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Los descubrimientos científicos de Robert Boyle

La ley de Boyle, algunas veces conocida como la ley Boyle-Mariotte, enuncia un principio relacionado con el comportamiento de los gases. El crédito por el descubrimiento es para Robert Boyle, algunas veces llamado el "padre de la química moderna". El irlandés Boyle, que nació en Lismore, Irlanda, en 1627 y murió en Londres, en 1691, fue el 14vo de 15 niños nacidos en una familia rica. Los recursos de la familia le permitieron viajar mucho y estudiar ciencias en Oxford, lo que resultó en descubrimientos científicos clave. Boyle fue uno de los fundadores de la Real Sociedad Británica. Experimentos con la presión y el volumen del gas

Robert Boyle trabajó con su asistente Robert Hooke para crear una bomba de aire y usarla para crear vacíos. El dúo realizó experimentos para probar la necesidad del aire para la combustión, para la transmisión del sonido y también para la respiración humana, todos hechos aparentes y obvios hoy en día pero en disputa en su tiempo. Estas eran simplemente teorías durante el tiempo de vida de Boyle. La ley de Boyle es PV = k, en donde P significa presión, V es volumen y k es una constante.

Experimentos sobre elasticidad y presión

La experimentación de Boyle también produjo resultados que demostraron que el volumen y la presión son inversamente proporcionales. Esto significa que cuando el volumen del aire disminuye, la presión incrementa. La ley que explica el poder del gas comprimido aparece en todos los textos de química estándar, y un cañón de papa demuestra este simple principio. Dos pedazos de papa cruda insertados en ambos extremos de un tubo de plástico y luego comprimidos con un émbolo se vuelven proyectiles cuando están sometidos a presión. La papa desplaza al aire, y cuando la presión incrementa esto es suficiente para enviarla a volar en el aire. Sin embargo Boyle nunca demostró su teoría con un arma de papa.

Experimentación científica

William Reville, miembro de la facultad de ciencias de la Universidad de Cork, atribuye a Robert Boyle la introducción del método experimental moderno en la exploración científica. Las primeras directrices, puestas en marcha por Frances Bacon a principios de 1600, promovían el uso de la ciencia inductiva, otro término para la experimentación científica. De acuerdo a Reville, Boyle llevó la tesis de Bacon para la experimentación a nuevos niveles y estandarizó los pasos científicos en

una manera para controlar experimentos. Cuando estos últimos ofrecen pasos controlados, las pruebas pueden ser repetidas en numerosas ocasiones por los científicos y por otros para rectificar la veracidad de los descubrimientos.

La teoría del elemento de Boyle

Boyle desafió la tesis ampliamente sostenida de Aristóteles que indicaba que toda la materia está hecha de tierra, agua, fuego o aire. Boyle ayudó a disipar otra teoría popular hecha por Paracelsus que indicaba que los elementos principales eran solamente la sal, el mercurio y el azufre, las bases de la alquimia. La alquimia prometía la habilidad de convertir metales en oro y la capacidad de crear un líquido para detener el envejecimiento. Boyle propuso el concepto de un elemento, o base, que no podía ser separado en componentes de materia más pequeños. Boyle escribió "The Skeptical Chymist" (El químico escéptico), un artículo científico de apoyo para la teoría del elemento, y este trabajo le valió el apodo de hoy en día de "padre de la química moderna". El artículo también aportó prestigio a su reputación permitiéndole ayudar a fundar la Real Sociedad, una comunidad exclusiva para los profesionales más importantes en medicina, ingeniería y ciencia. La sociedad continúa operando y otros miembros modernos elegidos para la sociedad son Albert Einstein y Stephen Hawking.

Teoría cinética de los gases. Ley de Boyle. La termodinámica se ocupa solo de variables microscópicas, como la presión, la temperatura y el volumen. Sus leyes básicas, expresadas en términos de dichas cantidades, no se ocupan para nada de que la materia esta formada por átomos. Sin embargo, la mecánica estadística, que estudia las mismas áreas de la ciencia que la termodinámica, presupone la existencia de los átomos. Sus leyes básicas son las leyes de la mecánica, las que se aplican en los átomos que forman el sistema. No existe una computadora electrónica que pueda resolver el problema de aplicar las leyes de la mecánica individualmente a todos los átomos que se encuentran en una botella de oxigeno, por ejemplo. Aun si el problema pudiera resolverse, los resultados de estos cálculos serian demasiados voluminosos para ser útiles. Afortunadamente, no son importantes las historias individuales detalladas de los átomos que hay en un gas, si sólo se trata de determinar el comportamiento microscópico del gas. Así, aplicamos las leyes de la mecánica estadísticamente con lo que nos damos cuenta de que podemos expresar todas las variables termodinámicas como promedios adecuados de las propiedades atómicas. Por ejemplo, la presión ejercida por un gas sobre las paredes de un recipiente es la rapidez media, por unidad de área, a la que los átomos de gas transmiten ímpetu a la pared, mientras chocan con ella. En realidad el numero de átomos en un sistema microscópico, casi siempre es tan grande, que estos promedios definen perfectamente las cantidades. Podemos aplicar las leyes de la mecánica estadísticamente a grupos de átomos en dos niveles diferentes. Al nivel llamado teoría cinética, en el que procederemos en una forma más física, usando para promediar técnicas matemáticas bastantes simples. En otro nivel, podemos aplicar las leyes de la mecánica usando técnicas que son más formales y abstractas que las de la teoría cinética. Este enfoque desarrollado por J. Willard Gibbs (1839-1903)

y por Ludwig Boltzmann (1844-1906)entre otros, se llama mecánica estadística, un termino que incluye a la teoría cinética como una de sus ramas. Usando estos métodos podemos derivar las leyes de la termodinámica, estableciendo a esta ciencia como una rama de la mecánica. El florecimiento pleno de la mecánica estadística (estadística cuántica), que comprende la aplicación estadística de las leyes de la mecánica cuántica, más que las de la mecánica clásica para sistemas de muchos átomos. Gas Real Los gases reales son los que en condiciones ordinarias de temperatura y presión se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión muy alta, las propiedades de los gases reales se desvían en forma considerable de las de los gases ideales. Concepto de Gas Ideal y diferencia entre Gas Ideal y Real. Los Gases que se ajusten a estas suposiciones se llaman gases ideales y aquellas que no se les llama gases reales, o sea, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y otros. 1. - Un gas está formado por partículas llamadas moléculas. Dependiendo del gas, cada molécula está formada por un átomo o un grupo de átomos. Si el gas es un elemento o un compuesto en su estado estable, consideramos que todas sus moléculas son idénticas. 2. - Las moléculas se encuentran animadas de movimiento aleatorio y obedecen las leyes de Newton del movimiento. Las moléculas se mueven en todas direcciones y a velocidades diferentes. Al calcular las propiedades del movimiento suponemos que la mecánica newtoniana se puede aplicar en el nivel microscópico. Como para todas nuestras suposiciones, esta mantendrá o desechara, dependiendo de sí los hechos experimentales indican o no que nuestras predicciones son correctas. 3. - El número total de moléculas es grande. La dirección y la rapidez del movimiento de cualquiera de las moléculas puede cambiar bruscamente en los choques con las paredes o con otras moléculas. Cualquiera de las moléculas en particular, seguirá una trayectoria de zigzag, debido a dichos choques. Sin embargo, como hay muchas moléculas, suponemos que el gran número de choques resultante mantiene una distribución total de las velocidades moleculares con un movimiento promedio aleatorio, 4. - El volumen de las moléculas es una fracción despreciablemente pequeña del volumen ocupado por el gas. Aunque hay muchas moléculas, son extremadamente pequeñas. Sabemos que el volumen ocupado por una gas se puede cambiar en un margen muy amplio, con poca dificultad y que, cuando un gas se condensa, el volumen ocupado por el liquida pueden ser miles de veces menor que la del gas se condensa. De aquí que nuestra suposición sea posible. 5. - No actúan fuerzas apreciables sobre las moléculas, excepto durante los choques. En el grado de que esto sea cierto, una molécula se moverá con velocidad uniformemente los choques. Como hemos supuesto que las moléculas sean tan pequeñas, la distancia media entre ellas es grande en comparación con el tamaño de una de las moléculas. De aquí que supongamos que el alcance de las fuerzas moleculares es comparable al tamaño molecular. 6. - Los choques son elásticos y de duración despreciable. En los choques entre las moléculas con las paredes del recipiente se conserva el ímpetu y (suponemos) la energía cinética. Debido a que el tiempo de choque es despreciable comparado con el tiempo que transcurre entre el choque de moléculas, la energía cinética que se convierte en energía potencial durante el choque, queda disponible de nuevo como energía cinética, después de un tiempo tan corto, que podemos ignorar este cambio por completo.

Ecuación General de los Gases En las leyes de los gases, la de Boyle, la de Charles y la Gay-Lussac, la masa del gas es fija y una de las tres variables, la temperatura, presión o el volumen, también es constante. Utilizando una nueva ecuación, no solo podemos variar la masa, sino también la temperatura, la presión y el volumen. La ecuación es: PV = nRT De esta ecuación se despejan las siguientes incógnitas. Volumen Es la cantidad de espacio que tiene un recipiente. Medidos en Litros o en algunos de sus derivados. V=nRT P Presión Fuerza que ejerce el contenido de un recipiente, al recipiente. P=nRT V Temperatura Es la medida de calor que presenta un elemento. Es medida en oK T=PV nR Número de partículas Cantidad de partes (moles) presentes. n=PV RT Características de Gas Ideal    

Se considera que un gas ideal presenta las siguientes características: El número de moléculas es despreciable comparado con el volumen total de un gas. No hay fuerza de atracción entre las moléculas. Las colisiones son perfectamente elásticas. Evitando las temperaturas extremadamente bajas y las presiones muy elevadas, podemos considerar que los gases reales se comportan como gases ideales. Propiedades de los gases

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Los gases tienen 3 propiedades características: (1) son fáciles de comprimir, (2) se expanden hasta llenar el contenedor, y (3) ocupan mas espacio que los sólidos o líquidos que los conforman. COMPRESIBILIDAD Una combustión interna de un motor provee un buen ejemplo de la facilidad con la cual los gases pueden ser comprimidos. En un motor de cuatro pistones, el pistón es primero halado del cilindro para crear un vacío parcial, es luego empujado dentro del cilindro, comprimiendo la mezcla de gasolina/aire a una fracción de su volumen original.

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EXPANDIBILIDAD Cualquiera que halla caminado en una cocina a donde se hornea un pan, ha experimentado el hecho de que los gases se expanden hasta llenar su contenedor, mientras que el aroma del pan llena la cocina. Desgraciadamente la misma cosa sucede cuando alguien rompe un huevo podrido y el olor característico del sulfito de hidrógeno (H2S), rápidamente se esparce en la habitación, eso es porque los gases se expanden para llenar su contenedor. Por lo cual es sano asumir que el volumen de un gas es igual al volumen de su contenedor.

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VOLUMEN DEL GAS VS. VOLUMEN DEL SÓLIDO La diferencia entre el volumen de un gas y el volumen de un líquido o sólido que lo forma, puede ser ilustrado con el siguiente ejemplo. Un gramo de oxígeno líquido en su punto de ebullición (183oC) tiene un volumen de 0.894 mL. La misma cantidad de O2 gas a 0oC la presión atmosférica tiene un volumen de 700 mL, el cual es casi 800 veces más grande. Resultados similares son obtenidos cuando el volumen de los sólidos y gases son comparados. Un gramo de CO2 sólido tiene un volumen de 0.641 mL. a 0oC y la presión atmosférica tiene un volumen de 556 mL, el cual es más que 850 veces más grande. Como regla general, el volumen de un líquido o sólido incrementa por un factor de 800 veces cuando formas gas. La consecuencia de este enorme cambio en volumen es frecuentemente usado para hacer trabajos. El motor a vapor, está basado en el hecho de que el agua hierve para formar gas (vapor) que tiene un mayor volumen. El gas entonces escapa del contenedor en el cual fue generado y el gas que se escapa es usado para hacer trabajar. El mismo principio se pone a prueba cuando utilizan dinamita para romper rocas. En 1867, Alfredo Nobel descubrió que el explosivo líquido tan peligroso conocido como nitroglicerina puede ser absorbido en barro o aserrín para producir un sólido que era mucho más estable y entonces con menos riesgos. Cuando la dinamita es detonada, la nitroglicerina se descompone para producir una mezcla de gases deCO2, H2O, N2, y O2 4 C3H5N3O9(l) è 12 CO2(g) + 10 H2O(g) + 6 N2(g) + O2(g) Porque 29 moles de gas son producidos por cada 4 moles de líquido que se descompone, y cada mol de gas ocupa un volumen promedio de 800 veces más grande que un mol líquido, esta reacción produce una onda que destruye todo alrededor. El mismo fenómeno ocurre en una escala mucho menor cuando hacemos estallar una cotufa. Cuando el maíz es calentado en aceite, los líquidos dentro del grano se convierte en gas. La presión que se acumula dentro del grano es enorme, causando que explote.

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PRESIÓN VS FUERZA El volumen de un gas es una de sus propiedades características. Otra propiedad es la presión que el gas libera en sus alrededores. Muchos de nosotros obtuvimos nuestra primera experiencia con la presión, al momento de ir a una estación de servicio para llenar los cauchos de la bicicleta. Dependiendo de tipo de bicicleta que tuviéramos, agregábamos aire a las llantas hasta que el medidor de presión estuviese entre 30 y 70 psi.

Procesos de los Gases Isotérmica Es aquella en que Ia temperatura permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos: p V = PoV0 T T0 por permanecer la temperatura constante, se considera T = T0, y simplificando T, se obtiene: pV = V0 de donde, expresándolo en forma de proporción, resulta: p = V0 p0 V En una transformación isoterma de un gas perfecto, Ia presión es inversamente proporcional al volumen. Si en Ia fórmula correspondiente a una transformación isoterma: P = V0 po V se despeja la presión final, p: p = Po V0 V y se considera que el producto de la presión y volumen iniciales es constante, P0 V0 = constante, resulta la función: p = constante V que, representada en un diagrama de Clapeyron, es una hipérbole equilatera El trabajo efectuado por el gas al aumentar su volumen desde el valor V0 hasta V será igual al area del rectángulo V0VAB; area que se calcula mediante el calculo integral y cuyo valor es: V L=2,303 po.V0 Iog Vo fórmula que, considerando la ecuación de estado de los gases perfectos: p V= n.R T è p0 V0 = n.R T0 puede también expresarse de la forma: V L =2,303 n R T0 log V0 Se dijo anteriormente que la energia interna de un gas dependia esencialmente de la temperatura; por lo tanto, si no cambia la temperatura del gas, tampoco cambiará su energia interna (U = 0). Por consigulente, haciendo U = 0 en el primer principio de la termodinamica, resulta: L = Q - U è L = Q – 0 è L = 0 En una transformación isoterma, el calor suministrado al sistema se emplea integramente en producir trabajo mecánico. Isobara Es aquella en que la presión permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos: PV = p0 V0 En una transformación isóbara de un gas perfecto, el volumen es directamente proporcional a la temperatura absoluta. Si en un diagrama de Clapeyron se representa la función correspondiente a una transformación isóbara Isocórica Es aquella en la que el volumen permanece constante. Si en la ley de los gases perfectos:

pV = p0V0 T T0 En una transformación isocórica de un gas perfecto, la presión es directamente proporcional a la temperatura absoluta. La consecuencia de que el volumen no pueda cambiar es que no cabe posibilidad de realizar trabajo de expansión ni de compresión del gas. Ley de Boyle La ley de Boyle establece que la presión de un gas en un recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente. Esto quiere decir que si el volumen del contenedor aumenta, la presión en su interior disminuye y, viceversa, si el volumen del contenedor disminuye, la presión en su interior aumenta. La ley de Boyle permite explicar la ventilación pulmonar, proceso por el que se intercambian gases entre la atmósfera y los alvéolos pulmonares. El aire entra en los pulmones porque la presión interna de estos es inferior a la atmosférica y por lo tanto existe un gradiente de presión. Inversamente, el aire es expulsado de los pulmones cuando estos ejercen sobre el aire contenido una presión superior a la atmosférica (1) De la Ley de Boyle se sabe que la presión es directamente proporcional a la temperatura con lo cual la energía cinética se relaciona directamente con la temperatura del gas mediante la siguiente expresión: Energía cinética promedio=3kT/2. Donde k es la constante de Boltzmann. La temperatura es una medida de energía del movimiento térmico y a temperatura cero la energía alcanza un mínimo (el punto de movimiento cero se alcanza a 0 K).

Aplicación de la ley de Boyle en la vida diaria

Física en el buceo, la ley de Boyle bajo el agua

La física tiene una importancia vital en el ejercicio de la práctica del buceo. En los diferentes cursos de buceo que vayamos realizando en nuestra vida iremos entrando cada vez con mayor profundidad en sus leyes y en cómo afectan al buceador. Conozcamos una de las leyes que debe tener en cuenta cualquier buceador titulado, la Ley de Boyle: Robert Boyle, científico irlandés, partiendo de los estudios de Torricelli, que establecía la presión ejercida por la atmósfera, realizó distintos estudios de qué pasa con el aire al cambiar la presión.

El experimento de Boyle, consistió en introducir en un tubo de vidrio en forma de "U", cerrado en uno de sus extremos, y abierto en el otro la cantidad suficiente de mercurio, para igualar el espacio que queda sin mercurio en el extremo cerrado, con el del extremo abierto. Debido a que el mercurio estaba igualado en ambos lados del tubo, la presión en ambos lados debía ser la misma. Por lo tanto, en este espacio se refleja la presión atmosférica (1 bar o 14,7 psi). Boyle, para reducir a la mitad el espacio de aire comprimido por el mercurio en el extremo cerrado, comenzó a añadir mercurio. Descubrió que para reducir el espacio de aire a la mitad debía añadir 76 cm más de mercurio. Como Torricelli ya estableció que para igualar la presión atmosférica se necesitaban 76 cm de mercurio, esto significaba que: Para reducir el volumen a la mitad se necesita el doble de presión atmosférica. Con lo que dedujo su ley: "Si la temperatura permanece constante, el volumen de un gas es invérsmente proporcional a la presión absoluta" lo que viene a significar que al aumentar la presión el volumen debe reducirse en la misma proporción. Esta ley tiene una aplicación clara en el buceo, al calcular la presión de los gases a profundidad.

A 1 atmósfera, o 1 bar el volumen es 1, a 2 atmósferas o 2 bares (10 metros de profundidad), el volumen es la mitad, a 3 bares (20 metros de profundidad), es 1/3, a 4 bares (30 metros de profundidad), 1/4 etc. Este razonamiento nos sirve para calcular el nuevo volumen cuando un gas se lleva a profundidad. PxV=K P= Presión V= Volumen K= es una constante En la superficie 1atm x 1litro = 1 Ej, a 50 metros de profundidad 6 atm x V = 1 V = 1/6

La fórmula se puede readaptar para calcular la presión, por lo tanto Si en el momento inicial (diferenciados por el 1) teniamos que P1 x V1 = K y en profundidad (diferenciados por el 2) tenemos que P2 x V2 = K podemos afirmar que P1 x V1 = K = P2 x V2 o P1 x V1 = P2 x V2

Ejemplos de aplicación en el buceo,

En el cálculo del consumo de aire, Si el consumo de aire (volumen) es 1 en superficie, a 2 bares (10 metros) , será el doble, y a 100 metros, sería 10 veces mas. Ya que mientras la presión y el volumen de un gas son inversamente proporcionales, la presión y densidad de un gas son directamente proporcionales. Al reducirse el volumen del aire en la botella proporcionalmente ( a 1 atmósfera el volumen es 1, a 2 atmósferas , el volumen es la mitad, a 3 bares 1/3) para llenar nuestros pulmones, necesitamos más aire ( no por el aire en sí, sino por el volumen de nuestros pulmones que debemos llenar) al estar el aire de la botella a mayor presión, tiene más densidad y menos volumen, con lo que para llenar nuestros pulmones con 2 litros a 10 metros, necesitaremos 10 veces mas de aire.

A la hora de calcular volúmenes a distintas presiones,

Un buceador va a recuperar un motor fueraborda hundido en superficie, y ya ha calculado el volumen necesario a insuflar en el globo para dicho trabajo, pero no conoce cuánto se expandirá el aire en superficie. (Como hay un cambio de presión, afectará al volumen, según determinó Boyle) El objeto, está hundido en agua salada a 26 metros, y el buceador ya ha determinado que se requerirá de fuerza de empuje 29 Kg. P1 x V1 = P2 x V2 P1 x V1 = 3,6 atm x 28,15 litros( lo deducimos al dividir la fuerza de 29 Kg entre 1,03 del agua salada me da el volumen en litros) 3,6 atm x 28,15 = 1 atm (P2 es la presión al llegar a superficie) x V2 (el volumen que buscamos) V2 = 101,34 litros (este será el volumen del globo en superficie, con lo que puede determinar si el globo explotará o no al leer las características del mismo).

Ejercicio.

1. 2. 3. 4.

Un tanque de 10 litros de helio se encuentra a 200 atm de presión, con este tanque de helio se llenan globos en un parque y cada globo tiene un volumen de 2 litros y se inflan a 1 atm de presión ¿ Cuantos globos se pueden inflar? suponga que no hay cambio de temperatura Este ejercicio relaciona presión y volumen, además mantiene temperatura constante y no dice nada de aumento o disminución de materia por lo que se entiende que la materia se mantiene constante, debido a lo anterior este ejercicio lo podemos solucionar mediante la ley de boyle Solución P1V1 = P2V2 V2 = ((P1V1)/P2) V2 = ((200 atm 10 litros)/1 atm)= 2000 litros, como cada globo tiene un volumen de 2 litros entonces se realiza el siguiente calculo. globos = 2000 litros/(2 litros/globo) = 1000 globos.

Usos y aplicaciones en la vida diaria de las leyes de los gases

Los gases reaccionan de forma mucho más dramática a los cambios en el entorno que los sólidos y los líquidos. Las leyes de los gases que predicen estos cambios suelen enseñarse como parte del curriculum central de una educación secundaria de química. La mayoría de estas leyes fueron descubiertas hace cientos de años. La información de estas ecuaciones se usa en muchos productos domésticos comunes en casi cada sector.

Identificación Las leyes de los gases de Avogadro, Charles, Boyle y Gay-Lussac suelen combinarse en una ecuación llamada la ley del gas ideal, aunque existen varias otras, de acuerdo con Wolfram Research. Las leyes de los gases explican los efectos de la presión, el volumen y la temperatura absoluta en un gas teóricamente perfecto sin ninguna fuerza de atracción entre sus moléculas, informa el Departamento de Física de la Universidad Estatal de Georgia .

Consideraciones Las aplicaciones para las leyes de los gases en la vida real usan estimaciones de estas ecuaciones para predecir cómo se comportan los gases bajo condiciones reales a temperatura y presión normales, informa el Departamento de Química de Purdue. Aunque no existe el gas ideal, las leyes para éste predicen el comportamiento de un gas real en un 5%. A temperaturas y presión extremos, la ley del gas ideal requiere la adición de una constante de van der Waals que justifica la atracción entre moléculas de un gas.

Tipos

Las aplicaciones para las leyes de los gases en la vida real son casi demasiadas para nombrarlas, y cada producto tiende a usar unas pocas. Se suelen utilizar para diseñar propulsores en latas, dado que la presión del gas se puede acumular y después tener una salida controlada, reporta ScienceClarified. Otros tipos de usos pueden incluir dispositivos de seguridad e incluso el transporte. Usos comunes

La lata promedio de soda hace uso de la ley de Henry, que establece que un gas disuelto es proporcional a la presión parcial sobre la solución, de acuerdo con ScienceClarified. Para la soda, que usa dióxido de carbono, cuando se abre la botella escapa el gas y el carbono disuelto se eleva hasta arriba y escapa, de ahí el sonido de "reventón". En los automóviles, los gases se encienden para producir la combustión que hace girar los pistones del motor.

Efectos

Algunos productos comunes son conocidos por salvar vidas, pero también pueden suponer un peligro para la salud. Las bolsas de aire usan la ley de Charles, que establece que el volumen es directamente proporcional a la temperatura - para encender la mezcla de gasolina y de aire que infla la bolsa de aire en menos de un segundo. La Policía del Estado de Michigan dice que las bolsas de aire pueden reducir daños serios en la cabeza hasta un 75%. Por otra parte, un incremento en la temperatura puede causar que las latas de aerosol exploten, informa Science Clarified. Esto es especialmente peligroso para las latas en vertederos en días calurosos. .