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El efecto Joule se refiere a la generación de calor por la resistencia eléctrica en un conductor cuando una corriente eléctrica lo atraviesa. Si bien puede ser útil en algunos casos, también puede ser inconveniente en otros. A continuación, se presentan tres ejemplos donde el efecto Joule es inconveniente:

1. Sobrecalentamiento de dispositivos electrónicos: En dispositivos electrónicos como laptops, teléfonos móviles o consolas de videojuegos, el efecto Joule puede generar una gran cantidad de calor en los circuitos y componentes eléctricos. Si el calor no se disipa adecuadamente, puede provocar daños en los componentes o incluso un incendio. Es por eso que estos dispositivos suelen tener sistemas de enfriamiento activos o pasivos, como ventiladores o disipadores de calor.
2. Pérdida de energía en sistemas eléctricos: Cuando una corriente eléctrica fluye a través de un conductor, el efecto Joule genera calor y disipa energía en forma de radiación térmica. Esta pérdida de energía puede ser un problema en sistemas eléctricos de alta potencia, como redes de transmisión de energía eléctrica o motores eléctricos. Si no se controla adecuadamente, puede provocar una pérdida significativa de eficiencia energética y aumentar los costos de operación.
3. Fusión de conductores eléctricos: Cuando una corriente eléctrica fluye a través de un conductor, el efecto Joule puede generar una cantidad significativa de calor en el conductor. Si la corriente es lo suficientemente alta, puede provocar la fusión o incluso la vaporización del conductor. Esto puede ser peligroso en sistemas de alta potencia, como transformadores eléctricos o líneas de alta tensión, donde la fusión de un conductor puede provocar una interrupción del suministro eléctrico o incluso un cortocircuito.

Fórmula de normalidad: N= (m) (eq)/ (PM) (V)

Ejercicios de normalidad resueltos

1. Calcula la Normalidad de 65.5 gramos de H3PO4 en 250 ml de solución química.

Paso 1. Ordenamos nuestros datos.

• N= ?
• m= 65.5 g
• Fórmula= H3PO4
• V= 250 ml

Paso 2. Debemos de convertir los ml en litros dividiendo el número entre 1000: 250/1000= 0.25 L

Paso 3. Sacamos el peso molecular de la fórmula, utilizando la tabla periódica y sumando las masas individuales de cada elemento. (utilizaremos la masa redondeada) Ejemplo:

• H3: 3 x 1= 3
• P: 1 x 31= 31
• O4: 4 x 16= 64

3 + 31 + 64 = 98

PM = 98 g/mol

Paso 4. Sustituimos nuestros datos en la fórmula y resolvemos multiplicando lo de arriba y lo de abajo y luego dividimos estos dos resultados entre ellos.

N = (65.5)(3) / (98) (0.25)= 8.02 N

El «eq» lo sacamos de los hidrógenos que tiene la fórmula. Siempre que tu fórmula comience con hidrógeno, deberás tomar su número.

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2. Tenemos Ba(OH)2 con 210 gramos en 500 ml de solución. Calcula la Normalidad Química.

Paso 1. Ordenamos nuestros datos.

• N= ?
• m= 210 g
• Fórmula= Ba(OH)2
• V= 500 ml

Paso 2. Debemos de convertir los ml en litros dividiendo el número entre 1000: 500/1000= 0.5 L

Paso 3. Sacamos el peso molecular de la fórmula, utilizando la tabla periódica y sumando las masas individuales de cada elemento. (utilizaremos la masa redondeada) Ejemplo:

• Ba: 1 x 137= 137
• O2: 2 x 16= 32
• H2: 2 x 1= 2

137 + 32 + 2= 171 g/mol

PM= 171 g/mol

Paso 4. Sustituimos nuestros datos en la fórmula y resolvemos multiplicando lo de arriba y lo de abajo y luego dividimos estos dos resultados entre ellos.

N = (210)(2) / (171) (0.5)= 4.91 N

El «eq» lo sacamos de los OH que tiene la fórmula.

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.

P_N2 = 2,43 / 5,5 . 26,88 = 11,88 atm

P_O2 = 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

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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.

P_He= (6atm) (0,32) = 1,92 atm

P_H2 = (6atm) (0,48) = 2,88 atm

P_N2= (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…).

* 1,92 + 2,88 + 1,2 = 6 atm

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:

1. Establezco la cadena principal.
2. Empiezo a enumerar donde se adoptará al carbono más cercano por parte del OH.
3. 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.

5 Ejemplos de catabolismo

• La digestión
• degradación de monosacáridos
• degradación de nutrientes
• La respiración
• La fermentación

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.

Saber más sobre las reacciones de síntesis

2. Reacciones de descomposición

Esta reacción es justo lo contrario que las reacciones de síntesis. Aquí el compuesto se descompone en dos o más sustancias. Ejemplo: H₂O -> 2H + O.

Saber más sobre las reacciones de descomposición

3. Reacciones de sustitución simple

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

Saber más sobre las reacciones de sustitución simple

4. Reacciones de sustitución doble

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 ⬇️.

Saber más sobre reacciones de doble sustitución

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.

Saber más de las reacciones de combustión

4. Reacciones de neutralización

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 + △.

Saber más de las reacciones de neutralización

5. Reacciones iónicas

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.

Saber más sobre reacciones redox

7. Reacciones nucleares

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).

3. AgNO3 + NOCl -> AgCl ⬇ + NaNO3 (ecuación general)

Ag⁺+ NO₃^– + Na⁺ + Cl^– -> AgCl (⬇ sólido) + Na⁺ + NO3^– (ecuación iónica)

Ag⁺ + Cl^– -> AgCl ⬇ (ecuación iónica neta)

4. Identifica la ecuación iónica neta para la reacción que ocurre cuando se mezcla HCIO _⁴ y Ba(OH)₂

1- Escribir la ecuación y balancearla: 2HCIO ^₄ (aq) + Ba(OH)₂ (aq) -> Ba(CIO₄)₂ + 2H₂O

2- Escribimos la ecuación iónica: 2H⁺+ 2CIO ^₄– + Ba^₂+ + 2OH^– -> Ba ²⁺ (aq) + 2CIO_4^– (aq) + 2H₂O (l)

3- Escribimos la ecuación iónica neta: H⁺ (aq)+ OH^– -> H₂O (l)

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.

¿Qué es el volumen?

El volumen se define como el espacio que ocupa un cuerpo midiendo las 3 dimensiones.

Ejemplos de volumen en química

• El volumen de agua que cabe en una piscina de 6 metros de largo por 3 de ancho es de 27 m3 de agua.
• El volumen del volcán más grande del mundo es de 75.000 km cúbicos.
• El volumen de la tierra es de 1.083 millardos de kilómetros cúbicos.
• El volumen del envase cerrado de hojalata es 60 pulgadas cúbicas.
• Si una persona pesa 65 kg su Volumen es igual a: V=(65)Kg / (0.95) Kg/dm³ = 68,42d m³

Unidades para medir el volumen

• Litros
• Pulgada cubica
• Pie cúbico
• Yarda cubica
• Galón
• Barril
• Metro cúbico
• Kilómetro cúbico

Forma	Fórmula
Prisma rectangular recto	V = LWH
Cubo	V = s 3
Prisma o cilindro	V = Ah
Pirámide o cono	V= 1/3 Ah
Esfera	V= 4/3 πr3

¿Qué es un óxido básico?

Un óxido básico o también conocido como óxido metálico, es un compuesto resultante de la unión entre un metal y el oxígeno, lo que resultará en una unión iónica.

Metal + Oxígeno = Óxido Básico

Ejemplos de óxidos básicos con nomenclaturas

Compuesto	Nomenclatura tradicional	Nomenclatura Stock	Nomenclatura Estequiométrica
Li2O	Óxido Lítico	Óxido de Lítio (I)	Monóxido de Dilitio
Na2O	Óxido sódico	Óxido de Sodio (I)	Monóxido de disodio
K2O	Óxido potásico	Óxido de potasio (I)	Monóxido de dipotásico
Al2O3	Óxido de aluminio	Óxido de aluminio (III)	Trióxido de dialuminio
Fe2O3	Óxido férrico	Óxido de hierro (III)	Trióxido de dihierro

¿Qué son los alcanos?

Son hidrocarburos, lo cual quiere decir que están compuestos solamente por átomos de carbono e hidrógeno.

Nomenclatura de Alcanos Ejercicios

1. 2 – metil – 3 – Propil – Heptano

Paso 1. Localizamos la última palabra, la cual nos va a indicar la totalidad de carbonos. Buscamos «Hept» en nuestra tabla de alcanos, lo que nos da como resultado 7 carbonos. Estos los colocamos en una misma línea, con una separación sencilla, esto por la terminación «ano».

C-C-C-C-C-C-C

Paso 2. Ahora, con ayuda de nuestra tabla de radicales, colocaremos los «CH» correspondientes a cada carbono, por ejemplo, el problema nos indica al principio, «2-metil», esto nos indica que colocaremos el radical en el segundo carbono.

Al finalizar, colocaremos Hidrógenos a un lado de los carbonos, a los cuales les falten líneas para llegar hasta 4, quedando de la siguiente forma:

2. 3 – Isopropil – 2 – 5 – dimetil – nonano

Paso 1. Localizamos la última palabra, la cual nos va a indicar la totalidad de carbonos. Buscamos «Non» en nuestra tabla de alcanos, lo que nos da como resultado 9 carbonos. Estos los colocamos en una misma línea, con una separación sencilla, esto por la terminación «ano».

C – C – C – C – C – C – C – C – C

Paso 2. Ahora, con ayuda de nuestra tabla de radicales, colocaremos los «CH» correspondientes a cada carbono, por ejemplo, el problema nos indica al principio, «3-Isopropil», esto nos indica que colocaremos el radical en el tercer carbono.

Al finalizar, colocaremos Hidrógenos a un lado de los carbonos, a los cuales les falten líneas para llegar hasta 4, quedando de la siguiente forma: