[Termodinámica I] Relaciones entre temperatura, volumen y presión Autor: Pedro Gómez-Esteban

Los primeros artículos de [Termodinámica I] estuvieron centrados fundamentalmente en la

temperatura y aspectos relacionados con ella, como el calor. Posteriormente introdujimos otras dos

magnitudes fundamentales de esta disciplina científica, la presión y el volumen, y hoy veremos cómo las

tres magnitudes están íntimamente relacionadas de formas interesantes y utilísimas – no sólo en cuanto

a la satisfacción de nuestra curiosidad acerca de cómo funciona el Universo, sino también en un sentido

muy práctico.

Pero, antes de empezar a razonar juntos sobre temperatura, volumen y presión, respondamos alDesafío

4 que planteamos hace un par de semanas:

Solución al Desafío 4 - ¿Cuánta presión ejerces?

Lo que se nos pregunta es, por definición, la fuerza que ejerces por cada metro cuadrado de superficie.

De modo que no tenemos más que calcular la fuerza que ejerces sobre el suelo y dividirla por la superficie

sobre la que se apoya esa fuerza:

La fuerza es lo más sencillo de calcular, ya que como se indica en el enunciado del desafío, es más o

menos diez veces la masa del objeto. Con 70 kg de masa, la fuerza ejercida sobre el suelo es de 700 N.

La superficie de cada uno de tus pies, al considerarlos rectangulares, es de 0,08 metros por 0,22 metros,

es decir, 0,0176 m2. Como estás apoyado sobre los dos pies, la superficie total es el doble, 0,0352 m2.

De modo que la presión que ejerces es de 700 N repartidos sobre 0,0352 m2, es decir, 19886,36 N/m2, o

lo que es lo mismo, 19886,36 Pa. Unos veinte mil pascales, que viene a poner de manifiesto lo que

decíamos en aquel artículo: cualquier presión “cotidiana” suele ser bastante grande. Aunque, como

veremos algún día en el bloque correspondiente, la presión que ejerces tú sobre el suelo es bastante más

pequeña que la que ejerce el aire sobre él… otra historia que tendrá que esperar a la ocasión adecuada.

Relación entre magnitudes, entorno y tipos de proceso Los siglos XVI, XVII y el principio del XIX, anteriores aún al nacimiento de la Termodinámica “de

verdad”, vieron una gran cantidad de experimentos dedicados precisamente a determinar las relaciones

de las que vamos a hablar hoy. Era evidente para los científicos de la época, como espero que haya sido

para ti al leer sobre las tres magnitudes –temperatura, volumen y presión– que estaban relacionadas.

Dicho de otro modo, al modificar una de ellas en un gas, de manera natural las otras dos sufrían cambios.

El problema era que, al ser tres propiedades diferentes, era difícil saber a cuál se debían los cambios en

cada caso.

De modo que los científicos interesados en el asunto, fundamentalmente franceses y un británico –

Guillaume Amontons, Jacques Charles, Joseph Louis Gay-Lussac, Robert Boyle, Edme Mariotte…–

hicieron lo que cualquiera con sentido común habría hecho: mantener fija una de las tres magnitudes y

observar qué efectos producía cambiar una de las otras dos sobre la tercera. Por ejemplo, si se mantenía

el volumen constante y se enfriaba el gas, ¿qué sucedía con la presión? Si se mantenía la temperatura

constante y se aumentaba la presión, ¿qué le pasaba al volumen?, etcétera.

Dicho de otro modo y empleando términos que definimos en el primer artículo del bloque, los científicos

constriñeron las condiciones de los posibles procesos termodinámicos utilizandodepósitos. Si se utilizaba

un depósito de presión se podían estudiar entonces procesos isocóricos, y lo mismo para mantener fija –

o al menos lo más fija posible– una de las otras dos magnitudes. Realizando experimentos así, los

científicos elaboraron diversas leyes que describían el comportamiento de los gases en esas condiciones.

El comportamiento de los gases es, por cierto, bastante complejo, porque ya dijimos al hablar de

los estados de agregación que las divisiones entre sólido, líquido y gas están en nuestra cabeza, no en la

Naturaleza. Las leyes obtenidas por aquellos científicos son muy simples e intuitivas, pero sólo son

ciertas para sustancias que se ajustan exactamente a la definición de gas que dimos en aquel artículo: sin

“lazos” entre partículas ni interacción entre ellas más allá de los choques que transmiten energía cinética,

y sin tener en cuenta además el tamaño de cada partícula que compone el gas. Los gases reales son

bastante más complicados, pero las buenas noticias son que, salvo que forcemos la situación

comprimiendo mucho un gas, enfriándolo demasiado o calentándolo demasiado, este comportamiento

ideal es razonablemente parecido al real, y mucho más sencillo que tener en cuenta las sutilezas de los

gases reales.

Gases, teorías y grados de verdad

En Ciencia, “la verdad” es un concepto inalcanzable; cualquier modelización de la Naturaleza que

realicemos será siempre eso, una estructura conceptual que trata de predecir lo que sucederá con mayor

o menor exactitud. Si trabajamos con gases ideales, como en este artículo, podremos comprender

cualitativamente el comportamiento de los gases reales… hasta cierto punto. Al no tener en cuenta ciertas

cosas, nuestras conclusiones no son absolutamente correctas, como no puede serlo ninguna. Sin embargo,

nos acercamos más a predecir lo que sucederá que si ni siquiera pensamos en los gases de este modo

simple.

A finales del siglo XIX, el genial físico holandés Johannes Diderik van der Waals refinó las ecuaciones

obtenidas razonando como haremos nosotros en este artículo, teniendo en cuenta más factores. Por un

lado, van der Waals consideró el hecho de que las moléculas de un gas ocupan un cierto espacio, aunque

no sea muy grande, con lo que el volumen del que disponen para moverse no es todo el volumen del

recipiente que contiene el gas, sino algo menor –cuánto menor depende del tamaño de las moléculas y

de cuántas hay, claro–.

Por otro lado, van der Waals consideró el hecho de que las moléculas del gas sí tienen cierta relación

unas con otras; no tan intensa, por supuesto, como los líquidos o los sólidos, pero existe una interacción

entre ellas. Combinando estos dos factores, el holandés obtuvo una ecuación más exacta que las que

nosotros describiremos aquí… pero, una vez más, no perfecta, pues no tiene en cuenta todos los factores.

Lo que quiero poner de manifiesto aquí es que el hecho de que una teoría no se ajuste perfectamente a la

realidad es perfectamente natural, y puede seguir siendo una teoría muy útil.

De modo que, aunque partamos de premisas que no se cumplen perfectamente, es una manera muy eficaz

en Ciencia el pensar en un problema en términos muy sencillos, comprender la base del comportamiento

de las cosas, y luego ir corrigiendo esa visión inicial al incluir factores que no se tenían en cuenta antes.

Recuerda esto si alguna vez pierdes la motivación al saber que lo que estás aprendiendo no es “del todo

verdad”… porque, como digo, nada lo es. Todo es una cuestión de grados de precisión y complejidad.

Evidentemente, aquí no vamos a construir experimentos como los de Boyle y compañía, pero

construyamos una “máquina mental” en la que podamos modificar o mantener fija cualquiera de las tres

magnitudes que hemos estudiado hasta el momento. Os presento la máquina boylussacharlattora:

Se trata de un artilugio de precisión y manufactura exquisitas, con la que podemos controlar las

condiciones de nuestros experimentos con una facilidad extraordinaria. Se encuentra en una habitación

aislada del exterior y en la que no hay siquiera aire, para no tener interferencia alguna sobre nuestros

experimentos mentales. Las partes más importantes de la máquina son:

El recipiente contiene el gas que vamos a estudiar, un gas absolutamente modélico en su comportamiento

y que, como puedes ver en el dibujo, consta de diez moléculas.

El foco térmico nos permite acoplar una masa enorme al recipiente para controlar latemperatura. Al

hacerlo, cualquier exceso o defecto de temperatura del gas en el recipiente respecto a nuestro foco térmico

será corregida en muy poco tiempo. Por ejemplo, si el foco térmico está a 250 K, podemos estar seguros

de que habrá un intercambio de energía térmica rapidísimo entre el foco y el gas del recipiente hasta que

el gas esté también a 250 K. Si queremos permitir que el gas varíe su temperatura, no tenemos más que

retirar el foco térmico y las moléculas del gas podrán adquirir la energía cinética que les dé la gana sin

que nadie interfiera.

El pistón nos permite ajustar manualmente el tamaño del recipiente, es decir, su volumen. Si lo fijamos

con los topes, por ejemplo, el gas va a ocupar el volumen al que hayamos ajustado el pistón; si queremos

dejar que el volumen varíe libremente, no tenemos más que soltar los topes y dejar que el pistón suba y

baje a voluntad.

Las pesas nos permiten controlar la presión, de modo similar a como lo hicimos en el Desafío 4.

Conocida la masa de cada pesa y la superficie del pistón, podemos controlar qué presión se ejerce sobre

el recipiente y dejarla fija. Si queremos permitir que la presión cambie libremente, no tenemos más que

modificar el número de pesas según cambie la presión del gas, hasta conseguir que la presión ejercida

por nuestras pesas compense exactamente la del gas, e ir cambiando el número de pesas según la presión

del gas cambia.

El instrumento de medida es un sensor ideal que no afecta en absoluto a las condiciones del gas y nos

permite conocer en todo momento el valor de temperatura, presión y volumen. Ya sé que en cada

experimento mantendremos una magnitud fija, con lo que ya conoceremos su valor de antemano, pero

con este maravilloso dispositivo podemos conocer lo que nos dé la gana sin alterar las magnitudes de

ningún modo.

De modo que, pertrechados con la máquina boylussacharlattora, preparemos nuestros experimentos

mentales y razonemos juntos acerca de las relaciones entre presión, temperatura y volumen, y

establezcamos así algunos conceptos que nos serán utilísimos cuando al final de la serie, por fin,

construyamos una máquina térmica que pueda emplearse para algo práctico.

Relación entre volumen y presión Para estudiar la relación que existe entre volumen y presión, necesitamos producir procesos isotérmicos.

De ese modo, cualquier influencia de los cambios de temperatura quedará fuera de la cuestión, y

podremos aislar los efectos de presión sobre volumen y viceversa. Evidentemente, no estaremos evitando

los efectos que una temperatura determinada tenga sobre el experimento pero, dado que hablamos de

gases ideales, obviemos esos posibles efectos, que tiempo habrá de estudiarlos en bloques superiores.

Lo que necesitamos entonces es fijar nuestro foco térmico a una temperatura determinada y dejarlo bien

pegado al recipiente, de modo que la temperatura no cambie. A continuación podemos hacer dos cosas:

dejar el pistón libre y variar la presión –es decir, el número de pesas–, o bien fijar los topes del pistón en

un punto determinado y ajustar las pesas a la presión que resulte de hacer eso. Cuando alcancemos el

equilibrio, veremos qué marca nuestro instrumento de medida y podremos extraer conclusiones acerca

de la relación entre las magnitudes. Afortunadamente el resultado, si has comprendido los conceptos de

volumen y presión anteriormente, debería ser bastante lógico, pero como es nuestro primer experimento

iremos razonando despacio.

Imaginemos que nuestro gas se encuentra en equilibrio con un volumen y una presión determinadas, por

ejemplo, con dos pesas encima que compensan la presión del gas –como hacías tú, estimado lector,

sujetando la pared de los dadivitas en el artículo anterior–, de modo que la situación es la siguiente:

Si lo piensas, ¿qué hace que las pesas no empujen el pistón más hacia abajo ahora que no tenemos topes

para fijarlo? ¡Las moléculas del gas! Al igual que los dadivitas de antes, las moléculas dan golpecillos

al pistón, minúsculos pero muchísimos, que lo sujetan contra la presión ejercida por las pesas. De hecho,

en este caso la presión del gas es exactamente igual que la ejercida por las pesas, con lo que no nos hace

falta ningún instrumento de medida para conocer la presión del gas… si fuera menor que la de las pesas,

el pistón se hundiría, y si fuera mayor, subiría. Estamos en equilibrio.

¿Qué sucederá si ponemos otras dos pesas encima del pistón, es decir, si duplicamos la presión sobre el

gas?

Ahora, la presión de las pesas es mayor que la que proporcionan los pequeños golpes de las moléculas

de gas sobre el pistón (de hecho, es exactamente el doble). De modo que el gas ya no estará en

equilibrio, el pistón irá descendiendo, y las moléculas del gas tendrán menos espacio para moverse según

disminuye el volumen del recipiente. Esto podría tener algún efecto sobre la temperatura del gas, pero

recordemos que tenemos un foco térmico en contacto con él, con lo que estamos seguros de que cualquier

efecto de ese tipo va a ser “corregido” por el foco térmico. De modo que, pase lo que pase, la velocidad

promedio de las moléculas del gas va a ser exactamente la misma que antes.

Aquí viene el “momento de encendido de bombilla” de este primer experimento, así que ojo avizor y

calma. Según el pistón desciende, el tiempo que una molécula del gas tarda en golpear el pistón, moverse

por el recipiente y volver a golpear el pistón se hace más corto. Imagina el caso más sencillo de una

molécula del gas que sube, golpea el pistón, baja, rebota contra el suelo, sube, golpea el pistón, etc. Si la

molécula siempre se mueve a la misma velocidad –y eso sucede aquí, porque es un proceso isotérmico–

, cuando reduzcamos el volumen a la mitad, el tiempo que hay entre empujones al pistón será la mitad.

Pero recuerda: la presión es el resultado de todos esos empujones… si hay el doble de empujones cada

segundo, ¡la presión se habrá duplicado! Cuando el pistón haya bajado a la mitad de su altura inicial, es

decir, cuando el volumen sea la mitad, se alcanzará de nuevo el equilibrio. Por un lado, ahora hay el

doble de presión sobre el gas, con cuatro pesas en vez de dos, pero la reducción del volumen ha duplicado

la presión que ejerce el gas, con lo que el pistón se quedará de nuevo quieto sin que tengamos que utilizar

nuestros topes para conseguirlo:

Lo mismo hubiera sucedido si hubierámos hecho lo contrario: si de la situación inicial quitamos una de

las dos pesas, la presión sobre el gas se reduce a la mitad, con lo que el gas “gana” a las pesas y empuja

el pistón hacia arriba. Pero, según el pistón sube, cada molécula tarda más tiempo entre golpes al pistón,

con lo que la presión sobre él va descendiendo hasta que, cuando el volumen que ocupa el gas sea el

doble que al principio, ambas presiones se equilibren y el pistón se detenga.

Si lo que forzásemos desde la situación inicial fuese el volumen, fijándolo por ejemplo con los topes a la

mitad del volumen original, entonces notaríamos que la presión sobre el pistón se hace el doble por el

razonamiento que acabamos de realizar: para poder retirar los topes y que el pistón no salga disparado,

nos haría falta poner otras dos pesas sobre él, para alcanzar así el equilibrio. Como ves, la relación entre

ambas magnitudes es “en ambos sentidos”, es decir, duplicar cualquiera de las dos significa reducir la

otra a la mitad y viceversa.

De hecho, estamos ya listos para escribir de forma algo más formal nuestra primera conclusión al utilizar

la máquina boylussacharlattora; esta conclusión, escrita en forma de ley, recibe varios nombres

dependiendo de a quién preguntes, ya que varios científicos la alcanzaron de forma independiente. La

manera más normal en los países de habla hispana es nombrarla como Ley de Boyle-Mariotte, en honor

a ambos científicos (a los anglófonos les gusta más llamarla Ley de Boyle, y a los francófonos Ley de

Mariotte):

En un proceso isotérmico, la presión y el volumen de un gas ideal son inversamente proporcionales.

Si has comprendido el razonamiento en este primer experimento mental, los otros dos no deberían

presentar dificultades; si no te ha quedado claro, mejor vuelves a leerlo y a pensar sobre él antes de seguir

con los otros, o las cosas se te liarán aún más en la cabeza. Veamos qué sucede si mantenemos constante

otra de las tres magnitudes.

Relación entre presión y temperatura En este caso, como hizo el francés Guillaume Amontons hacia 1700, necesitamos fijar el volumen de gas

en nuestra máquina, pero eso lo tenemos muy fácil gracias a su revolucionario diseño: no tenemos más

que fijar los topes sobre el pistón, evitando que pueda moverse, y el volumen será necesariamente

constante durante el proceso (que será, por tanto, isocórico). Si modificamos entonces la presión o la

temperatura (cambiando el número de pesas o alterando la temperatura del foco térmico) podremos ver

qué le sucede a la otra magnitud variable.

Supongamos, por ejemplo, que partimos de una situación como ésta, con dos pesas y el foco a 300 K:

Como sucedía en nuestro primer experimento, partimos de una situación de equilibrio. Dicho de otro

modo, si medimos la presión con nuestro instrumento de medida, su valor será exactamente el mismo

que el que ejercen las dos pesas sobre el pistón: los topes no están ahí porque hagan falta ahora mismo,

sino porque durante el proceso queremos mantener, a la fuerza, el volumen constante, y si no los

pusiéramos ahí, en cuanto modificásemos la situación el pistón subiría o bajaría, y no queremos eso.

Imaginemos ahora que calentamos nuestro foco térmico hasta duplicar su temperatura, de modo que de

esos confortables 300 K pase a unos tórridos 600 K. Una vez que el gas de dentro del recipiente esté a

esa temperatura sin que pueda expandirse y aumentar su volumen, ¿qué le sucederá a la presión?

Pensemos juntos: si la temperatura ha aumentado tanto, las moléculas del gas estarán moviéndose mucho

más deprisa. No es el doble de deprisa, porque la temperatura mide la energía cinética promedio, no la

velocidad promedio, pero a este nivel los números no nos importan demasiado. Como consecuencia,

sucederán dos cosas: por un lado, cada impacto molecular contra el pistón serámás intenso, pues la

molécula se mueve más deprisa. Por otro lado, habrá más golpecitos contra el pistón cada segundo,

porque las moléculas tardarán menos en “ir y volver” al moverse más rápido. En otras palabras, la

presión aumentará considerablemente contra el pistón.

De hecho, si no tuviéramos los topes sujetando el pistón, subiría como un tiro, ya que ahora la presión

que ejerce el gas es mayor que la que ejercen las pesas. Ahora, por cierto, tienes que creerme, pues no

vamos a realizar cálculos numéricos: los dos efectos combinados que he mencionado antes hacen que,

en un gas ideal, la presión a 600 K sea justo el doble de lo que era a 300 K. De manera que, si queremos

volver a ajustar las pesas para compensar exactamente la presión del gas (y poder así, si lo deseamos,

quitar los topes del pistón y que se mantenga en equilibrio), tendremos que poner otras dos pesas sobre

él:

También hubiéramos podido hacer lo contrario, disminuir la temperatura, con lo que la presión hubiera

disminuido proporcionalmente y hubiéramos tenido que retirar pesas para compensar la nueva presión.

Y algo parecido hubiera sucedido si lo que cambiamos, en vez de la temperatura, es la presión – al

aumentar el número de pesas, la presión del gas sería demasiado pequeña para igualar la de las pesas,

pero si calentamos el foco térmico en la misma proporción, entonces el movimiento más veloz de las

moléculas ejerce la misma presión sobre el pistón que la de las pesas, y todo vuelve a estar equilibrado

de nuevo.

¡Ojo! Proporciones y unidades de temperatura

Como espero que recuerdes del artículo sobre la temperatura, explicamos allí que la razón de emplear

los kelvins en vez de los grados Celsius era precisamente que, al ser la temperatura en K proporcional a

la energía cinética de las moléculas, duplicar la energía promedio significa duplicar la temperatura. Lo

mismo no sucede al emplear los grados Celsius.

Si en nuestro experimento mental –o en cualquier situación en la que se modifique la temperatura en una

proporción determinada– hubiéramos dicho que empezamos a 300 °C y terminamos a 600 °C y por lo

tanto la presión se duplica, nuestro razonamiento hubiera sido completamente incorrecto, ya que las

moléculas no tienen el doble de energía a 600 °C que a 300 °C. Ojo con las unidades en cosas como ésta.

Es decir, hemos llegado a la Ley de Amontons, también mal llamada a veces –pues no fue él quien la

obtuvo– Segunda Ley de Gay-Lussac, que relaciona la presión y la temperatura en un gas ideal:

En un proceso isocórico, la presión y la temperatura de un gas ideal son directamente proporcionales.

Finalmente, veamos el caso restante; si has comprendido los dos primeros, ni siquiera hace falta realizar

experimento mental alguno para predecir el resultado que vamos a obtener, pero razonemos juntos de

todos modos, ya que en el próximo artículo del bloque utilizaremos precisamente este último experimento

para –esperemos– producir otro “encendido de bombilla” de los que dejan huella en la mente.

Relación entre temperatura y volumen Para realizar este último experimento, queremos fijar la presión: esto significa que mantendremos el

número de pesas fijo (por ejemplo, dos pesas), y variaremos volumen o temperatura para observar lo que

le sucede a la otra magnitud. Así, comprobaremos la relación entre volumen y temperatura en un

proceso isobárico, como hizo el bueno de Jacques Charles hacia 1780 –aunque Joseph-Louis Gay-

Lussac, esta vez sí, publicó una descripción más completa en 1802–.

Partamos de una situación inicial de equilibrio con un volumen y una temperatura determinados, por

ejemplo, éstos:

Si ahora duplicamos temperatura del gas y permitimos que el pistón suba y baje, con la presión de las

pesas constante, ¿qué le sucederá al pistón?

Al aumentar la temperatura, las moléculas del gas empezarán a moverse más y más rápido, y los impactos

sobre el pistón serán más frecuentes y más intensos, como sucedía cuando manteníamos el volumen

constante. Sin embargo, ahora lo que permanece constante es la presión de las pesas, y el pistón puede

moverse… con lo que irá ascendiendo, empujado por impactos que las pesas no pueden compensar. Pero,

según el pistón sube, los impactos tardan más en producirse, ya que las moléculas tienen que recorrer

mayor distancia media entre impacto e impacto, con lo que llega un momento en el que las pesas pueden

compensar la presión del gas. En ese momento, volveremos a alcanzar el equilibrio, pues la mayor

energía cinética de las moléculas se compensa con la mayor distancia a recorrer entre choques, y el gas

se habrá expandido hasta que –sí, lo has adivinado– su volumen sea el doble que al principio:

Si hubiéramos reducido la temperatura a la mitad, el volumen del gas también se habría reducido a la

mitad. Y algo parecido sucede si variamos el volumen y observamos qué le sucede a la temperatura.

Existen varias maneras de razonar este último caso –la mejor, en mi opinión, la energética que

utilizaremos en el próximo artículo–, pero por ahora podemos pensar del siguiente modo:

Imagina que hacemos desdender el pistón hasta la mitad de su altura inicial, con lo que el volumen es la

mitad que al principio. Si no cambiamos nada más, ¿estará el sistema en equilibrio? Espero que tu

respuesta sea que no: al reducir el volumen a la mitad, el tiempo entre impactos sobre el pistón se hace

la mitad, con lo que la presión se haría el doble –de hecho, se trataría entonces del experimento mental

con el que iniciamos el artículo–. Para conseguir el equilibrio y que la presión siga siendo la misma que

al principio, la equivalente a dos pesas, hace falta que disminuyamos la temperatura a la mitad. Entonces,

la menor distancia se compensará con la menor velocidad de las moléculas, y la presión ejercida por el

gas seguirá siendo “de dos pesas”, de modo que todo siga en equilibrio. Una vez más, proporcionalidad

entre magnitudes en el comportamiento ideal.

Volumen y temperatura en las estrellas

Si seguiste en su momento La vida privada de las estrellas, estarás harto de leer una y otra vez este mismo

experimento mental aplicado a las estrellas, ya que es algo fundamental para comprender la evolución

estelar. Cuando una estrella se calienta, se expande como consecuencia de ello, y al revés. En el caso de

las estrellas hay un factor fundamental que aquí, al menos por ahora, no estamos teniendo en cuenta – el

hecho de que la presión la ejerce la masa de la propia estrella debido a la atracción gravitatoria, y que a

menor volumen, mayor presión gravitacional. Sin embargo, el resto del razonamiento es muy parecido

al que hemos realizado aquí.

Digo esto porque, a menudo, hablar de Termodinámica sugiere motores, locomotoras y cosas así, pero

se trata de una disciplina sin la que es imposible explicar el comportamiento de multitud de sistemas

físicos que no son máquinas construidas por el ser humano para obtener un beneficio. Casi cualquier

sistema complejo requiere de conceptos termodinámicos para poder predecir su comportamiento con

cierta precisión, y las estrellas son un buen ejemplo de ello.

De cualquiera de estas maneras, habremos llegado a la Ley de Charles que relaciona volumen y

temperatura en un proceso isobárico:

En un proceso isobárico, el volumen y la temperatura de un gas ideal son directamente proporcionales.

Pero, como digo, puede sacarse mucho más jugo a estas leyes si se piensa en lo que sucede desde un

punto de vista energético, y eso es precisamente lo que haremos en el próximo artículo, ya que lo que

has visto aquí, aunque tal vez algo “oculto”, ha sido la conversión de unos tipos de energía en otros,

como hacemos constantemente con nuestras máquinas térmicas. Mientras tanto, dejemos claras las ideas

fundamentales del artículo y disfrutemos juntos con un experimento.

Ideas clave

Para continuar con el último tercio del bloque con soltura, deben haberte quedado claros los siguientes

conceptos:

En un proceso isotérmico, la presión y el volumen de un gas ideal son inversamente proporcionales

En un proceso isocórico, la presión y la temperatura de un gas ideal son directamente proporcionales

En un proceso isobárico, el volumen y la temperatura de un gas ideal son directamente proporcionales

Hasta la próxima… Hoy, como hemos dicho antes, nos despedimos con un experimento. Se trata de algo que pone de

manifiesto, de un modo bastante claro, la Ley de Charles, aunque a veces se escuchan explicaciones

absurdas acerca de lo que sucede. Se trata de algo lo suficientemente vistoso como para que, si tienes

hijos, sobrinos u otros churumbeles cerca, sea una buena manera de despertar en ellos el interés por la

ciencia –lo mismo que en adultos inmaduros, como tú y yo–.

Experimento 3 - Vela succionadora

Material necesario: Un plato sopero, un vaso de cristal, una vela pequeña, cerillas o mechero, un poco

de agua.

Instrucciones:Pon la vela en el fondo del plato sopero, y llena el fondo con algo de agua, evitando que

moje la vela –si es necesario, puedes ponerla sobre algún objeto que la levante ligeramente sobre el agua–

. A continuación, enciende la vela. Finalmente, tapa la vela con el vaso invertido sobre ella, de modo que

el borde del vaso se sumerja en el agua y se apoye en el cuenco. Al cabo del tiempo, al estar el vaso

herméticamente cerrado, la vela se apagará.

¿Qué sucede entonces? ¿Cómo puede explicarse? La respuesta, en el próximo artículo.