QUÍMICA Y SOCIEDAD

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QUÍMICA DEL CARBONO

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ACTIVIDADES SOBRE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES

Actividad 1: Observa la gráfica pequeñita de la página 54 de tu libro y explica por qué el agua tiene esos puntos de fusión y ebullición tan elevados (que no le corresponderían), y qué importancia tiene esto para tu vida. 

Lo primero que se debe saber es en qué consisten los términos fusión y ebullición.
Fusión: Paso de un cuerpo del estado sólido al líquido por la acción del calor.
       En el agua, la fusión comienza a los 273 grados Kelvin= - 0'15 ºC (0ºC aprox.).
Ebullición: Proceso físico en el que un líquido pasa a estado gaseoso.
      La ebullición del agua empieza a los 373 grados Kelvin= 99'85 ºC. (100ºC aprox.).

Tiene estos puntos tan altos por los puentes de hidrógeno, además de que la molécula de agua es muy polar. Esos puentes son muy fuertes y por ello, cuesta mucho romperlos.
La temperatura media de la superficie de la Tierra es de 15ºC, por lo que, teniendo en cuenta las temperaturas de fusión y ebullición del agua, el agua está a esa temperatura en estado líquido. Esta es la explicación de que la mayoría del agua de la Tierra esté en estado líquido.

La importancia de este fenómeno para la vida es que si no fuera así, no habría vida, ya que el 70% de nuestro cuerpo está compuesto de agua y de no ser así, la temperatura del agua no sería la adecuada para que se desarrollaran las primeras células de vida, tal y como pasó hace millones de años, que las primeras muestras de vida en la planeta se dieron en el agua, y luego con las glaciaciones, la vida se extinguió.  

 Creación de un puente de hidrógeno en el agua.

Actividad 24, página 67: 

Gráfica de Excel.

La evolución consiste en que el fluoruro de hidrógeno (HF) tiene las temperaturas más altas de fusión y ebullición. 

Este fenómeno se debe a que los puentes de hidrógeno de ese compuesto son más fuertes que los demás, por lo que cuesta más romperlos para pasar de un estado a otro. A su vez, esto se justifica a que el flúor es un elemento con mucha carga electromagnética, y por ello atrae a más moléculas y crea puentes más fuertes, por lo que la molécula de HF es mucho más polar y magnética que los demás haluros de hidrógeno. 

LAS FUERZAS INTERMOLECULARES EN LA VIDA

Para poder explicar las fuerzas intermoleculares en el campo biológico, hay que saber su importancia y que se distinguen dos tipos de dichas fuerzas: los puentes de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.

• PUENTES DE HIDRÓGENO: Clase de enlace que se produce a partir de la atracción existente en un átomo de hidrógeno y un átomo de oxígeno, flúor o nitrógeno con carga negativa. Dicha atracción, por su parte, se conoce como interacción dipolo-dipolo y vincula el polo positivo de una molécula con el polo negativo de otra. 

 

   Representación gráfica de un puente de hidrógeno.

• FUERZAS DE VAN DER WAALS: Estas fuerzas son las responsables de muchos fenómenos físicos y químicos como la adhesión, rozamiento, difusión, tensión superficial y la viscosidad. Son fuerzas mas débiles que las internas que unen la molécula ya que dependen exclusivamente del tamaño y forma de la molécula pudiendo ser de atracción o de repulsión. Son tan débiles que no se las puede considerar un enlace, como el enlace covalente o iónico, solo se las considera una atracción. Fueron nombradas en honor al físico neerlandés Johannes Diderik van der Waals (1837-1923), premio Nobel de Física en 1910, que en 1873 fue el primero en introducir sus efectos en las ecuaciones de estado de un gas. 

 

Representación gráfica de las fuerzas de Van der Waals (dipolo-dipolo).

Las fuerzas de Van der Waals las podemos clasificar en:

• Ión-dipolo: Son interacciones que ocurren entre un ión y una molécula.
• Dipolo - dipolo: Cuando dos moléculas polares (dipolo) se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo de una de ellas y el negativo de la otra . Se forma entre un dipolo positivo de una molécula polar con el dipolo negativo de otra polar. 
• Dipolo - dipolo inducido: Son interacciones que ocurren a nivel de catión-anión, entre distintas moléculas cargadas, y que por lo mismo tenderán a formar una unión electrostática entre los extremos de cargas opuestas debido a la atracción entre ellas.
• Fuerzas de dispersión de London conocidas como dipolo instantáneo-dipolo inducido: En las moléculas no polares puede producirse transitoriamente un desplazamiento relativo de los electrones, originando un polo positivo y otro negativo (dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. 

La importancia de estas fuerzas se justifica en que si estas fuerzas no existieran, no existiría la vida, ya que las propiedades de las sustancias no serían apropiadas para el desarrollo de la vida. Por ejemplo: si el agua no tuviera esos puentes de hidrógeno, cambiaría fácilmente de estado y no se desarrollaría la vida en la Tierra.

En estas sustancias biológicas están presentes las fuerzas intermoleculares:

Agua (H2O) Puentes de hidrógeno.
Alcohol (C2H6) Van der Waals.
ADN  (no se sabe su fórmula química) 2 cadenas unidas por puentes de hidrógeno.
Amoniaco (NH3) Puentes de hidrógeno.
Carbohidratos o glúcidos (CH2O) Van der Waals.
Sacarosa o azúcar (C12H22O11) Van der Waals.
Proteínas (no tiene fórmula química, está hecha por aminoácidos) Puentes de hidrógeno.
Glucosa o fructosa (C6H12O6) Van der Waals.
Clorofila (C55H72O5N4Mg) Van der Waals.
Celulosa o almidón (C6H10O5)n Van der Waals.
Melanina (C3H6N6) Van der Waals.
Colágeno (no se sabe la fórmula química, hay 20 distintas) Puentes de hidrógeno.
Fosfano (PH3) Van der Waals.
ARN (no se sabe su fórmla química) Puentes de hidrógeno.
Aminoácido (-NH2) Puentes de hidrógeno.
Glicerina (C3H8O3) Van der Waals.
Colesterol (C27H46O) Van der Waals.
Yodo  (I2)  Van der Waals.
Enzima catalasa  (H2O2)  Puentes de hidrógeno. 

                              Molécula polar.                     Molécula de agua, que es polar.

ENLACES QUÍMICOS Y PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS

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https://drive.google.com/open?id=1UYygy1dWtK3-o_f-TiVtvKdRECKmJxJCAnFr6JF1Vbs --> Aquí se pueden ver los GIF.

MODELOS ATÓMICOS

JOHN DALTON

 Fue el primer modelo atómico con bases científicas, propuesto entre 1803 y 1807.

 Explicación:

 Consistía en una serie de postulados en los cuales se explicaban las cualidades de los átomos. Son los siguientes:

1.  La materia está dividida en unas partículas indivisibles e inalterables llamadas átomos.
2.  Los átomos son partículas muy pequeñas y no se pueden ver a simple vista.
3.  Todos los átomos de un mismo elemento son iguales entre sí, igual masa e iguales propiedades.
4.  Los átomos de distintos elementos tienen distinta masa y distintas propiedades.
5.  Los compuestos se forman cuando los átomos se unen entre sí, en una relación constante y sencilla.
6.  En las reacciones químicas los átomos se separan o se unen; pero ningún átomo se crea ni se destruye, y ningún átomo de un elemento se convierte en átomo de otro elemento. Esta concepción se mantuvo casi durante un siglo.
7.  Los átomos permanecen sin división, incluso cuando se combinan en reacciones químicas.
8.  Los átomos de elementos diferentes se pueden combinar en proporciones distintas y formar más de un compuesto.
9.  Los compuestos químicos se forman al unirse átomos de dos o más elementos distintos. Para Dalton un átomo era algo así como una pequeña esfera.

¿Qué explicaba o resolvía?

Explicaba principalmente tres propiedades:
1.  La formación  de compuestos químicos.
2.  Las reacciones químicas.
3.  La Ley de la conservación de la masa.


¿Qué no podía explicar?

Esta teoría fue descartada porque los átomos sí se pueden dividir (partículas subatómicas, como por ejemplo los “quarks”, los “neutrinos” o los “bosones”), no son iguales los átomos de un mismo elemento, y los átomos no solamente son neutros, ya que existen los cationes y los aniones.

JOSEPH JOHN THOMSON

 Su teoría sobre la estructura atómica fue propuesta en 1904  y descubrió el electrón en 1897, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón.

Explicación:

Consistía en que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. También era conocido como el "Modelo del pudin o pastel de pasas".


¿Qué explicaba o resolvía?

Tomaba en cuenta la existencia de dicha partícula subatómica. Por ello, explicaba que su modelo era estático, ya que suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo, y que el conjunto era eléctricamente neutro. La carga negativa total de los electrones era la misma que la carga total positiva de la esfera, por lo que dedujo que el átomo era neutro.

Thomson también explicó la formación de iones, tanto positivos como negativos. Cuando el átomo pierde algún electrón, la estructura queda positiva y se forman iones positivos; pero si el átomo gana algún electrón, la estructura queda negativa y se forman iones negativos.

La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.


¿Qué no podía explicar?

El error que cometió Thomson fue que hizo suposiciones incorrectas de cómo se distribuía la carga positiva en el interior del átomo.

Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

  

ERNEST RUTHERFORD

 Su modelo atómico fue realizado y publicado en 1911.

Explicación:

Consistía en que el átomo estaba formado por dos partes: la "corteza" (luego denominada periferia), constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. también se conoce como modelo nuclear, modelo planetario y modelo del Sistema Solar.


¿Qué explicaba o resolvía?

En 1911, Rutherford empleó las partículas alfa para determinar la estructura interna de la materia. De esta manera explicó que:

• La mayoría de las partículas atraviesan la lámina sin desviarse (99,9%).
• Algunas partículas se desvían (0,1%).

Al ver que no se cumplía el modelo propuesto por Thomson, Rutherford formuló el modelo nuclear del átomo. Según este modelo, el átomo está formado por un núcleo y una corteza:

• En el núcleo se concentra casi la totalidad de la masa del átomo, y tiene carga positiva.
• La corteza está formada por los electrones, que giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (sistema solar en miniatura)
• Así mismo, también dijo que la materia es neutra, ya que la carga positiva del núcleo y la negativa de la corteza se neutralizan entre sí.

Rutherford además dedujo que:

La materia está casi vacía; el núcleo es 100.000 veces más pequeño que el radio del átomo. La mayoría de las partículas alfa no se desvían porque pasan por la corteza, y no por el núcleo. Las que pasan cerca del núcleo se desvían porque son repelidas. Cuando el átomo suelta electrones, el átomo se queda con carga negativa, convirtiéndose en un ión negativo (anión); pero si, por el contrario, el átomo gana electrones, la estructura será positiva y el átomo se convertirá en un ión negativo. El átomo es estable.


¿Qué no podía explicar?

Las insuficiencias de su modelo fueron las siguientes:

1.   Se contradecía con las leyes del electromagnetismo de Maxwell, las cuales estaban ampliamente comprobadas mediante numerosos datos experimentales. Según las leyes de Maxwell, una carga eléctrica en movimiento (como es el electrón) debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría; esto debería ocurrir en un tiempo muy breve.
2.  No explicaba los espectros atómicos.

NIELS BÖHR

Fue el primer modelo atómico en el que se introduce una cuantización a partir de ciertos postulados. Se publicó en 1913.

Explicación:

Consistía en un modelo atómico que se valió del átomo de hidrógeno; describió el átomo de hidrógeno con un protón como núcleo y con un electrón girando a su alrededor. Los electrones giraban entorno al núcleo definían unas órbitas circulares estables que Bohr explicó como que los electrones se pasaban de unas órbitas a otras para ganar o perder energía.


¿Qué explicaba o resolvía?

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:
1.  El átomo está cuantizado, ya que solo puede poseer unas pocas y determinadas energías.
2.  Cuando un electrón pasa de un nivel de energía a otro, se absorbe o se emite energía.
3.  Cuando el electrón está en n=1 se dice que está en el nivel fundamental (nivel de mínima energía); al cambiar de nivel el electrón absorbe energía y pasa a llamarse electrón excitado.

El electrón gira en unas órbitas circulares alrededor del núcleo, y cada órbita es un estado estacionario que va asociado a un numero natural, “n” (núm. cuántico principal), y toma valores del 1 al 7. Así mismo, cada nivel “n” está formado por distintos subniveles, “l”. Y a su vez, éstos se desdoblan en otros (efecto Zeeman), “m”. Y por último, hay un cuarto número cuántico que se refiere al sentido, “s”. Los niveles de energía permitidos son múltiplos de la constante de planck.

 Además, demostró que cuando un electrón pasaba de una órbita más externa a otra más interna emitía radiación electromagnética. Cada órbita tiene un nivel diferente de energía.

¿Qué no podía explicar?

El modelo atómico de Bohr tuvo que ser abandonado al no poder explicar los espectros de átomos más complejos. La idea de que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas definidas tuvo que ser desechada. Las nuevas ideas sobre el átomo están basadas en la mecánica cuántica, que el propio Bohr contribuyó a desarrollar.

MODELO CUÁNTICO - MECANO (ACTUAL)

 Erwin Schrödinger.

Werner Heisenberg.

Es el modelo actual; fue expuesto en 1925 por Werner Heisenberg y Erwin Schrödinger.

Explicación:

Consiste en que los electrones no están en órbitas determinadas. El modelo cuático define al principio los electrones como ondas de materia (dualidad onda-partícula), describiendo de este modo la ecuación ondulatoria que explicaba el desarrollo en el tiempo y el espacio de la onda material en cuestión.


¿Qué explicaba o resolvía?

Este modelo atómico no se trata de un modelo relativista, sino cuántico.

Aspectos característicos:

1.  Dualidad onda-partícula: Broglie propuso que las partículas materiales tienen propiedades ondulatorias, y que toda partícula en movimiento lleva una onda asociada.

2.  Principio de indeterminación: Heisenberg dijo que era imposible situar a un electrón en un punto exacto del espacio. Las ecuaciones del modelo mecano-cuántico describen el comportamiento de los electrones dentro del átomo, y recogen su carácter ondulatorio y la imposibilidad de predecir sus trayectorias exactas. Así establecieron el concepto de orbital, región del espacio del átomo donde la probabilidad de encontrar un electrón es muy grande.

3.  Características de los orbitales: La energía está cuantizada. Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor.

4.  El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuánticos. Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. Y por último, dada la cantidad de elementos, se necesitaba una clasificación. Hoy en día se utiliza la tabla periódica, aunque le precedieron muchos otras propuestas. 

¿Qué no podía explicar?

Este modelo resulta incompleto en estos aspectos:

1.  En su formulación original no tiene en cuenta el espín de los electrones, esta deficiencia es corregida por el modelo cuántico-Pauli.

2.  Ignora los efectos relativistas de los electrones rápidos, esta deficiencia es corregida por la ecuación de Dirac que además incorpora la descripción del espín electrónico.

3.  Si bien predice razonablemente bien los niveles energéticos, por sí mismo no explica por qué un electrón en un estado cuántico excitado decae hacia un nivel inferior si existe alguno libre. Esto fue explicado por primera vez por la electrodinámica cuántica y es un efecto de la energía del punto cero del vacío cuántico.

PROYECTO DE INVESTIGACIÓN

Mi proyecto de investigación tratará de porqué la cebolla nos hace llorar cuando la cortamos.

EXPERIMENTO CASERO Nº 1

Página 22: Laboratorio en el Aula 1.

Tabla de datos tomada durante el experimento.

Gráfica polinómica del experimento con Excel y ecuación obtenida.

Actividad c con la constante de proporcionalidad y la medida de la gravedad.

FOTOGRAFÍAS

Utensilios usados para este experimento.

Elaboración.

GRÁFICAS CON EXCEL

Página 31: Ejercicios 13 y 15.
Actividad 13:

Imagen del cuaderno con los cálculos.

Gráfica lineal de Excel.

Actividad 15:

Imagen del cuaderno con los cálculos.

Gráfica  potencial de Excel.

¿LAS LEYES CIENTÍFICAS DE MURPHY?

Página 31: Ejercicio 17. 

a) ¿Crees que hay rigor científico en el texto?

Yo creo que no, ya que algunas de esas leyes no tienen una explicación matemática o textual coherente, son más bien situaciones de la vida cotidiana que dependen del azar, con una visión pesimista de la vida. Por ejemplo: si un día llevas un paraguas, hay igual de posibilidades de que llueva o no.

b) Consideras que se ha seguido el método científico para demostrar esa base científica.

Desde mi punto de vista, no, porque con algunos casos se puede experimentar, como con la tostada (que cae en el lado de la mantequilla porque pesa más y por la altura de la mesa, porque no da tiempo a dar una vuelta completa), pero en la ley "Si algo puede salir mal, saldrá mal", no se puede hacer ningún experimento, es cosa del azar, además de que nuestro cerebro recuerda las cosas malas que nos pasan, por el simple hecho de que son errores nuestros y así nos acordamos más de lo pesimista que de lo optimista. Además, tampoco en algunos casos se pueden tomar análisis de datos, porque en el caso anterior, simplemente algo te puede salir mal o no.

c) Da tu opinión personal sobre la ley de Murphy detallando si crees en ella y si consideras que tiene base científica o no.

En mi opinión, creo que la ley de Murphy en algunos casos (como el 7) sí es coherente, porque cada persona piensa de una manera y tiene una opinión distinta, pero en general no creo en ella porque, en primer lugar, es una ley, y las leyes son universales y siempre se cumplen, pero en ciertos casos (como el del paraguas) no siempre cumplen, ya que no tienen la certeza de que ocurran. Considero que no tiene base científica porque la mayoría no tiene una explicación escrita o matemática definida.

GIF de la 5ª Ley: "La otra cola siempre es más rápida".

1ª Ley: "Si algo puede salir mal, saldrá mal".