miércoles, 28 de abril de 2010
Trabajo de extención(Tabla Periodica)
Metales Alcalinos
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo 1 de la tabla periódica. Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo, con lo que forman un ion mono positivo, M+. Los alcalinos son los del grupo IA y la configuración electrónica del grupo es ns¹. Por ello se dice que se encuentran en la zona “s” de la tabla.
Propiedades
Los metales alcalinos son metales muy reactivos, por ello se encuentran siempre en compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no en estado puro.
Son metales blandos (contrario a duros, pueden ser rayados; no confundir con frágil, contrario a tenaz “que puede romperse”).Los metales alcalinos tienen un gran poder reductor; de hecho, muchos de ellos deben conservarse en aceite mineral o gasóleo para que su elevada reactividad no haga que reaccionen con
el oxígeno o el vapor de agua atmosféricos. Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
En disolución acuosa muestran propiedades básicas obteniendo protones del agua. En disolución con el amoniaco tiñen la disolución de azul muy intenso y son capaces de conducir corriente eléctrica.los metales alcalinos son me tales muy reactivos, por ello se encuentran siempre compuestos como óxidos, haluros, hidróxidos, silicatos, etc. y no en estado puro
Metales Alcalinotérreos
Los metales alcalinotérreos son un grupo de elementos que se encuentran situados en el grupo 2 de la tabla periódica y son los siguientes: berilio(Be), magnesio(Mg), calcio(Ca), estroncio(Sr), bario(Ba) y radio(Ra). Este último no siempre se considera, pues tiene un tiempo de vida media corto.
El nombre de alcalinotérreos proviene del nombre que recibían sus óxidos, tierras, que tienen propiedades básicas (alcalinas). Poseen una electronegatividad ≤ 1,3 según la escala de Pauling.
Propiedades
• Tienen configuración electrónica ns2.
• Tienen baja energía de ionización, aunque mayor que los alcalinos del mismo período, tanto menor si se desciende en el grupo.
• A excepción del berilio, forman compuestos claramente iónicos.
• Son metales de baja densidad, coloreados y blandos.
• La solubilidad de sus compuestos es bastante menor que sus correspondientes alcalinos.
• Todos tienen sólo dos electrones en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlos, con lo que forman un ion dispositivo, M2+.
Reacciones
• Reaccionan con facilidad con halógenos para formar sales iónicas.
M + X2 —> MX2
• Reaccionan con agua, aunque no tan rápidamente como los alcalinos, para formar hidróxidos fuertemente básicos.
M + H2O —> M(OH)2 + H2
Solventes para alogenos libres
Solventes para halógenos libres puedes emplear cualquier alcano ya que dan una reacción de sustitución en la que te da la siguiente reacción (sustitución):
Alcano + X2 –catalizador--> halogenuro de alquilo + HX
Donde X es el halógeno que preferiblemente es Cl ó Br, esta reacción con F es violenta y con I no se da.
El catalizador es luz ó calor.
Ejemplo de alcanos: metano, etano, propano, butano, estos son gaseosos pero apartir del pentano, hexano, heptano, hasta el hepta decano son líquidos y lo puedes usar con facilidad como solvente, o sea del C5...al....C17.
Con los Aquenos y Alquinos lo que sucede es que estos directamente se adicionan ambos halógenos:
Alquenos:
CH2=CH2 + Cl2 ---> Cl-CH2-CH2-Cl
Eteno + cloro ---> 1,2 dicloro etano
Alquino:
CH=-C-CH3 + Br2 ---> CHBr=CHBr-CH3
Propino + bromo ---> 1,2 dibromo propeno
Tipos de Metales alcalinos
Estos metales son: Litio (Li), Sodio (Na), Potasio (K), Rubidio (Rb), Cesio (Cs) y Francio (Fr).
Los metales alcalinos se obtienen por electrólisis de sales fundidas. Ej: Método de Down para la obtención de sodio a partir de la halita (sal gema, cloruro sódico) 2Na+(l) +2Cl-(l) —> 2Na(s) +Cl2(g)
El litio se utiliza para la síntesis de aluminios de gran resistencia, para esmaltar cerámica, para producir vidrios y como componente de lubricantes y pilas (tiene un gran potencial reductor). En bioquímica es un componente del tejido nervioso y su carencia produce trastornos psiquiátricos, como la depresión bipolar.
El sodio se utiliza en la industria textil, pues sus sales son blanqueantes. Es componente de algunas gasolinas, jabones (como la soda cáustica), lámparas de vapor de sodio (que producen una luz amarilla intensa) y puede emplearse como refrigerante en reactores nucleares. A pesar de ser tóxico al ingerirlo es un componente fundamental de las células. La bomba de sodio-potasio es responsable hasta cierto punto de la ósmosis
El potasio se utiliza para producir jabones, vidrios y fertilizantes. Es vital para la transmisión del impulso nervioso
El rubidio se utiliza para eliminar gases en sistemas de vacío.
El cesio es el principal componente de células fotoeléctricas.
El francio no tiene apenas peso en la industria y es el elemento menos abundante de la corteza terrestre.
la fenolftaleína
Es un liquido blanco o incoloro; sus cristales son incoloros y es insoluble en hexano sólido. Tiene un punto de fusión de 4° C. En química se utiliza como indicador de pH que en soluciones ácidas permanece incoloro, pero en presencia de bases se torna color rosa. En química se utiliza en análisis de laboratorio, investigación y química fina.
En análisis químico se usa como indicador de valoraciones ácido-base, siendo su punto de viraje alrededor del valor de pH, realizando la transición cromática de incoloro a rosado. El reactivo se prepara al 1% p/v en alcohól de 90° y tiene duración indefinida.
configuraciones electronicas de:
El fluor: F: 1s2 2s2 2p5
El silicio: Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
El vanadio: V: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d3 4s2
El niobioNb: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d4 5s1
Propiedades fisicas y quimicas del Cloro:
El cloro presente en la naturaleza se forma de los isótopos estables de masa 35 y 37; se han preparado artificialmente isótopos radiactivos. El gas diatómico tiene un peso molecular de 70.906. El punto de ebullición del cloro líquido (de color amarillo-oro) es –34.05ºC a 760 mm de Hg (101.325 kilopascales) y el punto de fusión del cloro sólido es –100.98ºC. La temperatura crítica es de 144ºC; la presión crítica es 76.1 atm (7.71 megapascales); el volumen crítico es de 1.745 ml/g, y la densidad en el punto crítico es de 0.573 g/ml. Las propiedades termodinámicas incluyen el calor de sublimación, que es de 7370 (+-) 10 cal/mol a OK; el calor de vaporización , de 4878 (+-) 4 cal/mol; a –34.05ºC; el calor de fusión, de 1531 cal/mol; la capacidad calorífica, de 7.99 cal/mol a 1 atm (101.325 kilopascales) y 0ºC, y 8.2 a 100ºC.
El cloro es uno de los cuatro elementos químicos estrechamente relacionados que han sido llamados halógenos. El flúor es el más activo químicamente; el yodo y el bromo son menos activos. El cloro reemplaza al yodo y al bromo de sus sales. Interviene en reacciones de sustitución o de adición tanto con materiales orgánicos como inorgánicos. El cloro seco es algo inerte, pero húmedo se combina directamente con la mayor parte de los elementos.
Enlace Químico
Enlaces Químicos
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Simulación del enlace covalente entre átomos de hidrógeno
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.
Los Dipoles
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.
Mientras que sólo hay alrededor de 118 elementos catalogados en la tabla periódica, obviamente hay más substancias en la naturaleza que los 118 elementos puros. Esto es porque los átomos pueden reaccionar unos con otros para formar nuevas substancias denominadas compuestos. Un compuesto se forma cuando dos o más átomos se enlazan químicamente. El compuesto que resulta de este enlace es químicamente y físicamente único y diferente de sus átomos originarios.
Miremos un ejemplo. El elemento sodio es un metal de color plateado que reacciona tan violentamente con el agua que produce llamas cuando el sodio se moja. El elemento cloro es un gas de color verdoso que es tan venenoso que fue usado como un arma en la Primera Guerra Mundial. Cuando estos químicos se enlazan, estas dos peligrosas substancias forman un compuesto, el cloruro de sodio. ¡Este es un compuesto tan inofensivo que no comemos todos los días - la sal de mesa común!
En 1916, el químico americano Gilbert Newton Lewis propusó que los enlaces químicos se formaban entre los átomos porque los electrones de los átomos interactuaban entre ellos. Lewis había observado que muchos elementos eran más estables cuando ellos contenían ocho electrones en su envoltura de valencia. El sugirió que los átomos con menos de ocho valencias de electrones se enlazaban para compartir electrones y completar sus envolturas de valencia.
Mientras que algunas de las predicciones de Lewis han sido desde entonces probadas como incorrectas (el sugirió que los electrones ocupaban orbitas en forma de cubos), su trabajo estableció la base de lo que se conoce hoy en día sobre los enlaces químicos. Sabemos que hay dos principales tipos de enlaces químicos, iónicos y - enlaces covalentes.
Enlaces Iónicos
En los enlaces iónicos, los electrones se transfieren completamente de un átomo a otro. Durante este proceso de perder o ganar electrones cargados negativamente, los átomos que reaccionan forman iones. Lo iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico.
Esta última característica es un resultado de las fuerzas intermoleculares (fuerzas entre las moléculas) en los sólidos iónicos. Si consideramos un cristal sólido de cloruro de sodio, el sólido está hecho de muchos iones de sodio cargados positivamente (dibujados a debajo como pequeñas esferas grises) y un número igual de iones de cloro cargados negativamente (esferas verdes). Debido a la interacción de los iones cargados, los iones de sodio y de cloro están organizados alternadamente como demuestra el esquema a la derecha. Cada ión de sodio es atraído igualmente por todos sus iones de cloro vecinos, y de la misma manera por la atracción del cloruro de sodio. El concepto de una sola molécula no aplica a cristales iónicos porque el sólido existe como un sistema continuo. Sólidos iónicos forman cristales con altos puntos de fusion debido a las a las grandes fuerzas entre dos iones vecinos.
Enlace Covalentes
El segundo mayor tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. El enlace covalente ocurre porque los átomos en el compuesto tienen una tendencia similar hacia los electrones (generalmente para ganar electrones). Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los no elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia. Un buen ejemplo de un enlace covalente es ese que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tiene un electrón de valencia en su primera envoltura. Puesto que la capacidad de esta envolutura es de dos electrones, cada átomo hidrógeno 'querrá' recoger un segundo electrón. En un esfuerzo por recoger un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. Ya que el compuesto de hidrógeno es una combinación de átomos igualados, los átomos compartirán cada uno de sus electrones individuales, formando así un enlace covalente. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia.
Simulación del enlace covalente entre átomos de hidrógeno
Ya que los electrones están compartidos en molécula covalentes, no se forman cargas iónicas. Por consiguiente, no hay fuerzas intermoleculares fuertes en los compuestos covalentes tal como las hay en las moléculas iónicas. Como resultado, muchos compuestos iónicos son gases o líquidos a temperatura ambiente en vez de sólidos como los compuestos iónicos en las moléculas covalentes que tienden a tener una atracción intermolecular más debil. Igualmente, al contrario de los compuestos iónicos, los compuestos covalentes existen como verdaderas moléculas.
Enlaces Múltiples: Para cada par de electrones compartidos entre dos átomos, se forma un enlace covalente único. Algunos átomos pueden compartir múltiples pares de electrones, formando enlaces covalentes múltiples. Por ejemplo, el oxígeno (que tiene seis electrones de valencia) necesita dos electrones para completar su envoltura de valencia. Cuando dos átomos de oxígeno forman el compuesto O2, ellos comparten dos pares de electrones, formando dos enlaces covalentes.
Las Estructuras de Puntos de Lewis: Las estructuras de puntos de Lewis son una taquigrafía para representar los electrones de valencia de un átomo. Las estructuras están escritas como el elemento del símbolo con puntos que representan los electrones de valencia. Abajo están las estructuras de Lewis para los elementos en los dos primeros períodos de la Tabla Periódica.
Enlaces Polares y No-Polares En realidad, hay dos sub tipos de enlaces covalente. La molécula H2 es un buen ejemplo del primer tipo de enlace covalente el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar .
Un enlace polar se forma cuando los electrones son desigualmente compartidos entre dos átomos. Los enlaces polares covalentes ocurren porque un átomo tiene una mayor afinidad hacia los electrones que el otro (sin embargo, no tanta como para empujar completamente los electrones y formar un ión). En un enlace polar covalente, los electrones que se enlazan pasarán un mayor tiempo alrededor del átomo que tiene la mayor afinidad hacia los electrones. Un buen ejemplo del enlace polar covalente es el enlace hidrógeno - oxígeno en la molécula de agua.
Las moléculas de agua contienen dos átomos de hidrógeno (dibujados en rojo) enlazados a un átomo de oxígeno (en azul). El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.
Enlace polar covalente simulado en una molécula de agua
La principal diferencia entre el enlace H-O en el agua y el enlace H-H, es el grado de los electrones compartidos. El gran átomo de oxígeno tiene una mayor afinidad hacia los electrones que los pequeños átomos de hidrógeno. Ya que el oxígeno tiene una atracción más fuerte en los electrones que se enlazan, el electrón ocupado anteriormente conduce a una desigual participación.
Los Dipoles
Ya que los electrones de valencia en las moléculas de agua ocupan más tiempo alrededor del átomo de oxígeno que los átomos de hidrógeno, la parte de oxígeno de la molécula desarrolla una carga parcial negativa (debido a la carga negativa en los electrones). Por la misma razón, la parte de hidrógeno de la molécula desarrolla una carga parcial positiva. Los iones no se forman, a pesar de que la molécula desarrolla en su interior una carga eléctrica parcial llamada un dipolar. El dipolo de agua está representado por una flecha en la animación (ver más arriba) en la cual la cabeza de la flecha apunta hacia la parte densa final (negativa) del electrón del dipolo y el otro electrón se ecuentra cerca de la parte delgada final (positiva) al otro lado de la molécula.
Dinámica Circular
Movimiento circular
En Cinemática, el movimiento circular es el que se basa en un eje de giro y radio constante, por lo cual la trayectoria es una circunferencia. Si, además, la velocidad de giro es constante, se produce el movimiento circular uniforme, que es un caso particular de movimiento circular, con radio fijo y velocidad angular constante.
Conceptos En el movimiento circular hay que tener en cuenta algunos conceptos específicos para este tipo de movimiento:
Eje de giro: es la línea alrededor de la cual se realiza la rotación, este eje puede permanecer fijo o variar con el tiempo, pero para cada instante de tiempo, es el eje de la rotación.
Arco: partiendo de un eje de giro, es el ángulo o arco de radio unitario con el que se mide el desplazamiento angular. Su unidad es el radián.
Velocidad angular: es la variación de desplazamiento angular por unidad de tiempo.
Aceleración angular: es la variación de la velocidad angular por unidad de tiempo.
En dinámica del movimiento giratorio se tienen en cuenta además:
Momento de inercia: es una cualidad de los cuerpos que resulta de multiplicar una porción de masa por la distancia que la separa al eje de giro.
Momento de fuerza: o par motor es la fuerza aplicada por la distancia al eje de giro.
Paralelismo movimiento lineal angular
Lineal
- Posición
- Velocidad
- Aceleración
- Masa
- Fuerza
- Movimiento Lineal
Angular
- Arco
- Velocidad Angular
- Aceleración Angular
- Momento de inercia
- Momento de fuerza
- Momento angular
En Cinemática, el movimiento circular es el que se basa en un eje de giro y radio constante, por lo cual la trayectoria es una circunferencia. Si, además, la velocidad de giro es constante, se produce el movimiento circular uniforme, que es un caso particular de movimiento circular, con radio fijo y velocidad angular constante.
Conceptos En el movimiento circular hay que tener en cuenta algunos conceptos específicos para este tipo de movimiento:
Eje de giro: es la línea alrededor de la cual se realiza la rotación, este eje puede permanecer fijo o variar con el tiempo, pero para cada instante de tiempo, es el eje de la rotación.
Arco: partiendo de un eje de giro, es el ángulo o arco de radio unitario con el que se mide el desplazamiento angular. Su unidad es el radián.
Velocidad angular: es la variación de desplazamiento angular por unidad de tiempo.
Aceleración angular: es la variación de la velocidad angular por unidad de tiempo.
En dinámica del movimiento giratorio se tienen en cuenta además:
Momento de inercia: es una cualidad de los cuerpos que resulta de multiplicar una porción de masa por la distancia que la separa al eje de giro.
Momento de fuerza: o par motor es la fuerza aplicada por la distancia al eje de giro.
Paralelismo movimiento lineal angular
Lineal
- Posición
- Velocidad
- Aceleración
- Masa
- Fuerza
- Movimiento Lineal
Angular
- Arco
- Velocidad Angular
- Aceleración Angular
- Momento de inercia
- Momento de fuerza
- Momento angular
Rozamiento Estático y Cinético
Fuerza de rozamiento
La fuerza de rozamiento es una fuerza que aparece cuando hay doscuerpos en contacto y es una fuerza muy importante cuando se estudia elmovimiento de los cuerpos. Es la causante, por ejemplo, de que podamos andar(cuesta mucho más andar sobre una superficie con poco rozamiento, hielo, porejemplo, que por una superficie con rozamiento como, por ejemplo, un suelorugoso).
Existe rozamiento incluso cuando no hay movimiento relativo entre los doscuerpos que están en contacto. Hablamos entonces de Fuerza de rozamiento estática. Por ejemplo, si queremos empujar un armario muy grande y hacemosuna fuerza pequeña, el armario no se moverá. Esto es debido a la fuerza de rozamiento estática que se opone al movimiento. Si aumentamos la fuerza con laque empujamos, llegará un momento en que superemos está fuerza de rozamiento yserá entonces cuando el armario se pueda mover, tal como podemos observar enla animación que os mostramos aquí. Una vez que el cuerpo empieza a moverse,hablamos de fuerza de rozamiento dinámica. Esta fuerza de rozamientodinámica es menor que la fuerza de rozamiento estática.
La experiencia nos muestra que:
•la fuerza de rozamiento entre dos cuerpos no depende del tamaño de la superficie de contacto entre los dos cuerpos, pero sí depende de cúal sea la naturaleza de esa superficie de contacto, es decir, de que materiales la formen y si es más o menos rugosa.
•la magnitud de la fuerza de rozamiento entre dos cuerpos en contacto es proporcional a la normal entre los doscuerpos, es decir:
Fr = m·N
donde m es lo que conocemos como coeficiente de rozamiento.
Hay dos coeficientes de rozamiento: el estático, me, y el cinético.
Fuerza de rozamiento cinético
En la figura, se muestra un bloque arrastrado por una fuerza F horizontal. Sobre el bloque actúan el peso mg, la fuerza normal N que es igual al peso, y la fuerza de rozamiento Fk entre el bloque y el plano sobre el cual desliza. Si el bloque desliza con velocidad constante la fuerza aplicada F será igual a la fuerza de rozamiento Fk.
Podemos investigar la dependencia de Fk con la fuerza normal N. Veremos que si duplicamos la masa m del bloque que desliza colocando encima de éste otro igual, la fuerza normal N se duplica, la fuerza F con la que tiramos del bloque se duplica y por tanto, Fk se duplica.
La fuerza de rozamiento dinámico Fk es proporcional a la fuerza normal N.
Fk=m k N
La constante de proporcionalidad m k es un número sin dimensiones que se denomina coeficiente de rozamiento cinético.
El valor de m k es casi independiente del valor de la velocidad para velocidades relativas pequeñas entre las superficies, y decrece lentamente cuando el valor de la velocidad aumenta.
Virus en el ser humano
Virus que pueden afectar al ser humano
- Complejos virales LCM-Lassa (arenavirus del Viejo Continente)
- Virus de Lassa
- Virus de la coriomeningitis linfocítica (cepas neurotrópicas)
- Virus de la coriomeningitis linfocítica (otras cepas)
- Virus Mopeia
- Otros complejos virales LCM-Lassa
- Complejos virales Tacaribe (arenavirus del Nuevo Mundo):
- Virus Guanarito
- Virus Junín
- Virus Sabia
- Virus Machupo
- Virus Flexal
- Otros complejos virales Tacaribe
- Virus Bhanja
- Virus Belgrade (también conocido como Dobrava)
- Virus Bunyamwera
- Virus Oropouche
- Virus de la encefalitis de California
- Virus Germiston
- Virus sin nombre (antes Muerto Canyon)
- Hantaan (Fiebre hemorrágica de Corea)
- Virus Seoul
- Virus Puumala
- Virus Prospect Hill
- Otros hantavirus
- Virus de la fiebre hemorrágica de Crimea/Congo
- Virus Hazara
- Virus de la Fiebre del valle Rift
- Virus de los flebótomos
- Virus Toscana
- Otros bunyavirus
- Virus de la hepatitis E
- Virus Norwalk
- Otros Caliciviridae
- Virus Ébola
- Virus de Marburg
- Encefalitis de Australia (Encefalitis del Valle Murray)
- Hepatitis G
- Virus de la encefalitis de las garrapatas de Europa Central
- Absettarov
- Hanzalova
- Hypr
- Kumlinge
- Virus del dengue tipos 1-4
- Virus de la hepatitis C
- Encefalitis B japonesa
- Bosque de Kyasamur
- Mal de Louping
- Omsk (a)
- Powassan
- Rocio
- Encefalitis verno-estival rusa
- Encefalitis de St Louis
- Virus Wesselsbron
- Virus del Nilo occidental
- Fiebre amarilla
- Otros flavivirus
- Virus de la hepatitis B
- Virus de la hepatitis D (Delta)
- Cytomegalovirus
- Virus de Epstein Barr
- Herpesvirus simiae (virus B)
- Herpes simplex virus tipos 1 y 2
- Herpesvirus varicella-zoster
- Herpesvirus humano 7
- Herpesvirus humano 8
- Virus linfotrópico humano B (HBLV-HHV6)
- Virus de la influenza tipos A, B y C
- Ortomixovirus transmitidos por garrapatas:
- Virus Dhori y Thogoto
- Virus BK y JC
- Virus del papiloma humano
- Virus del sarampión
- Virus de las paperas
- Virus de la enfermedad de Newcastle
- Virus de la parainfluenza tipos 1 a 4
- Virus respiratorio sincitial
- Parvovirus humano (B 19)
- Picornaviridae
- Virus de la conjuntivitis hemorrágica (AHC)
- Virus Coxsackie
- Virus Echo
- Virus de la hepatitis A (enterovirus humano tipo 72)
- Poliovirus
- Rinovirus
- Buffalopox virus (e)
- Cowpox virus
- Elephantpox virus (f)
- Virus del nódulo de los ordeñadores
- Molluscum contagiosum virus
- Monkeypox virus
- Orf virus
- Rabbitpox virus (g)
- Vaccinia virus
- Variola (major & minor) virus
- "Whitepox" virus (variola virus)
- Yatapox virus (Tana & Yaba)
- Coltivirus
- Rotavirus humanos
- Orbivirus
- Reovirus
- Virus de inmunodeficiencia humana
- Virus de las leucemias humanas de las células T (HTLV) tipos 1 y 2
- Virus SIV(h)
- Virus de la rabia
- Virus de la estomatitis vesicular
- Encefalomielitis equina americana oriental
- Virus Bebaru
- Virus Chikungunya
- Virus Everglades
- Virus Mayaro
- Virus Mucambo
- Virus Ndumu
- Virus O'nyong-nyong
- Virus del río Ross
- Virus del bosque Semliki
- Virus Sindbis
- Virus Tonate
- De la encefalomielitis equina venezolana
- De la encefalomielitis equina americana occidental
- Otros alfavirus conocidos
- Rubivirus (rubeola)
- Toroviridae
Virus no clasificados:
- Morbillivirus equino
- Virus de la hepatitis todavía no identificados
viernes, 2 de abril de 2010
Segundo trabajo de Extensión
Descripcion de la tabla periodica:
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.
Explica acerca de los metales alcalinos:
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo IA de la tabla periódica (excepto el Hidrógeno que es un gas). Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo (esto es debido a que tienen poca afinidad electrónica, y baja energía de ionización). Se encuentran en la zona "s" de la tabla.
Explica acerca de los metales alcalinos térreos:
Son los elementos metálicos del grupo IIA de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos. Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo más del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.
Explica acerca de los Halógenos y calcógenos:
- Los halógenos son los elementos que forman el grupo VIIA de la tabla periódica. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
- Los calcógenos es el grupo conocido actualmente como grupo 16 en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.
¿Que es la electronegatividad?
La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
Factores que intervienen en la electronegatividad:
Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no-metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda.
¿Porque razón en la actualidad ya no se divide los grupos en familias A y B?
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.
¿Porque el potasio es mas reactivo que el sodio?
Esto se debe a las propiedades periódicas de los elementos, ya que conforme va bajando en la tabla periódica su reactividad aumenta, pues su electronegatividad disminuye, y es más mucho más fácil que done su electron libre de valencia, porque tiene la necesidad de librarse de el para quedar estable.
Averigua por lo menos seis usos del magnesio puro o sus derivados:
- Ayuda a la contracción de los músculos.
- Es fundamental para el sano desarrollo de los dientes y los huesos.
- El sulfato de magnesio puede utilizarse para el tratamiento de la uña encarnada.
- El sulfato de magnesio oral y el hidróxido de magnesio se emplean como laxante para las embarazadas.
- Es un agente reductor en la obtención de uranio y otros metales a partir de sus sales.
- En caso de osteoporosis es muy importante la ingesta de magnesio y calcio, administrar magnesio por la noche induce al sueño.
- Tambien es recomendado cuando existe alta presión en el organismo.
La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.
Explica acerca de los metales alcalinos:
Los metales alcalinos son aquellos que están situados en el grupo IA de la tabla periódica (excepto el Hidrógeno que es un gas). Todos tienen un solo electrón en su nivel energético más externo, con tendencia a perderlo (esto es debido a que tienen poca afinidad electrónica, y baja energía de ionización). Se encuentran en la zona "s" de la tabla.
Explica acerca de los metales alcalinos térreos:
Son los elementos metálicos del grupo IIA de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos. Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo más del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.
Explica acerca de los Halógenos y calcógenos:
- Los halógenos son los elementos que forman el grupo VIIA de la tabla periódica. Poseen una electronegatividad ≥ 2,5 según la escala de Pauling, presentando el flúor la mayor electronegatividad, y disminuyendo ésta al bajar en el grupo. Son elementos oxidantes (disminuyendo esta característica al bajar en el grupo), y el flúor es capaz de llevar a la mayor parte de los elementos al mayor estado de oxidación que presentan.
- Los calcógenos es el grupo conocido actualmente como grupo 16 en la tabla periódica de los elementos, formado por los siguientes elementos: oxígeno (O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te) y polonio (Po). El oxígeno y el azufre se utilizan ampliamente en la industria y el telurio y el selenio en la fabricación de semiconductores.
¿Que es la electronegatividad?
La electronegatividad, denotada por el símbolo χ es una propiedad química que mide la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente un grupo funcional) para atraer hacia él los electrones, o densidad electrónica, cuando forma un enlace covalente en una molécula.
Factores que intervienen en la electronegatividad:
Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no-metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda.
¿Porque razón en la actualidad ya no se divide los grupos en familias A y B?
Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras "A" o "B", en donde la "B" se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.
¿Porque el potasio es mas reactivo que el sodio?
Esto se debe a las propiedades periódicas de los elementos, ya que conforme va bajando en la tabla periódica su reactividad aumenta, pues su electronegatividad disminuye, y es más mucho más fácil que done su electron libre de valencia, porque tiene la necesidad de librarse de el para quedar estable.
Averigua por lo menos seis usos del magnesio puro o sus derivados:
- Ayuda a la contracción de los músculos.
- Es fundamental para el sano desarrollo de los dientes y los huesos.
- El sulfato de magnesio puede utilizarse para el tratamiento de la uña encarnada.
- El sulfato de magnesio oral y el hidróxido de magnesio se emplean como laxante para las embarazadas.
- Es un agente reductor en la obtención de uranio y otros metales a partir de sus sales.
- En caso de osteoporosis es muy importante la ingesta de magnesio y calcio, administrar magnesio por la noche induce al sueño.
- Tambien es recomendado cuando existe alta presión en el organismo.
Primer Trabajo de Extensión
- ¿Que es dinamica?
La dinámica es la parte de la física que describe la evolución en el tiempo de un sistema físico en relación a las causas que provocan los cambios de estado físico y/o estado de movimiento. El objetivo de la dinámica es describir los factores capaces de producir alteraciones de un sistema físico, cuantificarlos y plantear ecuaciones de movimiento o ecuaciones de evolución para dicho sistema de operación
- ¿Cuantas clases de fusion existen?
• Fusión Pura: Dos o más compañías se unen para constituir una nueva. Estas se disuelven pero no se liquidan.
• Fusión por absorción: una sociedad absorbe a otra u otras sociedades que también se disuelven pero no se liquidan.
- ¿Que relacion existe entre fuerza y aceleración?
Mientras mayor sea la fuerza neta que actúa sobre un cuerpo de masa constante, mayor será la aceleración que alcanzará el cuerpo. Dicho de otra manera, al duplicar la fuerza neta, se duplicará la aceleración. El enunciado de este comportamiento se expresa diciendo que la aceleración de un objeto es directamente proporcional a la fuerza neta que actúa sobre el mismo.
Video de la Maquina de Atwood
La dinámica es la parte de la física que describe la evolución en el tiempo de un sistema físico en relación a las causas que provocan los cambios de estado físico y/o estado de movimiento. El objetivo de la dinámica es describir los factores capaces de producir alteraciones de un sistema físico, cuantificarlos y plantear ecuaciones de movimiento o ecuaciones de evolución para dicho sistema de operación
- ¿Cuantas clases de fusion existen?
• Fusión Pura: Dos o más compañías se unen para constituir una nueva. Estas se disuelven pero no se liquidan.
• Fusión por absorción: una sociedad absorbe a otra u otras sociedades que también se disuelven pero no se liquidan.
- ¿Que relacion existe entre fuerza y aceleración?
Mientras mayor sea la fuerza neta que actúa sobre un cuerpo de masa constante, mayor será la aceleración que alcanzará el cuerpo. Dicho de otra manera, al duplicar la fuerza neta, se duplicará la aceleración. El enunciado de este comportamiento se expresa diciendo que la aceleración de un objeto es directamente proporcional a la fuerza neta que actúa sobre el mismo.
Video de la Maquina de Atwood
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