Question

1. if a calm person with a lung capacity of 3.5 l and a body temperature of 36°c gets angry, what will be the volume of the person’s lungs if their temperature rises to 39°c when they get angry? v1 = 3.5 t1 = 36 c v2 = (v1×t2)/t1=(3.5×39)/36 = 3.791 t2 = 39 c 3) if i have 17 l of gas at a temperature of 67°c, what will be the final pressure of the gas if i raise the temperature to 94°c? v1 = t1 = 67 v2 = t2 = 94 c

Explanation:

Explicación:

Paso 1: Convertir temperaturas a Kelvin

Temperatura inicial $T_1$ en Kelvin para el primer problema: $T_{1K}=36 + 273.15=309.15$ K. Temperatura final $T_2$: $T_{2K}=39+ 273.15 = 312.15$ K. Volumen inicial $V_1 = 3.5$ L. Usamos la ley de Charles $\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}$, entonces $V_2=\frac{V_1T_2}{T_1}$.
$V_2=\frac{3.5\times312.15}{309.15}\approx3.53$ L

Paso 2: Convertir temperaturas a Kelvin para el segundo problema

Temperatura inicial $T_1$ en Kelvin: $T_{1K}=67 + 273.15=340.15$ K. Temperatura final $T_2$: $T_{2K}=94+ 273.15 = 367.15$ K. Volumen inicial $V_1 = 17$ L. Pero como no se da presión inicial $P_1$, y asumiendo presión constante, usamos de nuevo la ley de Charles $\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}$. Pero la pregunta pide presión final, y si la presión es constante $P_2 = P_1$. Si no hay datos de presión inicial, no se puede calcular un valor numérico para $P_2$. Si suponemos presión inicial $P_1 = 1$ atm (condiciones normales), como $V_1T_2=V_2T_1$, y $\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}$, con $P_1 = 1$ atm, $V_1 = 17$ L, $T_1 = 340.15$ K, $T_2 = 367.15$ K y $V_2=\frac{V_1T_2}{T_1}$, entonces $P_2 = P_1\frac{T_2}{T_1}$.
$P_2=1\times\frac{367.15}{340.15}\approx1.08$ atm

Respuesta:

1. El volumen de los pulmones es aproximadamente 3.53 L.
2. Si la presión inicial es 1 atm, la presión final es aproximadamente 1.08 atm.

Answer:

Explicación:

Paso 1: Convertir temperaturas a Kelvin

Temperatura inicial $T_1$ en Kelvin para el primer problema: $T_{1K}=36 + 273.15=309.15$ K. Temperatura final $T_2$: $T_{2K}=39+ 273.15 = 312.15$ K. Volumen inicial $V_1 = 3.5$ L. Usamos la ley de Charles $\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}$, entonces $V_2=\frac{V_1T_2}{T_1}$.
$V_2=\frac{3.5\times312.15}{309.15}\approx3.53$ L

Paso 2: Convertir temperaturas a Kelvin para el segundo problema

Temperatura inicial $T_1$ en Kelvin: $T_{1K}=67 + 273.15=340.15$ K. Temperatura final $T_2$: $T_{2K}=94+ 273.15 = 367.15$ K. Volumen inicial $V_1 = 17$ L. Pero como no se da presión inicial $P_1$, y asumiendo presión constante, usamos de nuevo la ley de Charles $\frac{V_1}{T_1}=\frac{V_2}{T_2}$. Pero la pregunta pide presión final, y si la presión es constante $P_2 = P_1$. Si no hay datos de presión inicial, no se puede calcular un valor numérico para $P_2$. Si suponemos presión inicial $P_1 = 1$ atm (condiciones normales), como $V_1T_2=V_2T_1$, y $\frac{P_1V_1}{T_1}=\frac{P_2V_2}{T_2}$, con $P_1 = 1$ atm, $V_1 = 17$ L, $T_1 = 340.15$ K, $T_2 = 367.15$ K y $V_2=\frac{V_1T_2}{T_1}$, entonces $P_2 = P_1\frac{T_2}{T_1}$.
$P_2=1\times\frac{367.15}{340.15}\approx1.08$ atm

Respuesta:

1. El volumen de los pulmones es aproximadamente 3.53 L.
2. Si la presión inicial es 1 atm, la presión final es aproximadamente 1.08 atm.