sábado, 18 de abril de 2015

Composición de movimiento : Movimiento Parabólico

4.2. MOVIMIENTO PARABÓLICO

Observamos todos los días numerosos movimientos parabólicos. Por ejemplo, un balón de fútbol al ser lanzado a portería. Los movimientos parabólicos describen una trayectoria parabólica. Este movimiento, está compuesto por 2 movimientos simples:

·         Un MRU horizontal con velocidad constante.

·         Un MRUA vertical con velocidad inicial hacia arriba.

La velocidad inicial V0 se descompone en sus dos componentes, horizontal, Vox y vertical, Voy, cuyos valores se calculan fácilmente a partir del ángulo que forma Vo con la horizontal:
 
EJEMPLO: Un futbolista chuta hacia la puerta con una velocidad de 15 m/s. Calcula el alcance para un ángulo de tiro de 30º y el tiempo que el balón permanece en el aire.
 

jueves, 16 de abril de 2015

Composición de movimientos : 2 MRU perpendiculares


4) COMPOSICIÓN DE MOVIMIENTOS

Hasta ahora, se han visto movimientos simples. Los movimientos compuestos son la combinación de 2 o más movimientos simples. Para estudiar los movimientos compuestos debemos:

-          Distinguir claramente la naturaleza de cada uno de los movimientos simples que lo componen.

-          Aplicar a cada movimiento sus propias ecuaciones.

4.1. COMPOSICIÓN DE DOS MRU PERPENDICULARES

Imaginemos una barca con la que un remero pretende cruzar un río perpendicularmente a las orillas. La barca es desviada por la corriente del río, de manera que su trayectoria forma un ángulo con la orilla.

El movimiento real de la barca  está compuesto por :

-          Un MRU perpendicular a las orillas del río debido al esfuerzo del remero

-          Un MRU paralelo a las orillas del río debido a su corriente.

martes, 14 de abril de 2015

Movimiento rectilíneo uniformemente acelerado

Movimiento rectilíneo uniformemente acelerado (MRUA) es aquel movimiento en que se producen cambios de velocidad, es decir, hay aceleración. Esta se mantiene constante.

Recordamos que la aceleración tiene componentes intrínsecas. La componente tangencial (at) expresa la variación del módulo de la velocidad. La componente normal (an) expresa la variación de la dirección de la velocidad, en este caso an = 0 por lo que at = a = cte.






*      Gráficas MRUA :

lunes, 13 de abril de 2015

Movimiento rectilíneo uniforme

Movimiento rectilíneo uniforme (MRU) es aquel movimiento en el cual la velocidad es constante. Si el vector velocidad se mantiene constante, el vector aceleración es igual a 0.

Como su nombre indica, se caracteriza además por ser rectilíneo. Esto es, tener una trayectoria rectilínea (una recta).

Calculamos la velocidad media (que es la misma velocidad en cualquier momento) dividiendo el incremento de posición entre el incremento del tiempo. Su expresión es:


Al despejar v de la expresión anterior, obtenemos la ecuación vectorial del movimiento, que al tratarse de un movimiento rectilíneo, podemos tomar como referencia el eje OX. Así, expresamos la ecuación del MRU de esta manera:


Gráficas del MRU :

 

lunes, 9 de febrero de 2015

Enlace iónico

Existen sustancias constituidas por cationes y aniones. Éstas se forman de la siguiente manera: P.e: NaCl

  • Un elemento metálico (muy poco electronegativo) pierde electrones :
Na - 1 electrón = Na+
Na : 1s2 2s2 2p6 3s1
Na+ : 1s2 2s2 2p6
  • Por el contrario, el muy electronegativo gana electrones :
Cl + 1e- = Cl-
Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl- : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Al transformarse en iones, han obtenido estructura de gas noble.
A) Los elementos metálicos, con pocos e- de valencia y baja energía de ionización, tienden a convertirse en cationes.
B) Los elementos no metálicos, con muchos e- de valencia y alta afinidad electrónica, tienden a convertirse en aniones.
Estos iones se unen de manera estable mediante enlace iónico y forman los compuestos iónicos.
El enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas electroestáticas entre iones positivos y negativos para dar lugar a la formación de una red cristalina iónica.
Valencia iónica
  • La tendencia de los elementos a ceder o a recibir electrones está relacionada con su situación en la tabla periódica.
  • Llamamos valencia iónica de un elemento a la carga, positiva o negativa, que adquieren sus átomos cuando se convierten en iones.
  • La siguiente tabla muestra la relación entre algunos grupos de la Tabla Periódica y su valencia iónica :

Compuestos iónicos

En general, son compuestos iónicos :

  • Sales binarias (NaCl, CaF2)
  • Sales terciarias (KClO3, CaSO4)
  • Algunos óxidos (Li2O, CaO)
  • Algunos hidróxidos (NaOH, KOH)
Observa en todos ellos la presencia de elementos de carácter muy metálico junto a elementos electronegativos.

Clases de enlaces químios y notación de Lewis

Analizando las sustancias puras, se ha demostrado que éstas están compuestas por 3 clases de partículas : átomos, iones o moléculas. La existencia de distintas clases de partículas ocasiona la aparición de distintas clases de fuerzas que las une establemente:

  • Los átomos se unen mediante enlace covalente o metálico.
  • Los iones se unen mediante enlace iónico.
  • Las moléculas se unen entre ellas mediante fuerzas intermoleculares.
Las diferentes formas de enlace, permiten a los elementos conseguir estructura de gas noble.

NOTACIÓN DE LEWIS
 
- Para representar un átomo escribimos el símbolo del elemento y lo rodeamos con tantos puntos como electrones de valencia tiene :
 

 

 
- Para representar una molécula, colocamos los electrones de enlace entre los átomos que la forman (en ocasiones los enlaces se representan con rayas (pares de e-))
 



- Para representar un ión, colocamos los electrones del ión entre corchetes poniendo la carga.

 
 

 


REGLA DEL OCTETO

Los gases nobles, presentan una estructura electrónica ns2 p6 en su capa de valencia, una estructura muy estable. Esta estructura con 8 e- de valencia recibe el nombre de octeto electrónico. Todos los elementos tienden a esta estructura tan estable, por eso se combinan para conseguirla.

Muchos elementos, al unirse a otros, manifiestan la tendencia a adquirir la estructura electrónica externa propia de los gases nobles.

Exceptuando H, He que tienden a la estructura 1s2, los elementos buscan 8 e- en la capa de valencia.

EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO:

A) Octeto incompleto = Déficit de electrones : En algunos compuestos, el numero de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho. Ejemplos :
Exceso de electrones (12e- S)
Be (4 e-)  BeH2
B (6 e-) BX3 (X halógeno)

B) Moléculas con número impar de electrones. P.e.: óxido nítrico (NO) y el dióxido de nitrógeno (NO2)

C) Octeto expandido = Exceso de electrones. En numerosos compuestos hay más de ocho electrones de valencia alrededor de un átomo. Este exceso solo ocurre alrededor de átomos de los elementos que se encuentran del tercer periodo en adelante. Por ejemplo el SF6 es muy estable. Cada uno de los 6 e- de azufre se unen covalentemente a un átomo de flúor, como consecuencia, 12 electrones rodean al átomo central de S.

sábado, 7 de febrero de 2015

Enlace químico y curvas de estabilidad (de Morse)

 

ENLACE QUÍMICO

La gran variedad de propiedades que presentan las sustancias químicas puras, se debe no sólo a que están constituidas por distintos elementos, sino también a la forma en que éstos se unen, o mejor dicho, al tipo de fuerzas que los mantiene unidos.

Este tipo de fuerza es tan importante que de ellas van a depender en buena parte las propiedades de las sustancias. Indudablemente, si los átomos se mantienen unidos de manera estable en las sustancias químicas es porque existe alguna fuerza atractiva muy intensa entre ellos.

Enlaces químicos : Son las fuerzas que mantienen unidos de manera estable los átomos, los iones o las moléculas que forman las sustancias químicas.

CURVAS DE ESTABILIDAD (DE MORSE)

La formación de un enlace entre 2 átomos es un proceso que va acompañado de una variación de la energía de estos átomos .
Cuando se aproximan 2 átomos (A y B), aparecen al mismo tiempo fuerzas de atracción y de repulsión entre ellos. Como resultado de estas dos fuerzas contrarias, resulta la curva de variación de energía.
 
1) La energía de los átomos aislados se considera 0.
2) Los átomos, al acercarse, dominan las fuerzas de atracción. Se desprende energía debido a que disminuye la E.potencial del sistema formado por los átomos.
3) Cuando los átomos se hallan en la distancia de equilibrio o de enlace, la energía es mínima y la estabilidad es máxima.
4) Si los átomos se acercan más, aparece un dominio de las fuerzas repulsivas sobre las atractivas, lo que supondría una absorción de energía.
 
 
Al final se forma una agrupación estable. Por tanto concluimos con la conclusión de :
 
Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tendrían los átomos por separado.


jueves, 5 de febrero de 2015

PROPIEDADES PERIÓDICAS

ELECTRONEGATIVIDAD

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad de un átomo, representa la tendencia que este tiene a atraer hacia sí los electrones cuando está combinado con otro elemento. Por tanto la electronegatividad es un concepto que solo tiene sentido en átomos enlazados. Nos indicará el tipo de enlace entre átomos.
La escala que usamos para la electronegatividad, es relativa, propuesta por Linus Pauling. Va desde el máximo valor (flúor) que es 4, hasta 0'8 que presentan el cesio y el francio (elementos "electropositivos"). 
Así, la variación de la electronegatividad es análoga a la afinidad electrónica y a la energía de ionización. Un átomo que tenga una gran afinidad electrónica, es decir, desprenda mucha energía al conseguir un átomo y que por tanto tenga una energía de ionización elevada, o sea, que  sea muy difícil arrancarle un electrón, sea muy electronegativo. 
Los elementos más electronegativos son F, O, Cl.



AFINIDAD ELECTRÓNICA

AFINIDAD ELECTRÓNICA

La afinidad electrónica (A) es la energía desprendida en el proceso por el cual un átomo neutro en estado gaseoso, recibe un electrón y se convierte en un ion mononegativo, también en estado gaseoso.

La afinidad electrónica se representa con el signo - cuando se desprende (en el caso de los aniones (no metales)). Para convertir un metal en un ion negativo, deberíamos de aportarle energía, no desprende. Es imposible que en la naturaleza eso suceda. Así que nosotros vamos a hablar de afinidad electrónica solo en los no metales, y lo haremos en valor absoluto, es decir, con el signo en +.

X(g) + 1e- ----> X-(g) - A

¿CÓMO VARIA?
Cuando aumenta el radio atómico, disminuye la atracción del núcleo en los electrones más alejados. Por ello la A disminuye, se desprende menos energía. Así, en un periodo, a medida que avanzamos a la derecha, el radio atómico es menor con lo que aumenta la A.
 
 

 


 

 

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

La energía de ionización (I) es la energía mínima necesaria que debemos aplicar a un átomo neutro, en fase gaseosa y estado fundamental, para lograr arrancar un electrón. El electrón arrancado será el más externo del átomo, ya que es el que estará menos atraído por el núcleo, y por tanto el que requiere menos energía para lograr desprenderlo.
A(gas) + I --> A+(gas) + 1 e-
Observamos que el radio atómico o tamaño del átomo, está relacionado con la energía de ionización ya que, al tener un átomo con un radio atómico elevado, el último electrón (electrón de valencia) se ve menos atraído que los más cercanos al núcleo. Así, la energía que le tenemos que aplicar es menor que la que deberíamos aplicar en un átomo con los electrones más cercanos. CONCLUSIÓN : A mayor radio atómico, menor energía de ionización.



 

 

 

RADIO ATÓMICO E IÓNICO

 RADIO ATÓMICO


El radio atómico es algo difuso, ya que realmente no tenemos un radio o volumen preciso en un átomo. No debemos perder de vista que los electrones no se mueven en órbitas definidas (como decía el modelo atómico de Bohr) sino que se están moviendo en orbitales atómicos. Los orbitales son un volumen tridimensional que lo describimos como una zona del espacio con la máxima probabilidad (+90%) de encontrar un electrón.
No obstante, podemos dar un radio atómico a cada elemento. Por difracción de rayos X, podemos calcular la distancia entre dos núcleos atómicos del mismo elemento. O sea, la distancia entre el núcleo y la capa de valencia del átomo-




¿Cómo varía?

A) EN UN PERIODO:

                          Z = 11                           Z = 12                    Z = 13                      Z= 14                  
                            Na                                  Mg                           Al                          Si
                     0'157 nm                           0'136 nm                  0'125 nm                0'117 nm

Observamos que al aumentar el número de electrones en una fila, el átomo se contrae, es decir, su radio atómico disminuye. ¿Por qué? Porque el electrón entra en un mismo nivel que hace que se produzcan interacciones entre los electrones y su efecto sea algo menor. También aumenta el numero de protones, por tanto la carga efectiva del núcleo es mayor. El núcleo ejerce mayor atracción sobre los electrones de la corteza y el átomo se contrae. 

B) EN UN GRUPO:

 Z = 3  
 Li    
0'123nm  
 
 Z = 11
  Na   
 
 0'157nm 
 
 Z = 19
 K 
0'203 nm
 
Z = 37
  Rb  
0'216 nm

Observamos que a medida que bajamos en un grupo, el radio atómico aumenta. Esto es debido a que estamos añadiendo capas completas de electrones, por lo que el átomo será mayor (tendrá mayor radio atómico)

 

B) RADIO IÓNICO

Cuando tenemos un átomo que gana o pierde electrones, su volumen modifica.
*  En el caso de los cationes (aquellos átomos que quedan cargados positivamente por pérdida de electrones), habrá una contracción del átomo debido a que está perdiendo electrones (ocupan menos volumen) y el núcleo queda cargado positivamente (exceso) por lo que atraerá con más fuerza a los electrones de la corteza.
* En el caso de los aniones (aquellos átomos que quedan cargados negativamente al ganar electrones),  el átomo tendrá mayor volumen puesto que aumentamos el número de electrones. Además ahora la carga nuclear efectiva es menor puesto que con el mismo número de protones tiene que atraer a más electrones.

martes, 3 de febrero de 2015

Tabla Periódica y estructura electrónica

La tabla periódica es la ordenación de los elementos conocidos en orden creciente de su número atómico. Tiene lugar una repetición periódica de muchas propiedades físicas y químicas de los elementos. Está compuesta por 18 columnas (grupos), 7 filas (periodos) y los metales de transición interna (lantánidos y actínidos).

Al comparar la configuración electrónica de los elementos con su alineación en la tabla, se observa que :

  • Los elementos de un mismo periodo tienen todos el mismo nivel electrónico, completo o no. Este número coincide con el número del periodo en la tabla.
  • Los elementos de un mismo grupo presentan la misma estructura electrónica en su nivel más externo o capa de valencia.
Para hacer la configuración electrónica sin el diagrama de Moeller, solo tienes que seguir la tabla desde el 1s hasta el nivel del átomo que buscas. Cuidado con los orbitales d y f, corresponde a los metales de transición y transición interna y hay que indicarlos. Así la configuración del átomo con mas electrones (hasta hoy el natural es URANIO) sería :

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f3

LAS PROPIEDADES QUIMICAS DE UN ELEMENTO DEPENDEN DE SUS ELECTRONES DE VALENCIA. POR ELLOS LOS ELECTRONES DEL MISMO GRUPO TIENEN PROPIEDADES QUÍMICAS SEMEJANTES.

lunes, 2 de febrero de 2015

Configuraciones electronicas

Los electrones se distribuyen alrededor del núcleo en los diferentes niveles y orbitales. Para saber como se ordenan, debemos tener en cuenta las siguientes reglas:

  • Principio de exclusión de Pauli. Dos electrones de un mismo átomo NO pueden tener los mismos números cuánticos iguales. Así, en cada orbital sólo puede haber 2 electrones : uno con espín +1/2 y otro -1/2.
  • Regla de Madelung. Los orbitales se llenan según sus energías relativas, empezando por los de menor energía. El diagrama de Moeller nos ordena los orbitales de menor a mayor energía. ENLACE AQUÍ.
  • Regla de Hund. Dos orbitales con los mismos nº cuánticos n y l tienen la misma energía. Para llenarlos, primero se coloca un electrón en cada orbital; a continuación, se completan con el segundo electrón. O sea, si en 1 subnivel hay varios orbitales disponibles, los electrones ocuparán el máximo número de ellos. 
 

  • CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA : Es la distribución de los electrones de un átomo en sus distintos niveles y orbitales alrededor del núcleo.
  • La configuración electrónica fundamental es la del estado fundamental o de mínima energía del átomo. Cualquier otra configuración recibe el nombre de configuración electrónica exitada y se corresponde con un estado exitado de mayor energía.
  • Los orbitales se representan habitualmente mediante cajas.
  • Los electrones se representan habitualmente mediante flechas.
Configuración electrónica del renio (Z=75). Observamos el principio de exclusión de Pauli, la regla de Madelung y la regla de Hund (orbital 5d)


lunes, 26 de enero de 2015

Biomoléculas orgánicas : Glúcidos (MONOSACÁRIDOS (II))

Formas lineales de los monosacáridos


PENTOSAS 
 

 
 
Pero en la naturaleza no encontramos los monosacáridos en forma lineal, sino que cíclica. Vamos a aprender a ciclar moléculas. Debes seguir los siguientes pasos:
 
1) Siempre se unen el carbono que lleve el grupo funcional con el penúltimo carbono.
 
2) El hidrógeno del grupo -OH del penúltimo carbono se va.
 
3) El oxígeno del grupo funcional (aldehído o cetona) libra un enlace con su carbono, dejando otro libre para el carbono.
 
4) El hidrógeno del penúltimo carbono se enlaza con el oxígeno del grupo funcional.
 
5) El carbono de grupo funcional enlaza con el oxígeno del penúltimo carbono, formando el enlace O-glucosídico (ambos carbonos comparten O).
 
Ahora solo queda formar la furanosa (pentágono) o la piranosa (hexágono) de los monosacáridos. A la hora de poner los radicales de los Carbonos, los de la parte derecha van hacia abajo, el CH2OH de el 1 o 6 carbono va siempre arriba.
 
Además, las moléculas cicladas se escriben α o β con un guión seguido del nombre del monosacárido. Alfa indica que el grupo OH del 1 carbono o del 2 en el caso de piranosas va abajo, y beta indica que el grupo OH va a arriba.
 
 

 

β-fructosa

sábado, 24 de enero de 2015

Números cuánticos (Estructura electrónica)

Para estudiar la configuración electrónica de los electrones atómicos, utilizamos 4 números cuánticos:

A) Principal : n. El número n nos indica el nivel energético y el tamaño del átomo. N puede ser igual a 1, 2, 3, 4, 5, 6 o 7. Corresponde con los periodos de la tabla periódica.

B) Secundario : l. El número l nos indica el subnivel energético y la forma del orbital. L = 0... (N-1). Así si N=3 : L = 0, 1 y 2. Según el valor de L, podemos saber el tipo de orbital :

L=0 ----- Orbital de tipo s (2 e-)
L=1 ----- Orbital de tipo p (6 e-)
L=2 ----- Orbital de tipo d (10 e-)
L=3 ----- Orbital de tipo f (14 e-)

C) Magnético : ml El número ml nos indica la orientación del orbital en un campo magnético. Ml = -l ... 0 ... l Así, si l=2 : Ml = -2, -1, 0, 1, 2. En cada ml caben 2 e-, así se explica que en el orbital d quepan 10 e-.

D) Espín : ms El número de espín nos indica la orientación del electrón en un orbital. Ms = 1/2 ò -1/2. No podemos saber cuando es +1/2 o -1/2. Nos explica que en cada ml quepan 2 e-.

miércoles, 21 de enero de 2015

Biomoléculas orgánicas : Glúcidos (MONOSACÁRIDOS (I))

Glúcidos

Son una biomolécula orgánica (se encuentra solo en los seres vivos). Está constituida por C, H, O y a veces N, S.
Comúnmente los llamamos azúcares, debido a su sabor dulce pero no es correcto debido a que todos los glúcidos no tienen sabor dulce (por ejemplo almidón de la patata). También se llaman hidratos de carbono pero a nivel químico también sería incorrecto, ya que hidratos de carbono sería ( C + H2O ) y en el caso de los glúcidos es C + H + O.

Se clasifican en monosacáridos, oligosacáridos y polisacáridos.

MONOSACÁRIDOS

 
- Azúcares más simples : NO SE HIDROLIZAN (romper en más pequeños)
- Son de sabor dulce, cristalizables, de color claro, y solubles en agua.
- Su fórmula general es Cn (H2O)n
 
- A nivel químico,  se definen como polialcoholes que llevan o un grupo aldehído o un grupo cetona.
 
 
El grupo aldehído siempre va en el carbono número uno y el grupo cetona siempre en el 2.
 
CLASIFICACIÓN :
 
  • Respecto a su grupo funcional distinguimos CETOSAS (grupo cetona) y ALDOSAS (grupo aldehído)
  • Respecto a el número de carbono (que va de 3 a 7) : 3C = Triosa ; 4C = TETROSA ; 5C = PENTOSA ; 6C = HEXOSA ; 7C = HEPTOSA.
 
Para nombrar un monosacárido ponemos los prefijos ceto- o aldo- seguidos de su nombre según el número de carbonos. EJEMPLOS DE MONOSACÁRIDOS :
 
 
 
 
 



domingo, 18 de enero de 2015

Biomoléculas inorgánicas : Sales minerales

Las sales minerales pueden encontrarse en los seres vivos de dos formas :

A) PRECIPITADAS O INSOLUBLES.

Se encuentran en estado sólido. Son carbonatos, fosfatos, sulfatos... Dan consistencia y rigidez a las estructuras (exoesqueleto)

B) DISUELTAS O SOLUBLES.

Se separan formando iones (Cationes + y Aniones -). Algunos ejemplos son :

Cationes : Na+, Ca++, Mg++, K+....
Aniones : Cl-, CO3--, HCO3-, SO4--...

FENÓMENOS OSMÓTICOS
 
 
Cuando se mezclan dos disoluciones de diferente concentración, tienden a formar una sola.
 
2 disoluciones con una membrana permeable :
 
 
 
 
 
Pero cuando la membrana no es permeable, sino que SEMIPERMEABLE, no pasa soluto, sino que solo puede pasar DISOLVENTE :
 
 
 
Llevando esto a nuestras células : los glóbulos rojos
 
  • En un medio isotónico (sales minerales iguales en el interior que en el exterior del glóbulo rojo) no pasa nada.
  • En un medio hipertónico (mayor cantidad de sales minerales en el exterior de la célula) el glóbulo rojo reacciona soltando agua hacia el exterior (osmosis membrana semipermeable) para igualar las concentraciones. Se seca y arruga, no puede ejercer bien su función (como un balón pinchado). A ESTE PROCESO SE LE LLAMA PLASMÓLISIS.
  • En un medio hipotónico (mayor cantidad de sales en el interior que en el exterior) el glóbulo rojo absorberá agua y se hinchará o explotará. A ESTE PROCESO SE LE LLAMA TURGENCIA.




martes, 13 de enero de 2015

Biololéculas inorgánicas : Agua

MOLÉCULA H2O

El agua es la molécula esencial para la vida y más abundante en los seres vivos. 1 molécula de agua está formada por 2 átomos de hidrógeno y 1 átomo de oxígeno. Los átomos están unidos por enlaces covalentes.

Es una molécula BIPOLAR (que tiene 2 polos eléctricos) debido a que el oxígeno, al ser muy electronegativo, atrae los e- de los hidrógenos, dejando a estos con carga + y a él mismo en un ión negativo.

Entre moléculas de agua, se dan enlaces por puentes de hidrógeno (Oxígeno de 1 molécula atrae débilmente a hidrógenos de otras). Esto permite que a temperatura ambiente (25ºC), el agua esté en estado líquido.

PROPIEDADES Y FUNCIONES

DISOLVENTE UNIVERSAL. Al ser bipolar, disuelve sustancias polares e iónicas (sales). Esto permite el transporte de sustancias disueltas.

TERMOREGULADORA. Amortigua los cambios bruscos de temperatura. Por ejemplo, cuando hacemos actividad física, eliminamos, gracias al sudor (agua con sales disueltas) el calor interno, permitiendo que nuestra temperatura corporal siga en 36'5ºC aprox.

DENSIDAD. Es la única sustancia que en sólido es menos densa que en líquido (cubitos de hielo flotan en un vaso de agua). Eso permite que cuando se hielan ríos o mares, haya solo una capa de hielo superior y abajo siga agua líquida que permita la vida acuática (algas, peces...)

sábado, 10 de enero de 2015

Bioelementos.

Hola a todos, volvemos tras las vacaciones de navidad con las pilas cargadas. Vamos a comenzar el 2015 con BIOQUÍMICA.

  • BIOELEMENTOS : Son los elementos químicos que forman parte de los seres vivos. Según su abundancia se clasifican en:

Bioelementos PRIMARIOS.


Son los más abundantes, se encuentran en aproximadamente el 98% de la masa del ser vivo. Son:
 
Carbono : Forma macromoléculas carbono-carbono, pudiendo incorporar gran variedad de radicales.
Hidrógeno : Además de ser un componente de la molécula del agua (vital y abundante en los seres vivos), forma parte de los esqueletos de carbono de las moléculas orgánicas.
Oxígeno : Permite la obtención de energía mediante la respiración aeróbica.
Nitrógeno : Está presente en las proteínas ya que forma parte de todos los aminoácidos. También se halla en las bases nitrogenadas de los ácidos nucleicos.
 
Fósforo : Forma parte de los nucleótidos. Además, forma enlaces ricos en energía que permiten su fácil intercambio (ATP).
Azufre : Forma parte de muchas proteínas. También se halla en el coenzima A, esencial para diversas rutas metabólicas universales.

Bioelementos SECUNDARIOS.

Se encuentran en menor cantidad en los seres vivos. (aproximadamente 2%). Son Cl, Na, Ca, K, Mg...

 

OLIGOELEMENTOS o elementos vestigiales.

Son aquellos bioelementos que se encuentran en una cantidad indispensable pero que son fundamentales para la vida. Son Fe, I, Zn, Co, Cu, Mn...

sábado, 20 de diciembre de 2014

Ajuste de reacciones por sistema de ecuaciones.

En ocasiones, encontramos reacciones químicas que nos son difícil de ajustar por tanteo. Entonces, tenemos que usar el método del sistema de ecuaciones. Veamos los pasos con un ejemplo:

  1. Poner letras en los coeficientes estequiométricos de cada compuesto.



2. Sacar ecuaciones sencillas con las letras. Debemos hacerlo con cada elemento químico que compone el compuesto. En el caso que presente subíndice, este, como siempre, multiplicará al coeficiente.


3. Damos un valor a una letra. Yo siempre uso (a=2) pero si en alguna esta información no te aporta nada, usas otro valor.
Ahora, con ese valor, obtienes las demás incógnitas.



4. Sustituimos las letras por su valor en la ecuación.


5. Como tenemos fracciones en algunos coeficientes estequiométricos, multiplicamos TODA la reacción por el denominador.


 

6. Solo queda comprobar si tenemos el mismo número de átomos en los reactivos que en los productos.



Para cualquier duda : fisicayquimicasegundocicloeso@gmail.com

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