ATOMO Y MOLECULA

ÁTOMO Y MOLÉCULA

EL ÁTOMO

El átomo es la mínima unidad de materia que puede existir, representando las características de un elemento. Se representa por medio de símbolos: es la letra o letras que se emplean para representarlos. Ejemplos: Al (aluminio), P (fósforo), He (helio).

                                                

el átomo está formado por :

Protones (carga +) 

Fue descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX. Se encuentra en el núcleo. Tiene carga eléctrica positiva.

Neutrones (carga neutra)

Constituyen los núcleos de los átomos junto a los protones .  Fueron descubiertos en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. No tiene carga eléctrica ya que son neutros (igual cantidad de protones y electrones) por lo que tiene su carga 0.

Electrones (carga -)

Se están moviendo constantemente alrededor del núcleo siguiendo unas órbitas. Fue descubierto por Joseph Thomson en 1897.  Es una partícula subatómica.  Tiene carga eléctrica negativa.

MOLÉCULA

Una molécula es un conjunto de átomos, iguales o diferentes, que se encuentran unidos mediante enlaces químicos.

El caso que los átomos sean idénticos se da por ejemplo en el oxígeno (O2) que cuenta con dos átomos de este elemento; o pueden ser diferentes, como ocurre con la molécula del agua, la cual tiene dos átomos de hidrógeno y uno solo de oxígeno (H2O). 

También se puede definir como la mínima unidad que puede existir representando las características de compuestos y son representados en fórmulas que son la estructura fundamental de un compuesto. 

EJEMPLO: P2O5 (Pentóxido de di fósforo  o Anhídrido fosfórico), BaCl2 (Cloruro de Bario), FeS (sulfuro de hierro II o Sulfuro ferroso), etc. 

                                              

ION: CATIÓN Y ANIÓN

Se define al ion como un átomo o una molécula cargados eléctricamente, debido a que ha ganado o perdido electrones de su dotación normal, lo que se conoce como ionización. 

Los iones cargados negativamente, producidos por la ganancia de electrones, se conocen como aniones  y los cargados positivamente, consecuencia de una pérdida de electrones, se conocen como cationes.

Un catión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica positiva, esto es, con defecto de electrones. Los cationes se describen con un estado de oxidación positivo.

Un anión es un ion (sea átomo o molécula) con carga eléctrica negativa, esto es, con exceso de electrones. Los aniones se describen con un estado de oxidación negativo. 

NÚMERO ATÓMICO

Los átomos de diferentes elementos presentan distintas cantidades de protones. El número atómico (que se identifica con la letra Z, por el término alemán zahl) indica la cantidad de protones que se encuentra presente en el núcleo de un átomo. Este número, por lo tanto, se encarga de definir la configuración electrónica del átomo y permite el ordenamiento de los diversos elementos químicos en la tabla periódica, que comienza con el hidrógeno (Z=1) y sigue con el helio, el litio, el berilio, el boro, el carbono y el nitrógeno.

Asimismo tenemos que añadir que ese número de protones que existe en el núcleo de un átomo en concreto es igual al número de electrones que lo rodea en lo que se da en llamar corteza.

La lista de elementos químicos establecida en base al número atómico de los mismos podemos determinar que está encabezada por estos diez elementos: con el 1 el hidrógeno, con el número 2 el helio, el 3 es para el litio, el 4 es el berilio, el 5 lo ocupa el boro, el 6 es el carbono, el 7 el nitrógeno, el 8 el oxígeno, el 9 el flúor y el 10 el neón.

A ello podemos añadir también que en total dicho listado está formado por un total de 115 elementos químicos, siendo el último de ellos el ununoctio. Presuntamente este es un gas noble incoloro que tiene como símbolo temporal el siguiente: Uuo.

MASA ATÓMICO O NÚMERO MÁSICO

Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada.

Cabe resaltar que las masas atómicas también suelen ser definidas como peso atómico. Sin embargo, esto no es del todo acertado debido a que la masa constituye una propiedad del cuerpo y el peso varía de acuerdo a la gravedad.

En esta materia tenemos que hacer referencia a los orígenes de la misma en la ciencia. Más concretamente a los científicos que apostaron por la citada, por calcular y por trabajar con ella con el claro objetivo de llevar a cabo una serie incuestionable de estudios y de beneficios en pro del avance.

Así, podemos subrayar que entre los primeros personajes que hablaron de peso atómico y que calcularon el mismo se encuentra el químico inglés John Dalton. Este es conocido, y ha pasado a la historia, por haber desarrollado una teoría en este sentido que se sustentaba en cinco puntos fundamentales.

En concreto, los pilares de su pensamiento eran los siguientes: los elementos están conformados por átomos, los átomos pertenecientes a un único elemento son todos iguales o dichos átomos son diferentes a los que posee cualquier otro elemento y se distinguen por su peso atómico.

A estas dos observaciones claras, añadió otras dos más: la unión de átomos de diferentes elementos dan lugar a compuestos químicos y dichos átomos no se pueden crear, ni destruir ni dividir en lo que es el proceso químico.

Además de John Dalton tampoco podemos pasar por alto la figura de otro científico importante en materia de masa atómica. Nos estamos refiriendo a Jöns Jakob Berzelius, un químico sueco que, junto al anterior científico y algunos más, está considerado como el padre de la química moderna. Polímero, catálisis o isómero fueron algunos de los conceptos que este acuñó y que introdujo en dicha ciencia.

Sobre la masa atómica de los elementos de tipo químico hay que decir que se pueden calcular a partir de la media ponderada de las masas de los diversos isótopos pertenecientes a cada elemento, contemplando la abundancia relativa de los mismos. Esto ayuda a explicar la falta de correspondencia entre la masa atómica en umas (unidad de masa atómica) de una sustancia y el número de nucleones que contiene el núcleo de su isótopo más común.

No obstante, dicen los expertos que la masa atómica de un isótopo siempre coincide, de modo aproximado, con la masa de sus nucleones. La diferencia se produce porque los elementos no están compuestos por un único isótopo, sino por una combinación donde están presentes unas abundancias para cada uno de los elementos, mientras que cuando se mide la masa de un isótopo en concreto no se contemplan las abundancias.

De todas maneras, debido al defecto de masa (que resulta del cálculo de la diferencia entre dos factores: la masa medida de modo experimental y la reflejada por su número másico A), la masa atómica de los isótopos no es equivalente a la suma total de las masas de los llamados nucleones.

                                                   

EL ATOMO, SU ESTRUCTURA Y MODELOS ATOMICOS

EL ÁTOMO

Del latín atŏmum, un átomo es la cantidad menor de un elemento químico que tiene existencia propia y que está considerada como indivisible. 

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

El átomo está formado por un núcleo con protones y neutrones y por varios electrones orbitales, cuyo número varía según el elemento químico. Los protones tienen una carga energética positiva, mientras que los neutrones no presentan carga. La diferencia entre los distintos elementos químicos está dada por la cantidad de protones y neutrones de sus átomos. Por otra parte, la cantidad de protones que contiene el núcleo de un átomo recibe el nombre de número atómico.

MODELOS ATÓMICOS

MODELO DE DALTON

El modelo atómico de Dalton fue expuesto en un libro llamado “Nuevo sistema de filosofía química”, y en síntesis decía lo siguiente:

* La materia está formada por partículas pequeñísimas llamadas “átomos”.

* Estos átomos no se pueden dividir ni romper, no se crean ni se destruyen en ninguna reacción química, y nunca cambian.

*Los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, tienen la misma masa y dimensiones; por ejemplo, todos los átomos de hidrógeno son iguales.

* Por otro lado, los átomos de elementos diferentes, son diferentes; por ejemplo, los átomos de oxígeno son diferentes a los átomos de hidrógeno.

* Los átomos pueden combinarse para formar compuestos químicos. Por ejemplo, los átomos de hidrógeno y oxígeno pueden combinarse y formar moléculas de agua.

* Los átomos, al combinarse para formar compuestos guardan relaciones simples.

*Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto. Por ejemplo, un átomo de carbono con uno de oxígeno forman monóxido de carbono (CO), mientras que dos átomos de oxígeno con uno de carbono, forman dióxido de carbono (CO2)

Algunas de estos planeamientos perdieron vigencia con el tiempo. Hoy sabemos que los átomos sí se pueden dividir y que no todos los átomos de un mismo elemento son iguales; pero es innegable que fueron muy importantes para la ciencia.

Esa no fue, sin embargo, la única contribución de John Dalton. Hizo muchos otros aportes en el campo de la meteorología y la física, e incluso en la medicina: cuando tenía 26 años se dio cuenta de que tanto él como su hermano confundían los colores. Realizó un detallado estudio de la enfermedad visual que padecía, el primero de su tipo, y por tanto desde ese momento se llamó “daltonismo”. En 1832 fue invitado a visitar al rey Guillermo IV y, cuál no fue la sorpresa de los presentes cuando el eminente científico llegó vistiendo un llamativo traje de color rojo. Claro, él lo veía gris oscuro, porque era, además de Dalton, daltónico.

MODELO DE THOMPSON

Después de observar que los rayos catódicos se producían para diferentes gases y, tener en cuenta el orden de magnitud de la relación entre la masa y la carga de los corpúsculos o electrones, Thomson formuló la hipótesis de que dichos electrones procedían de dentro de los átomos de los electrodos, lo que indicaba que los átomos son divisibles.

Lo expresó así:

"Después de largas meditaciones acerca de los experimentos, me pareció que eran ineludibles las conclusiones siguientes: 1) Los átomos no son indivisibles; porque de ellos se pueden arrancar partículas cargadas de electricidad negativa, por la acción de fuerzas eléctricas, el choque de átomos que se mueven con rapidez, la luz ultravioleta o el calor. 2) Todas esas partículas son iguales en cuanto a la masa y llevan la misma carga de electricidad negativa, sea cual fuere la especie de átomos de que salgan, y son elementos constitutivos de todo átomo. 3) La masa de dichas partículas es menos de un millonésimo de la masa de átomo de hidrógeno"

Sobre la base de estas hipótesis, Thomson fue el primer científico que planteó, en 1904, un modelo de estructura del átomo. Al ser tan pequeña la masa de los electrones, supuso que prácticamente toda la masa del átomo acumulaba la carga positiva y ocupaba todo el volumen atómico. Creyó también que esa masa de carga positiva era fluida y los electrones podían penetrar o incrustarse en ella. Como tienen carga negativa imaginó que estaban adheridos a la masa principal (de carga positiva) y se distribuían en posiciones equidistantes y lo más alejadas posible entre sí. 

El modelo de Thomson pudo explicar de forma cualitativa algunos hechos experimentales, entre ellos la electrización por frotamiento y la emisión de luz por los átomos. Aunque en este modelo los electrones ocupan posiciones fijas en el seno de la masa positiva, las acciones exteriores pueden desplazarlos de esas posiciones e, incluso arrancarlos. Así se explicaría la electrización por frotamiento. Por otro lado, al pasar cerca  del átomo una carga eléctrica, esta actuará sobre el electrón desplazándolo de su posición de equilibrio. Una vez alejada la carga, el electrón recuperará la posición inicial describiendo un movimiento vibratorio responsable de la emisión de luz.

Como curiosidad diremos que el modelo atómico de Thomson se llamó modelo de "budín de pasas", estableciendo una analogía entre el pastel inglés y el átomo. La masa del budín representaría a la masa del átomo cargada positivamente y las pasas incrustadas en el pastel serían los electrones.

MODELO DE RUTHERFORD

Ernest Rutherford (1871-1937) físico y químico británico, de origen neozelandés, es considerado el padre de la física nuclear. A comienzos de 1911, propuso la idea de que el átomo de cualquier elemento se compone de un núcleo diminuto en el que se reúne toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa y de electrones con carga negativa que giran alrededor de este núcleo, como si fueran planetas de un pequeño sistema solar unidos por fuerzas eléctricas, en vez de por la fuerza de gravedad.

En los Laboratorios Cavendish de Cambridge, trabajaba también J. J. Thomson, el descubridor del electrón. Es difícil evitar el término “partículas” al hablar de entidades fundamentales como el electrón, pero hay que recordar que no se deben imaginar únicamente como pequeñas bolitas o concentraciones de masa y energía en un punto sólido. El electrón es una entidad fundamental que no está formada por cosas más pequeñas.

No se puede decir lo mismo del núcleo de un átomo. Al principio de la segunda década del siglo XX, Rutherford descubrió que el núcleo es como una bola formada partículas apretadas unas con otras, como en un racimo de uvas: los protones.

Resulta curioso observar que el término “núcleo”, no aparece en los escritos de Rutherford. Lo que él consideró esencial para explicar los resultados experimentales, fue "una concentración de carga" en el centro del átomo. Esta concentración de carga, que ahora todos denominan núcleo, era lo que podía explicar el hecho comprobado en sus experimentos de que algunas partículas salieran rebotadas en dirección casi opuesta a las partículas incidentes.

Este fue un paso crucial en la comprensión de la materia, ya implicaba la existencia de un núcleo atómico donde se concentraba toda la carga positiva y más del 99,9% de la masa. Las estimaciones del núcleo revelaban que el átomo en su mayor parte estaba vacío.

Lo que une los electrones al núcleo no es la fuerza de gravedad que es insignificante (leyes de Newton), sino la fuerza eléctrica (leyes de Maxwell). En general, un átomo tiene tantos electrones como protones tenga su núcleo.

El núcleo del uranio más común tiene 92 protones. Cada protón tiene una carga eléctrica positiva de igual magnitud que la carga eléctrica negativa del electrón.

De acuerdo al modelo atómico de Rutherford, el núcleo se compone de partículas con carga positiva, a las que denominó protones y de partículas con carga negativa, denominadas electrones. Las cargas eléctricas de protones y electrones son de distinto signo pero de igual intensidad. Por lo cual, los átomos son eléctricamente neutros.

En 1920, Rutherford predijo que en el núcleo de los átomos, existían otra partículas, a la que denominó neutrones, que tenían masa de similar magnitud a la de los protones, pero que no estaban dotadas de carga eléctrica.

El modelo atómico de Rutherford postulaba que los electrones orbitaban en un espacio vacío alrededor de una minúscula  carga, situada en el centro del átomo. Esta teoría tropezó con varios problemas que, al intentar explicarlos, llevó al descubrimiento de nuevos hechos y teorías:

a) Por un lado se planteó el problema de cómo un conjunto de cargas positivas podían mantenerse unidas en un volumen tan pequeño, en vez de repelerse unas a otras, al tener cargas de igual signo. La solución a este problema llevó a pensar que en el interior del núcleo actuaba una  fuerza desconocida hasta ese momento. Hoy la conocemos como fuerza nuclear fuerte, una de las cuatro interacciones fundamentales reconocidas en la teoría estándar de la materia.

b) Por otro lado, se decía que si los electrones son partículas con carga eléctrica, para mantenerse en órbita necesitan una aceleración, con lo cual producirían radiación electromagnética y eso les haría perder energía. Las leyes de Newton y las ecuaciones de Maxwell del electromagnetismo aplicadas al átomo de Rutherford llevan a que en un tiempo del orden de 10 − 10s, toda la energía del átomo se habría radiado, ocasionando la caída de los electrones sobre el núcleo.

El modelo atómico de Rutherford es un modelo físicamente inestable, desde el punto de vista de la física clásica. En el modelo de Rutherford, las órbitas de los electrones no están definidas y solamente se dice que forman una estructura compleja. No obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, de lo que se deducía que existe un gran espacio vacío en el interior de los átomos.

MODELO DE BOHR

En 1913 Bohr publicó una explicación teórica para el espectro atómico del hidrógeno. Basándose en las ideas previas de Max Plank, que en 1900 había elaborado una teoría sobre la discontinuidad de la energía (Teoría de los cuantos), Bohr supuso que el átomo solo puede tener ciertos niveles de energía definidos.

Para esto Bohr se valió de tres postulados:

Primer postulado 

El electrón gira alrededor del núcleo en órbitas circulares sin emitir energía radiante. 

Segundo postulado

Sólo son posibles aquellas órbitas en las que el electrón tiene un momento angular que es múltiplo entero de h/(2 • p). Puesto que el momento angular se define como L = mvr, tendremos: 

 mvr = n • h/(2 • p)    ->    r = a0 • n2     donde:

m: masa del electrón = 9.1 • 10-31 kg

v: velocidad del electrón

r: radio de la órbita que realiza el electrón alrededor del núcleo

h: constante de Planck

n: número cuántico = 1, 2, 3...

a0: constante = 0,529 Å 

Así, el Segundo Postulado nos indica que el electrón no puede estar a cualquier distancia del núcleo, sino que sólo hay unas pocas órbitas posibles, las cuales vienen definidas por los valores permitidos para un parámetro que se denomina número cuántico, n. 

Tercer Postulado

La energía liberada al caer el electrón desde una órbita a otra de menor energía se emite en forma de fotón, cuya frecuencia viene dada por la ecuación de Planck: 

                            Ea - Eb = h • v  

    Así, cuando el átomo absorbe (o emite) una radiación, el electrón pasa a una órbita de mayor (o menor) energía, y la diferencia entre ambas órbitas se corresponderá con una línea del espectro de absorción (o de emisión). 

Biografía de Niels Bohr

Niels Hendrik David Bohr. Físico danés. Nació el 7 de octubre de 1.885,Copenhague. Bohr trabajó,durante 2 años, como becario postgraduado en la Gran Bretaña; conoció a Ernest Rutherford, cuyo modelo atómico mejoró de forma decisiva con la ayuda de la teoría cuántica formulada por Max Planck.

Mientras que Rutherford no consiguió órbitas concretas a los electrones que giran alrededor del núcleo, Bohr les asignó trayectorias concretas que dependían de la emisión o captura de quantos de energía.

Tras el descubrimiento de la fisión nuclear por parte de Otto Hahn, Bohr desarrolló una teoría física para explicar el fenómeno descubierto. A partir del año 1.926 Bohr fue catedrático de física teórica de la Universidad de Copenhague. Desde 1.920 dirigió el instituto de física de dicha ciudad.
En 1.943 emigró a los Estados Unidos en donde participó en el desarrollo de la bomba atómica estadounidense. Una vez finalizada la Segunda Guerra Mundial regresó a Copenhague.
En 1.922 fue galardonado con el premio Nobel por sus investigaciones acerca de la estructura del átomo. Murió el 18 de noviembre de 1.962, Copenhague.

MODELO CUÁNTICO

El modelo cuántico es el modelo atómico más actualizado y el que se considera más exacto. Es un modelo matemático muy complejo que se basa en la ecuación de Schrodinger. En este modelo se sigue considerando que en el átomo hay un núcleo central formado por protones (+) y neutrones; y alrededor de este núcleo se mueven los electrones (-). Pero los electrones no se mueven en órbitas como postulaba el modelo de Bohr, sino en un esquema más complicado que se resume a continuación:

En un átomo hay niveles que se designan con números: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

En cada nivel hay subniveles que se designan con letras: s, p, d, f.

El nivel 1 tiene subnivel s.

El nivel 2 tiene subniveles s, p.

El nivel 3 tiene subniveles s, p, d.

El nivel 4 tiene subniveles s, p, d, f.

El nivel 5 tiene subniveles s, p, d, f.

El nivel 6 tiene subniveles s, p, d.

El nivel 7 tiene subniveles s, p.

En cada subnivel hay orbitales (no es lo mismo que órbitas). 

Un subnivel s tiene 1 orbital.

Un subnivel p tiene 3 orbitales.

Un subnivel d tiene 5 orbitales.

Un subnivel f tiene 7 orbitales.

En cada orbital van los electrones. Sólo puede haber un máximo de 2 electrones por cada orbital. Por lo tanto:

Un subnivel s puede tener hasta 2 electrones.

Un subnivel p puede tener hasta 6 electrones.

Un subnivel d puede tener hasta 10 electrones.

Un subnivel f puede tener hasta 14 electrones.

El orden en que los electrones van ocupando los niveles y subniveles en un átomo está dado por el siguiente esquema denominado “Principio de construcción progresiva” o "Regla de las diagonales":

SISTEMA INTERNACIONAL

UNIDADES: SISTEMA INTERNACIONAL

MAGNITUDES Y UNIDADES

Densidad

La densidad es una propiedad física, y corresponde a la masa de un cuerpo que se encuentra en un volumen. Se representa como P (ro)

P = Kg/m3 = g/cm3 = g/ml = lb/pie3

P = m/V           m = P.V         V = m/P

Energía potencial

La energía potencial es igual a la masa del cuerpo multiplicada por la gravedad y por la altura a la que se encuentra desde un centro de referencia. La gravedad es una constante de 9,8 m/s2 

Energía cinética

La energía cinética es igual a un medio del producto entre la masa y el cuadrado de la velocidad.

Energía mecánica o total

La energía mecánica es la suma entre la energía potencial y cinética 

Temperatura

La temperatura es una magnitud física que refleja la cantidad de calor, ya sea de un cuerpo, de un objeto o del ambiente. Dicha magnitud está vinculada a la noción de frío (menor temperatura) y caliente (mayor temperatura).

Escalas de temperatura

La temperatura es el nivel de calor en un gas, líquido, o sólido. Para medirlas se utilizan las escala relativas (Celsius y Fahrenheit) y las escalas absolutas (Kelvin y Rankine)

Escala Celsius (°C)

La escala Celsius fue inventada en 1742 por el astrónomo sueco Andrés Celsius. Esta escala divide el rango entre las temperaturas de congelación y de ebullición del agua en 100 partes iguales. Usted encontrará a veces esta escala identificada como escala centígrada. Las temperaturas en la escala Celsius son conocidas como grados Celsius (ºC).

Escala Fahrenheit (°F)

La escala Fahrenheit fue establecida por el físico holandés-alemán Gabriel Daniel Fahrenheit, en 1724. Aun cuando muchos países están usando ya la escala Celsius, la escala Fahrenheit es ampliamente usada en los Estados Unidos. Esta escala divide la diferencia entre los puntos de fusión y de ebullición del agua en 180 intervalos iguales. Las temperaturas en la escala Fahrenheit son conocidas como grados Fahrenheit (ºF).

Escala de Kelvin (°K)

La escala de Kelvin lleva el nombre de William Thompson Kelvin, un físico británico que la diseñó en 1848. Prolonga la escala Celsius hasta el cero absoluto, una temperatura hipotética caracterizada por una ausencia completa de energía calórica. Las temperaturas en esta escala son llamadas Kelvins (K).

Escala Rankine (°R)

El punto de congelamiento del agua es 492°R

Fórmulas para conversión de temperaturas

   

ENERGIA

ENERGÍA

Al mirar a nuestro alrededor se observa que las plantas crecen, los animales se trasladan y que las máquinas y herramientas realizan las más variadas tareas. Todas estas actividades tienen en común que precisan del concurso de la energía. La energía es una propiedad asociada a los objetos y sustancias y se manifiesta en las transformaciones que ocurren en la naturaleza.

La energía se manifiesta en los cambios físicos, por ejemplo, al elevar un objeto, transportarlo, deformarlo o calentarlo. La energía está presente también en los cambios químicos, como al quemar un trozo de madera o en la descomposición de agua mediante la corriente eléctrica.

 

TIPOS DE ENERGÍA

Hay distintas formas o manifestaciones de la energía:

Energía luminosa:

Como su nombre lo indica, proviene de la luz solar. El sol emite rayos luminosos y la actividad de la Tierra se mantiene por la acción de la energía luminosa del Sol. La energía luminosa está presente en el origen de la mayoría de los fenómenos que observamos. El día y la noche existen por la proyección de los rayos del Sol sobre la Tierra que está girando sobre sí misma. También hablamos de energía luminosa aquellas de otras fuentes como una bombilla.

Energía térmica: 

La energía térmica es un tipo de energía liberada en forma de calor como la que se desprende de objetos calientes como el Sol, una estufa, y cosas que arden en general. La energía térmica también es conocida por energía calórica o calorífica. La energía térmica interviene en los procesos caloríficos que consiste en dos cuerpos de diferentes temperaturas se ponen en contacto, la energía que se transmite de cuerpo a cuerpo producto de las diferencias de temperaturas es lo que se denomina energía térmica.

Energía mecánica:

La energía mecánica es la energía que presentan los cuerpos en razón de su movimiento (energía cinética), de su situación respecto de otro cuerpo, generalmente la tierra, o de sus estado de deformación, en el caso de los cuerpos elásticos. Es decir, la energía mecánica es la suma de la energía potencial (energía almacenada en un sistema), cinética (energía que surge en el mismo movimiento) y la elástica de un cuerpo en movimiento.

Energía eléctrica:

La energía eléctrica es la forma de energía que resulta de la existencia de una diferencia de potencial entre dos puntos, situación que permitirá establecer una corriente eléctrica entre ambos puntos si se los coloca en contacto por intermedio de un conductor eléctrico para obtener el trabajo mencionado. Esta energía es capaz de transformarse en muchísimas otras formas de energía como la luminosa térmica y mecánica. Está presente en un rayo o en la energía eléctrica de las viviendas.

Energía química:

La energía química es otra de las manifestaciones de la energía y específicamente se trata de la energía interna que posee un determinado cuerpo y si bien siempre se podrá encontrar en la materia, solo se nos mostrará cuando se produzca una alteración importante de ésta. Poniéndolo en términos más sencillos, la energía química es aquella que está producida por reacciones químicas. Entre los ejemplos más cotidianos que podemos dar de energía química se cuentan: la energía que emana del carbón cuando este se quema, las pilas, las baterías, entre otros.

Energía nuclear:

La energía nuclear es aquella que se libera, ya sea de manera espontánea o artificial, en las reacciones nucleares. A la energía nuclear se la obtiene básicamente a través de dos maneras, por el proceso de la fisión y fusión nuclear.

Energía hidráulica:

La energía hidráulica es aquella energía que es generada gracias a la utilización de la fuerza que emana o disponen las corrientes de agua, entre otras, las mareas o los saltos de agua.

Energía eólica:

La energía eólica es la energía que se obtiene a partir del soplado del viento; las fuertes corrientes de aire transforman la energía en otras expresiones muy útiles para llevar a cabo las diferentes actividades humanas.

Energía electromagnética:

La energía electromagnética es la cantidad de energía almacenada en una región del espacio que podemos atribuir a la presencia de un campo electromagnético, y que se expresará en función de las intensidades del campo magnético y campo eléctrico.

LEY DE CONSERVACIÓN DE LAS MASAS

Respaldada por el trabajo del científico Antoine Lavoisier, esta ley sostiene que la materia (la masa) no puede crearse o destruirse durante una reacción química, sino solo transformarse o sufrir cambios de forma.  Es decir, que la cantidad de materia al inicio y al final de una reacción permanece constante

"En toda reacción química la masa se conserva, esto es, la masa total de los reactivos es igual a la masa total de los productos"

Así, por ejemplo, cuando se hacen reaccionar 7) g de hierro con 4 g de  azufre se obtienen 11 g de sulfuro de hierro: 

Fe + S ------) FeS

7g + 4g     =    11g

     masa  =   masa

 reactivos= productos

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA

La ley de conservación de la energía, también conocida como primer principio de la termodinámica establece que aunque la energía se puede convertir de una forma a otra no se puede crear ni destruir. Esta ley fue propuesta por el alemán Robert Meyer, pero le fue atribuida al inglés James Joule.