Anónimo
Anónimo realizada en Juegos y recreaciónHobbies y Aficiones · hace 2 meses

¿Es normal disfrutar del olor de mis pedos , pero el de extraños no me guste , solo los míos ?

2 respuestas

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  • hace 2 meses

    Si, en realidad es exageradamente normal. Todos disfrutamos de nuestros olores corporales pero los ajenos no. Pues que no todos huelen igual y el olor tuyo ya estás acostumbrado y por eso te gusta

  • Anónimo
    hace 2 meses

    Las primeras leyes de los gases fueron desarrolladas desde finales del siglo XVII, cuando los científicos empezaron a darse cuenta de que en las relaciones entre la presión, el volumen y la temperatura de una muestra de gas, en un sistema cerrado, se podría obtener una fórmula que sería válida para todos los gases

    Ley de Avogadro:

    La Ley de Avogadro es una ley de los gases que relaciona el volumen y la cantidad de gas a presión y temperaturas constantes.

    En 1811 Avogadro realiza los siguientes descubrimientos:

    A presión y temperatura constantes, la misma cantidad de gas tiene el mismo volumen independientemente del elemento químico que lo forme

    El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)

    Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2

    Lo cual tiene como consecuencia que:

    Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen

    Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

    Ejemplos Resueltos de la Ley de Avogadro:

    Ejemplo 1: sean 0,5 moles de un gas que ocupan 2 litros. Calcular cual será el nuevo volumen si se añade 1 mol de gas a presión y temperaturas constantes.

    V1 / n1 = V2 / n2

    V1 = 2 litros

    n1 = 0,5 moles

    n2 = 0,5 + 1 = 1,5 moles

    V2 = V1 · n2 / n1 = 2 · 1,5 / 0,5 = 6 litros

    Leyes de los Gases:

    LEY

    DESCRIPCION

    FÓRMULA

    Ley de

    Avogadro

    Descubrimientos de Avogadro en 1811

    A presión y temperatura constantes, una misma cantidad de partículas de un elemento tienen el mismo volumen

    El volumen (V) es directamente proporcional a la cantidad de partículas de gas (n)

    Es independiente del elemento químico que forme el gas

    Por lo tanto: V1 / n1 = V2 / n2

    Lo cual tiene como consecuencia que:

    Si aumenta la cantidad de gas, aumenta el volumen

    Si disminuye la cantidad de gas, disminuye el volumen

    V1 / n1 = V2 / n2

    Ley de

    Boyle

    Boyle descubrió en 1662:

    La presión que ejerce un gas es inversamente proporcional a su volumen (a temperatura y cantidad de gas constante)

    P = k / V → P · V = k (k es una constante)

    Por lo tanto: P1 · V1 = P2 · V2

    Lo cual tiene como consecuencia que:

    Si la presión aumenta el volumen disminuye

    Si la presión disminuye el volumen aumenta

    Nota: también se le llama Ley de Boyle-Mariotte ya que este último la descubrió de forma independiente en 1676.

    P1 · V1 = P2 · V2

    Ley de

    Charles

    Charles descubrió en 1787:

    El volumen del gas es directamente proporcional a su temperatura (a presión constante)

    V = k · T (k es una constante)

    Por lo tanto: V1 / T1 = V2 / T2

    Lo cual tiene como consecuencia que:

    Si la temperatura aumenta el volumen aumenta

    Si la temperatura disminuye el volumen disminuye

    Nota: también se le llama Ley de Charles y Gay-Lussac por un trabajo publicado por este último en 1803.

    V1 / T1 = V2 / T2

    Ley de Gay -

    Lussac

    Gay-Lussac descubrió en 1802:

    La presión del gas es directamente proporcional a su temperatura (a volumen constante)

    P = k · T (k es una constante)

    Por lo tanto: P1 / T1 = P2 / T2

    Lo cual tiene como consecuencia que:

    Si la temperatura aumenta la presión aumenta

    Si la temperatura disminuye la presión disminuye

    P1 / T1 = P2 / T2

    Ley de los

    Gases Ideales

    Los gases ideales poseen las siguientes propiedades:

    Las moléculas del gas se mueven a grandes velocidades de forma lineal pero desordenada

    La velocidad de las moléculas del gas es proporcional a su temperatura absoluta

    Las moléculas del gas ejercen presión sostenida sobre las paredes del recipiente que lo contiene

    Los choques entre las moléculas del gas son elásticas por lo que no pierden energía cinética

    La atracción / repulsión entre las moléculas del gas es despreciable

    Para estos gases ideales se cumple la siguiente ley:

    P · V = n · R · T

    Donde n son los moles del gas y R la constante universal de los gases ideales.

    P · V = n · R · T

    Ley

    General

    La Ley General de los Gases consiste en la unión de las siguientes leyes:

    Ley de Boyle: P1 · V1 = P2 · V2

    Ley de Gay-Lussac: P1 / T1 = P2 / T2

    Ley de Charles: V1 / T1 = V2 / T2

    Todas ellas se condensan en la siguiente fórmula:

    P1·V1 / T1 = P2·V2 / T2

    P1·V1 / T1 = P2·V2 / T2

    Ley de

    Graham

    Graham descubrió en 1829:

    Las velocidades de efusión (salida a través de poros) y difusión (expansión hasta ocupar el volumen del recipiente) de los gases son inversamente proporcionales a la raíz cuadrada de sus masas molares:

    v1 / v2 = (M2 / M1)-1/2

    donde:

    v1, v2 son las masas de difusión / efusión del gas

    M2 / M1 son las masas molares

    v1 / v2 = (M2/M1)-1/2

    Ley de

    Dalton

    Dalton descubrió en 1801:

    La presión total de una mezcla de gases es igual a la suma de las presiones que ejercen cada uno de los gases que la componen.

    A la presión que ejerce cada gas de la mezcla se denomina Presión Parcial. Por lo tanto esta ley se puede expresar como:

    PTotal = p1+p2+...+pn

    Donde p1, p2, ..., pn son las presiones parciales de cada uno de los gases de la mezcla.

    PTotal = p1+p2+...+pn

    Ley de

    Henry

    Henry descubrió en 1803:

    La cantidad de gas disuelta en un líquido a temperatura constante es proporcional a la presión parcial del gas sobre el líquido.

    Esta ley se resume en la siguiente ecuación:

    p = kH · c

    Donde:

    p: presión parcial del gas

    c: concentración del gas

    kH: constante de Henry

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