''Un sabio en su laboratorio no es solamente un teórico. Es también un niño colocado ante los fenómenos naturales que le impresionan como un cuento de hadas''
Marie Curie
Fundamento químico de una fotografía en blanco y negro
Desde esta perspectiva, se pueden estudiar tanto procesos redox, como ácido-base, solubilidad y el famoso ¡efecto fotoeléctrico!
El trozo de papel, está cubierto de una emulsión que contiene cristales de AgBr, cuando estos se someten a la luz...
AgBr + hν→ AgBr*
Se produce la activación de estos cristales, pero por ahora la imagen está aún latente, para que aparezca hay que llevar a cabo el revelado, utilizando un revelador, como por ejemplo:
2AgBr* + C6H6O2 → 2Ag + 2HBr + C6H4O2
En los lugares donde la exposición a la luz fue mayor, habrá una mayor cantidad de iones plata, el revelador actuará más rápido, reduciendo a estos iones a una velocidad adecuada. Pero si no cortamos esta reacción nos quedaría toda la fotografía de color negro, para ello se añade ácido acético, ya que el revelador sólo reacciona en medio básico.
Por último, se añadiria el fijador, podría ser Na2S2O3, se eliminan así, los iones lata que no hayan reaccionado anteriormente, y se forma un producto muy soluble en agua que es eliminado en el posterior lavado.
Una de las mujeres que destacó en este tema fue Anna Atkins, la primera persona en publicar un libro con ilustraciones fotográficas utilizando el método de la cianotipía.
Para observar este maravilloso proceso, puedes llevarlo a cabo realizando el siguiente experimento propuesto en:
Científico alemán de principios del S.XVII recordado
principalmente por descubrir las tres leyes referentes al movimiento de los
planetas sobre su órbita alrededor del sol. Sus estudios y trabajos le
llevaron a convertirse en el matemático imperial de Rodolfo
II.
Nació en Würtemburg en 1571 en el seno de una familia
protestante. Tras estudiar en los seminarios de Adelberg
y Maulbronn,
Kepler ingresó en la Universidad de Tubinga (1588). Su profesor de matemáticas, el astrónomo Michael Maestlin,
le enseñó el sistema heliocéntrico de Copérnico que se reservaba a los mejores
estudiantes. Kepler se convirtió en un copernicano convencido como discípulo de
Maestlin.
Kepler comienza publicando el modelo de ''la armonía de las esferas celeste'', basado en la concepción pitagórica del mundo. En este, no sería casual que el número de planetas descubiertos hasta entonces fuera uno más que el de los poliedros perfecto. Las distancia al Sol venían dadas por esferas sucesivas anidadas en el interior de poliedros perfectos. En la esfera interior estaría Mercurio, mientras que Venus, Tierra, Marte, Júpiter y Saturno, estarían situados en el interior de los cinco poliedros perfectos. En 1600, comienza a trabajar con Tycho Brahe, y tras la muerte de este tiene acceso a las mediciones realizadas por el mismo. Estas observaciones chocan con su modelo de la armonía celeste, que no puede explicar el modelo retrogrado de Marte, llega así al enuncio de sus tres famosas leyes. Kepler
muere en 1630 en Ratisbona, a la edad de 59 años.
Además de sus aportaciones dentro del campo de la astronomía también destaca en el de la óptica, enunciando la primera ley aproximada de la refracción de la luz.
Leyes de Kepler
Primera ley:
Los planetas describen órbitas elípticas en un movimiento alrededor del Sol, con el Sol en uno de sus focos.
Segunda ley:
El área barrida por unidad de tiempo por el radio vector desde el Sol hasta el planeta es constante:
dA/dt=l/(2µ)
Tercera ley:
EL cuadrado del periodo de la órbita de un planeta es proporcional al semieje mayor al cubo:
τ^2/a^3 =(4π^2)/(Gm_0 )=Constante
Por último, para una mejor comprensión, se puede hacer uso del simulador:
La materia está constituida por distintas unidades estructurales (iones, átomos o moléculas) unidas entre sí mediante fuerzas. Estas fuerzas se denominan enlaces.
¿Por qué se forman los enlaces químicos?
Un enlace químico se forma porque al unirse las unidades estructurales adquieren una forma más estable que cuando estaban separadas, es decir, un enlace químico es la fuerza responsable de la unión estable entre los iones, átomos o moléculas que forman las sustancias.
Regla del octeto
En la formación de los enlaces tienen especial importancia los electrones del átomo situados en el nivel más externo, también denominado nivel de valencia. En esta formación, los átomos tienden a ceder, ganar, o compartir electrones hasta que el número de éstos sea igual a 8 en su nivel de valencia.
Configuraciones
electrónicas:
Cl [Z =17] = 1s2 2s2 2p6 3s2
3p5
Na [Z = 11] = 1s2 2s2 2p6 3s1
S [Z = 16] =1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Algunas excepciones son H2, BeH2, BH3, BF3, PCl5, SF6, AlCl3.
Tipos de enlaces químicos
Enlace iónico Enlace entre átomos de diferente carga eléctrica unidos por atracción electrostática.
MUY IMPORTANTE: ESTE ENLACE SE PRODUCE GENERALMENTE POR LA UNIÓN DE UN METAL Y DE UN NO METAL
Para que se produzca este enlace uno de los átomos tiene que poder ceder electrones y el otro tiene que poder ganar electrones, es decir, se produce la unión entre cationes y aniones.
Enlace covalente
El enlace covalente
consiste en la unión de dos átomos que comparten uno o más electrones para
formar moléculas.
Modelo de Lewis
Gilbert Newton
Lewis introdujo una representación para los átomos y moléculas. Para
representar un átomo se escribe el símbolo del elemento y se rodea de tantos
puntos como electrones de valencia tiene. Del mismo modo, para representar una
molécula, se colocan los electrones del enlace entre los átomos que lo forman.
Además, es frecuente sustituir los pares electrónicos por guiones.
Según el número
de pares que compartan los átomos tendremos enlace covalente simple, doble y
triple.
Enlace metálico
El enlace metálico es un enlace químico que une los átomos de los metales. Los átomos de estos enlaces pierden electrones de sus capas más externas y constituyendo una nube electrónica que rodea a todo el conjunto de iones positivos. De esta manera se forma un cristal metálico.
Fuerzas intermoleculares
Son las interacciones que existen entre las moléculas de acuerdo a su naturaleza.
Las fuerzas intermoleculares más destacadas con el puentes de hidrógeno, que son la formación de una fuerza carga-dipolo con un átomo de hidrógeno unido a un átomo de nitrógeno, oxígeno o flúor.
Algunas aplicaciones del enlace químico
´ Ingeniería
Mecatrónica: Producción de nuevos materiales de la industria electrónica con
propiedades óptimas
´ Ingeniería
Civil: Materiales orientados a la construcción (metales, polímeros y cerámicos)
´ Odontología:
Gran parte de las rehabilitaciones en la boca se hacen con aleaciones
´ Ortodoncia:Acero inoxidable y aleaciones a base de titanio.
´ Farmacología:
Obtención de medicamentos
Simulador Estructuras de Lewis: https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/molecule-shapes_en.html Videos
Experimento SOLUBILIDAD Mezclar los siguientes compuestos y observar su solubilidad. A continuación clasificar los tipos de enlaces.
Mezclar alcoholcon azúcar, cloruro de sodio, yodo, carbono, aceite, agua y acetona pura
Mezclar acetona con azúcar, cloruro de sodio, yodo, carbono, aceite, agua y alcohol
Mezclar agua con azúcar, alcohol, acetona, cloruro de sodio, yodo, carbono, y aceite
Mezclar aceite con agua, azúcar, alcohol, acetona, cloruro de sodio, yodo y carbono
Experimento CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA
Dispositivo: Probador de conductividad eléctrica
Material: Cuenco de porcelana
Colocar en el cuenco de porcelana cloruro de sodio y comprobar su conductividad eléctrica
A continuación agregar unas gotas de agua y comprobar de nuevo la conductividad.
Clasificar los tipos de enlace.
Repetir el procedimiento para acetona, sacarosa, azúcar, hierro, alcohol y agua.
Actividad de evaluación
Memoria de las dos experimentos en casa, justificando tus respuestas.
Realizar un trabajo explicando las aplicaciones del enlace químico y su repercusión en la sociedad.
Reflexionar sobre los aspectos fundamentales de los videos.
NOTA: Los alumnos que no tengan un ordenador en casa podrán realizar el trabajo con un compañero.
