La ley de dalton o ley de las proporciones múltiples nos indica que cuando se combinan 2 o más elementos y que como producto se forman más de un compuesto, la masa de uno de ellos se une a la masa de otro. Esto dará relaciones de números enteros y sencillos. Por ejemplo, si combinamos oxígeno y carbono, existen 2 posibles productos que se pueden formar, el primero es el monóxido de carbono y el segundo es el dióxido de carbono. La formación de los productos se dará dependiendo de las condiciones en las que se encuentren los reactivos.
Ejercicios
a) En un balón de destilación de 5 L, se contiene una muestra de 2,43 moles de nitrógeno y 3,07 moles de oxígeno, a 298 K. Determina: 1) La presión total de los gases contenidos en el balón de destilación 2) La presión parcial de cada gas en el recipiente. Ambas deberás ser determinadas por las leyes de Dalton.
V=5L
2,43 moles N2
3,07 moles O2
T= 298 K
Paso 1: Utilizamos la fórmula empleada en la ley de los gases ideales (PT. V= NT . RT) Primero determinamos los moles totales (NT=2,43+3,07= 5,5 moles). Sustituimos los datos que tenemos dentro de la fórmula.
PT . 5 = 5,5 . 0,082 . 298
Paso 2: El 5 que se encuentra multiplicando, pasa al otro lado dividiendo.
PT = 5,5 . 0,082 . 298 / 5 = 26,88 atm
* Nuestro primer resultado es 26,88 atm
Paso 3: Nos queda resolver la segunda parte del problema, para ello utilizaremos la siguiente fórmula para determinar la presión parcial del oxígeno y del nitrógeno: P =n/nT . PT.
PN2 = 2,43 / 5,5 . 26,88 = 11,88 atm
PO2 = 3,07 / 5,5 . 26,88 = 15 atm
Paso 4: realizamos la comprobación de las presiones parciales, por lo que debemos de tener como resultado el 26, 88 atm de la primera parte del ejercicio.
PT= 15 + 11,88= 26,88 atm
b) En un recipiente se encuentra una mezcla de gases que contiene 8 moles de He, 12 moles de H2 Y 5 moles de N2. Determina las presiones parciales de los gases si la presión total es 6 atm.
8 moles He
12 moles H2
5 moles N2
Paso 1: Para determinar la presión parcial teniendo la presión total, vamos a utilizar la siguiente expresión: Pi = PT Xi. Para poder utilizar dicha fórmula debo determinar la fracción molar de cada elemento, la cual resolveremos con la siguiente fórmula: Xi= ni/nT , donde «ni» son los moles del elemento y «nT» es la suma de los moles de los 3 elementos.
Xi He = 8/25 = 0,32
Xi H2 = 12/25 = 0,48
Xi N2 = 5/25 = 0,2
Para verificar que nuestro resultado es correcto, debemos de sumar las 3 fracciones molares y deberemos tener como resultado 1.
Paso 2: procederemos a sacar el cálculo de las presiones parciales de cada gas.
PHe= (6atm) (0,32) = 1,92 atm
PH2 = (6atm) (0,48) = 2,88 atm
PN2= (6atm) (0,2) = 1,2 atm
Paso 3: Verificamos que nuestros resultados sean correctos. Recuerda que la Presión total debe de ser la suma de las presiones parciales (PT = P1 + P2 +P3…).
Los alcoholes son sustancias de química orgánica que se identifican por el grupo funcional o grupo hidroxilo «OH». La fórmula general de un alcohol es «R-OH» y su nombre termina con el sufijo «ol».A continuación te damos algunos ejemplos de alcoholes con sus nomenclaturas.
Ejemplos de alcoholes con nomenclatura
1-Propanol: CH3-CH2-CH2-OH
1- Pentanol: CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-OH
Etanol (alcohol etílico): CH3-CH2-OH
4-penten – 1-ol: CH2 = CH-CH2-CH2-CH2-OH
1,3-ciclobutanodiol: HO- 🔲-OH
Ejercicios de nomenclaturas de alcoholes
Para poder realizar la nomenclatura debemos seguir los siguientes pasos:
Establezco la cadena principal.
Empiezo a enumerar donde se adoptará al carbono más cercano por parte del OH.
Nombro en orden alfabético.
Tipos de alcoholes
Existen 3 tipos de alcoholes. Los primarios, los secundarios y los terciarios.
Alcoholes primarios: se encuentra unido a una sola cadena de hidrocarburos.
Alcoholes secundarios: Cuentan con dos cadenas alifáticas.
Alcoholes terciarios: Cuentan con tres cadenas alifáticas.
Para entender el concepto de reacciones anabólicas y catabólicas, debemos de saber el concepto de metabolismo. El metabolismo son las reacciones químicas y los cambios energéticos que se efectúan en las células vivas, es decir, son reacciones químicas que ocurren dentro de la célula, las cuales son destinadas para realizar el mantenimiento de sus actividades vitales desde un enfoque energético. Estas reacciones energéticas pueden ser de dos tipos anabólicas y catabólicas.
Anabolismo
El anabolismo es la síntesis, unión o reducción de nuevas moléculas complejas, a partir de otras más sencillas.
Ejemplos de reacciones anabólicas
Síntesis de Carbohidratos
Síntesis de proteínas
Síntesis de lípidos
Síntesis de ácidos grasos
Fotosíntesis
Catabolismo
El catabolismo, en contraparte, es la degradación de las moléculas complejas a unas más sencillas, cuya finalidad es la elaboración de energía.
Una reacción química es el proceso en el que 2 o más sustancias, conocidas como reactivos, se unen para formar un nuevo producto, cuyas características son diferentes a las originales.
Las reacciones químicas se pueden clasificar en:
1. Reacciones de síntesis o adición
Son aquellas en las que 2 o más sustancias se unen para dar lugar a un nuevo producto. Ejemplo: 2H + O -> H2O.
También se les conoce como reacciones de desplazamiento simple. En este tipo de reacciones, un elemento toma el lugar de otro dentro del compuesto original, creando un compuesto nuevo. Ejemplo: 2HBr + K2 -> 2KBr + H2
También conocidas como reacciones de desplazamiento doble. En esta variedad de reacción, se sustituyen 2 elementos de 2 compuestos. Ejemplo: NaCl + AgNO3 -> AgCl⬇️ + NaNO3.
Aquí se presentan las Reacciones de precipitación, en las cuales, se forma un sólido que cae al fondo del recipiente. El sólido se representa con una flecha apuntando hacia abajo ⬇️.
Todas las reacciones químicas llevan consigo una variación de energía, dependiendo de la absorción o desprendimiento de energía. Estas reacciones químicas se clasifican en:
1. Reacciones endotérmicas
En estas reacciones se absorbe el calor o la energía △. Ejemplo: 2KClO3 + △ -> 2KCl + 3O2.
2. Reacciones exotérmicas
En estas reacciones se libera calor o energía △. Ejemplo: C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O + △
3. Reacciones de combustión
En ellas, una sustancia orgánica reacciona con el oxígeno desprendiendo luz y calor (reacción exotérmica).
Existen 2 tipos de combustión. Las completas son combustiones en el que el oxígeno es suficiente para formar dióxido de carbono en los productos. La llama de esta combustión es de color azul. Las combustiones incompletas en las que el oxígeno está en menor cantidad de la que se necesita en la reacción, por lo que se forma monóxido de carbono y su llama se torna de color amarillo.
Se llevan a cabo cunado un ácido fuerte se combina con una base fuerte y como resultado tenemos una sal, agua y se libera energía en forma de calor (exotérmicas). Ejemplo: HCl + NaOH -> NaCl + H2O + △.
Como su nombre lo dice, en estas reacciones se liberan iones (partículas cargadas eléctricamente). Ejemplo, NaCl (Sal) se disuelve en un solvente, por ejemplo en agua. Al separarse, los elementos que componen la sal quedan cargados eléctricamente, formando el ion sodio (+) y el ion cloro (-). Las partículas cargadas positivamente se llaman cationes y las cargas negativas se conocen como aniones.
6. Reacciones Óxido-Reducción (Redox)
Estas ocurren cuando en las reacciones químicas existe una transferencia de electrones y la sustancia química que gana electrones se reduce y la que pierde electrones se oxida.
Se generan cuando los núcleos de los átomos de algunos elementos interaccionan liberando enormes cantidades de energía. Cunado se unen 2 átomos, se le conoce como fusión nuclear y cuando se separan los átomos, se le conoce como fisión nuclear.
También se pueden clasificar a las reacciones dependiendo del sentido de la reacción como:
1. Reacciones irreversibles
Cuando el sentido de la reacción va en una sola dirección, esto quiere decir, que los productos formados no se pueden convertir en reactivos nuevamente.
2. Reacciones reversibles
Son las reacciones en las que los productos formados se pueden volver a transformar en reactivos y el sentido de las flechas van en ambas direcciones.
Las reacciones de precipitación ocurre en un medio líquido (acuoso) y se caracteriza por tener como producto una sustancia poco soluble, la cual se deposita como un sólido (se precipita).
Ejemplos
En los siguientes ejemplos podremos ver las ecuaciones generales de la reacción y en el tercer ejemplo mostramos la ecuación general (se presentan los compuestos), la ecuación iónica (se muestran los compuestos disociados en solución acuosa) y la ecuación iónica neta (en cuáles de esos iones está ocurriendo la reacción). En cuanto a los últimos dos ejemplos, mostraremos 2 problemas prácticos y su solución.
1. 2KI + Pb (NO3)2 -> 2KNO3 + PBI2 ⬇
Combinamos el yoduro de potasio (2KI) con el Nitrato plumboso (PB (NO3)2) y nos da como producto el nitrato de potasio (2KNO3) y el yoduro plumboso (PBI2 ⬇), el cual se precipita o solidifica ⬇.
2. K2SO4 + CaBr2 -> CaSO4⬇ + 2KBr
Combinamos sulfato de potasio (K2SO4) con el bromuro de calcio (CaBr) y tenemos como producto el sulfato de calcio (CaSO4⬇), el cual se precipita, y el bromuro de potasio (2KBr).
5. Identificar el precipitado, cuando reaccionan Na2SO4(aq), Ba (NO3) 2 (aq) y NH4CIO4 (aq).
1- Escribir la ecuación y balancearla: Na2SO4 + Ba (NO3) 2 + 2NH4CIO4 -> 2NaCIO4 + 2NH4NO3 + BaSO4
2- A continuación identificaremos los compuestos solubles y los que no lo son: Los percloratos siempre son solubles y el sodio siempre hace soluble el compuesto, por lo que 2NaCIO4 es acuoso. Los nitratos o compuestos de amonio siempre son solubles. Los sulfatos son solubles, con excepción de aquellos que son de bario, calcio, estroncio, plata, mercurio y plomo, los cuales pertenecen al grupo 2A, por lo tanto, BaSO4 es el compuesto que precipita.
Paso 1. Se divide la reacción redox a las semi-reacciones. Una reacción redox es una reacción en la que se llevan a cabo simultáneamente la oxidación y la reducción.
a) Determina los números de la oxidación de cada átomo de la reacción.
b) Identifica los pares redox de todos los átomos oxidados (a los que se ha agregado el número de la oxidación) y todos los que han sido reducidos (a los que se ha reducido el número de oxidación).
O:
Sb0 → K+1Sb+3O-22
(Sb)
R:
Pb+4O-22 → Pb+2O-2
(Pb)
c) Combinar los pares redox en dos reacciones: una es para representar la oxidación, y la otra para la reducción.
O:
Sb0 → K+1Sb+3O-22
R:
Pb+4O-22 → Pb+2O-2
Paso 3. Equilibrar las semi-reacciones.
a) Se equilibran todos los átomos excepto del oxígeno y del hidrógeno. Los reactantes van solamente al lado izquierdo de la ecuación, y los productos del lado derecho.
O:
Sb + KOH → KSbO2
R:
PbO2 → PbO
b) Equilibramos los átomos del oxígeno. Verifica el número de los átomos que sea el adecuado del lado izquierdo de la ecuación comparado con el lado derecho de la misma. Si esto no es así, hay que equilibrar agregando moléculas de agua donde hay menos átomos de oxígeno.
O:
Sb + KOH + H2O → KSbO2
R:
PbO2 → PbO + H2O
c) Ahora vamos a equilibrar los átomos del hidrógeno. Se equilibran añadiendo el protón (H+) al lado donde faltan átomos del hidrógeno.
O:
Sb + KOH + H2O → KSbO2 + 3H+
R:
PbO2 + 2H+ → PbO + H2O
Paso 4. Equilibrar las cargas. Si sumamos las cargas del lado de los productos, estas deben de equivaler a la suma de las cargas de los reactantes. (no es necesario que sean igual a cero). Para equilibrar las cargas se añaden electrones (e–) en el lado donde hacen falta cargas negativas.
O:
Sb + KOH + H2O → KSbO2 + 3H+ + 3e–
R:
PbO2 + 2H+ + 2e– → PbO + H2O
Paso 5. Ahora tendremos que igualar el número de electrones perdidos y recibidos. Ya que el número de los electrones que se liberan en la reacción de oxidación debe ser idéntico al número de los electrones que se reciben en la reacción de la reducción, vamos a multiplicar ambas ecuaciones por el factor que nos dará el mínimo común multiplicador, como se muestra a continuación.
O:
Sb + KOH + H2O → KSbO2 + 3H+ + 3e–
| *2
R:
PbO2 + 2H+ + 2e– → PbO + H2O
| *3
Esto sería igual a:
O:
2Sb + 2KOH + 2H2O → 2KSbO2 + 6H+ + 6e–
R:
3PbO2 + 6H+ + 6e– → 3PbO + 3H2O
Paso 6. Suma las semi-reacciones. Se suman como ecuaciones algebraicas ordinarias, de tal manera que de un lado estén los productos, y del otro los reactantes.
Paso 7. Acortamos la ecuación. Las especies de ambas ecuaciones sumadas se acortan. Si es necesario, la ecuación se divide por el máximo común divisor para reducir lo más posible los coeficientes.
2Sb + 3PbO2 + 2KOH → 2KSbO2 + 3PbO + H2O
Paso 8: Para finalizar deberás de verificar que las cargas y los elementos se encuentran equilibrados. Se verifica si la suma de los átomos en un lado de la ecuación es la misma quela suma del otro lado.
Después se debe de verificar si la suma de las cargas eléctricas en el lado izquierdo de la ecuación es igual a la suma del otro lado.
Semirreacción de oxidación: Fe²⁺(aq) → Fe³⁺(aq) + e⁻
Paso 4: Igualar el número de electrones en ambas semirreacciones.
Multiplicamos la semirreacción de oxidación por 6 para igualar el número de electrones: 6Fe²⁺(aq) → 6Fe³⁺(aq) + 6e⁻
Paso 5: Combinar las semirreacciones.
Sumamos las semirreacciones para obtener la ecuación balanceada completa: Cr₂O₇²⁻(aq) + 14H⁺(aq) + 6Fe²⁺(aq) → 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l) + 6Fe³⁺(aq)
Respuesta: La ecuación balanceada en medio ácido es: Cr₂O₇²⁻(aq) + 14H⁺(aq) + 6Fe²⁺(aq) → 2Cr³⁺(aq) + 7H₂O(l) + 6Fe³⁺(aq)
Recuerda que en el método del ion-electrón, primero se identifican los cambios de oxidación, luego se escriben las semirreacciones de reducción y oxidación, se iguala el número de electrones y finalmente se combinan las semirreacciones para obtener la ecuación balanceada completa.
La tercera ley de Newton es mejor conocida como la Ley de acción y reacción y esta dice: «A toda fuerza de acción corresponde una fuerza de reacción de igual magnitud pero en un sentido opuesto.«
Esta ley nos permite entender que sucede cuando 2 cuerpos interactúan entre sí. Afirma que si un objeto ejerce una fuerza sobre otro, este reacciona ejerciendo sobre aquel una fuerza de igual valor y dirección pero en un sentido opuesto.
Fórmula
F 1-2 = F 2-1
5 Ejemplos de la tercera ley de Newton con imágenes
1. Impulsarse con otro bote
Cuando nos encontramos en un bote e intentamos impulsarnos utilizando el remo, ejercemos una fuerza sobre el objeto, en este caso otro bote. Al ejercer la fuerza, el otro bote se aleja de nosotros y al mismo tiempo nosotros nos alejamos de él.
Imágenes de la tercera ley de newton
2. Empujar una pared
Lo que sucede cuando empujamos una pared, es que esta nos regresa la misma fuerza que estamos aplicando, sobre nuestro cuerpo, empujándonos lejos de ella.
Hombre empujando una pared
3. Choque de autos
En un choque de autos, aunque uno de los dos se encuentre detenido, al chocar con este, el auto que ejerce la fuerza también recibe esta en la dirección contraria.
Choque de autos
4. El movimiento de un barco a motor
En la naturaleza las fuerzas siempre se presentan simultáneamente en pares, este par de fuerzas son conocidas como acción – reacción. En el caso de un barco que utiliza un motor para moverse, el motor ejerce una fuerza sobe el agua y esta retorna la fuerza dando impulso al barco.
5. Patear un balón de futbol
Al patear el balón este regresa la fuerza recibida a nuestro pie.
La fracción molar nos ayuda a determinar la concentración de un soluto en una disolución.
La fórmula con la que se expresa es: Xi = ni (moles de la sustancia)/ nr +ni (moles totales de la disolución o la suma del solvente y el soluto).
Fracción molar ejercicios y ejemplos resueltos
(Ejemplo de una fracción molar del agua) Calcula la fracción molar de 4.2 mol de cloruro de sodio y 9.5 mol de agua.
ni = 4.2 mol
nr = 9.5 mol
Paso 1. Sustituimos los datos en nuestra fórmula: Xi= 4.2 / 9.2 + 4.2
Paso 2. Realizamos la suma: Xi= 4.2 / 13.7
Paso 3. Realizamos la división: Xi = 0.306 soluto
Paso 4. Para expresarlo en porcentaje, se tiene que multiplicar por 100 nuestro resultado: Xi = 30.6% Soluto
Paso 5. Ahora expresaremos el solvente, para ello utilizamos la fórmula: Xa=nr/nr+ni. Quedaría de la siguiente forma: Xa= 9.5/9.5 + 4.2
Paso 6. Realizamos la suma: Xa= 9.5/13.7
Paso 7. Hacemos la división: Xa= 0.694 solvente
2. (Ejemplo de una fracción molar de un gas) Tenemos una mezcla de gases en la que interactúan 4,46 mol de neón (Ne), 0,74 mol de argón (Ar), y 2,15 mol de xenón (Xe). Determinar las presiones parciales de los gases si la presión total es de 2,00 atm a cierta temperatura.
La energía calorífica, también conocida como energía térmica o calórica, es aquella energía que es liberada en forma de calor. Esta energía pasa de un cuerpo más caliente a otro de menor temperatura. Puede ser transformada a energía eléctrica o energía mecánica.
La energía calorífica se debe al movimiento de las partículas que constituyen la materia.
Un cuerpo a baja temperatura tendrá menor energía térmica que otro que se encuentre a mayor temperatura.
Ejemplos de energía térmica
Hervir agua.
Una fogata.
Calentadores eléctricos.
Hornos de cocción.
El Sol: es la más grande fuente de energía calorífica.
El zinc es un metal de color gris, el cual es muy dúctil y maleable; y también es resistente a la corrosión, por ello es muy utilizado para formar aleaciones para materiales de construcción.
Usos del Zinc
Una de sus funciones como mineral es el de nutrir, ya que es vital para el funcionamiento del cuerpo humano. Es un elemento utilizado en alimentos y en materiales de construcción.
