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Abrir el simulador

Cientos de partículas chocando en un recipiente con émbolo: mide la presión y compárala con pV = NkT.
Un gas es un enjambre de partículas que vuelan en todas direcciones y chocan entre sí y contra las paredes. A partir de esta imagen tan sencilla, la teoría cinética explica qué son la presión y la temperatura, deduce la ecuación de los gases ideales y predice cómo se reparten las velocidades. Este simulador mide la presión de verdad, sumando el empujón de cada choque.

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Lo que vas a aprender

  • Los postulados de la teoría cinética.
  • Por qué la presión se debe a los choques contra las paredes.
  • Qué significa la temperatura a nivel molecular.
  • La ecuación de los gases ideales y las leyes de Boyle, Charles y Gay-Lussac.
  • La distribución de velocidades de Maxwell-Boltzmann.

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Cómo se usa el simulador

  • Las partículas se colorean por rapidez: azul las lentas, ámbar las rápidas.
  • El histograma compara las velocidades de las partículas con la distribución de Maxwell-Boltzmann teórica.
  • + Anotar medida guarda un punto (V, p) en la gráfica p frente a V para comprobar la ley de Boyle.
  • El panel da la presión medida y la teórica NkT/VNkT/V, la temperatura medida, la velocidad más probable y la cuadrática media (en 3D), y el cociente pV/NkTpV/NkT.
El recipiente es plano (2D) y la presión está escalada para que se vea con pocas partículas. Las velocidades del panel son las de un gas real en tres dimensiones.

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Fundamentos teóricos

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Postulados

  1. Un gas está formado por muchísimas partículas en movimiento continuo y desordenado.
  2. Su tamaño es despreciable frente a la distancia entre ellas.
  3. No hay fuerzas entre ellas salvo en los choques, que son elásticos.
  4. La energía cinética media es proporcional a la temperatura absoluta.

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La presión

Cada vez que una partícula choca contra una pared, le da un pequeño empujón. La suma de muchísimos empujones por segundo y por unidad de superficie es la presión. Por eso:
  • Más partículas → más choques → más presión.
  • Más temperatura → choques más rápidos y frecuentes → más presión.
  • Menos volumen → las partículas llegan antes a la pared → más presión.

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Temperatura y energía cinética

⟨Ec⟩=32 k T\langle E_c\rangle = \tfrac32\,k\,T con k=1,38⋅10−23k = 1{,}38 \cdot 10^{-23} J/K (constante de Boltzmann). La temperatura absoluta es una medida de la energía cinética media de las partículas.

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Ecuación de los gases ideales

pV=NkT=nRTR=8,314 J/(mol\cdotpK)pV = NkT = nRT \qquad R = 8{,}314\ \text{J/(mol·K)} De ella salen las leyes clásicas:

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Velocidades moleculares

A la misma temperatura, todas las moléculas tienen la misma energía cinética media, así que las pesadas van más despacio: vcm=3RTMvp=2RTMv_{\text{cm}} = \sqrt{\frac{3RT}{M}} \qquad v_{\text{p}} = \sqrt{\frac{2RT}{M}} (MM en kg/mol.)

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Distribución de Maxwell-Boltzmann

No todas las partículas van igual de rápido. La distribución de Maxwell-Boltzmann dice cuántas tienen cada velocidad: muchas con velocidades intermedias y pocas muy lentas o muy rápidas. Al subir la temperatura o con un gas más ligero, la curva se ensancha y se desplaza hacia la derecha.

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Gases reales

Con mucha presión o poca temperatura, el tamaño de las moléculas y sus atracciones ya cuentan. La ecuación de Van der Waals lo corrige.

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Ejemplos resueltos

Ejemplo 1 · Ley de Boyle

Un gas ocupa 1 L a 100 kPa. Si se comprime a 0,4 L a temperatura constante, ¿qué presión tendrá?p2=100⋅1/0,4=250p_2 = 100 \cdot 1/0{,}4 = 250 kPa.
Un neumático está a 200 kPa a 20 °C. Al sol llega a 40 °C. ¿Qué presión tiene (sin cambiar de volumen)?p2=200⋅313,15293,15=214p_2 = 200 \cdot \dfrac{313{,}15}{293{,}15} = 214 kPa. Las temperaturas, siempre en kelvin.
¿Cuál es la velocidad cuadrática media del nitrógeno a 300 K? ¿Y del helio?N₂: 3⋅8,314⋅300/0,028=517\sqrt{3 \cdot 8{,}314 \cdot 300/0{,}028} = 517 m/s. He: 3⋅8,314⋅300/0,004=1368\sqrt{3 \cdot 8{,}314 \cdot 300/0{,}004} = 1368 m/s.El xenón va 131,3/4=5,7\sqrt{131{,}3/4} = 5{,}7 veces más despacio que el helio.
¿Qué volumen ocupa 1 mol de gas a 0 °C y 1 atm?V=1⋅8,314⋅273,15101 325=0,0224V = \dfrac{1 \cdot 8{,}314 \cdot 273{,}15}{101\,325} = 0{,}0224 m³ =22,4= 22{,}4 L.

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Experimenta con el simulador

1

Ley de Boyle

Mueve el émbolo a varios volúmenes y anota la presión en cada uno. ¿Caen los puntos sobre la isoterma?
2

Temperatura

Duplica la temperatura. ¿Cuánto cambia la presión? ¿Y la velocidad más probable?
3

Gases distintos

Compara helio y xenón a la misma temperatura. ¿Cambia la presión? ¿Y el histograma?
4

Gas no ideal

Pon 400 partículas en 0,3 L. ¿Sale pV/NkTpV/NkT mayor que 1? ¿Por qué?

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Errores frecuentes

  • Usar grados Celsius en las leyes de los gases.
  • Pensar que todas las moléculas van a la misma velocidad.
  • Creer que las moléculas pesadas tienen más energía. A igual temperatura, la misma energía media; van más despacio.

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Preguntas frecuentes

En el modelo clásico, las partículas dejarían de moverse y la presión sería cero. Por eso la escala Kelvin empieza en −273,15 °C.
Porque hay pocas partículas y los choques llegan a golpes. En un gas real hay unos 102210^{22} en cada litro y la presión es perfectamente estable.

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Última modificación el 6 de octubre de 2026