Saltar navegación

Activa JavaScript para disfrutar de los vídeos de la Mediateca.

Unidad 1 - Leyes de los gases. Magnitudes importantes. - Contenido educativo

Ajuste de pantalla

El ajuste de pantalla se aprecia al ver el vídeo en pantalla completa. Elige la presentación que más te guste:

Subido el 24 de septiembre de 2025 por Laura B.

17 visualizaciones

Punto 3 de la presentación.

Más información Transcripción

Descargar la transcripción

Y seguimos con las leyes de los gases, ¿vale? Que aquí tenemos pues tres leyes, la de Boyle, la de Charles Gay-Lussac. Entonces, bueno, ¿qué nos dice la ley de Boyle? Que si aumentas la presión, el volumen disminuye y viceversa. Si aumentas la presión, el volumen disminuye y viceversa. 00:00:00
Vamos a verlo con una aplicación. A ver, esto es un sitio que tiene un montón de aplicaciones, es bastante interesante. Si le queréis echar una jugada para entender cosas, la de las leyes de los gases, por ejemplo, yo creo que se puede ver aquí, las propiedades del gas. 00:00:19
Entonces, si vemos aquí en un gas ideal, ¿vale? 00:00:48
Entonces aquí le meto yo un gas y entonces vais a ver que ahí tiene unos partículas, ¿vale? 00:00:53
Que pueden ser moléculas o pueden ser átomos, si es helio, por ejemplo, depende de lo que sea. 00:00:59
Esto me genera una presión, que es lo que veis ahí que marca como el cuenta kilómetros. 00:01:06
es realmente lo que está, no es un cuanta kilómetros, claro, es un manómetro y lo que está midiendo es la presión. 00:01:11
Vale, pues ¿qué va a pasar si yo varío, por ejemplo, el volumen? ¿Qué pasa si yo varío el volumen manteniendo la, pues que veis que aumenta la presión? 00:01:20
A menos volumen, más presión. ¿Por qué? Porque la presión es los choques que yo tengo contra las paredes de las partículas. 00:01:29
Si yo reduzco el volumen, las partículas van a tardar menos en chocar, con lo cual van a chocar más, con lo cual va a haber más presión. Por eso la ley de Boyle-Mariott dice que a más volumen, menos presión, y a menos volumen, más presión. 00:01:36
¿Vale? Eso es lo que dice la ley de Boyle. 00:01:59
Luego, ¿qué podemos hacer más? Pues podemos aumentar, dejar el volumen constante y aumentar la temperatura. 00:02:02
¿Vale? Si yo le pongo aquí a calentarse, que veis que la temperatura en que el vino aumenta, ¿qué pasa? 00:02:10
Pues que la presión aumenta también. ¿Por qué? 00:02:15
Porque la temperatura quiere decir que las partículas se mueven más rápido cada vez. 00:02:18
Tiene relación con la velocidad de las partículas. 00:02:22
Entonces, si se mueven más rápido, antes van a chocar contra las paredes, van a chocar más, con lo cual más presión van a tener, ¿vale? Y si lo enfrío, baja la temperatura y baja la presión. O sea, que a más temperatura, más presión y a menos temperatura, menos presión. 00:02:25
Y luego me falta por medir qué pasa con el volumen y... a ver si me deja fijar esto, pero no sé si me va a dejar fijarlo. Bueno, aquí puedo hacer que se escape, pero no quiero hacer esto. 00:02:43
Vale, voy a aquí 00:02:59
Voy a colocar la presión que sea constante 00:03:03
Y lo que voy a variar es la temperatura 00:03:08
Voy a variar la temperatura 00:03:10
Entonces yo voy a ir a la temperatura 00:03:16
Para mantener el número de choques constante 00:03:18
Tengo que aumentar el volumen 00:03:21
Porque, y lo mismo 00:03:23
Si yo quiero, si empiezo a bajar 00:03:26
La temperatura se van a ir moviendo cada vez más despacio y entonces para que haya los mismos choques tengo que tener un espacio más reducido porque si van más lentos y tengo el mismo espacio pues van a tardar un montón en llegar. 00:03:29
Entonces, lo que quiere decir esto es que a más temperatura, más volumen y a menos temperatura, menos volumen. 00:03:48
O sea, que son directamente proporcionales. 00:04:00
Y ahora, ¿qué pasa si yo ahora lo que quiero variar es el volumen? 00:04:03
Pues lo mismo, varío el volumen y ¿qué pasa? 00:04:07
Que van a intentar ir más deprisa y lo van a conseguir para llegar a la vez y tener la misma presión. 00:04:10
¿Vale? Para llegar a la vez que antes, o sea, para tener los mismos choques contra las paredes. Estas son las leyes de los gases un poquito más visuales. Entonces ahí las tenéis resumidas. La ley de Boyle, si aumentas la presión, el volumen disminuye. La ley de Charles, si aumentas la temperatura, el volumen también aumenta. 00:04:18
Y luego tenemos la ley de abogadro, que si aumentas la cantidad de gas, el volumen aumenta. 00:04:36
Claro, esta también la podemos ver. 00:04:41
Pues, ¿qué pasa? 00:04:45
Si yo ahora, por ejemplo, cojo aquí y yo aumento la cantidad de gas, que le meto más gas, ¿qué va a pasar con la presión? 00:04:45
Pues vamos a verlo. 00:04:53
Ah, la he puesto constante. Vale, no he puesto nada constante. 00:04:56
Digo que vamos a mantener el volumen este y entonces ahora yo meto más gas. 00:04:59
pues ¿qué va a pasar? Que va a haber más partículas chocando contra las paredes, 00:05:04
por lo tanto más choques, por lo tanto más presión. 00:05:07
O sea que si aumento el número de moles, aumenta la presión. 00:05:10
Y esa es la ley de Avogadro. 00:05:14
Vale. 00:05:19
Con todas estas leyes realmente al final no las vamos a utilizar 00:05:21
porque todas estas están resumidas en esta ley maravillosa 00:05:24
que es la ecuación de estado de los gases ideales. 00:05:26
Y entonces está resumido, si os dais cuenta, todas las demás. 00:05:30
Tiene todas las demás. P es la presión, V el volumen, N el número de moles, R es una constante que es 0,082 y T es la temperatura en que el vinojo. 00:05:33
No la pongáis nunca en grados centígrados porque entonces no sale. 00:05:46
Bueno, más cosas importantes que podemos sacar de las leyes de los gases. 00:05:51
Si hacemos un gráfico, por ejemplo, de volumen con temperatura de la ley de Charles, ¿qué nos vamos a encontrar? 00:05:54
Pues que siguen líneas rectas, claro, porque son directamente proporcionales a más temperatura, más volumen. 00:06:00
Y voy a tener una recta diferente según la presión que tenga, ¿vale? 00:06:08
Bien, pero todas, si os dais cuenta, todas coinciden en el mismo punto, en este punto de aquí, el final, que este es el menos 273,15. 00:06:13
Este es el cero absoluto, es lo que se llama el... pues es lo que usamos para convertir los grados centígrados a Kelvin, ¿os acordáis? 00:06:23
Esto es el cero absoluto, es una cosa teórica porque no existe, por eso ponemos puntitos, no se puede llegar al cero absoluto, viola las leyes de la cuántica y más cosas. 00:06:34
Pero sería el punto en el que las partículas estuvieran totalmente quietas, ¿vale? 00:06:46
Por cuántica sabemos que no se pueden estar quietas nunca, entonces no podría pasar, pero bueno, si pasara, a ver, borramos otra vez, si pudieran estar quietas, ¿por qué digo lo de estar quietas? 00:06:51
Porque, por ejemplo, yo tengo aquí estas partículas. ¿Qué pasa si las enfrío? Pues que las vais a ver que se mueven cada vez más despacio, ¿vale? Si las enfrío, cada vez se van a ir moviendo más despacio, porque es lo que dice la temperatura. 00:07:10
La temperatura es una medida de la velocidad de las partículas. Entonces, si yo consiguiera enfriarlas hasta el cero absoluto, pues ¿qué pasaría? Que se pararían. Lo que pasa es que ya digo que eso es un valor que es teórico, que realmente no se puede alcanzar nunca. 00:07:23
Vale, bien, pues aquí tenéis una imagen de la ley de Avogadro, que si tenemos dos recipientes iguales, tendrán el mismo número de moléculas, sin importar de qué gas se trate, ¿vale? 00:07:40
O sea, y eso lo vemos luego, en este caso, en el volumen molar, ¿vale? Magnitudes importantes de los gases, el volumen molar. 00:07:53
Un mol de cualquier gas ideal a 0 grados y una atmósfera son 22,4 litros. 00:08:04
¿Y por qué nos da lo mismo que sea este gas, que este gas, que helio, por ejemplo, que solo tiene un átomo? 00:08:12
O sea, ¿por qué nos da lo mismo el número de átomos que tenga el gas y unos te salen más grandes las moléculas y otros menos grandes? 00:08:22
Bueno, porque cuando decimos gases ideales, estamos asumiendo gases perfectos, por así decirlo, que no son los de la realidad, pero la mayoría de los gases lo cumplen. 00:08:27
Estos gases son, que tienen, aquí lo vemos, asumimos que un gas ideal tiene las partículas muy separadas entre ellas, 00:08:39
y están tan separadas que el tamaño de cada partícula no importa, 00:08:51
porque son muy pequeñas en comparación con la distancia que las separa. 00:08:55
Aquí la escala no está bien hecha, pero os podéis imaginar que el átomo es súper pequeñito 00:08:59
y entonces en la escala de los gases pues están muy, muy, muy, muy separadas. 00:09:04
Entonces un gas ideal, lo primero es eso, que las partículas son muy pequeñas, ¿vale? 00:09:07
En comparación con el espacio que les separa. 00:09:12
Y otra que tenemos es que no existen fuerzas entre las partículas, ¿vale? 00:09:14
No existen fuerzas entre ellas. 00:09:19
Ya sabéis que la teoría cinético-molecular dice que entre... lo voy a poner con el FED también. Tenemos... en las de química... estados de la materia estoy buscando... aquí. 00:09:21
Y si vemos, por ejemplo, los estados de la materia, vale, ya tenemos el estado sólido. El estado sólido, las partículas no están quietas porque nunca están quietas, pero están vibrando, vale, no se mueven, pero están vibrando, es el alumno nervioso que se puede decir, vale, se están vibrando. 00:09:40
Si yo empiezo a calentar, ¿qué va a pasar? Que voy a romper esas fuerzas que están manteniéndoles juntos, las fuerzas de cohesión, las voy a romper y entonces van a empezar a estado líquido y se van a empezar a mover unas alrededor de las otras y ya no van a estar tan ordenaditas, pero bueno, se van a mover más. 00:10:01
y voy a tener algunas que se escapan del todo y se van gas. 00:10:23
Si yo sigo calentando, se van a mover cada vez más deprisa, van a romper todas esas fuertes, 00:10:27
se van a mover tan deprisa que se van a escapar, por así decirlo, y se van a pasar a gas. 00:10:32
Y cuando pasan a gas, lo que se dice en la teoría cinética es que están tan separadas 00:10:37
que no interactúan entre ellas. De hecho que sí, pero no se atraen, por así decirlo, 00:10:44
como se atraían en el estado sólido, que se mantenían ahí uniditas, pues a lo mejor por atracción electrostática de las cargas, 00:10:53
como son los cristales iónicos, etc. ¿Vale? Esto en general, para los gases, pues se cumple bastante bien, 00:10:59
porque fijaos, mira, estos tres de aquí son casi gases ideales, vamos, este más ideal no puede ser, 22,4, este casi casi, 22,43, 00:11:07
Este 22,39, pues bastante ideales. El amoníaco ya no es tan ideal, pero bueno, pero ya las cosas en estado líquido sólido, pues no cumplen para nada las condiciones del gas ideal, efectivamente, porque claro, no son gases ideales, ¿vale? Porque cuando ya empezamos a juntarlo, las moléculas ya se empiezan a atraer, ya no podemos despreciar el tamaño de las partículas, entonces cuando está en estado líquido ya, pues no cumple las propiedades de gas ideal, como es evidente. 00:11:18
Y bueno, esto todo para decir que gases ideales tenemos ahí como unas condiciones, que es que sea el tamaño despreciable, o sea, como si fueran puntos las moléculas, y por eso me da lo mismo del que gas sea, porque para mí el tamaño de una molécula de otra va a ser siempre el mismo, muy pequeñito, entonces me da igual que sea una molécula de agua, que sea una molécula de benzeno, que sea una, da igual, el tamaño no importa. 00:11:44
Y por eso todas ocupan lo mismo, ¿vale? Porque tengo la misma cantidad de puntitos, pues ocuparán lo mismo, a la misma presión y temperatura. 00:12:13
Es verdad que cuando no estoy a estas condiciones de presión y temperatura, pues ya no puedo hablar de que se cumplan. 00:12:23
Esto solo vale para cuando las presiones son bajitas y temperaturas moderadas. Si las presiones son altas, pues de ahí pasan otras cosas. 00:12:30
Vale, densidad de un gas 00:12:37
La densidad de un gas la puedo definir con esta fórmula 00:12:39
Donde esta es la presión, esta es la masa molar 00:12:42
Esta es el 0,082 y esta es la temperatura en Kelvin 00:12:45
¿De dónde viene esto? Pues viene de la ley de los gases 00:12:49
Entonces si yo tengo aquí mi ley de los gases 00:12:52
Pues puedo decir 00:12:56
Vale, voy a meter aquí lo de la masa molar 00:13:00
Y yo sé que la masa molar son los moles partido de gramos, ¿vale? Con lo cual, n sería la masa por la masa molar. 00:13:05
Bien, pues lo meto aquí. ¿Lo estoy poniendo bien? 00:13:19
gramos por mol, lo he puesto al revés 00:13:26
masa 00:13:30
así 00:13:32
eso sí, perdonadme 00:13:33
es que es muy tarde y ya una de las neuronas 00:13:36
las tiene como las tiene 00:13:39
vale 00:13:40
pues vuelvo otra vez 00:13:44
la masa molar 00:13:47
son los gramos por mol 00:13:49
que tiene una sustancia 00:13:50
entonces pues es la masa 00:13:53
partido por el número de moles 00:13:54
si yo quiero despejar los moles 00:13:56
Entonces, me va a quedar que esto sería la masa partido por la masa molar. Vale, pues meto esto en esta fórmula. Entonces, me quedaría P por V es igual a masa partido de masa molar por R por T. 00:13:58
Vale, la densidad es, por otra parte, la definición de densidad de toda la vida es la masa partido del volumen. Vale, pues yo voy a poner eso en un lado y en el otro lado todo el resto de cosas. 00:14:14
Es decir, que yo me voy a quedar aquí, masa partido de volumen es igual a P por la masa que pasa multiplicando, 00:14:26
la masa molar, partido por RT que pasa dividiendo. 00:14:37
Y entonces esto ya sería que la D, que es esto, es igual a P por la masa molar partido por RT, 00:14:40
que es justamente esta fórmula que tengo aquí. 00:14:49
¿Hace falta deducirla como en física? No, no hace falta deducirla. 00:14:52
En química tú puedes coger esta masa, esta fórmula, te la aprendes de memoria. 00:14:55
Cuando la necesites la aplicas y ya está. 00:14:59
Entonces, pues es muy agradecida la química en eso. 00:15:02
Vale. 00:15:08
Más cosas importantes de los gases. 00:15:10
La ley de Dalton de las presiones parciales, que nos dice que en una mezcla de gases 00:15:12
la presión total es simplemente la suma de las presiones parciales. 00:15:18
Es decir, que si yo tengo varios gases, el gas A, el gas B y el gas C, por ejemplo, en el aire que tengo, el aire es una mezcla de oxígeno con nitrógeno, con argón, con dióxido de carbono, bueno, pues la presión total sería la suma de todas las presiones de cada uno de los gases. 00:15:22
Vale, ¿y cómo puedo yo hallar esto? Pues con la fórmula de P por V es igual a nRT, esta fórmula la puedo aplicar a los moles totales y entonces me va a salir la presión total o la puedo aplicar a cada uno de los componentes, por ejemplo, si la aplicara al nitrógeno, vale, pues me saldría la presión del nitrógeno. 00:15:38
Vale, ¿cómo puedo relacionarlo sin tener que hacer tantos cálculos? Pues con la fracción molar, ¿vale? Con la fracción molar. 00:16:01
La fracción molar es esto de aquí. Esta letra no es una X, es una Chi. Es como una X, pero es una letra griega, que se llama Chi o Ji, mejor pronunciado. 00:16:07
Y esto es el número de moles del compuesto Y. Pongo Y para poner en general, pues hidrógeno, lo que fuera. 00:16:18
si pusiéramos nitrógeno como antes, pues pondríamos aquí N2, partido por el número de moles totales, sumando todos los moles de todos los gases que tenemos. 00:16:24
Esa es la fracción molar del nitrógeno, por ejemplo. Y si yo quiero saber la presión del nitrógeno y sé la presión total, porque ya me la he calculado con esta ley, 00:16:33
pues simplemente yo puedo decir que esto sería la presión total por la fracción molar del nitrógeno. 00:16:43
Esto nos viene bien para problemas. 00:16:55
Y aquí paro porque ya esto ya lo hemos visto y me voy al siguiente punto. 00:16:59
Materias:
Química
Niveles educativos:
▼ Mostrar / ocultar niveles
  • Bachillerato
    • Segundo Curso
Subido por:
Laura B.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
17
Fecha:
24 de septiembre de 2025 - 23:43
Visibilidad:
Público
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
17′ 08″
Relación de aspecto:
0.69:1
Resolución:
1334x1920 píxeles
Tamaño:
827.05 MBytes

Del mismo autor…

Ver más del mismo autor

EducaMadrid, Plataforma Educativa de la Comunidad de Madrid

Plataforma Educativa EducaMadrid