Fisica y Quimica clase inaugural

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Fisica y Quimica 
Estructura de la materia 
 Si bien durante un tiempo se consideraba que la materia 
tenía dos propiedades que juntas la caracterizan: que ocupa 
un lugar en el espacio y que tiene masa, en la fisica 
moderna se entiende por materia cualquier campo, entidad 
o discontinuidad que se propaga a traveds del espacio-
tiempo a una velocidad inferior a la de la luz y a la que se le 
puede asociar energia. 
La materia la podemos organizar 
en varios niveles 
 El mas complejo es la agrupacon de moleculas y estas a su 
ves en atomos. Los constituyentes de los atomos son: 
 Electrones : particulas con carga electrica negativa 
 Protones: particulas con carga electrica positiva 
 Neutrones: particulas sin carga ( pero con movimiento 
magnetico) 
Estados de la materia 
 Los estados de la materia son las distintas fases o estados 
de agregación en los que puede encontrarse la materia 
conocida, sean sustancias puras o sean mezclas, 
dependiendo del tipo y la intensidad de las fuerzas de unión 
que existan entre sus partículas (átomos, moléculas, iones, 
etc.). 
 
 
 
 
Cambios de estados de la materia 
 Similarmente, puede transformarse la materia de un estado a 
otro diferente, alterando las condiciones de temperatura y 
presión a las que se encuentra; pero las propiedades 
químicas de sus componentes seguirán siendo las mismas. 
Por ejemplo, podemos hervir agua para hacerla pasar de 
estado líquido a gaseoso, pero el vapor resultante seguirá 
estando compuesto por moléculas de hidrógeno y oxígeno. 
 
 
 Los procedimientos de transformación de las fases de la 
materia suelen ser reversibles, y los más conocidos son los 
siguientes: 
 
 
 Vaporización o evaporación. Introduciendo energía calórica 
(calor), se convierte un líquido en un gas. 
 Condensación. Retirando energía calórica (frío) se convierte 
un gas en un líquido. 
 Licuefacción. Al someter a un gas a altísimas presiones, se 
lo convierte en líquido sin variar la temperatura a que se 
encuentra. 
 Solidificación. Retirando energía calórica (frío), puede 
convertirse un líquido en sólido. 
 
 
 
 Fusión. Añadiendo energía calórica (calor), puede derretirse 
un sólido hasta hacerlo líquido. 
 Sublimación. Ciertos sólidos, al recibir energía calórica, se 
convierten en gas sin pasar primero por el estado líquido. 
 Deposición. Ciertos gases, al perder energía calórica, se 
convierten en sólidos sin pasar primero por el estado líquido. 
 
 
 
 
 La materia puede encontrarse en diferentes estados dentro 
de nuestro planeta: líquido, sólido y gaseoso. Fuera de la 
Tierra existe un cuarto estado, conocido como plasma, que 
abunda en lugares como el Sol y las estrellas. 
 
Estado liquido 
 En lo que refiere al estado líquido, podemos decir que los 
elementos que están compuestos por esta materia no tienen 
una forma específica, sino que adoptan la del recipiente 
dentro del cual se encuentran. Esto se debe a la fuerza de 
cohesión entre las moléculas que componen esta sustancia. 
Este estado es el que menos abunda en su forma natural, ya 
que solo está presente en el agua, el petróleo y el mercurio. 
Estado solido 
 Por otra parte, el estado sólido tiene forma y volumen. Esto 
se debe a que sus moléculas se atraen fuertemente 
haciendo predominar la energía cinética o de movimiento. 
Estas cualidades se modifican cuando el elemento es 
expuesto a cambios de presión o de temperatura. 
 
Estado gaseoso 
 Los gases son un estado de la materia que no tiene ni forma, 
ni volumen. Tienen la característica que se mezclan entre sí 
cuando se ponen en contacto. Para medir sus cantidades y 
propiedades debe estudiarse su volumen, temperatura y 
presión. 
 
 
 Un grupo de científicos de la Universidad de Harvard han 
decidido desafiar las leyes naturales creando una nueva 
materia en nuestro planeta. Se trata una creación similar a 
los láseres que solemos ver en las películas animadas de 
acción. 
 Lo que hemos hecho es crear un tipo especial de medio en 
el cual los fotones interactúan entre sí tan fuertemente que 
comienzan a actuar como si tuvieran masa, y se juntan para 
formar moléculas. Este tipo de estado unido de fotones ha 
sido discutido fuertemente en la teoría por bastante tiempo, 
pero hasta ahora no había sido observado”, explicó Mikhail 
Lukin, profesor de la prestigiosa universidad. Fuera de la 
Tierra existe un cuarto estado, conocido como plasma, que 
abunda en lugares como el Sol y las estrellas. 
 
Estado plasmatico 
 Se llama plasma a un estado de agregación particular, que 
puede comprenderse como un gas ionizado, es decir, 
compuesto por átomos a los que les han sido retirados 
electrones y por ende tienen una carga eléctrica fija (aniones 
+ y cationes -). Esto convierte el plasma en un excelente 
transmisor de la electricidad y el magnetismo. 
 
 
Tipos de plasma 
 Plasma frío. Se manejan a temperatura ambiente, pues sólo 
los electrones se hallan cargados de energía. 
 Plasma caliente. Los átomos ionizados se calientan 
enormemente, generando luz y calor. 
 Ejemplos de plasma son el sol, las pantallas electrónicas, o 
el interior de los tubos fluorescentes. 
 
 
 
 
 
Uniones interatomicas primarias 
 En los sólidos existen tres tipos de enlace químico o 
primario: iónico, covalente o metálico. En todos ellos, el 
enlace implica a los electrones de valencia. Cada uno de 
estos tres tipos de enlace surge de la tendencia de los 
átomos a adquirir su configuración electrónica estable. Los 
enlaces primarios son los más potentes. 
Enlace ionico 
 Se entiende por enlace iónico o enlace electrovalente a uno 
de los mecanismos de unión química, que se da 
generalmente entre átomos metálicos y no metálicos, 
fusionados debido a la transferencia permanente de 
electrones, y produciendo así una molécula cargada 
electromagnéticamente, conocida como ion. 
 
 
Propiedades 
 Es un enlace fuerte. Dependiendo de la naturaleza de los 
iones, la fuerza de esta unión atómica puede ser muy 
intensa, por lo que la estructura de estos compuestos tiende 
a formar redes cristalinas muy resistentes. 
 Suele producir sólidos. A temperaturas y rangos de presión 
normales, suelen producir compuestos de estructura 
molecular cúbica y rígida, cristalina, dando origen así a 
sales. Existen líquidos iónicos, también, o “sales derretidas”, 
que son poco frecuentes pero sumamente útiles. 
 
 
 
 Posee un alto punto de fusión. Tanto el punto de fusión 
(entre 300 °C y 1000 °C) como el de ebullición de estos 
compuestos suele ser muy alto, pues se requiere grandes 
cantidades de energía para romper la atracción eléctrica 
entre los átomos. 
 Solubilidad en agua. La mayoría de las sales obtenidas de 
este modo son solubles en agua y otras soluciones acuosas 
que presenten un dipolo eléctrico (polos positivo y negativo). 
 
 
 
 Conducción eléctrica. En su estado sólido no son buenos 
conductores de electricidad, dado que los iones ocupan 
posiciones muy fijas en una red eléctrica. En cambio, una 
vez disueltos en agua o en solución acuosa, se tornan 
eficaces conductores de la electricidad. 
 Selectividad. Los enlaces iónicos pueden darse únicamente 
entre metales de los grupos I y II de la Tabla periódica, y los 
no metales de los grupos VI y VII. 
 
 
 
Algunos ejemplos de iones 
obtenidos mediante este proceso 
químico son: 
 Fluoruros (F–). Sales catódicas obtenidas del ácido 
fluorhídrico (HF), empleadas en la fabricación de pastas 
dentales y otros insumos odontológicos. 
 Sulfatos (SO42-). Sales o ésteres obtenidas del ácido 
sulfúrico (H2SO4), cuya unión a un metal sirve a fines 
sumamente diversos, desde aditivos en la obtención de 
materiales de construcción, hasta insumo para radiografías 
de contraste. 
 
 
 
 Nitratos (NO3-). Sales o ésteres obtenidos del ácido nítrico 
(HNO3),empleados en la manufacturación de la pólvora 
(juntados con potasio), y en numerosas formulaciones 
químicas para abonos o fertilizantes. 
 Mercurio II (Hg+2). Se trata de un catión obtenido a partir del 
mercurio, llamado también catión mercúrico y que es sólo 
estable en medios de pH ácido (<2) 
 Permanganatos (MnO4-). Las sales del ácido permangánico 
(HMnO4), poseen un intenso color púrpura y un enorme 
poder oxidante, que puede ser aprovechado en la síntesis de 
la sacarina, por ejemplo, o en el tratamiento de aguas 
residuales, o en la fabricación de desinfectantes. 
 
 
Uniones covalentes 
 En este tipo de unión los no metales se unen con los no 
metales. Se da entre los átomos con poca o nula diferencia 
de electronegatividad. Y a diferencia de las uniones iónicas 
no se forman iones. Las uniones se establecen por la 
formación de pares electrónicos, de los cuales, cada electrón 
del par es aportado por uno de los átomos que forman 
dichas uniones. Los electrones se comparten, no se ceden o 
se captan totalmente. Esta es otra gran diferencia con 
respecto a la unión iónica en donde los electrones se ceden 
totalmente de parte de los cationes. 
Algunas características que 
presentan los compuestos 
covalentes son: 
 Presentar bajos puntos de fusión y ebullición 
 
 Ser insolubles en solventes polares como el agua y el 
alcohol. 
 
 Ser solubles en ciertos solventes orgánicos 
 
 No formar iones 
Tipos de enlace covalentes 
 Existen los siguientes tipos de enlace covalente, a partir de 
la cantidad de electrones compartidos por los átomos 
enlazados: 
 
 
 Simple. Los átomos enlazados comparten un par de 
electrones de su última capa (un electrón cada uno). Por 
ejemplo: H-H (Hidrógeno-Hidrógeno), H-Cl (Hidrógeno-
Cloro). 
 Doble. Los átomos enlazados aportan dos electrones cada 
uno, formando un enlace de dos pares de electrones. Por 
ejemplo: O=O (Oxígeno-Oxígeno), O=C=O (Oxígeno-
Carbono-Oxígeno). 
 
 
 Triple. En este caso los átomos enlazados aportan tres pares 
de electrones, es decir, seis en total. Por ejemplo: N≡N 
(Nitrógeno-Nitrógeno). 
 Dativo. Un tipo de enlace covalente en que uno solo de los 
dos átomos enlazados aporta dos electrones y el otro, en 
cambio, ninguno. 
 
 
 
 Por otro lado, conforme a la presencia o no de polaridad, se 
puede distinguir entre enlaces covalentes polares (que 
forman moléculas polares) y enlaces covalentes no polares 
(que forman moléculas no polares): 
 
 Enlaces covalentes polares. Se enlazan átomos de distintos 
elementos y con diferencia de electronegatividad por encima 
de 0,5. Así se forman dipolos electromagnéticos. 
 Enlaces covalentes no polares. Se enlazan átomos de un 
mismo elemento o de idénticas polaridades, con una 
diferencia de electronegatividad muy pequeña (menor a 0,4). 
La nube electrónica, así, es atraída con igual intensidad por 
ambos núcleos y no se forma un dipolo molecular. 
 
 
Fuerzas de Van der Waals 
 Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas menos fuertes 
que las de puente de hidrógeno. Su naturaleza es eléctrica y 
aparece como consecuencia de la aparición de dipolos 
permanentes o transitorios en moléculas vecinas. En las de 
dipolo permanente cada molécula constituye un dipolo y su 
parte positiva se une con la parte negativa de la molécula 
vecina. Es decir, que este tipo de unión se da solo en las 
moléculas polares. 
 En las uniones de dipolo transitorio, cada molécula es un 
dipolo por un período muy corto de tiempo. Estas uniones 
también se conocen como fuerzas de London. No son 
moléculas polares por tener una distribución electrónica muy 
simétrica alrededor del núcleo atómico. 
 Sin embargo, en algunas circunstancias, estas moléculas 
pueden cambiar su distribución simétrica por algún choque 
contra el recipiente o con moléculas vecinas apareciendo los 
dipolos momentáneos y las interacciones con moléculas 
vecinas. 
 Cabe aclarar que las fuerzas de London existen también en 
todas las moléculas polares ya que estas igual experimentan 
corrimientos en sus nubes electrónicas. Pero en las 
moléculas no polares son las únicas fuerzas 
intermoleculares que existen. 
 En otras ocasiones se pueden generar también dipolos 
inducidos por la aproximación de una molécula polar hacia 
otra no polar. La polar inducirá un dipolo en la molécula no 
polar. 
Energia termica 
 Se conoce como energía térmica a aquella energía liberada 
en forma de calor, es decir, se manifiesta vía calor, pasa de 
un cuerpo más caliente a otro que presenta una temperatura 
menor. Puede ser transformada tanto en energía eléctrica 
como en energía mecánica. 
Tipo de energía que se libera en 
forma de calor 
 Al entrar en contacto dos cuerpos, uno caliente y otro más 
bien frío, es apreciable que el más frío se calentará, y 
viceversa, que es que el que más caliente tenderá a 
enfriarse. La causa de esto la encontramos en el hecho que 
el calor se aprecia en relación al movimiento que ostentan 
las partículas que integran al objeto en cuestión. 
 El movimiento de las partículas de aquel objeto caliente se 
ira deteniendo progresivamente mientras tanto que en el 
cuerpo que está frío se producirá un efecto inverso. 
Debemos destacar que estos cambios son perceptibles en 
un nivel microscópico. 
Estructura cristalina y amorfa 
 La estructura de los cristales esta caracterizada , por un 
apilamiento simétrico de los átomos en el espacio 
denominado red cristalina, que es propio de cada elemento. 
Puesto que la estructura de un cristal perfecto es un 
diagrama regular de átomos, distribuidos en una red 
espacial, los ordenamientos atómicos pueden describirse 
totalmente, especificando las posiciones atómicas de alguna 
unidad repetitiva de la red espa-cial, a la cual hemos 
denominado celda unitaria y corresponde al más pequeño 
elemento que permite reproducir toda la red por traslación. 
 Una celdilla unitaria es una figura espacial geométrica que 
representa la agrupación en el espacio de todos los átomos 
del cristal. En esta celdilla, cada posición atómica es idéntica 
a cualquier otra. Suponiendo los átomos esferas rígidas, 
estos ocuparán los vértices, centros de cara, aristas o 
centros del cuerpo de la figura geométrica que representa la 
celdilla 
Estructura amorfa 
 Cuando las partículas se sitúan en el espacio de forma 
desordenada. En cristalografía, rama de la física de los 
sólidos, tradicionalmente se distinguen dos tipos de 
estructura: amorfa y cristalina. La estructura amorfa, de la 
que el vidrio es un ejemplo habitual, se presenta como un 
amontonamiento caótico de subestructuras idénticas. 
 Por otra parte, en los cristales se distingue un orden a larga 
distancia, con una organización rigurosamente periódica de 
las subestructuras, en tanto que en las estructuras amorfas, 
las subestructuras siguen líneas quebradas al azar y el 
orden sólo se discierne a corta distancia. 
 
 La imagen se asemeja a una rejilla, en la que se distinguen 
unos puntos espaciados de forma regular que se llaman 
reflexiones de Bragg. Un sólido amorfo consiste en 
partículas acomodadas en forma irregular y por ello no 
tienen el orden que se encuentra en los cristales. 
 
Difusion 
 La difusión es un proceso físico irreversible, en el que 
partículas materiales se introducen en un medio que 
inicialmente estaba ausente de ellas aumentando la entropía 
del sistema conjunto formado por las partículas difundidas o 
soluto y el medio donde se difunden o disolvente. 
 Normalmente los procesos de difusión están sujetos a la Ley 
de Fick. La membrana permeable puede permitir el paso de 
partículas y disolvente siempre a favor del gradiente de 
concentración. La difusión, proceso que no requiere aporte 
energético es frecuente como forma de intercambio celular. 
Tipos de difusion 
 Los distintos tipos de difusiónpueden ser moderados usando 
la ecuación de la difusión. 
 
 La difusión es el movimiento de partículas de un área en 
donde están en alta concentración a un área donde están en 
menor concentración hasta que estén repartidas 
uniformemente. 
 La difusión no solamente incluye difusión de partículas, sino 
todo fenómeno de transporte ocurrido en sistemas 
termodinámicos bajo la influencia de fluctuaciones térmicas. 
 
 La difusión es el proceso a través del cual el sistema de 
velocidad termodinámica en un equilibrio termodinámico 
local regresa a equilibrios termodinámicos globales, a través 
de homogenización de valores de sus parámetros intensos. 
 
 GRACIAS