martes, 7 de abril de 2009

termoninamica

Escalas de temperaturas
C (Celsius o centígrada), F (Fahrenheit), R (Reamur), K (Kelvin, absoluta) C / 5 = (F - 32) / 9 = R / 4
K = C + 273.15 (usualmente tomamos 273)
0° C = 0° R = 32 °F
100° C = 80° R = 212 °F

Coeficientes
Coeficiente de dilatación a = [ (¶V / ¶T)P ] / V
para un gas ideal: a = 1 / T
Coeficiente de compresibilidad isotermo k = - [ (¶V / ¶P)T ] / V
para un gas ideal: k = 1 / P
Coeficiente piezométrico b = [ (¶P / ¶T)V ] / P
para un gas ideal: b = 1 / T
Coeficiente de dilatación lineal a = [ (¶L / ¶T)t ] / L
Módulo de Young Y = [ (¶t / ¶L)T ] / S

Ecuación de estado
Relación entre P, T y V P = P (V, T)
T = T (P, V)
V = V (P, T)
Gas ideal Una gas es perfecto cuando obedece la ley de los gases perfectos.
A presiones moderadas y a temperaturas no demasiado bajas, todos los gases químicamente estables se comportan como gases perfectos.
P V = n R T = (m / M) R T = N k T
donde m es la masa y M el peso molecular, k es la constante de Boltzman y N el número de moléculas
R = NA k
NA es el número de Avogadro
Ecuación de Van der Waals
(para n moles) ( P + a n2 / V2 ) (V - b n) = n R T
donde b es el volumen de un mol de moléculas de gas
a n2 / V2 se debe a la atracción que las moléculas del gas ejercen entre sí
Ecuación de Berthelot [ P + a / (T v2 ) ] (V - b) = R T
Ecuación de Dieterici p ( v - b) = R T exp [- a / (R T v) ]
Punto crítico
Temperatura crítica La temperatura Tc para la cual y por encima de la cual es imposible la condensación de un gas por compresión.
La isoterma T = Tc presenta un punto de inflexión, denominado punto crítico.
Punto crítico d2P / dV2 = dP / dV = 0 (en T = Tc)
Volumen crítico Vc = 3 b n Pc Vc = (3/8) n R Tc
Presión crítica Pc = a / (27 b2)
Temperatura crítica Tc = 8 a / (27 b R)
Principio de calorimetría
Principio de calorimetría Q cedido (por el cuerpo de mayor temperatura) = Q absorbido (por el de menor temperatura)
ambos calor expresados en valor absoluto
Calor específico Cantidad de calor que hay que suministrar a un gramo de masa de esa sustancia para elevar 1° C su temperatura
Ce = DQ / [m DT]
Para el agua vale: Ce = 1 cal / (g °C) = 4,184 J / (kg K)
Para el hielo vale: Ce = 0,5 cal / (g °C) = 2,092 J / (kg K)
Capacidad calorífica Cantidad de calor que hay que suministrar al cuerpo para elevar 1 °C su temperatura.
C = m Ce (donde m es la masa del cuerpo)
Calor latente de fusión de un sólido Cantidad de calor necesaria para fundir un gramo de sólido a temperatura constante. Q = m lf
Coindice con el calor desprendido al solidificarse.
Para el hielo a 0 °C vale 80 cal / g
Calor latente de vaporización de un líquido Cantidad de calor necesaria para vaporizar un gramo de líquido a temperatura constante. Q = m lv
Para el agua a 100 °C vale 539 cal / g

Primer Principio de la Termodinámica
d U = dQ + dW U: energía interna; Q: calor; W: trabajo
dW = - P dV - : lo que sale del sistema
+ : lo que entra al sistema
También podemos considerar, con el criterio de signos adecuado, d U = dQ - dW. En este caso, dW = P dV
d U = dQ - P dV
Adoptando este último criterio tendremos:
Criterio de signos para el calor:
El calor es positivo si el sistema lo recibe del ambiente (el sistema gana calor)
El calor es negativo si el sistema lo cede al ambiente (pierde calor)
Criterio de signos para el trabajo:
El trabajo es positivo si lo realiza el sistema contra el ambiente (el sistema se expansiona)
El trabajo es negativo si el ambiente realiza el trabajo sobre el sistema (el sistema se contrae)

Expansión isoterma (T = cte) W = n R T ln (V2 / V1)
DU = 0 (para un gas ideal)
DH = 0
Proceso isócoro (V = cte) W = 0
Q = D U = n Cv DT
D H = n Cp DT
Proceso isóbaro (P = cte) W = P (V2 - V1)
Q = D H = ò Cp dT = Cp DT (si Cp es cte); para n moles: Q = n Cp DT
D U = n Cv DT
Calor específico a volumen constante Cv = (dQ / dT)V = (¶U / ¶T)V
Calor específico a presión constante CP = (dQ / dT)P

(Gas ideal) W DU Q DH DS
Isóbaro P (V2 - V1) n Cv DT n Cp DT n Cp DT n Cp ln T2 / T1
Isócoro 0 n Cv DT n Cv DT n Cp DT n Cv ln T2 / T1
Isotermo n R T ln (V2 / V1) 0 n R T ln (V2 / V1) 0 n R ln V2 / V1
Adiabático P V g = cte [P1 V1 - P2V2] / [g - 1] - [P1 V1 - P2V2] / [g - 1] 0 n Cp DT 0
Politrópico P Vk = cte [P1 V1 - P2V2] / [k - 1] n Cv DT DU + W n Cp DT

Gas perfecto
Ecuación de estado P V = n R T
Energía interna U = U (T)
H = H (T)
Ecuación de Mayer Cp = Cv + R
gas monoatómico Cv = 3 R / 2; Cp = 5 R / 2; g = 5/3 = 1.67
gas diatómico Cv = 5 R / 2; Cp = 7 R / 2; g = 7/5 = 1.40
Proceso adiabático dQ = 0 P V g = cte; T V g-1 = cte; T P (1-g)/g = cte
donde g = Cp / Cv > 1 es el coeficiente adiabático
Cp = g R / (g - 1)
Cv = R / (g - 1)
W = [P1 V1 - P2V2] / [g - 1]
La pendiente de una adiabática (P V g = cte) es mayor que la de la isoterma (P V = cte)
Proceso politrópico P Vk = cte
donde k es el índice de politropía

F = U - T S G = H - T S

Energía cinética media de las moléculas de un gas E = 3 k T / 2
donde k es la constante de Boltzmann
Temperatura absoluta de un gas Es la energía media por molécula

Segundo Principio de la Termodinámica
DS = 1ò2 dQ / T (reversible)
Gas ideal (suponiendo Cv y Cp constantes) DS = n [Cv ln T2 / T1 + R ln V2 / V1]
DS = n [Cp ln T2 / T1 - N R ln P2 / P1]
DS = n [Cp ln V2 / V1 + Cv ln P2 / P1]
Proceso isóbaro (P = cte) DS = 1ò2 Cp dT / T
Proceso isotermo (T = cte) DS = Q / T
Proceso isócoro (V = cte) DS = 1ò2 Cv dT / T
Proceso adiabático o isoentrópico DS = 0
La entropía está relacionada con la probabilidad
Entropía de un gas ideal S (T, V) = n Cv ln T + n R ln V + So

Potencial Variables independientes Diferencial
energía interna U S, V d U £ T dS - p dV
energía libre de Helmholtz F = U - T S T, V d F £ -S dT - p dV
entalpía H = U + p V S, p d H £ T dS + V dp
potencial o entalpía libre de Gibbs G = U - T S + p V T, p d G £ -S dT + V dp


Relación entre la energía interna y la ecuación de estado (¶U / ¶V)T = T (¶P / ¶T)V - P
Cp = Cv + T (¶P / ¶T)V (¶V / ¶T)P
Cp = Cv + a2 T V / k


Capacidades caloríficas de los sólidos. Ley de Dulong y Petit La mayoría de los sólidos tienen capacidades térmicas molares aproximadamente iguales a 3 R.
Condiciones de validez del principio de equipartición Si el espaciado de los niveles de energía es grande comparado con KT, la energía no puede transferirse por choques y el teorema de equipartición clásico no es válido.

Máquinas térmicas
Trabajo neto durante un ciclo W = W1 - W2 = Q1 - Q2
donde W es el trabajo realizado, Q1 el calor absorbido y Q2 el calor cedido
Rendimiento de una máquina térmica h = W / Q1 = (Q1 - Q2) / Q1 < 1
Ciclo de Carnot Comprende cuatro procesos reversibles:
1. expansión isotérmica y reversible del gas
2. expansión adiabática y reversible del gas
3. compresión isoterma reversible del gas
4. compresión adiabática reversible del gas.
Rendimiento de una máquina de Carnot: h = (T1 - T2) / T1
donde T2 es la temperatura del foco frío

1 atm l = 101,3 J (100 J aprox.)
1 cal = 4,1845 J 1 J = 0,2389 cal
k = R / NA
R = 0,082 atm l / (mol K) = 8,3144 J / (mol K) = 1,986 cal / (mol K)
k (constante de Boltzman) = 1,3806 10-23 J / K
NA (número de Avogadro) = 6.0221 1023
Condiciones normales de un gas P = 1 atm = 1,013 105 Pa = 760 mm Hg
T = 0 °C = 273,15 K
[F] = [G] = [H] = J [S] = cal / K ó J / K
Calor esfecífico J / (kg K)

lunes, 6 de abril de 2009

Geometría plana.

La geometría plana es una parte de la geometría que trata de aquellos elementos cuyos puntos están contenidos en un plano. Una parte importante de la geometría plana son las construcciones con regla y compás.

Video: Campo eléctrico y potencial

Los virus, y sus estructuras


Un virus es una entidad biológica que para replicarse necesita de una célula huésped. Cada partícula de virus es un agente potencialmente patógeno compuesto por una cápsida de proteínas que envuelve al ácido nucléico, que puede ser ADN o ARN. La forma de la cápside puede ser sencilla, típicamente de tipo helicoidal o icosaédrica, o compuesta, típicamente comprendiendo una cabeza y una cola. Esta estructura puede, a su vez, estar rodeada por la envoltura vírica, una capa lipídica con diferentes proteínas, dependiendo del virus.


El ciclo vital de un virus siempre necesita de la maquinaria metabólica de la célula invadida para poder replicar su material genético, produciendo luego muchas copias del virus original. En dicho proceso reside la capacidad destructora de los virus, ya que pueden perjudicar a la célula hasta destruirla. Pueden infectar células eucariotas (plantas, animales, hongos...) o procariotas (en cuyo caso se les llama bacteriófagos). Algunos virus necesitan de enzimas poco usuales por lo que las cargan dentro de su envoltorio como parte de su equipaje.


Estructura de los virus
Virus helicoidales
En los virus cilíndricos o helicoidales, los capsómeros, que son de un solo tipo, se ajustan en una estructura helicoidal en torno a un eje central donde se encuentra una hélice simple de ácido nucleico. Esta estructura se traduce en un virión con forma de varilla o filamentoso con una gran diversidad, desde los muy cortos y rígidos, a los muy largos y flexibles.
El material genético, generalmente ARN monocatenario, pero también ADN monocatenario en algunos casos, está rodeado por la hélice de proteínas a la que se une por la interacción entre la carga negativa del ácido nucleico y la positiva de la proteína. En general, la longitud de la cápside helicoidal está relacionada con la longitud del ácido nucleico contenido en ella y el diámetro depende del tamaño y disposición de los capsómeros. Un ejemplo bien estudiado lo constituye el Virus del mosaico del tabaco.

Virus icosaédricos
En los virus icosaédricos, los capsómeros se ajustan formando un icosaedro regular (es decir, 20 caras triangulares y 12 vértices), y dejando un hueco central donde se sitúa el ácido nucleico fuertemente apelotonado. Algunos forman poliedros con más caras que el icosaedro, y algunos presentan fibras proteicas que sobresalen de la cápside. El icosaedro es la estructura cuasiesférica más eficiente y robusta que se puede construir a partir del ensamblado de varias piezas. Esta estructura se traduce en una apariencia esférica de los virus cuando se observan al microscopio.
Los capsómeros pueden ser pentagonales o hexagonales y se construyen con varios protómeros. Estos se asocian a través de una unión no-covalente para encerrar el ácido nucleico, aunque por lo general menos íntimamente que las cápsides helicoidales.


Virus complejos
Los virus complejos, con pequeñas variantes, responden a la siguiente estructura general:
Una cabeza de estructura icosaédrica que alberga el ácido nucleico.
Una cola de estructura helicoidal que constituye un cilindro hueco.
Un collar de capsómeros entre la cabeza y la cola.
Una placa basal, al final de la cola, con unos puntos de anclaje que sirven para fijar el virus a la membrana celular. De la placa salen también unas fibras proteicas que ayudan a la fijación del virus sobre la célula hospedadora.
Como ejemplo de este tipo de virus podemos citar a la mayor parte de los virus bacteriófagos (que infectan bacterias).

Video: Derivadas

Oxidación-reducción

Las reacciones de reducción-oxidación (también conocido como reacción redox) son las reacciones de transferencia de electrones. Esta transferencia se produce entre un conjunto de elementos químicos, uno oxidante y uno reductor (una forma reducida y una forma oxidada respectivamente).

Para que exista una reacción redox, en el sistema debe haber un elemento que ceda electrones y otro que los acepte:
El reductor es aquel elemento químico que tiende a ceder electrones de su estructura química al medio, quedando con una carga positiva mayor a la que tenía.
El oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones, quedando con carga positiva menor a la que tenía.


Cuando un elemento químico reductor cede electrones al medio se convierte en un elemento oxidado, y la relación que guarda con su precursor queda establecida mediante lo que se llama un par redox. Análogamente, se dice que cuando un elemento químico capta electrones del medio se convierte en un elemento reducido, e igualmente forma un par redox con su precursor reducido.

Oxidación
La oxidación es una reacción química donde un compuesto cede electrones, y por lo tanto aumenta su estado de oxidación. La reacción química opuesta a la oxidación se conoce como reducción, es decir cuando una especie química acepta electrones. Se debe tener en cuenta que en realidad una oxidación o una reducción es un proceso por el cual cambia el estado de oxidación de un compuesto. Este cambio no significa necesariamente un intercambio de electrones. Suponer esto -que es un error común- implica que todos los compuestos formados mediante un proceso redox son iónicos, puesto que es en éstos compuestos donde sí se da un enlace iónico, producto de la transferencia de electrones. Por ejemplo, en la reacción de formación del cloruro de hidrógeno a partir de los gases dihidrógeno y dicloruro, se da un proceso redox y sin embargo se forma un compuesto covalente. Estas dos reacciones siempre se dan juntas, es decir, cuando una sustancia se oxida, siempre es por la acción de otra que se reduce. Una cede electrones y la otra los acepta. Por esta razón, se prefiere el término general de reacciones redox. La propia vida es un fenómeno redox. El oxígeno es el mejor oxidante que existe debido a que la molécula es poco reactiva (por su doble enlace) y sin embargo es muy electronegativo, casi como el flúor.


Reducción
En química, reducción es el proceso electroquímico por el cual un átomo o ion gana electrones. Implica la disminución de su estado de oxidación. Este proceso es contrario al de oxidación.
Cuando un ion o átomo se reduce:
- Gana electrones
- Actúa como agente oxidante
- Es reducido por un agente reductor
- Disminuye su estado o número de oxidación

Video: Los problemas cuánticos

Glúcidos

Los glúcidos son compuestos orgánicos constituidos por carbono, hidrógeno y oxígeno; en algunos casos pueden tener además otros elementos químicos como nitrógeno o azufre.

  • CLASIFICACIÓN DE LOS GLÚCIDOS

    Atendiendo a su complejidad se clasifican en:
  1. Monosacáridos : Son los más sencillos. No son hidrolizables; esto es, no se pueden descomponer por hidrólisis en otros glúcidos más simples. Constituyen los monómeros a partir de los cuales se forman los demás glúcidos.
  2. Ósidos: Formados por la unión de varios monosacáridos mediante enlaces "O-glicosídicos", pudiendo poseer en su molécula otros compuestos diferentes de los glúcidos. Son hidrolizables, descomponiéndose en los monosacáridos y demás compuestos que los constituyen. Se dividen en:

    * Holósidos. Son aquellos que están constituidos por carbono, hidrógeno y oxígeno, exclusivamente. A su vez se subclasifican en:
    -Oligosacáridos, formados por entre 2 y 10 monosacáridos unidos.
    -Polisacáridos, formados por un gran número de monosacáridos.
    * Heterósidos. Formados por osas y otros compuestos que no son glúcidos. Por lo tanto, además de carbono, hidrógeno y oxígeno, contienen otros elementos químicos.

Video: Evolución de la física

domingo, 5 de abril de 2009

Video: Replicación del ADN

Sales minerales

Las sales minerales son moléculas inorgánicas de fácil ionización en presencia de agua y que en los seres vivos aparecen tanto precipitadas como disueltas.
Las sales minerales disueltas en agua siempre están ionizadas. Estas sales tienen función estructural y funciones de regulación del pH, de la presión osmótica y de reacciones bioquímicas, en las que intervienen iones específicos. Participan en reacciones químicas a niveles electrolíticos.
Funciones de las sales minerales
- Forman parte de la estructura ósea y dental.
- Regulan el balance del agua dentro y fuera de la célula (electrolitos).
- Intervienen en la excitabilidad nerviosa y en la actividad muscular.
- Permiten la entrada de sustancias a las células (la glucosa necesita del sodio para poder ser aprovechada como fuente de energía a nivel celular).
- Colaboran en procesos metabólicos.
- Intervienen en el buen funcionamiento del sistema inmunológico.
- Además, forman parte de moléculas de gran tamaño como la hemoglobina de la sangre y la clorofila en los vegetales .

Función reguladora del pH
Se trata de aniones que participan como sistemas amortiguadores del pH, es decir, de la concentración de protones, así se puede mantener dicha concentración constante ante modificaciones del pH del medio. El pH de la célula es importante para su funcionamiento, el pH celular está entorno a ph=7.
Estos sistemas actúan como dadores o aceptores de protones para compensar el exceso o déficit de estos iones en el medio y mantener constante ese pH.
Los tampones más conocidos son:
- El tampón fosfato (H3PO4/PO3-) que actúa intracelularmente.
- El tampón bicarbonato (H2CO3/HCO3-) que actúa extracelularmente.

Función osmótica
La ósmosis es un fenómeno físico-químico relacionado con el comportamiento del agua —como solvente de una solución— ante una membrana semipermeable para el solvente (agua) pero no para los solutos. Tal comportamiento entraña una difusión simple a través de la membrana del agua, sin "gasto de energía". La ósmosis es un fenómeno biológico importante para la fisiología celular de los seres vivos.

- Medio hipertónico: es un medio que tiene más concentración de soluto que el interior de la célula, con lo cual el agua saldrá de la célula por ósmosis para equilibrar concentraciones; a este proceso se le denomina plasmólisis, en el cual la célula pierde volumen y se arruga, pudiendo producir la lisis de esta.
- Medio hipotónico: Se trata de un medio donde la concentración de solutos es menor que el interior celular, con lo que el agua se desplazará por ósmosis desde el exterior al interior celular, proceso que se denomina turgencia celular, la célula aumentará de volumen y que puede provocar la rotura de la membrana y la muerte o lisis de la célula.

EL AGUA (H2O)


El agua es el compuesto formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno (H2O). El término agua se aplica en el lenguaje corriente únicamente al estado líquido de este compuesto, mientras que se asigna el término hielo a su estado sólido y el término vapor de agua a su estado gaseoso.
El agua es una sustancia química esencial para la supervivencia de todas las formas conocidas de la vida.


Propiedades físicas y químicas
A temperatura
ambiente es líquida, inodora, insípida e incolora, aunque adquiere una leve tonalidad azul en grandes volúmenes, debido a la refracción de la luz al atravesarla, ya que absorbe con mayor facilidad las longitudes de onda larga (rojo, naranja y amarillo) que las longitudes de onda corta (azul, violeta), desviando levemente estas últimas, provocando que en grandes cantidades de agua esas ondas cortas se hagan apreciables.
Se considera fundamental para la existencia de la vida. No se conoce ninguna forma de vida que tenga lugar en su ausencia completa.

Polaridad de la molécula de agua
La polaridad de la molécula de agua no sólo es consecuencia de su geometría tetraédrica irregular, sino que también de la naturaleza de sus átomos: hidrógeno, el átomo más pequeño de la Química, y oxígeno, un átomo pequeño, pero principalmente de alta electronegatividad. Este término denota a los átomos que presentan gran capacidad de atraer electrones de enlace hacia sí. Por lo tanto, el átomo de oxígeno de la molécula de agua atrae hacia sí los electrones de los enlaces covalentes con los hidrógenos; hecho que da lugar a una polaridad de enlace. Si la polaridad de enlace se representa por la letra , con su correspondiente signo, entonces la molécula de agua podrá representarse como el dibujo de la izquierda.

El puente de hidrógeno
Dado que el átomo de oxígeno es pequeño y bastante electronegativo, la concentración de electrones en su entorno es elevada, por lo que las cargas negativa sobre oxígeno y positiva entre los átomos de hidrógeno son considerables. Se deduce que las atracciones dipolo-dipolo entre moléculas de agua son importantes, en realidad muy fuertes, porque las moléculas polares de agua, siendo pequeñas, pueden acercarse mucho más que moléculas mayores y pueden atraerse fuertemente por su gran polaridad. Esta atracción dipolo-dipolo que es inusualmente fuerte y en la que participa el átomo de hidrógeno se denomina puente de hidrógeno.

Propiedades del agua
1. Acción disolvente
El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno.
En el caso de las disoluciones iónicas los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados.
La capacidad disolvente es la responsable de que sea el medio donde ocurren las reacciones del metabolismo.

2. Elevada fuerza de cohesión
Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible.

3. Alto calor específico
Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incompresible.

4. Elevado calor de vaporización
También los puentes de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua, primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa.

Leyes ponderales.

• Son las leyes generales que rigen las combinaciones químicas. Se basan en la experimentación y miden cuantitativamente la cantidad de materia que interviene en las reacciones químicas.

1. Ley de conservación de la masa (Lavoisier).
• “En toda transformación química la masa se conserva, es decir, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos de la reacción”.
• Ejemplo: 2 gramos de cloro y 3 gramos de sodio producen 5 gramos de cloruro de sodio.

2. Ley de proporciones definidas (Proust).
“Los elementos se combinan para formar compuestos en una proporción de masa fija y definida”.
• Ejemplo: El azufre y el hierro se combinan para formar sulfuro de hierro (II) en la siguiente proporción: 4 gramos de azufre por cada 7 gramos de hierro.

3. Ley de proporciones múltiples (Dalton).
• “Cuando dos elementos se combinan entre sí para dar compuestos diferentes, las diferentes masas de uno de ellos que se combinan con una masa fija de otro, guardan entre sí una relación de números sencillos”.

4. Hipótesis de Avogadro.
• Volúmenes iguales de gases distintos, en las mismas condiciones de presión y temperatura contienen el mismo número de partículas.
• Los elementos gaseosos pueden tener como entidades más pequeñas moléculas en lugar de átomos.

Ejemplo: Un mol de cualquier gas, es decir, 6,022 x 1023 moléculas, ocupa en condiciones normales (p = 1 atm; T = 0 ºC) un volumen de 22’4 litros.

5. Ley de volúmenes de combinación (Gay-Lussac).
• “A temperatura y presión constantes, los volúmenes de los gases que participan en una reacción química guardan entre sí relaciones de números sencillos”.

6. Postulados de la teoría atómica de Dalton.
• Los elementos químicos están constituidos por partículas llamadas átomos, que son indivisibles e inalterables en cualquier proceso físico o químico.
• Los átomos de un elemento son todos idénticos en masa y en propiedades.
• Los átomos de diferentes elementos son diferentes en masa y en propiedades.
• Los compuestos se originan por la unión de átomos de distintos elementos en una proporción constante.

sábado, 4 de abril de 2009

las aplicaciones de las derivadas

El estudio de las operaciones con derivadas, junto con las integrales, constituyen el cálculo infinitesimal. Los introductores fueron Newton y Leibnitz, de forma independiente. Los conceptos son difíciles y hasta bien entrado el siglo XIX no se simplificaron. A ello contribuyó la aparición de una buena notación, que es la que usaremos. Las aplicaciones prácticas de esta teoría no dejan de aparecer. pero las principales aplicaciones son:
-Calcular intervalos de crecimiento y decrecimiento
-Calcular los extremos relativos de una función.
-Aplicar la teoría de extremos relativos a problemas de optimización.
-Calcular los intervalos de concavidad y convexidad y los puntos de inflexión de una función.

Biología- Enfermedades del sistema respiratorio

Causas principales

Las enfermedades que afectan al aparato circulatorio constituyen una causa importante de mortalidad en el mundo . El incremento de dichas enfermedades se debe a múltiples razones, fundamentalmente a factores como:

- Polución atmosférica : La emisión de productos contaminantes a la atmósfera es una de las principales razones de la aparición o agravamiento de las enfermedades respiratorias. El humo emitido por las industrias y no adecuadamente filtrado, los gases de combustión de los vehículos , la quema de residuos industriales como plásticos, gomas etc. son responsables en muchos casos de dolencias como la bronquitis o el asma, por no mencionar enfermedades más graves como el cáncer de pulmón.

- tabaco: El tabaco es el primer causante de enfermedades del aparato respiratorio, desde el cáncer de pulmón hasta obstrucciones pulmonares crónicas son causadas por los componentes de este planta entre los cuales hay que mencionar no solamente el alcaloide nicotina, que en dosis concentradas resulta mortal, sino también otros como los alquitranes o el amoniaco. El tabaco no solamente afecta a los fumadores activos , sino a los no fumadores que comparten lugares cerrados con los ellos ( fumadores pasivos)

- El auge de enfermedades infecciones: La aparición de nuevas enfermedades respiratorias ( SARS - Síndrome Respiratorio Agudo Severo - vulgarmente conocido como Neumonía atípica ) El rebrote de enfermedades infecciones que se creían erradicas es otra de las causas que ha supuesto el aumento de enfermedades del aparato respiratorio. La tuberculosis, que ha vuelto a resurgir con virulencia y se manifiesta resistente a los antibióticos, causa unos 3 millones de muertes al año y más de un tercio de la población mundial es portadora del bacilo. De igual manera el principal causante de la neumonía - Sptreptococcus pneumoniae - se vuelve cada vez más resistente a la penicilina. Las causas que originan el aumento de estas enfermedades pueden ser muy variadas: aumento de la población mundial con el consecuente hacinamiento que hace más factible el contagio, la pobreza que implica pocas condiciones de higiene, el abuso de antibióticos que hace que los virus se muestren más resistentes a los mismos, el stress que disminuye el sistema defensivo, etc.

- Cambio de condiciones climáticas: El calentamiento global de la tierra has supuesto la extensión de enfermedades en zonas donde antes no se producían. De igual manera los climas más cálidos suponen la posibilidad de expansión de vectores transmisores de estas enfermedades, mosquitos, moscas, roedores, etc. El síndrome pulmonar de Hantavirus, que produjo la muerte de la mitad de los infectados en 1993 en USA, se transmitía por contacto con los excrementos de los ratones, la población de los cuales se incremento muchísimo durante ese año.

- Aumento de enfermedades que disminuyen el sistema inmunológico: La aparición o el incremento de enfermedades como el SIDA - Síndrome de Inmunodeficiencia Adquirida -: El síndrome pulmonar de Hantavirus, o los cánceres han supuesto el incremento de pacientes con un sistema inmunológico más frágil, que permite la expansión de enfermedades infecciosas.

Biología- Mitosis y Meiosis


viernes, 3 de abril de 2009