CLAUDIA MARCELA GUZMÁN 10-1 2017

1. LABORATORIO​ ​DE​ ​GASES
CLAUDIA​ ​MARCELA​ ​GUZMÀN​ ​FERNÀNDEZ
I.E​ ​EXALUMNAS​ ​DE​ ​LA​ ​PRESENTACIÒN
IBAGUÈ
QUÌMICA
10-1
2017

2. LABORATORIO​ ​DE​ ​GASES
CLAUDIA​ ​MARCELA​ ​GUZMÀN
FERNÀNDEZ
DIANA​ ​FERNANDA​ ​JARAMILLO
CARDENAS
EXALUMNAS​ ​DE​ ​LA​ ​PRESENTACIÒN
IBAGUÈ
10-1
2017

3. INTRODUCCIÒN
En​ ​este​ ​trabajo​ ​vamos​ ​a​ ​estudiar​ ​el​ ​comportamiento​ ​de​ ​los​ ​gases​ ​y​ ​cómo​ ​la​ ​ciencia​ ​ha​ ​tratado
de​ ​encontrar​ ​una​ ​explicación​ ​para​ ​este​ ​comportamiento.​​ ​Se​ ​proporcionan​ ​conceptos,
ejemplos,​ ​ejercicios​ ​relacionados​ ​con​ ​los​ ​gases​ ​y​ ​sus​ ​leyes​ ​correspondientes.
Encontraremos​ ​informaciòn​ ​sobre​ ​los​ ​gases​ ​ideales​ ​y​ ​sus​ ​estados​ ​mediante​ ​una​ ​serie​ ​de
pantallazos​ ​proporcionados​ ​por​ ​la​ ​pàgina
http://www.educaplus.org/gases/estagregacion.html​.
OBJETIVOS
● Tener​ ​claros​ ​los​ ​conocimientos​ ​bàsicos​ ​relacionados​ ​con​ ​los​ ​gases​ ​ideales.
● Mediante​ ​los​ ​ejemplos​ ​saber​ ​cómo​ ​se​ ​comportan​ ​los​ ​gases​ ​en​ ​cada​ ​uno​ ​de
sus​ ​estados.
● Conocer​ ​las​ ​teorìas​ ​proporcionadas​ ​por​ ​la​ ​pàgina.

4. MARCO​ ​TEÒRICO
ESTADOS​ ​DE​ ​AGREGACIÒN
Los​ ​estados​ ​de​ ​agregación,​ ​sólido,​ ​líquido​ ​y​ ​gaseoso,​ ​dependen
fundamentalmente​ ​de​ ​las​ ​condiciones​ ​de​ ​presión​ ​y​ ​temperatura​ ​a​ ​las​ ​que​ ​esté
sometida​ ​la​ ​materia.
ESTADO​ ​SÒLIDO
En​ ​el​ ​estado​ ​sólido​ ​los​ ​átomos​ ​o​ ​moléculas
ocupan​ ​posiciones​ ​fijas​ ​aunque​ ​se​ ​encuentran
vibrando​ ​en​ ​esas​ ​posiciones​ ​con​ ​una​ ​capacidad
de​ ​movimiento​ ​limitada.

5.
ESTADO​ ​LÌQUIDO
En​ ​el​ ​estado​ ​líquido​ ​la​ ​fuerza​ ​de
cohesión​ ​que​ ​mantiene​ ​unidas​ ​a​ ​las
moléculas​ ​es​ ​mucho​ ​menor.
En​ ​un​ ​líquido​ ​las​ ​moléculas​ ​tienen
una​ ​cierta​ ​capacidad​ ​de​ ​movimiento
que,​ ​en​ ​gran​ ​medida,​ ​está​ ​limitada
por​ ​las​ ​otras​ ​moléculas​ ​que​ ​tienen​ ​alrededor.

6. ESTADO​ ​GASEOSO
En​ ​un​ ​gas​ ​las​ ​moléculas​ ​se
encuentran​ ​muy​ ​lejanas​ ​unas​ ​de
otras​ ​y​ ​se​ ​mueven​ ​en​ ​todas
direcciones​ ​con​ ​libertad​ ​absoluta.

7. TEMPERATURA
Según​ ​la​ ​teoría​ ​cinética,​ ​la​ ​temperatura​ ​es
una​ ​medida​ ​de​ ​la​ ​energía​ ​cinética​ ​media​ ​de
los​ ​átomos​ ​y​ ​moléculas​ ​que​ ​constituyen​ ​un
sistema.​ ​Dado​ ​que​ ​la​ ​energía​ ​cinética
depende​ ​de​ ​la​ ​velocidad,​ ​podemos​ ​decir
que​ ​la​ ​temperatura​ ​está​ ​relacionada​ ​con​ ​las
velocidades​ ​medias​ ​de​ ​las​ ​moléculas​ ​del
gas.
Hay​ ​varias​ ​escalas​ ​para​ ​medir​ ​la​ ​temperatura;​ ​las​ ​más​ ​conocidas​ ​y
utilizadas​ ​son​ ​las​ ​escalas​ ​Celsius​ ​(ºC),​ ​Kelvin​ ​(K)​ ​y​ ​Fahrenheit​ ​(ºF).​ ​En
este​ ​trabajo​ ​sólo​ ​utilizaremos​ ​las​ ​dos​ ​primeras.
​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​​ ​

8. PRESIÒN
Otra​ ​unidad​ ​muy​ ​utilizada​ ​para​ ​medir​ ​la​ ​presión,​ ​aunque​ ​no
pertenece​ ​al​ ​Sistema​ ​Internacional,​ ​es​ ​el​ ​milímetro​ ​de
mercurio​ ​(mm​ ​Hg)​ ​que​ ​representa​ ​una​ ​presión​ ​equivalente
al​ ​peso​ ​de​ ​una​ ​columna​ ​de​ ​mercurio​ ​de​ ​1​ ​mm​ ​de​ ​altura.
Esta​ ​unidad​ ​está​ ​relacionada​ ​con​ ​la​ ​experiencia​ ​de​ ​Torricelli
que​ ​encontró,​ ​utilizando​ ​un​ ​barómetro​ ​de​ ​mercurio,​ ​que​ ​al
nivel​ ​del​ ​mar​ ​la​ ​presión​ ​atmosférica​ ​era​ ​equivalente​ ​a​ ​la
ejercida​ ​por​ ​una​ ​columna​ ​de​ ​mercurio​ ​de​ ​760​ ​mm​ ​de​ ​altura.
En este caso la fuerza se correspondería con el peso
(​m⋅g​m⋅g)​ ​de​ ​la​ ​columna​ ​de​ ​mercurio​ ​por​ ​lo​ ​que
P=m⋅gS​P=m⋅gS
Como​ ​la​ ​masa​ ​puede​ ​expresarse​ ​como​ ​el​ ​producto​ ​de​ ​la
densidad​ ​por​ ​el​ ​volumen​ ​(​m=d⋅V​m=d⋅V),​ ​si​ ​sustituimos
será:
P=d⋅V⋅gS​P=d⋅V⋅gS
y​ ​dado​ ​que
el​ ​volumen​ ​es​ ​el​ ​producto​ ​de​ ​la​ ​superficie​ ​de​ ​la
base​ ​por​ ​la​ ​altura​ ​(​V=S⋅h​V=S⋅h),​ ​tenemos
P=d⋅S⋅h⋅gS​P=d⋅S⋅h⋅gS
y​ ​simplificando​ ​tenemos:
P=d⋅g⋅h​P=d⋅g⋅h
que​ ​nos​ ​permite​ ​calcular​ ​la​ ​presión​ ​en​ ​función
de​ ​la​ ​densidad,​ ​la​ ​intensidad​ ​del​ ​campo
gravitatorio​ ​y​ ​la​ ​altura​ ​de​ ​la​ ​columna.

9. VOLUMEN
El​ ​volumen​ ​es​ ​el​ ​espacio​ ​que​ ​ocupa​ ​un
sistema.​ ​Recuerda​ ​que​ ​los​ ​gases​ ​ocupan
todo​ ​el​ ​volumen​ ​disponible​ ​del​ ​recipiente​ ​en
el​ ​que​ ​se​ ​encuentran.​ ​Decir​ ​que​ ​el​ ​volumen
de​ ​un​ ​recipiente​ ​que​ ​contiene​ ​un​ ​gas​ ​ha
cambiado​ ​es​ ​equivalente​ ​a​ ​decir​ ​que​ ​ha
cambiado​ ​el​ ​volumen​ ​del​ ​gas.
En​ ​el​ ​laboratorio​ ​se​ ​utilizan​ ​frecuentemente​ ​jeringuillas​ ​como
recipientes​ ​de​ ​volumen​ ​variable​ ​cuando​ ​se​ ​quiere​ ​experimentar​ ​con
gases.

10.
Hay muchas unidades para medir el volumen. En este
trabajo​ ​usaremos​ ​el​ ​litro​ ​(L)​ ​y​ ​el​ ​mililitro​ ​(mL)
Su​ ​equivalencia​ ​es:
1L​ ​=​ ​1000​ ​mL
Como 1 L es equivalente a 1
dm3, es decir a 1000 cm3,
tenemos que el mL y el cm3
son​ ​unidades​ ​equivalentes.
CANTIDAD​ ​DE​ ​GAS
La cantidad de gas está relacionada con el número total de
moléculas que se encuentran en un recipiente. La unidad que
utilizamos​ ​para​ ​medir​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​es​ ​el​ ​mol.
Un​ ​mol​ ​es​ ​una​ ​cantidad​ ​igual​ ​al​ ​llamado​ ​número​ ​de​ ​Avogadro:
1​ ​mol​ ​de​ ​moléculas=​ ​6,022·1023​ ​moléculas

11. 1​ ​mol​ ​de​ ​átomos=​ ​6,022·1023​ ​átomos
¡¡¡​ ​602.200.000.000.000.000.000.000​ ​!!!
La​ ​masa​ ​molar​ ​de​ ​una​ ​sustancia​ ​pura​ ​es​ ​la​ ​masa​ ​que​ ​corresponde​ ​a​ ​1
mol​ ​de​ ​dicha​ ​sustancia:
La balanza es un instrumento que sirve para medir la masa de una
sustancia o cuerpo, usando como medio de comparación la ‘fuerza’
de​ ​gravedad.
Es una palanca de primer grado de brazos iguales que, mediante el
establecimiento de una situación de equilibrio entre los pesos de
dos​ ​cuerpos,​ ​permite​ ​comparar​ ​masas.

12. LEYES
LEY​ ​DE​ ​AVOGADRO
Esta​ ​ley,​ ​descubierta​ ​por​ ​Avogadro​ ​a
principios​ ​del​ ​siglo​ ​XIX,​ ​establece​ ​la
relación​ ​entre​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​y​ ​su
volumen​ ​cuando​ ​se​ ​mantienen
constantes​ ​la​ ​temperatura​ ​y​ ​la​ ​presión.
Recuerda​ ​que​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas​ ​la
medimos​ ​en​ ​moles.
El​ ​volumen​ ​es​ ​directamente​ ​proporcional​ ​a​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas:
● Si​ ​aumentamos​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas,​ ​aumentará​ ​el​ ​volumen.
● Si​ ​disminuimos​ ​la​ ​cantidad​ ​de​ ​gas,​ ​el​ ​volumen​ ​disminuye.

13. FORMULA:
Relación​ ​entre​ ​la​ ​presión​ ​y​ ​el​ ​volumen​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​la
temperatura​ ​es​ ​constante
Fue descubierta por Robert
Boyle en 1662. Edme Mariotte
también llegó a la misma
conclusión que Boyle, pero no
publicó sus trabajos hasta 1676.
Esta es la razón por la que en
muchos libros encontramos esta
ley con el nombre de Ley de
Boyle​ ​y​ ​Mariotte.
La ley de Boyle establece que la
presión de un gas en un
recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del
recipiente,​ ​cuando​ ​la​ ​temperatura​ ​es​ ​constante.
El​ ​volumen​ ​es​ ​inversamente​ ​proporcional​ ​a​ ​la​ ​presión:
● Si​ ​la​ ​presión​ ​aumenta,​ ​el​ ​volumen​ ​disminuye.
● Si​ ​la​ ​presión​ ​disminuye,​ ​el​ ​volumen​ ​aumenta.

14. Relación​ ​entre​ ​la​ ​temperatura​ ​y​ ​el​ ​volumen​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​la
presión​ ​es​ ​constante.
En​ ​1787,​ ​Jack​ ​Charles​ ​estudió​ ​por
primera​ ​vez​ ​la​ ​relación​ ​entre​ ​el
volumen​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​de​ ​una
muestra​ ​de​ ​gas​ ​a​ ​presión​ ​constante​ ​y
observó​ ​que​ ​cuando​ ​se​ ​aumentaba​ ​la
temperatura​ ​el​ ​volumen​ ​del​ ​gas
también​ ​aumentaba​ ​y​ ​que​ ​al​ ​enfriar​ ​el
volumen​ ​disminuye.
El​ ​volumen​ ​es​ ​directamente​ ​proporcional​ ​a​ ​la​ ​temperatura​ ​del​ ​gas:
● Si​ ​la​ ​temperatura​ ​aumenta,​ ​el​ ​volumen​ ​del​ ​gas​ ​aumenta.
● Si​ ​la​ ​temperatura​ ​del​ ​gas​ ​disminuye,​ ​el​ ​volumen​ ​disminuye.

15.
Relación​ ​entre​ ​la​ ​presión​ ​y​ ​la​ ​temperatura​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​cuando​ ​el
volumen​ ​es​ ​constante.
​ ​Fue​ ​enunciada​ ​por​ ​Joseph
Louis​ ​Gay-Lussac​ ​a​ ​principios
de​ ​1800.
Establece​ ​la​ ​relación​ ​entre​ ​la
temperatura​ ​y​ ​la​ ​presión​ ​de
un​ ​gas​ ​cuando​ ​el​ ​volumen​ ​es
constante.
La​ ​presión​ ​del​ ​gas​ ​es​ ​directamente​ ​proporcional​ ​a​ ​su​ ​temperatura:
● Si​ ​aumentamos​ ​la​ ​temperatura,​ ​aumentará​ ​la​ ​presión.
● Si​ ​disminuimos​ ​la​ ​temperatura,​ ​disminuirá​ ​la​ ​presión.

16.
La​ ​​ley​ ​de​ ​los​ ​gases​ ​ideales
es​ ​la​ ​ecuación​ ​de​ ​estado​ ​del
gas​ ​ideal,​ ​un​ ​gas​ ​hipotético
formado​ ​por​ ​partículas
puntuales​ ​sin​ ​atracción​ ​ni
repulsión​ ​entre​ ​ellas​ ​y​ ​cuyos
choques​ ​son​ ​perfectamente
elásticos​ ​(conservación​ ​de
momento​ ​y​ ​energía​ ​cinética).
La​ ​energía​ ​cinética​ ​es​ ​directamente​ ​proporcional​ ​a​ ​la​ ​temperatura​ ​en
un​ ​gas​ ​ideal.​ ​Los​ ​gases​ ​reales​ ​que​ ​más​ ​se​ ​aproximan​ ​al
comportamiento​ ​del​ ​gas​ ​ideal​ ​son​ ​los​ ​gases​ ​monoatómicos​ ​en
condiciones​ ​de​ ​baja​ ​presión​ ​y​ ​alta​ ​temperatura.
La​ ​​ley​ ​general​ ​de​ ​los
gases​​ ​es​ ​una​ ​ley​ ​de​ ​los
gases​ ​que​ ​combina​ ​la​ ​ley
de​ ​Boyle-Mariotte,​ ​la​ ​ley​ ​de
Charles​ ​y​ ​la​ ​ley​ ​de
Gay-Lussac.​ ​Estas​ ​leyes
matemáticamente​ ​se
refieren​ ​a​ ​cada​ ​una​ ​de​ ​las
variables​ ​termodinámicas​ ​con​ ​relación​ ​a​ ​otra​ ​mientras​ ​todo​ ​lo​ ​demás
se​ ​mantiene​ ​constante.

17.
Postula​ ​lo​ ​siguiente:
1. Los​ ​gases​ ​están​ ​constituidos​ ​por​ ​partículas​ ​que​ ​se​ ​mueven​ ​en
línea​ ​recta​ ​y​ ​al​ ​azar.
Según​ ​la​ ​teoría​ ​cinético-molecular​ ​los​ ​átomos​ ​o​ ​moléculas​ ​que​ ​componen​ ​cualquier​ ​gas​ ​pueden​ ​ser
considerados​ ​como​ ​partículas.
Así,​ ​la​ ​TCM​ ​considera​ ​que​ ​un​ ​gas​ ​está​ ​constituido​ ​por​ ​una​ ​gran​ ​cantidad​ ​de​ ​partículas​ ​que​ ​se
mueven​ ​aleatoriamente​ ​y​ ​con​ ​trayectorias​ ​rectilíneas.
​ ​2.​ ​​ ​Este​ ​movimiento​ ​se​ ​modifica​ ​si​ ​las​ ​partículas​ ​chocan​ ​entre​ ​sí​ ​o
contra​ ​las​ ​partículas​ ​del​ ​recipiente.
Este​ ​movimiento​ ​rectilíneo​ ​solamente​ ​se​ ​ve​ ​alterado​ ​cuando​ ​se​ ​producen
choques​ ​elásticos​ ​entre​ ​las​ ​propias​ ​partículas​ ​o​ ​entre​ ​éstas​ ​y​ ​las​ ​paredes​ ​del
recipiente.
La​ ​Teoría​ ​Cinética​ ​considera​ ​que​ ​estos​ ​choques​ ​tienen​ ​una​ ​duración
despreciable,​ ​es​ ​decir,​ ​son​ ​instantáneos.
Si​ ​consideramos​ ​el​ ​conjunto​ ​de​ ​partículas,​ ​la​ ​distancia​ ​media​ ​que​ ​recorren​ ​sin
chocar​ ​recibe​ ​el​ ​nombre​ ​de​ ​recorrido​ ​libre​ ​medio.

18. 3.​ ​​​ ​El​ ​volumen​ ​de​ ​las​ ​partículas​ ​se​ ​considera​ ​despreciable​ ​comparado
con​ ​el​ ​volumen​ ​del​ ​gas.
Debido​ ​al​ ​movimiento​ ​constante​ ​de​ ​sus​ ​partículas,​ ​los​ ​gases​ ​ocupan​ ​todo
el​ ​volumen​ ​disponible​ ​del​ ​recipiente.
El​ ​tercer​ ​postulado​ ​de​ ​la​ ​teoría​ ​cinético-molecular​ ​dice​ ​que​ ​el​ ​volumen​ ​del
conjunto​ ​de​ ​partículas​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​se​ ​considera​ ​despreciable​ ​en
comparación​ ​con​ ​el​ ​volumen​ ​ocupado​ ​por​ ​el​ ​propio​ ​gas.
4.​ ​Entre​ ​las​ ​partículas​ ​no​ ​existen​ ​fuerzas​ ​atractivas​ ​o​ ​repulsivas.
Como​ ​hemos​ ​visto​ ​en​ ​el​ ​segundo
postulado,​ ​los​ ​choques​ ​entre​ ​las
partículas​ ​son​ ​elásticos​ ​y​ ​esto​ ​quiere
decir​ ​que​ ​la​ ​energía​ ​cinética​ ​media​ ​de
las​ ​partículas​ ​no​ ​se​ ​altera​ ​como
consecuencia​ ​de​ ​los​ ​choques.
En​ ​la​ ​figura​ ​(b)​ ​se​ ​representa​ ​un
conjunto​ ​de​ ​partículas​ ​entre​ ​las​ ​que
existen​ ​fuerzas​ ​de​ ​atracción​ ​y​ ​de
repulsión.​ ​El​ ​tipo​ ​choque​ ​que​ ​se​ ​da​ ​entre
ellas​ ​se​ ​llama​ ​inelástico​ ​y​ ​la​ ​energía
cinética​ ​media​ ​ya​ ​no​ ​permanece
constante​ ​tras​ ​ellos.
Según​ ​la​ ​teoría​ ​cinético-molecular​ ​los​ ​gases​ ​se​ ​comportan​ ​como​ ​en​ ​la​ ​figura​ ​(a)
5.​ ​La​ ​Ec​ ​media​ ​de​ ​las​ ​partículas​ ​es​ ​proporcional​ ​a​ ​la​ ​temperatura
absoluta​ ​del​ ​gas.
Ec=k⋅T

19.
La​ ​presión​ ​es​ ​proporcional​ ​al​ ​número​ ​de​ ​moléculas​ ​por​ ​unidad​ ​de​ ​volumen​ ​y​ ​a​ ​la
energía​ ​cinética​ ​traslacional​ ​promedio​ ​de​ ​la​ ​molécula.
Debido​ ​a​ ​que​ ​en​ ​un​ ​gas​ ​el​ ​número​ ​de​ ​moléculas​ ​es​ ​del​ ​orden​ ​de​ ​1023,​ ​la
cantidad​ ​de​ ​movimiento​ ​transferida​ ​a​ ​la​ ​pared​ ​es​ ​constante​ ​y​ ​uniforme​ ​en​ ​todos
los​ ​puntos​ ​en​ ​situación​ ​de​ ​equilibrio​ ​térmico.​ ​En​ ​otras​ ​palabras,​ ​la​ ​presión​ ​en​ ​un
gas​ ​es​ ​la​ ​misma​ ​en​ ​todos​ ​los​ ​puntos​ ​del​ ​recipiente​ ​cuando​ ​existe​ ​equilibrio
térmico.
Vamos​ ​a​ ​partir​ ​de​ ​la​ ​ecuación​ ​que​ ​hemos​ ​obtenido​ ​para​ ​la​ ​presión:
P=23(NV)(12mv​2​¯)​P=23(NV)(12mv2¯)
Es​ ​posible​ ​comprender​ ​mejor​ ​el​ ​significado​ ​de​ ​la​ ​temperatura​ ​si​ ​escribimos​ ​la​ ​ecuación​ ​anterior
como:
PV=23N(12mv​2​¯)​PV=23N(12mv2¯)
Comparándola​ ​con​ ​la​ ​ecuación​ ​de​ ​estado​ ​de​ ​un​ ​gas​ ​ideal:
PV=Nk​B​T​PV=NkBT
De​ ​aquí​ ​encontramos​ ​que

20. T=23k​B​(12mv​2​¯)​T=23kB(12mv2¯)
Podemos​ ​despejar​ ​la​ ​energía​ ​cinética​ ​molecular​ ​como:
12mv​2​¯=32k​B​T​12mv2¯=32kBT
Puesto​ ​que​ ​​v​2x​¯=​13​v​2​¯​vx2¯=13v2¯,​ ​se​ ​concluye​ ​que
12mv​2x​¯=12k​B​T​12mvx2¯=12kBT
El​ ​siguiente​ ​teorema,​ ​llamado​ ​el​ ​teorema​ ​de​ ​la​ ​equipartición​ ​de​ ​la​ ​energía,​ ​establece​ ​que:
La​ ​energía​ ​de​ ​un​ ​sistema​ ​en​ ​equilibrio​ ​térmico​ ​se​ ​divide​ ​por​ ​igual​ ​entre​ ​todos​ ​los​ ​grados​ ​de
libertad.
La​ ​energía​ ​cinética​ ​traslacional​ ​de​ ​N​ ​moléculas​ ​es​ ​simplemente​ ​N​ ​veces​ ​la​ ​energía​ ​promedio
por​ ​molécula,​ ​entonces:
E​c​=N(12mv​2​¯)=32k​B​T=32nRT​Ec=N(12mv2¯)=32kBT=32nRT
Puesto​ ​que​ ​​v​2​¯−−√​v2¯​ ​se​ ​conoce​ ​como​ ​velocidad​ ​cuadrática​ ​media​ ​de​ ​las​ ​moléculas​ ​(rms,​ ​por
sus​ ​siglas​ ​en​ ​inglés).​ ​Para​ ​la​ ​velocidad​ ​rms​ ​tenemos:
v​rms​=v​2​¯−−√=3k​B​Tm−−−−−√=3RTM

24.
SOLUCIÓN​ ​EJERCICIOS
1.

25.
2.

26.
3.

27. 4.
5.

28.
6.

29.
7.

30. 8.

31.
9.

32. 10.

33. CONCLUSIONES
● Esta​ ​actividad​ ​nos​ ​permitió​ ​ampliar​ ​nuestros​ ​conocimientos​ ​y
practicarlos​ ​en​ ​un​ ​entorno​ ​distinto.
● Los​ ​ejercicios​ ​nos​ ​ayudan​ ​a​ ​reforzar​ ​conocimientos​ ​previos
adquiridos​ ​en​ ​el​ ​aula​ ​de​ ​clase.
● La​ ​teoría​ ​también​ ​es​ ​muy​ ​necesaria​ ​ya​ ​que​ ​podemos​ ​aprender
el​ ​origen​ ​de​ ​cada​ ​ley​ ​y​ ​como​ ​funciona.