Temario gratis › Física y Química 4.º ESO

Leyes de Newton y aplicaciones

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Introducción

¿Por qué un coche que frena de golpe nos lanza hacia delante? ¿Por qué cuesta más empujar un carro lleno que uno vacío? ¿Cómo puede avanzar un cohete en el espacio, donde no hay nada en lo que apoyarse? Las tres leyes de Newton, publicadas por Isaac Newton en 1687, responden a estas preguntas y relacionan las fuerzas que actúan sobre un cuerpo con su movimiento. Son la base de la dinámica.

Explicación

Una fuerza es toda acción capaz de cambiar el estado de movimiento de un cuerpo o de deformarlo. Es una magnitud vectorial (tiene módulo, dirección y sentido) y en el Sistema Internacional se mide en newtons (N). Cuando sobre un cuerpo actúan varias fuerzas, se suman como vectores y se obtiene la fuerza resultante (ΣF).

Primera ley o principio de inercia. Si la fuerza resultante sobre un cuerpo es cero, el cuerpo mantiene su estado: si estaba en reposo, sigue en reposo; si se movía, sigue con movimiento rectilíneo uniforme. La inercia es la tendencia de los cuerpos a conservar su estado de movimiento, y es mayor cuanto mayor es su masa. Por eso, al frenar el autobús, nuestro cuerpo tiende a seguir hacia delante.

Segunda ley o principio fundamental de la dinámica. La fuerza resultante que actúa sobre un cuerpo es igual al producto de su masa por la aceleración que adquiere:

Un caso particular es el peso, la fuerza con que la Tierra atrae a los cuerpos: P = m · g, con g ≈ 9,8 m/s² en la superficie terrestre. No hay que confundir masa (kg, no cambia) con peso (N, depende del lugar).

Tercera ley o principio de acción y reacción. Si un cuerpo A ejerce una fuerza sobre un cuerpo B, B ejerce sobre A una fuerza igual en módulo y dirección pero de sentido contrario. Estas dos fuerzas actúan sobre cuerpos distintos, por eso no se anulan. Así se impulsa un cohete: expulsa gases hacia atrás y los gases empujan al cohete hacia delante.

Entre las fuerzas más habituales en los problemas están el peso, la normal (la que ejerce una superficie sobre el cuerpo apoyado, perpendicular a ella), la tensión de cuerdas y cables y la fuerza de rozamiento, que se opone al deslizamiento. Para resolver un problema se dibujan todas las fuerzas que actúan sobre el cuerpo, se calcula la resultante y se aplica la segunda ley.

Ejemplo

Ejemplo 1. Empujamos una caja de 20 kg por el suelo con una fuerza horizontal de 100 N. El rozamiento con el suelo vale 40 N. ¿Qué aceleración adquiere?

Ejemplo 2. ¿Cuánto pesa en la Tierra una persona de 60 kg? P = m · g = 60 kg · 9,8 m/s² = 588 N. Su masa sigue siendo 60 kg en la Luna, pero allí su peso sería mucho menor.

Ejercicios

Se aplica una fuerza de 20 N a un cuerpo de 4 kg de masa. Según la segunda ley de Newton, ¿qué aceleración adquiere?

Según la tercera ley de Newton (acción y reacción), si un cuerpo A empuja a un cuerpo B con una fuerza de 50 N, ¿qué fuerza ejerce B sobre A?


Material adicional

Reacciones químicas y estequiometría

La estequiometría es la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas entre los reactivos y los productos de una reacción química. Permite calcular las cantidades de sustancias que intervienen y se obtienen.

Concepto de mol

El mol es la unidad básica de cantidad de sustancia en el SI. Un mol de cualquier sustancia contiene exactamente 6,022 × 10²³ entidades elementales (átomos, moléculas, iones…). Este número se llama número de Avogadro (NA).

🔬 Fórmula clave
Relaciones fundamentales del mol:

1 mol de átomos = 6,022 × 10²³ átomos
1 mol de una sustancia tiene una masa igual a su masa molar (M) en gramos.

n = m / M

donde n = moles, m = masa (g), M = masa molar (g/mol).

Para gases ideales en condiciones normales (0 °C, 1 atm):
1 mol de gas ocupa 22,4 L (volumen molar).
📘 Ejemplo resuelto
¿Cuántos moles hay en 44 g de CO₂?

M(CO₂) = 12 + 2 × 16 = 44 g/mol
n = m / M = 44 / 44 = 1 mol

¿Cuántas moléculas son?
N = n × NA = 1 × 6,022 × 10²³ = 6,022 × 10²³ moléculas

Ajuste de ecuaciones químicas

Para que una ecuación química cumpla la ley de conservación de la masa, debe estar ajustada (igual número de átomos de cada elemento en ambos lados). Los coeficientes estequiométricos indican la proporción en moles en que reaccionan y se forman las sustancias.

📘 Ejemplo resuelto
Ajustar: Fe + O₂ → Fe₂O₃

Paso 1: Ajustar Fe → ponemos 2 Fe a la izquierda: 2 Fe + O₂ → Fe₂O₃ (Fe: 2=2 ✓)
Paso 2: Ajustar O → tenemos 2 O a la izquierda y 3 a la derecha. Usamos fracciones:
2 Fe + 3/2 O₂ → Fe₂O₃
Paso 3: Multiplicamos todo por 2 para eliminar fracciones:
4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃
Fe: 4 = 4 ✓   O: 6 = 6 ✓

Cálculos estequiométricos

Los coeficientes estequiométricos nos dan la relación en moles entre reactivos y productos. El procedimiento general es:

1. Escribir y ajustar la ecuación.
2. Convertir los datos del problema a moles (usando la masa molar).
3. Aplicar la relación molar de la ecuación ajustada.
4. Convertir el resultado a la unidad que pide el problema.

📘 Ejemplo resuelto
¿Cuántos gramos de agua se producen al quemar 8 g de metano (CH₄)?

Ecuación ajustada: CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Paso 1: Moles de CH₄
M(CH₄) = 12 + 4 = 16 g/mol
n(CH₄) = 8 / 16 = 0,5 mol

Paso 2: Relación molar CH₄ : H₂O = 1 : 2
n(H₂O) = 0,5 × 2 = 1 mol

Paso 3: Masa de H₂O
M(H₂O) = 2 + 16 = 18 g/mol
m(H₂O) = 1 × 18 = 18 g

Reactivo limitante

Cuando los reactivos no están en proporción estequiométrica, uno de ellos se agota antes: es el reactivo limitante. Este determina la cantidad máxima de producto. El otro reactivo queda en exceso.

📘 Ejemplo resuelto
Se hacen reaccionar 10 g de H₂ con 32 g de O₂ según: 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

n(H₂) = 10/2 = 5 mol    n(O₂) = 32/32 = 1 mol

Según la ecuación: 2 mol H₂ necesitan 1 mol O₂.
5 mol H₂ necesitarían 2,5 mol O₂, pero solo tenemos 1 mol.
→ O₂ es el reactivo limitante.

Con 1 mol de O₂ se forman 2 mol de H₂O → m = 2 × 18 = 36 g de H₂O
Sobran: 5 − 2 = 3 mol de H₂ (6 g en exceso).

Rendimiento de una reacción

🔬 Fórmula clave
Rendimiento (%):

R = (cantidad real obtenida / cantidad teórica) × 100
✏️ Ejercicios
1. Define mol y número de Avogadro.

2. Calcula la masa molar de: a) H₂SO₄; b) Ca(OH)₂; c) Fe₂O₃.

3. ¿Cuántos moles hay en 98 g de H₂SO₄?

4. ¿Cuántos gramos son 0,25 moles de NaCl?

5. Ajusta: a) Al + O₂ → Al₂O₃; b) C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

6. ¿Cuántos gramos de CO₂ se producen al quemar 12 g de carbono? (C + O₂ → CO₂)

7. ¿Cuántos litros de O₂ (en CN) se necesitan para quemar 2 moles de metano?

8. Se hacen reaccionar 23 g de Na con 71 g de Cl₂ según 2 Na + Cl₂ → 2 NaCl. ¿Cuál es el reactivo limitante? ¿Cuántos gramos de NaCl se obtienen?

9. En una reacción se esperan 50 g de producto pero se obtienen 42 g. Calcula el rendimiento.

10. ¿Cuántas moléculas hay en 3,6 g de agua?
📋 Resumen de la lección
  • El mol es la unidad de cantidad de sustancia; 1 mol = 6,022 × 10²³ entidades.
  • n = m / M relaciona moles, masa y masa molar.
  • Los coeficientes estequiométricos indican la proporción en moles de la reacción.
  • Procedimiento: datos → moles → relación molar → resultado.
  • El reactivo limitante determina la cantidad máxima de producto.
  • El rendimiento compara la cantidad real con la teórica.
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