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Archivos Mensuales: octubre 2009

Peligros por uso de lámparas de bajo consumo


El Ministerio de Industria, Turismo y Comercio de España ha iniciado una campaña activa para que las bombillas de bajo consumo lleguen a los hogares de su país. Mediante un vale incluido en la factura de la luz, los consumidores pueden obtener una bombilla en su oficina de Correos. Más de 750.000 hogares tienen ya una en sus manos. Un primer paso hacia el ahorro del consumo eléctrico y la eficiencia energética, beneficioso tanto para el bolsillo como para el medio ambiente.

Sin embargo, una vez que llegan al final de su vida útil, las bombillas de bajo consumo deben tratarse adecuadamente. Su contenido en mercurio resulta altamente tóxico tanto para la salud humana como para la del planeta. “Nadie del Ministerio está haciendo esta advertencia”, denuncia Leticia Baselga, responsable de residuos de Ecologistas en Acción.

La bombilla es inocua mientras se mantenga intacta. El problema llega cuando se rompe, algo que puede ocurrir si el usuario la desecha, erróneamente, en el contenedor de vidrio o en la basura doméstica. “Al romperse, libera vapor de mercurio. Si algo caracteriza al mercurio es que es capaz de viajar muy rápido y a grandes distancias. Puede llegar al Ártico. También puede caer al agua y ser ingerido por los peces que luego comemos los humanos”, advierte la ecologista.
 
Fuente: Diario El Mundo  (España)
Publicado por Puerta E – Esquel – Argentina

 
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Publicado por en 20 octubre, 2009 en compuestos inorgánicos, elementos, metales, Notas del Prof. Galatro, propiedades químicas

 

Premio Nobel de Química 2009: Trabajos sobre ribosomas


El indio Venkatraman Ramakrishkan, el estadounidense Thomas A. Steiltz y la israelí Ada Yonath han sido galardonados con el Premio Nobel de Química 2009.

El trabajo de estos tres científicos, que curiosamente nunca han trabajado juntos, permitió descubrir cómo se producen las proteínas en las células. Lo consiguieron a través de la cristalografía de los rayos X, conociendo al estructura en tres dimensiones del ribosoma, la encargada de que en la célula se fabriquen las proteínas.

Como siempre, los premios Nobel premian a aquellas personas que han contribuido significativamente al bienestar de la sociedad, y gracias a los trabajos de estos tres científicos ahora se sabe cómo actúan los antibióticos en las células de las bacterias, lo que es un primer paso para luchar contra la preocupante resistencia bacteriana contra los fármacos.

Sus investigaciones han ayudado a conocer las diferencias entre los ribosomas de las células bacterianas y las humanas, por lo que gracias a este hallazgo ahora es posible diseñar nuevos antibióticos que atacan únicamente a los organismos peligrosos.

Los ribosomas transforman la información genética del ADN en proteínas, esenciales para que la célula pueda funcionar.

Información recibida de
EspacioCiencia.com
Espacio de divulgación científica.
http://espaciociencia.com/premio-nobel-quimica-2009/

En la imagen: Ribosoma

 
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Publicado por en 10 octubre, 2009 en adn, http://schemas.google.com/blogger/2008/kind#post

 

Algunas anotaciones sobre termodinámica química


La ley de Hess, propuesta en 1840, establece que
la variación del calor en una reacción es la misma independiente del número de etapas.

La ley de Hess se utiliza para predecir el cambio de entalpía en una reacción ΔHr.

El cambio de entalpía de una reacción química es siempre el mismo, independientemente de la ruta escogida para la reacción. Esto se llama la función de estado.

La ley de Hess dice que los cambios de entalpía son aditivos. ΔHneta = ΣΔHr.

Si la ecuación química es invertida, el signo de ΔH se invierte también.
Si los coeficientes son multiplicados, multiplicar ΔH por el mismo factor.
Si los coeficientes son divididos, dividir ΔH por el mismo divisor.

Entalpía (H)

Es una magnitud de termodinámica. La variación de entalpía (ΔH) expresa una medida de la cantidad de energía absorbida o cedida por un sistema termodinámico, o, lo que es lo mismo, la cantidad de energía que tal sistema puede intercambiar con su entorno.
El primero que definió y utilizó término “entalpía” fue el holandés Heike Kamerlingh Onnes, a principios del siglo XX.
La entalpía es numéricamente igual al calor intercambiado con el ambiente exterior al sistema en cuestión.
Usualmente la entalpía se mide, dentro del Sistema Internacional de Unidades, en julios.

Entropía (S)

Es la magnitud física que mide la parte de la energía que no puede utilizarse para producir trabajo. Es una función de estado de carácter extensivo y su valor, en un sistema aislado, crece en el transcurso de un proceso que se dé de forma natural.
Fue Rudolf Clausius quien le dio nombre y la desarrolló durante la década de 1850.
El universo tiende a distribuir la energía uniformemente; es decir, a maximizar la entropía.

Leyes de la Termodinámica

La función termodinámica entropía es central para la Segunda Ley de la Termodinámica o Segundo Principio de la Termodinámica expresa: “La cantidad de entropía de cualquier sistema aislado termodinámicamente tiende a incrementarse con el tiempo”. Cuando una parte de un sistema cerrado interacciona con otra parte, la energía tiende a dividirse por igual, hasta que el sistema alcanza un equilibrio térmico.

La entropía puede interpretarse como una medida de la distribución aleatoria de un sistema.
Se dice que un sistema altamente distribuido al azar tiene alta entropía.
Puesto que un sistema en una condición improbable tendrá una tendencia natural a reorganizarse a una condición más probable (similar a una distribución al azar), esta reorganización resultará en un aumento de la entropía. La entropía alcanzará un máximo cuando el sistema se acerque al equilibrio, alcanzándose la configuración de mayor probabilidad.
 

Primera Ley de la Termodinámica

(Principio de conservación de la energía para la termodinámica)

Establece que si se realiza trabajo sobre un sistema o bien éste intercambia calor con otro, la energía interna del sistema cambiará. El calor es, entonces, la energía necesaria que debe intercambiar el sistema para compensar las diferencias entre trabajo y energía interna. (Sadi Carnot – 1824).
La ecuación general de la conservación de la energía es la siguiente:

Eentra − Esale = ΔEsistema

Que aplicada a la termodinámica teniendo en cuenta el criterio de signos termodinámico, queda de la forma:

U = Q − W
(U= energía interna) (Q= cantidad de calor) (W= trabajo)
En física, la energía interna (U) es la suma de:

– la energía cinética interna, es decir, de las sumas de las energías cinéticas de las individualidades que lo forman respecto al centro de masas del sistema,
y de
– la energía potencial interna, que es la energía potencial asociada a las interacciones entre estas individualidades.

 
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Publicado por en 9 octubre, 2009 en http://schemas.google.com/blogger/2008/kind#post

 

Ácido acético (vinagre)


Hola Prof. Daniel:

Me encontré su site en Internet y me gustaria preguntarle si el vinagre se puede convertir en polvo y si es asi qué se necesita hacer para hacer esta conversión.
Muchas gracias por su ayuda.
Atentamente,
Hugo E.


Hola, Hugo:

Gracias por consultarme. Estuve buscando formas de transformación del ácido acético (vinagre blanco) de líquido a sólido. Lo que encontré sobre ese tema no me parece muy útil, salvo el tema del ácido acético glacial que verás más abajo resaltado en rojo, porque aproveché para dar algunos datos más sobre este ácido orgánico (ácido etanoico).

“Acético” es un término directamente relacionado con “vinagre”. Cuando se lo deshidrata cristaliza en forma parecida al hielo y por eso se lo llama “ácido acético glacial”. Esos cristales comienzan a formarse cuando la temperatura disminuye por debajo de los 16,7ºC.

El ácido acético tiene fórmula empírica CH2O y fórmula molecular C2H4O2. La segunda es a menudo escrita como CH3COOH para reflejar mejor su estructura química.

Cuando el ácido acético pierde H+, el ión anión resultante es el “acetato”.

En 1847, el químico alemán Hermann Kolbe sintetizó el ácido acético por primera vez a partir de elementos inorgánicos. Secuencia de reacciones: a) cloración de disulfuro de carbono para  obtener tetracloruro de carbono, b) pirólisis produciendo tetracloroetileno, c) cloración en disolución acuosa para dar ácido tricloroacético, d) reducción electrolítica a ácido acético.
 
El ácido acético concentrado es corrosivo y debe ser manejado con el debido cuidado, ya que puede causar quemaduras en la piel, daño permanente a los ojos y la irritación de las membranas mucosas. Estas quemaduras y ampollas no aparecen primeras horas de la exposición. Los guantes de látex no ofrecen protección suficiente, de modo que cuando se maneja este compuesto deben ser utilizados guantes resistentes, como los realizados en caucho nitrilo.
 
El ácido acético concentrado se inflama con dificultad en el laboratorio, pero  su inflamabilidad se convierte en un peligro si la temperatura ambiente supera los 39 ° C (102 ° F). En presencia de aire puede formar mezclas explosivas en esta temperatura (los límites de explosividad: 5,4% -16%).

En la naturaleza se lo encuentra libre o combinado en el reino vegetal. Se forma también durante la fermentación acética de líquidos alcohólicos y en la fermentación seca de la madera.

La mayor parte del ácido acético industrial se produce a partir del carburo de calcio:
carburo de calcio + agua —acetileno + hidróxido de calcio
acetileno + agua —(catalizador: sulfato mercúrico+ácido sulfúrico) — etanal
etanal + oxígeno — (catalizador: acetato de manganeso) — ácido etanoico

Otras formas de obtención:
-por fermentación del etanol con el hongo anaerobio Micoderma aceti.
– por destilación seca de la madera.

Una pregunta para nuestros lectores-investigadores: ¿Qué es la “sal de Saturno”?

 
Estimado Hugo: quizá no te respondí nada que no supieras pero al menos lo intenté. Y esta información adicional seguramente ayudará a alguien en su búsqueda de datos sobre el ácido etanoico, un compuesto que aparece con frecuencia en la química orgánica y en la química biológica.
 
Un saludo
 
Prof. Galatro

 
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Publicado por en 8 octubre, 2009 en acidez, aniones, ácidos, química orgánica

 

Acerca de la sabiduría y el conocimiento (Libro de los Proverbios)


“La sabiduría clama en las calles, da su voz en las plazas. Proclama sobre las murallas, y en las entradas de las puertas de la ciudad pronuncia sus dichos: “¿Hasta cuándo, oh ingenuos, amaréis la ingenuidad? ¿Hasta cuándo los burladores desearán el burlarse, y hasta cuándo los hombres aborrecerán el conocimiento?”

Antiguo Testamento; Proverbios 1-20, 21, 22

 
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Publicado por en 3 octubre, 2009 en Sin categoría

 

Factores que afectan la velocidad de reacción


La velocidad a la cual se produce una reacción química se puede expresar en términos de la variación de la cantidad de materia de un reactivo por unidad de tiempo. Varía con las concentraciones de los reactivos.
No suelen dependender del número de moles (el exponente al que aparece elevada cada reacción) salvo en reacciones mecanísticamente simples. Es decir, en la práctica esos exponentes no necesariamente son números enteros positivos sino que pueden también ser números enteros o fraccionarios, positivos o negativos.
Cuando se expresa la relación entre velocidad de reacción de los productos y velocidad de reacción de los reactivos, se obtiene la llamada “constante de equilibrio” de la reacción. Tantos las velocidades señaladas como la constante obtenida son en realidad resultantes de un análisis termodinámico de la reacción.
Por supuesto, diferentes situaciones se pueden presentar si reactivos y productos son sólidos, líquidos o gases.
En todos los casos y de diferentes formas, el coeficiente de velocidad de reacción varía con la temperatura. Cuando mayor es la frecuencia de vibración (agitación) de las moléculas, mayor es la probabilidad de choque entre ellas. Allí se aplica el llamado Factor de Boltzman, que no trataremos aquí, y que representa la fracción de choques que resultan eficaces a los efectos de la reacción estudiada.
En general, las reacciones pueden clasificarse en:
– irreversibles
– reversibles endotérmicas
– reversibles exotérmicas
dependiendo si se realizan en sistemas abiertos, semicerrados o cerrados.
En las reacciones irreversibles puede estimarse que la cantidad de reactivos remanentes al llegarse al equilibrio es prácticamente nula, por tanto la velocidad de reacción crece siempre con el aumento de temperatura.
En una reacción reversible endotérmica, la velocidad también aumentará con la temperatura pero como existe una constante de equilibrio dependerá también de la composición.
En una reacción reversible exotérmica, la influencia de la velocidad de reacción inversa que aumenta con la temperatura hará que la velocidad de reacción en función de la temperatura pase por un máximo.
 

Estequiometría – Conceptos


La estequiometría es la aplicación de las matemáticas a las reacciones químicas.

Expresa las proporciones relativas con que se combinan los reactivos para dar los productos.

Nos suministra información acerca del cambio de composición del sistema en lo que se refiere a sus reactivos iniciales y productos finales.

No indica el camino recorrido por el sistema y sus componentes durante el transcurso de la reacción.

Pero si dividimos la reacción en “pasos” o “etapas” y analizamos cada uno de ellos, a medida que seamos cada vez más minuciosos llegaremos a hacer que “estequiometría” y “mecanismo” sean términos equivalentes.

Sin un análisis estequiométrico, sería imposible un química “cuantitativa”.

Adaptado de Cunningham-Lombardi.

 
 
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