CONSTITUCIÓN DE LA MATERIA

Materia
Es todo lo que existe, ocupa un espacio y se puede pesar. Son los cuerpos que vemos, tocamos, medimos, etc. De una forma más rigurosa, se define como: Materia es todo lo que existe, tiene masa y volumen.

Supongamos que cualquier sustancia de la naturaleza la dividimos en partes cada vez más pequeñas, conservando cada una de ellas las propiedades de la sustancia inicial.
Si seguimos dividiendo esta sustancia en fragmentos aún más pequeños, llegará un momento en que cada una de estas partes será indivisible, puesto que de efectuar una división más la porción dividida perderá las propiedades de dicha sustancia. Se habrá llegado, entonces, a dividir la sustancia en moléculas.
La materia está compuesta por moléculas, siendo la molécula la parte más pequeña en la que se puede dividir una sustancia sin perder su naturaleza y propiedades.
A su vez, una molécula está compuesta por átomos. Cada uno de ellos posee unas propiedades diferentes en el interior de la molécula que constituyen.

Los átomos dependiendo de su naturaleza pueden unirse entre sí formando enlaces.

Estructura del átomo
El átomo está constituido por un conjunto de partículas que proporcionan a cada elemento unas características que lo diferencian de todos los demás. De estas partículas, las tres más importantes son:

• Protones (p+)                                                                                                                                   -Tienen carga eléctrica positiva cuya magnitud es de aproximadamente 1,59 x 10- 19 Culombios. 
• Electrones (e-)                                                                                                                                 -Tienen carga eléctrica negativa de igual valor absoluto que la del protón, aunque de signo contrario.
• Neutrones (n.º)                                                                                                                                -Tienen carga eléctrica nula.

 

Ejemplos de sustancias simples y compuestas: 
Sustancia simple es aquella porción más pequeña en que puede dividirse, sin perder su naturaleza y propiedades, es un átomo.
o Ejemplos: Cloro (Cl), Oxígeno (O), Carbono (C).
Sustancia compuesto es aquel cuya parte más pequeña en que puede dividirse sin perder sus propiedades es una molécula.
o Ejemplo: Agua (H2O), cuya molécula incluye dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.


BIBLIOGRAFIA:

• http://www.uv.mx/personal/sleal/files/2010/08/Constitucionde-la-Materia_09.pdf
• http://proyectodescartes.org/EDAD/materiales_didacticos/EDAD_1eso_la_materia-JS/pdf/quincena1.pdf

LA ENERGÍA CINÉTICA Y POTENCIAL DE LAS MAREAS

He encontrado un artículo que habla sobre el aprovechamiento de las mareas respecto a su energía cinética y potencial, sin embargo en esta ocasión solo me enfocare a la energía cinética.

¿Se han preguntado el como se puede aprovechar la energía que causa una marea?

Cuando las grandes mareas entran y salen de una bahía, es ahí cuando se aprovecha está energía, que, aunque a veces se puede aprovechar el 59% de la energía total, hay ocasiones en que la energía producida, o mejor dicho, la energía tomada, es 0%.
Claro, esta energía es totalmente predecible en comparación a la energía eólica o la solar.
Se ha tratado de resolver el problema de la toma de energía del agua, como, dividir en dos, el embalse (lugar donde se provoca la ola).
Aquí en México en las partes altas de Baja California hay mareas que llegan hasta los 6 metros y se aprovecha lo más que se puede.

Si quieres saber más, sobre el artículo, te dejo el link, tomado de la revista digital Universitaria: http://www.revista.unam.mx/vol.10/num8/art49/int49-3.htm 

POSTULADOS DE LA TEORÍA CINÉTICA MOLECULAR

a)Los gases están formados por partículas muy pequeñas, (moléculas o átomos)

b)Las partículas de un gas se encuentran muy distantes entre sí.

c)Las partículas de gas se mueven con rapidez y chocan entre sí y con las paredes del recipiente.

d)Las partículas de gas no se atraen ni se repelen entre sí.

e)Las energía cinética de las partículas de gas está relacionada con la temperatura del gas; el movimiento de las partículas aumenta cuando la temperatura se eleva.

¿Que nos dicen estos postulados?

Todos los cuerpos están constituidos por moléculas, que son partículas muy pequeñas y están siempre, en movimiento, estas van a estar unidas por la fuerza de cohesión(que explicaremos más adelante) que hay entre partículas de una misma materia.

 Si las partículas están con poco espacio entre sí, y avanzan en una dirección fija, es porque la fuerza de cohesión es muy elevada.

En el estado gaseoso no existe la fuerza de cohesión dado que las moléculas están totalmente separadas y se mueven libremente.

La energía de la materia y su fuerza de cohesión junto con el movimiento de las moléculas dependen de la temperatura es por eso que hay cambios de estados de la materia, si aplicamos la cantidad de energía necesaria en forma de energía.

BIBLIOGRAFÍA

• Alba, Eufrosina et al. La química en tus manos, Primera Edición, México, UNAM, 2004.

ESTADOS DE LA MATERIA

Gas

Propiedades de los gases:

De acuerdo con la teoría cinética, una partícula de gas puede cambiar de dirección cuando choca con el recipiente que lo contiene o con otra partícula.

Las partículas de gas no pierden energía cinética cuanto chocan con las paredes del recipiente que las contienen o cuando chocan con otra partícula; las colisiones de las partículas de gas con Colisiones Elásticas, porque no pierden energía cinética.

Partículas de gas

Lectura: La Respiración

Para comprender los procesos de respiración es necesario aplicar las leyes de los gases(las cuales se encuentran más abajo). Antes de examinar cómo llega el aire a los pulmones, es útil referirse breve mente a los músculos y las presiones implicadas a la respiración. Los pulmones se encuentran en una cavidad torácica hermética, y se hallan separados del abdomen por un músculo de gran tamaño en forma de cúpula, el diafragma. Las costillas hacen bisagra con la columna vertebral, pudiendo elevarse y descender durante la respiración. El espacio entre los pulmones y la pared torácica, es el espacio pleural, el cual contiene una capa delgada de líquido (aproximadamente de 10 Mm de grosor) que funciona en parte como lubricante para que los pulmones puedan deslizarse sobre la pared torácica.

EL músculo más importante utilizado durante la fase inspiratoria es el diafragma. Cuando el diafragma se contrae, la cavidad torácica se expande y los pulmones se hinchan automáticamente. Este aumento de volumen se produce de dos formas. En primer lugar, cuando el diafragma (que está unido a las costilla inferiores y al esternón) se contrae, el contenido abdominal es empujado hacia abajo, aumentando el tamaño de la cavidad torácica. En segundo lugar cuando el diafragma desciende y empuja el contenido abdominal, también empuja las costillas hacia afuera, produciendo un mayor aumento del volumen de  la cavidad torácica. Puesto que ésta es hermética, un incremento del volumen torácico produce una disminución de la presión pleural (presión dentro de la pleura) y como consecuencia, la expansión de los pulmones y su llenado con el aire. Como podrás darte cuenta se está aplicando la ley de Boyle.

La efectividad del diafragma para cambiar el volumen torácico está relacionada con la fuerza de su contracción y su forma de cúpula cuando se encuentra en reposo. En una respiración normal, el diafragma se desplaza de 1 a 2 cm, pero durante la inspiración forzada puede hacerlo hasta 12 cm. La efectividad del diafragma para incrementar el volumen de la caja torácica puede verse contrarrestada por la obesidad, el embarazo y el uso de ropas ajustadas en la región abdominal.

La espiración es un proceso mucho más simple que la inspiración. Al final de una inspiración normal, el diafragma se relaja, la caja torácica desciende y los pulmones disminuyen su velocidad. 

Pulsa aquí.

Líquido

Propiedades de los líquidos

 A nivel microscópico:

• Todos los líquidos están compuestos por partículas.
• La distancia entre las moléculas de los líquidos es menor que entre los gases y mayor que la de los sólidos, debido a las fuerzas intermoleculares de atracción.

A nivel macroscópico:

• Los líquidos adquieren la forma del recipiente que los contiene.
• Todos los líquidos contienen una presión de vapor determinada.
• Los líquidos en pequeñas proporciones adquieren forma esférica.
• Los líquidos presentan fuerzas de cohesión y adhesión.

Forma esférica de la gota de leche

Cohesión del agua.

Adhesión del agua a una telaraña.

Solido

Propiedades de los sólidos

• Los sólidos tienen un volumen y forma determinados.
• Se pueden clasificar en metálicos y no metálicos
• Se pueden clasificar en cristalinos y amorfos
• Sus moléculas están más unidas que las de los gases o líquidos.

MOLÉCULAS DE LOS TRES ESTADOS DE LA MATERIA

Bibliografía: Alba, Eufrosina et al. La química en tus manos, Primera Edición, México, UNAM, 2004.

CAMBIOS DE ESTADOS EN LA MATERIA

Calor latente de: Fusión y Evaporación.

La gráfica presente muestra de curva de calentamiento de un sólido.

• Lo primero que pasa al calentar un sólido es que, este, alcanza de Temperatura de Fusión (B), aquí, vemos que el sólido comienza a fundirse.
• Al período que transcurre entre el segmento B y C se le llama Calor Latente de Fusión [Lf], donde la energía se emplea para vencer las fuerzas de atracción de un sólido. Cabe mencionar que el QLf del agua es 80 cal/g.
• Cuando la muestra se ha fundido por completo (C) el calor que se absorbe aumenta la Energía Cinética promedio de de las moléculas del líquido, por lo tanto la temperatura aumenta(segmento C-D).
• En el segmento D-E, Calor Latente de Evaporación [Lv], de igual manera que en el Lv la Temperatura, permanece constante, esto es porque la energía proporcionada se utiliza para vencer las fuerzas de cohesión del líquido. El calor Latente de evaporación del agua es 540 cal/g.

Bibliografía: Alba, Eufrosina et al. La química en tus manos, Primera Edición, México, UNAM, 2004.

PRESIÓN Y TEMPERATURA

PRESIÓN

La presión esta definida como la fuerza normal sobre una superficie por unidad de área.
p = F⊥ A , donde F⊥ es la componente de la fuerza perpendicular a la superficie. La fuerza la cual ejerce un fluido en reposo (estático) sobre la superficie de contacto es automáticamente perpendicular a la superficie. Sin embargo, cuando el fluido esta en movimiento con respeto a la superficie, la fricción debido a la viscosidad del fluido puede generar una fuerza paralela.


PRESIÓN A VAPOR

Un líquido no tiene que ser calentado a su punto de ebullición antes de que pueda convertirse en un gas. El agua, por ejemplo, se evapora de un envase abierto en la temperatura ambiente (20◦C), aunque su punto de ebullición es 100◦C. La temperatura de un sistema depende de la energía cinética media de sus partículas. 

Es necesario hablar en términos del promedio ya que hay una gama enorme de energías cinéticas para estas partículas. 
A temperaturas muy por debajo del punto ebullición, algunas de las partículas se mueven tan rápidamente que pueden escaparse del líquido. Cuando sucede esto, la energía cinética media del líquido disminuye. Consecuentemente, el líquido debe estar más frío. Por lo tanto absorbe energía de sus alrededores hasta que vuelve al equilibrio térmico. Pero tan pronto como suceda esto, algunas de las moléculas de agua logran tener nuevamente bastante energía para escaparse del líquido. Así, en un envase abierto, este proceso continúa hasta que toda la agua se evapora.
En un envase cerrado algunas de las moléculas se escapan de la superficie del líquido para formar un gas. La tasa a la cual el líquido se evapora para formar un gas llega a ser eventualmente igual a la tasa a la cual el gas se condensa para formar líquido. En este punto, el sistema se dice está en equilibrio. El espacio sobre el líquido se satura con el vapor de agua, y no se evapora más agua.

La presión del vapor de agua en un envase cerrado en el equilibrio se llama la presión del vapor. La teoría molecular cinética sugiere que la presión del vapor de un líquido depende de su temperatura. 
La energía cinética contra el número de moléculas y la fracción de las moléculas que tienen bastante energía para escaparse del líquido aumenta con la temperatura del líquido. Consecuentemente, la presión del vapor de un líquido también aumenta con la temperatura.

Bibliografía:

• http://quantum.cucei.udg.mx/~tgorin/Termo2011B/PdfNotes/PresionTemp.pdf
• http://www.cie.unam.mx/~ojs/pub/Liquid3/liquid3pdf.pdf

UN POCO DE HISTORIA. ¿QUIENES Y QUE APORTARON A LA TEORÍA CINÉTICA DE LA MATERIA?

La idea de que la materia es discontinua, es decir que esta formada por partículas muy pequeñas, átomos y moléculas, apareció desde la Grecia Clásica en el siglo V a.C.

Dos filósofos griegos, Leucipo y Demócrito, ya aventuraron la existencia de átomos, aunque sus observaciones carecían del rigor que el método científico impone.

Mucho más tarde, en 1803, el químico británico Jhon Dalton utilizó la existencia de átomos para la explicación de las leyes de la Química. De la teoría atómica de Dalton se pudo desprender una primitiva idea de la 

L. E Botlzmann

Jhon Dalton

molécula, como resultado de la combinación de dos o más   tipos de átomos. De ninguna manera esta hipótesis fue   aceptada por los científicos de esa época, a pesar de esto la   teoría sobrevivió al siglo XIX y en ella se apoyaron los   científicos August Kronig, Rudolf Clausius, L. E   Botlzmann y J. C Maxwell quienes desarrollaron las bases   de la moderna teoría cinética de la materia. Supusieron que   las sustancias estaban compuestas de átomos y a partir de   su comportamiento microscópico obtuvieron como   consecuencia algunas propiedades macroscópicas de la   materia. Este modelo se basaba en las siguientes   suposiciones:

• La materia esta formada por un conjunto de átomos y moléculas en continuo movimiento

• El tamaño de las partículas es despreciable frente a la distancia que las separa entre sí

• Las partículas chocan entre sí y con otras superficies de manera elástica

Posteriormente también contribuyeron de manera muy importante científicos como Avogadro (1776-1866) y Jons Jacob Berzelius (1779-1848). 

Los grandes avances de la teoría cinética se produjeron en el campo de los gases, ya que se conocía muy bien el estado gaseoso, gracias a los trabajos experimentales de Robert Boyle, Jacques Charles y de Luis Joseph Gay-Lussac. 

Las conclusiones más importantes de estos científicos brillantes fueron:

• Los gases ocupan todo el volumen disponible y no tienen una forma fija

• Los gases se pueden comprimir con muchas más facilidad que los sólidos o  los líquidos 

• El volumen, a una presión dada ocupado por un gas es directamente proporcional a su temperatura

• La presión que ejerce un gas, a un volumen dado, es también directamente proporcional a la temperatura

• La presión y el volumen son inversamente proporcionales. Esto quiere decir que a una misma temperatura, cuando mayor es la presión menor es el volumen

El gran éxito de la teoría cinética radica en su capacidad para relacionar el mundo microscópico (átomos y moléculas) con propiedades observables (estado físico, presión, temperatura...) utilizando un procedimiento matemático sencillo, es capaz de calcular algunas propiedades con relativo exito (conductividad térmica, viscosidad, coeficiente de difusión...) o de explicar la composición gaseosa de nuestra atmósfera.

Bibliografía

http://blogcienciasdelmundocontemporaneo.blogspot.mx/2012/05/teoria-cinetico-molecular-lo-largo-de.html

http://naukas.com/2012/09/03/tcm-la-teoria-cinetica-de-la-materia/

EL MOVIMIENTO BROWNIANO.

Robert Brown
(1773-1857)

"La observación del recorrido aleatorio de una partícula suspendida en un fluido condujo a la primera medición precisa de la masa del átomo. El movimiento Browniano sirve de modelo matemático para los distintos procesos aleatorios"

El Movimiento Browniano se refiere al movimiento aleatorio de pequeñas partículas inmersas en un fluido. Este fenómeno fue investigado en forma sistemática por Robert Brown en 1827, quien observó bajo un microscopio el movimiento de partículas de polen sobre la superficie de agua, las cuales describían movimientos aleatorios, tanto en amplitud como en dirección. 

(A continuación en el siguiente video, puede observarse de una forma más gráfica en que consiste el movimiento Browniano)

Por casi más de 70 años existieron diferentes explicaciones del fenómeno, entre ellas la idea de que el movimiento se debía a choques con los átomos.

 Fue Albert Einstein, en 1905, quien concluyó que si la Teoría Cinética de Fluidos, desarrollada por Ludwig Boltzmann a fines del siglo XIX, era correcta, entonces una partícula macroscópica inmersa en el fluido seguiría un movimiento aleatorio similar al descrito por Brown. Según la teoría cinética, las moléculas del liquido estaban en continuo movimiento el cual se intensificaba al aumentar la temperatura. Einstein decía que el comportamiento de movimiento aparente de las partículas suspendidas en el liquido se debía a que eran bombardeadas por las partículas invisibles que constituían dicho liquido.

Con esto se demostró, además, que la medición de ciertas propiedades del movimiento browniano de las partículas determinaban diversas constantes físicas de importancia: las masas de los átomos y  moléculas y el valor del numero de Avogadro, (que es el numero de partículas elementales por mol, la unidad química estándar de cualquier sustancia)

Bibliografía:
-http://bidi.unam.mx/libroe_2007/motores/A05.pdf
- http://www.lanais.famaf.unc.edu.ar/QuantumSimposium2005/MB.pdf

GAS REAL Y GAS IDEAL

GAS REAL

Son los gases que existen en la naturaleza, cuyas moléculas están sujetas a la fuerza de atracción y repulsión, solamente a bajas presiones y a altas temperaturas las fuerzas de atracción son despreciables y se comportan como gases ideales.

Los gases reales no se expanden infinitamente, sino que llegaría un momento en el que no se ocupara mas volumen. esto se debe a que entre sus atamos o moléculas se establecen unas fuerzas bastante pequeñas, debido a los cambios aleatorios de sus cargas electrostáticas, a las que se les llaman Fuerzas de Van der Walls.

El comportamiento de un gas sueles concordar mas con el comportamiento ideal cuanto mas sencilla sea su formula química y cuanto menor sea su reactividad (tendencia a formar enlaces), así por ejemplo los gases nobles al ser monoatomicos tendrán un comportamiento bastante cercano al ideal, les seguirían los gases deatomicos, en particular el mas liviano, el hidrógeno.

La idealidad se pierde en condiciones extremas, altas presiones o bajas temperaturas.por otra parte la concordancia con la idealidad puede aumentar si trabajamos a bajas presiones o altas temperaturas.

Ecuación de Van der Walls.

Donde: 

• P: presión
• V: volumen
• n: numero de mol-g
• T: temperatura
• a, b: parámetros moleculares de gas real que caracterizan propiedades y estructuras de sus moléculas.

Cabe mencionar que a y b son constantes particulares de cada gas independientes de la presión y temperatura. Por ejemplo para H2: a = o.244(atm-L2/ mol2), b = 0.0266 (L/mol)

GAS IDEAL

Un gas ideal es el conjunto de átomos o moléculas que se mueven libremente sin interacciones. La presión ejercida por el gas se debe a los choques de las moléculas con las paredes del recipiente. El comportamiento del gas ideal se tiene a bajas presiones, es decir, en el limite de densidad cero. A presiones elevadas las moléculas interaccionan y las fuerzas intermoleculares hacen que el gases desvié de la idealidad.

para explicar el comportamiento de los gases ideales, Clausius, Maxwell y Boltzman crearon un modelo llamado Teoría Cinética de los Gases, los postulados de esta teoría son:


I) Las sustancias están constituidas por moléculas pequeñísimas ubicadas a gran distancia entre si; su volumen se considera despreciable en comparación con los espacios vacíos que hay entre ellas.

II) Las moléculas de un gas son totalmente independientes unas de las otras, de modo que no existe atracción intermolecular alguna.

III) Las moléculas de un gas se encuentran en movimiento continuo, en forma desordenada; chocan entre si y contra las paredes del recipiente, de modo que dan a la presión del gas.

IV) Los choques de moléculas son elásticos,no hay perdida ni ganancia de energía cinética, aunque puede existir transferencia de energía entre las moléculas que chocan.

V) La energía cinética media de las moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas; se considera nula en el cero absoluto.

bibliografia:

• http://www.quimicafisica.com/definicion-gas-ideal.html
• http://www.fullquimica.com/2011/10/gas-real.html
• http://www.fullquimica.com/2011/10/gas-ideal.html

LEYES DE LOS GASES

• Ley de Boyle

En 1660, Robert Boyle encontró la relación que existe entre volumen y presión, siempre y cuando no exista cambio en la Temperatura y cantidad del gas que habremos de analizar.

  

La Ley de Boyle expresa esto matemáticamente:

• Ley de Charles

En 1787, J. Charles encontró la relación que existe entre el volumen y la temperatura siempre y cuando la presión y cantidad de gas permanezcan constantes.

La ley de Charles nos dice que la relación, matemáticamente es esta:

• Ley de Gay-Lussac.

La ley de Gay-Lussac establece la relación que existe entre la presión y la temperatura de un gas, esto nos lo dice solo cuando se cumplan las condiciones de que el volumen y la cantidad de gas se mantengan constantes.

La expresión matemática de la ley de Gay-Lussac es la siguiente:

• Ley combinada de los gases o Ecuación general de los gases

Todas las relaciones entre presión, volumen y temperatura de los gases que se han estudiado pueden combinarse en una sola relación llamada ley combinada de los gases cuya expresión matemática es la siguiente:

A continuación, presentamos un video sobre la ley de Boyle y la ley de Charles

                   

BIBLIOGRAFÍA

• Alba, Eufrosina et al. La química en tus manos, Primera Edición, México, UNAM, 2004.