vio aplicado al aire y dijo, bueno, pues esto se puede extender a todos los gases. Y es verdad que se puede extender a todos los gases, o casi a todos. 00:15:10
entonces, el hecho de que un gas 00:15:28
que es comprensible 00:15:32
repercuta en su densidad 00:15:35
pues es algo muy importante 00:15:39
porque lo que estoy viendo aquí es que 00:15:42
cuanto más le comprima 00:15:45
más denso se hará 00:15:48
entonces, a efecto del ejemplo que poníamos antes 00:15:50
del nivel del mar y de la montaña 00:15:53
O sea, cuanto más suba yo en altura en una montaña, menos denso será el gas porque menos presión tiene, entonces más separadas están las partículas, en el caso de que más nos afecta, pues más me costará respirar porque habrá menos oxígeno, o el que hay está más disperso, ¿vale? 00:15:54
entonces, os pongo aquí un ejemplo 00:16:16
digo, si estoy a nivel del mar a una atmósfera 00:16:20
si me subiese a las montañas rocosas que están a 2500 metros 00:16:22
ya solo tendría 0,75 atmósferas de presión 00:16:26
pero si me voy al Himalaya que está a 8000 metros 00:16:29
solo tengo 0,47 atmósferas de presión 00:16:32
pues, eso haría 00:16:35
que como estoy disminuyendo 00:16:38
la presión, el volumen de mis 00:16:41
pulmones aumente 00:16:44
para mantener esta relación 00:16:49
y eso es un problema, puede haber una embolia pulmonar 00:16:50
o al revés, cuando me pongo a bucear 00:16:55
y además de la presión del aire atmosférico 00:16:58
le añado la presión que me supone el agua 00:17:01
pues a medida que voy cogiendo profundidad 00:17:03
aumenta la presión y al aumentar la presión 00:17:07
disminuye el volumen de mis pulmones 00:17:10
pues tan malo lo uno como lo otro 00:17:12
En los dos casos, tanto subiendo a severés como buceando, voy a necesitar un oxígeno no solo para que me aporte una botella de oxígeno, no solo para que me aporte el oxígeno que necesito para respirar, sino para que no se compriman en exceso mis pulmones ni se expandan y no produzcan esa embolia que estábamos diciendo, tan posible en un caso como el otro. 00:17:15
Entonces, vemos un ejemplo de aplicación de esto. Si tengo un sistema que está a temperatura constante, con una masa constante, y le tengo una presión de una atmósfera, esa atmósfera ocupa un volumen de 3 litros, ¿qué pasaría si aumento la presión de estas dos atmósferas? 00:17:41
Según acabamos de ver, la ley de Bolín-Mariot, aquí ha salido desplazados. 00:18:02
Este P1 tendría que estar multiplicando aquí abajo al V1. 00:18:07
No sé por qué se ha desplazado. 00:18:11
Tendríamos esa presión inicial por volumen inicial, tiene que ser constante, 00:18:13
luego la presión final y el volumen final tienen que dar como resultado el mismo valor. 00:18:17
Entonces, esa atmósfera por esos 3 litros me tiene que dar el mismo resultado 00:18:22
que se multiplicó las dos atmósferas por ese volumen que quiero calcular. 00:18:27
Pues esto es una ecuación de primer grado. 00:18:33
Despejo ese volumen 2 y será igual a una atmósfera por 3 litros 00:18:35
dividido entre las dos atmósferas. 00:18:41
¿Qué va a pasar? 00:18:43
La atmósfera con la atmósfera se simplifica y me queda 3 entre 2, 00:18:44
solo ya en litros, pues 3 entre 2 será 1,5 litros. 00:18:49
O sea que al haber aumentado la presión, el volumen ha disminuido. 00:18:55
He aumentado la presión al doble, pues el volumen ha disminuido a la mitad. 00:19:10
Por eso decíamos que eran inversamente proporcionales, porque aumenta y disminuyen en la misma proporción. 00:19:16
Si duplico la presión, se divide por la mitad el volumen. Si hubiese triplicado la presión, se habría reducido a un tercio el volumen, ¿vale? Entonces, algo que en su momento pues empezó a dar solución a muchos problemas que habían detectado que no sabían por qué eran. 00:19:24
Y dio lugar a que se siguiese investigando sobre esta ley de los gases. Más tarde llegaron Charles y Gay-Lussat y dijeron, bueno, y si lo que ahora yo quiero dejar constante es la presión y la masa, ¿qué relación habría entre el volumen de un gas y la temperatura? 00:19:50
Pues se dieron cuenta que aquí la relación era directamente proporcional, que si aumento la temperatura aumenta el volumen también y si disminuye la temperatura disminuye el volumen, o sea que si yo tengo la misma masa y a la misma presión la relación entre volumen y temperatura es constante, 00:20:11
O sea que la proporción entre volumen y temperatura, como ponemos aquí, se mantiene constante siempre. 00:20:34
Otra vez, lo más útil es haciendo comparativa de un proceso inicial y otro final. 00:20:44
Si yo tengo un volumen inicial partido una temperatura inicial, se tiene que mantener constante con respecto a ese volumen y temperaturas finales. 00:20:51
Lo vamos a ver en un ejemplo. 00:21:01
que tenga un gas que está a una presión constante 00:21:03
y que ocupa un volumen de 2 litros 00:21:08
cuando está a una temperatura de 25 grados centígrados. 00:21:10
Si aumentásemos la temperatura hasta 30 grados centígrados, 00:21:14
¿qué pasaría con el volumen de ese gas? 00:21:18
Bueno, aquí lo primero que os he puesto aquí 00:21:21
es que me están dando la temperatura en grados centígrados 00:21:24
y hemos dicho que esas no son las unidades 00:21:28
que se utilizan en el sistema internacional. 00:21:30
O sea, que antes de empezar a hacer ninguna operación, tengo que transformarlos en grados Kelvin. 00:21:33
Acordaos que para pasar de grados centígrados a grados Kelvin, teníamos que sumarle 273. 00:21:41
Entonces, esa temperatura inicial de 25 grados en grados Kelvin, al sumar de 273, se convierte en 198 grados Kelvin. 00:21:48
Y esa temperatura final de 30 grados, convertiría en 303. 00:21:57
Si aplicamos esta ley de Charles Gray-Roussard, pues solo sustituir, digo, volumen inicial, 2 litros, temperatura inicial, 298 grados Kelvin, volumen final, al que quiero llegar, no lo sé, temperatura final, sí la sé, esos 30 grados centígrados con grados Kelvin son 303. 00:22:03
Pues la misma historia de antes, ecuación del primer grado, despejamos ese volumen final, pues este 303 que estaba dividiendo va a pasar multiplicando, luego el volumen final que voy a tener va a ser 303 grados Kelvin por 2 litros dividido entre 298 grados Kelvin, pues se simplificarían los grados Kelvin con los grados Kelvin y el volumen me queda en litros, que más se va. 00:22:26
ese 303 por 2, 606 entre 298 00:22:51
me da 2,03 litros 00:22:58
o sea que cuando hemos 00:23:01
aumentado la temperatura 00:23:05
resulta que el volumen también ha aumentado 00:23:08
para una misma presión 00:23:13
o sea que al calentar el gas 00:23:16
se expande. Es la conclusión a la que llegamos 00:23:20
que ya la sabíamos de antes. Por último 00:23:24
Gay-Lussac siguió experimentando 00:23:28
y dijo, bueno, hemos visto la relación entre 00:23:33
presión y volumen. Hemos visto la relación entre volumen 00:23:36
y temperatura. Pero, ¿qué relación 00:23:40
hay entre presión y temperatura? 00:23:44
Pues vamos a ver que vuelve a ser otra vez como la relación entre el volumen y la temperatura que vamos a ver. 00:23:51
Va a ser una relación directa. 00:24:00
Si yo aumento la temperatura, aumenta la presión de esas partículas del gas. 00:24:03
Si la disminuyo, disminuye la presión. 00:24:07
Acordaos que esa presión la relacionamos con los golpes que se daban las partículas contra el recipiente. 00:24:11
Pues cuanto más caliente esté, más agitadas estarán y más golpes se darán. Bueno, pues lo que dijo él es que para una determinada masa de materia de este gas, si mantengo el volumen constante, la presión y la temperatura son directamente proporcionales. 00:24:16
¿Vale? Sería esta relación que ponemos aquí. 00:24:39
Una vez más, a nosotros lo que nos interesa es comparar un experimento inicial y final. 00:24:45
O sea que, si yo tengo esa presión inicial partido de esa temperatura inicial, que se tiene que mantener constante, 00:24:52
pues tiene que darme el mismo resultado que una presión final contra una temperatura final. 00:25:01
O sea que esta ley, por ejemplo, me explicaría lo que pasa con las ruedas de mi coche. Si yo resulta que miro la presión de la rueda de mi coche cuando está en frío, que no la he arrancado, y luego se la miro cuando he hecho 100 kilómetros, me dicen, anda, parece que la rueda se ha inflado, tiene más presión que tenía antes. Pues no, la rueda sigue siendo la misma. 00:25:06
Entonces, el volumen de aire que tiene dentro tiene que seguir siendo el mismo. ¿Qué es lo que ha aumentado? Pues la presión al aumentar la temperatura, por esta relación que estamos diciendo. Entonces, cuando vayáis a medir la presión de las ruedas, no la midáis nunca cuando acabéis de hacer un viaje, porque os va a dar más de lo que tienen. 00:25:30
Vais a creer que está la rueda bien y resulta que las tenéis bajas, ¿vale? 00:25:53
Bueno, vamos a ver un ejemplo como antes. 00:25:59
Si tengo un sistema con volumen constante que está a una presión de 12 atmósferas, 00:26:02
cuando le tengo a 25 grados centígrados, 00:26:09
si luego aumentamos la temperatura a 30 grados centígrados, 00:26:13
¿cuál será la nueva presión que tenga mi sistema, mis ruedas, como decíamos antes? 00:26:16
Lo primero, igual que en el ejercicio anterior de la ley de Charles Glyrus, tengo que poner todas las unidades en unidades del sistema internacional, o sea que esos grados centígrados los tengo que pasar previamente a grados Kelvin, si no, no me salen bien las cuentas. 00:26:21
Entonces esos 25 grados son 298 grados Kelvin cuando resumen los 273 que había diferencia y los 30 grados se convertirán en 303 grados Kelvin que ya lo habíamos tenido en el ejercicio anterior. 00:26:39
Entonces, si tenía una presión inicial de 2 atmósferas y una temperatura inicial de 198 grados Kelvin, la presión final, cuando yo tenga mi temperatura a 303 grados Kelvin, pues será otra vez resolver esta ecuación de primer grado, otra vez despejar. 00:26:51
O sea, este 303 que está dividiendo, pasarle multiplicando al otro lado y me quedará 303 grados Kelvin por 2 atmósferas dividido entre 298 grados Kelvin. 00:27:10
Los grados Kelvin con los grados Kelvin se irán y las unidades que me quedan son las atmósferas que son las que yo quiero, que es la medida de la presión. 00:27:23
Si hacemos esa cuenta, me da 2,03 atmósferas. Fijaos, solo con una variación de 5 grados centígrados se ha producido ya una variación de 0,03 atmósferas. 00:27:32
Pues la que os decía de medir la presión de mis neumáticos cuando acabo de hacer ese viaje de 100 kilómetros, que puede haber aumentado la temperatura de las ruedas, sobre todo en verano, hasta 15 o 20 grados, al medirlas en frío, pues variará y bastante esa presión del neumático. 00:27:47
os he puesto aquí un ejemplo 00:28:07
de algo que usamos a diario en casa 00:28:10
y que esta propiedad 00:28:13
que descubrió 00:28:17
Gay-Lussac 00:28:19
nos ha facilitado un montón la vida 00:28:21
y es la olla a presión 00:28:25
¿en qué consiste el funcionamiento de una olla a presión? 00:28:27
pues yo tengo un recipiente hermético 00:28:31
que tiene un volumen constante 00:28:34
Entonces, cuando yo caliento el agua que hay dentro, va a aumentar la presión, ¿vale? Como estábamos diciendo antes, pero resulta que yo no la dejo aumentar todo lo que quiera, puesto que tiene una válvula que a partir de cierta presión empieza a aliviar. 00:28:37
Ahora, ¿qué hace? ¿Qué efecto ha tenido la presión? Pues que el aumento de presión hace que el punto de ebullición del agua, que sabíamos que era 100 grados centígrados, aumente y llegue hasta los 130 grados centígrados. 00:28:56
Pues si yo consigo esa carne que he metido en la olla, subirla muchísimo más de temperatura que lo que sería normal en una cazuela abierta, pues haré que se cueza mucho más rápido. 00:29:13
O sea que los tiempos de cocción se reduzcan a la mitad o hasta un tercio, según si la olla es rápida o súper rápida, porque su válvula aguante más o menos presión. 00:29:27
O sea que ese efecto de las ruedas del coche aquí nos viene muy bien para cocinar mucho más rápido los alimentos. 00:29:44
pero está basado en la misma ley 00:29:52
que es la ley de Gay-Lussac 00:29:55
bueno, vamos ahora a ir 00:29:58
juntando todas estas propiedades 00:30:03
y lo que pretendemos es buscar una ley 00:30:07
que relacione todos, pues esa ley es la ley 00:30:10
de los gases ideales, hemos visto 00:30:13
que si yo mantengo la masa y la temperatura 00:30:16
constantes, la ley de Boyle me dice 00:30:19
que la presión por el volumen va a ser siempre constante, o sea que la relación entre presión 00:30:22
y volumen es inversamente proporcional. Si uno aumenta, el otro disminuye. Mientras que 00:30:27
Charles Gay-Lussart y Gay-Lussart solo, luego ya finalmente, me dicen que las relaciones 00:30:32
entre volumen y temperatura, para una presión y masa constantes, y presión y temperatura 00:30:38
para un volumen y masas constantes, van a ser directamente proporcionales. O sea que 00:30:44
Si aumenta el volumen tiene que aumentar la temperatura, si aumenta la presión aumenta la temperatura. 00:30:49
O al revés, que si aumento las temperaturas tiene que aumentar el volumen y la presión. 00:30:55
Esto me llevó a hacerle la relación de esta ecuación general de los gases ideales. 00:31:00
Y es que la presión por el volumen tiene que ser siempre igual a una constante por la temperatura. 00:31:09
puesto que esta temperatura que estaba aquí dividiendo la he pasado al otro lado multiplicando 00:31:16
¿Quién es esta N y esta R? Pues esta N es el número 00:31:20
de moles que yo haya metido de ese gas y la R 00:31:24
es una constante que siempre es la misma 00:31:28
solo como curiosidad, es 0,082 atmósferas 00:31:32
por mol y grado Kelvin, que si lo dice 00:31:36
en julios, pues son 8,3 julios 00:31:40
bueno, esto solo como curiosidad 00:31:43
esta no la vamos a usar 00:31:47
lo que sí que vamos a usar es esta 00:31:48
la ley de los gases ideales 00:31:51
que me dice, otra vez 00:31:53
me relaciona un proceso inicial con un proceso final 00:31:55
es decir, que la temperatura 00:31:59
que un gas, una presión inicial 00:32:00
volumen inicial y temperatura iniciales 00:32:03
tienen que mantenerse esta relación constante 00:32:06
o sea que si yo cambio la presión y el volumen de la temperatura 00:32:09
la relación entre ellos tiene que mantenerse constante 00:32:14
entonces que la presión final, volumen final 00:32:16
partido de la temperatura final 00:32:18
tiene que dar como mismo resultado 00:32:21
que lo que tenía al principio del experimento 00:32:23
esa se va a utilizar muchísimo en química 00:32:27
aquí os vuelvo a poner la relación entre ellas 00:32:32
para que veáis como las podemos combinar 00:32:35
y quién es cuando dejo constante el volumen, qué pasa con las otras, y cómo relaciono esas leyes de los gases ideales con cada una de las que hemos visto anteriormente. 00:32:38
Aquí estoy viendo la relación entre presión y volumen, la temperatura es constante, aquí relación entre volumen y temperatura, luego la presión es constante, 00:32:55
y aquí relación entre presión y temperatura, luego el volumen es constante 00:33:03
y aquí la relación entre todos ellos a la vez 00:33:07
en un experimento en el que tengo un paso inicial 00:33:10
y un paso final, ¿vale? Bueno, pues este sería 00:33:15
un poco el resumen de toda esta parte que hemos estado viendo hoy 00:33:18
de las leyes de los gases. Esta primera parte 00:33:23
del tema estaría concluida aquí, no vamos a meter nada más 00:33:26
lo demás lo hemos quitado. Entonces, ya tenéis aquí una serie de ejercicios que podéis hacer, ¿vale? 00:33:31
Empezamos con estas definiciones de densidad, volumen, temperatura, punto de visión, masa, 00:33:40
solubilidad, pues qué características tienen, ¿vale? Y qué propiedades. Y luego, pues ejercicios 00:33:45
como los que hemos estado viendo, ¿vale? Tendríamos que ver esas diferencias de temperatura, 00:33:54
O sea, usar las propiedades que corresponden en cada caso. ¿De acuerdo? Y estos últimos, pues, cambios de unidades. Aquí para pasar de volumen a capacidad. Para que practiquemos esos pasos de centímetros cúbicos a litros de litros a centímetros cúbicos. Para que luego en los ejercicios no metamos la pata con las unidades. Y problemas de la ley en los gases, aquí finalmente. ¿Vale? 00:33:59
Bueno, pasaríamos a un segundo apartado del tema, que es cómo se comporta la materia. 00:34:26
Entonces, primero, vamos a ver qué es eso de la materia. 00:34:38
Pues nosotros, si nos fijamos a nuestro alrededor, estamos rodeados, pues yo qué sé, 00:34:43
nuestra casa de muebles, de sillas, de armarios, de todo lo que quiera. 00:34:48
Entonces, todas esas cosas que nosotros podamos ver, tocar, están formadas de materia. 00:34:54
De un tipo o de otro, pero todas están compuestas de materia. 00:35:02
Entonces, ¿qué podemos decir que es la materia? 00:35:06
Pues todo aquello que nos rodea, aquello que nos rodea que tenga masa y ocupe un volumen, 00:35:10
o sea, ocupe un lugar, que tenga una masa y ocupe un volumen. 00:35:17
Ahora, esas materias pueden ser distintas. 00:35:21
Tipos, pueden ser materias puras o pueden ser mezclas, o sea, pueden ser cosas que no pueda separar y otras que sí que las pueda separar y disolver en sus componentes, ¿vale? Entonces nos interesará tratarlas cada una de una manera. 00:35:26
En definitiva, al final, pues sea pura o sea mezcla, pues vamos a tener que estará formada por átomos, moléculas y estos tendrán una masa y un volumen concreto, ¿vale? 00:35:43
Pues esto lo veremos en este tema, cómo calcularlos. 00:36:00
Ahora, lo que vamos a ver en esta primera parte, 00:36:06
antes de llegar a ver cómo se calcula esa masa y ese volumen de esos átomos y de esas moléculas, 00:36:09
pues es cómo puedo hacer yo la clasificación y el estudio de esta materia, digamos, más en general. 00:36:14
Bueno, pues primero, vamos a ver cómo la clasificamos. 00:36:21
Y la vamos a clasificar, como hemos dicho, en sustancias puras, 00:36:24
que a su vez los dividiremos en elementos y compuestos 00:36:29
y en mezclas, donde tendremos dos tipos de mezclas, 00:36:34
homogéneas y heterogéneas. 00:36:38
Iremos viendo cada una de estas cosas paso a paso 00:36:41
cómo las estudiamos. 00:36:44
Vamos a empezar con las mezclas, 00:36:47
disoluciones y sustancias puras. 00:36:52
Empezamos con los sistemas heterogéneos 00:36:58
en los que tenemos una mezcla. 00:37:01
Bueno, pues yo digo que tengo un cuerpo que tiene mezcla de elementos, 00:37:04
por ejemplo, un bolígrafo si veo que tiene plástico, tinta, punta metálica, 00:37:13
o sea, estoy viendo a simple vista que hay distintos componentes. 00:37:20
Pues esto lo podemos ampliar a todo lo que nos rodea 00:37:25
y considerar que un sistema material es un sistema heterogéneo o mezcla cuando yo puedo ver a simple vista sus distintos componentes. 00:37:28
Por ejemplo, os he puesto aquí la fotografía de esta ensalada. Estoy viendo el tomate, el queso, la lechuga, cada uno de los componentes por separado a simple vista. 00:37:41
Entonces, esto sería un sistema heterogéneo. Es una mezcla. Lo estoy viendo con mis propios ojos cada uno de los elementos. Y los podría coger por separado sin ningún problema. 00:37:52
Más ejemplos. Por ejemplo, el granito. Miramos una piedra de granito y estoy viendo por un lado los tres materiales que lo componen. El espaco, el cuarzo, la mica, cada uno tiene un color distinto. 00:38:03
Los veo a simple vista. Muchos más tipos de rocas también vamos a simple vista los componentes que las cierren. O si veo un vaso de agua con tierra, pues estoy viendo el agua y la tierra por separado. O si no la veo, cuando lo deje reposar lo voy a empezar a ver porque la tierra va a precipitar, se va a ir al fondo y voy a ver por un lado la capa de tierra y por otro lado la capa del agua. 00:38:15
Si por ejemplo quiero mezclar aceite y vinagre, pues igual a lo mejor en un momento dado han emulsionado y no los veo, pero cuando los deje reposar se van a separar. Entonces, todas estas cosas serían mezclas, son sistemas heterogéneos. Estoy bien, a simple vista cada uno de sus componentes. 00:38:41
¿Vale? Esa sería la idea para no olvidarnos de ello. Ahora, ¿qué sería un sistema homogéneo? Y aquí me dice que vamos a hablar de disoluciones. Pues un sistema homogéneo es cuando yo no puedo ver esos elementos que componen esa sustancia. 00:38:58
¿Vale? Está tan homogeneizado todo que no soy capaz de distinguir a simple vista las partículas que lo componen 00:39:21
¿Vale? Por ejemplo, el aire 00:39:30
El aire tiene oxígeno, nitrógeno, agua, argón, partículas en suspensión de polvo, un montón de cosas 00:39:33
¿Somos capaces de verlas a simple vista? Pues no 00:39:41
No somos capaces, tendríamos que utilizar otros medios 00:39:44
a lo mejor un microscopio 00:39:48
o desintegrarles de otra manera 00:39:50
para poderlos separar, pero a simple vista 00:39:53
no soy capaz de verlo, igual que antes 00:39:55
veíamos en esa ensalada 00:39:57
la lechuga, el tomate, el queso 00:39:58
y todo por separado 00:40:00
entonces, en estos casos voy a decir 00:40:02
que estoy tratando un sistema 00:40:06
homogéneo, o sea, que estoy tratando 00:40:08
una disolución 00:40:10
¿y de qué 00:40:11
dos componentes principales 00:40:14
se forma una disolución? 00:40:16
pues 00:40:19
de un soluto y un disolvente. ¿Qué es cada una de ellas? Pues el disolvente sería aquel elemento predominante 00:40:20
sobre el que yo he echado el soluto y lo he disuelto. Por ejemplo, yo tengo leche con colacao, pues el disolvente sería la leche, 00:40:31
el soluto sería el colacao. Yo tengo una gaseosa que os ponéis en el ejemplo. Pues 00:40:43
que estoy viendo ahí de disolvente el agua y de soluto el aire, el gas que le he metido 00:40:51
a esa gaseosa, ¿vale? Esto no tiene por qué ser solo en líquidos, puede ser también 00:40:59
en sólidos. Por ejemplo, una joya que tiene una parte de oro y otra parte de otros metales. 00:41:05
no los estoy viendo a simple vista pero podría llegar a disolverlos 00:41:12
el disolvente, separarlos, perdón, el disolvente será 00:41:17
el metal que más domine, el soluto el que menos 00:41:21
entonces, en una disolución 00:41:25
lo que nos tiene que quedar claro es esto, que el disolvente 00:41:28
es el componente que está en mayor proporción y el soluto 00:41:33
el componente que esté en menor proporción, ¿vale? 00:41:37
Ahora, ¿cuánto soluto puedo disolver yo en una disolución? 00:41:43
¿Cuánto soluto podría echarle yo a ese disolvente hasta que empiecen a cambiar las tornas? 00:41:48
Lo que era soluto se convierte en disolvente y el disolvente en soluto. 00:41:54
O sea, ¿cómo puedo ver yo la solubilidad de un elemento? 00:41:58
Bueno, pues vamos a ver que la solubilidad de una sustancia es la cantidad máxima de soluto que puedo echar 00:42:04
hasta que pueda disolver en ese determinado disolvente. 00:42:12
¿Cuántas son las cucharadas de cola cauca yo he hecho en la leche 00:42:19
hasta que resulta que todo lo que he hecho se va al fondo sin disolverse? 00:42:23
Pues esto nos va a llevar a clasificar las disoluciones en tres tipos. 00:42:28
Voy a decir que una disolución es diluida cuando hay poquito soluto y mucho disolvente. 00:42:33
será concentrada cuando hay ya bastante más soluto 00:42:41
en relación con el disolvente 00:42:47
y será saturada cuando ya no pueda echar más soluto 00:42:48
ya todo lo que eche precipite al fondo 00:42:52
o sea, para poner el ejemplo que estábamos diciendo de la leche 00:42:55
diluida, pues he echado una cucharadita de 00:42:58
de colacao 00:43:01
se me queda la leche ahí un poquito tintada 00:43:03
pero no coge mucho sabor, he hecho tres cucharadas 00:43:07
ya está concentrada, eso ya sabe bastante a cacao 00:43:10
pero no se ve en el fondo 00:43:13
el cacao, ahora he hecho 00:43:15
5 cucharadas y resulta que veo que la cuarta y la quinta 00:43:18
según las he hecho directamente se van al fondo 00:43:22
pues entonces ya no va a admitir 00:43:25
más colacao, todo lo que eche 00:43:28
va a ser pérdida porque ya no se va a mezclar 00:43:31
con la leche, ya me lo voy a terminar comiendo al final 00:43:35
a cucharadas otra vez, nada más que mojado 00:43:37
¿Vale? Pero no se disuelve ya nada más. Diluida, poco soluto en relación al disolvente. Concentrada, hay bastante más soluto y saturada cuando ya no admite más soluto el disolvente. Ya ha llegado a su punto de saturación, por eso se llama saturada. ¿Vale? 00:43:39
A ver, no sé si he empezado este tema, este apartado. Lo vamos a dejar aquí porque no nos va a dar tiempo a verlo todo. Entonces, nos quedamos aquí en la concentración y densidad de las disoluciones, ¿vale? Cómo se van a calcular y qué relaciones va a haber entre ese soluto y ese disolvente de estas disoluciones, ¿de acuerdo? 00:43:58
Bueno, la que os decía, podéis ir haciendo los ejercicios de esa primera parte para que si hay dudas en los problemas, sobre todo finales, pues me podáis preguntar el próximo lunes. 00:44:25
es aplicar directamente las 00:44:36
las formulitas que hemos visto de las leyes de los gases 00:44:39
teniendo cuidado con hacer las conversiones 00:44:42
de las unidades si hace falta 00:44:46
y viendo pues eso, que 00:44:48
datos tengo y que me piden para 00:44:51
saber identificar que ley 00:44:54
es la que tengo que aplicar, que fórmula de las cuatro 00:44:57
que hemos visto es la que puedo aplicar 00:45:00
Bueno, pues lo dejamos aquí. Que tengáis buena tarde. 00:45:03
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Angel Luis Sanchez Sanchez
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10 de febrero de 2025 - 18:35
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