•Integrantes de equipo•
Daira Mactzil del Ángel Rocha
Gpe. Beatriz García Mendoza
Erick Uriel Gómez Muñís
Judith Molina Pedraza
Naxhieli López Vidal
Ma. Gpe. Wendy Ruiz Merino
*Menú de links y bibliografías*
-LOS CAZADORES DE MICROBIOS
*
-ENLACE QUÍMICOS
*http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%C3%ADmico
-ENLACE IÓNICO
*http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_i%C3%B3nico
*http://www.textoscientificos.com/quimica/enlaces-quimicos
*http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
*http://www.visionlearning.com/library/module_viewer.php?mid=55&l=s
*http://www.monografias.com/trabajos7/enqui/enqui.shtml
- ENLACE COVALENTE
*http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_covalente
- ENLACE METÁLICO
*http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_met%C3%A1lico
- FUERZAS INTERMOLECULARES (FURZAS DE VAN DER WAALS y PUENTES DE HIDROGENO)
*Gómez, M. C. (2005). Química I: DGETI. Primera edición. México
- PRACTICA #2
*Welch, C. 1980. Ciencias Biológicas. De las Moléculas al hombre. CECSA. Venezuela.
*Benlloch, M. 1994. Por un aprendizaje constructivista de las ciencias. Visor. España.
- PRACTICA #2
*http://www.oei.es/indbol11123.htm
García, F.A. y Garritz, R. A. (2006). Desarrollo de una unidad didáctica; El estudio del enlace químico en el bachillerato [Revista electrónica de Enseñanza de las Ciencias, 2006,24 (1)] pág. 111-124
- EXTRAS
*http://www.oei.es/innovamedia/fis.htm
“LOS CAZADORES DE MICROBIOS”
(Paul de Kruif)
¡Los microbios son un peligro!
Capítulo III
Pasteur al ser nombrado profesor y decano de la Facultad de Ciencias de Lila, tropezó por primera vez en ese lugar, con los microbios. De esta forma, esa prosaica ciudad de destiladores, cultivadores de remolacha y comerciantes en maquinarias agrícolas, es donde surgió su gran campaña, que tuvo tanto de romanticismo científico cuanto de agitación religiosa y política, para apuntar en el mapa nuevos microbios del mundo conocido.
La gran ola de entusiasmo por los microbios que durante treinta años impulsó el barco de la ciencia, demostró al mundo la enorme importancia de los microbios, generando con esta actividad la creación de partidarios fanáticos y enemigos encarnizados, además su nombre apareció en las primeras planas de todos los periódicos, fue desafiado varias veces y el público en muchas ocasiones se burlaba de “sus queridos microbios”. Mientras que por otro lado, sus descubrimientos estaban salvando a un sinnúmero de parturientas. En resumen, fue en Lila donde empezó el vuelo que había de conducirle a la inmortalidad.
¿Los maléficos bastoncitos?
Historia de la fermentación
Todavía en Estrasburgo empezaba a pregustar la felicidad de descubridor. En Lila encontró el camino de la fama al ofrecer su ayuda a un fabricante de azúcar de remolacha…
Así pues, una vez establecido en dicho lugar, los grandes industriales le dijeron que eso de la ciencia pura estaba muy bien, pero lo que ellos necesitaban, lo que la emprendedora ciudad de Lila precisaba, ante todo, era una íntima cooperación entre la ciencia y la industria.
-Lo que queremos saber es si la ciencia recompensa la ayuda que recibe. Consiga usted elevar el rendimiento en azúcar de las remolachas; denos una mayor producción de alcohol y entonces verá como le ayudamos a usted y a su laboratorio.
Pasteur les escuchó cortésmente y procedió a demostrarles de qué pasta estaba hecho. -¡Ya verán que él era algo más que un hombre de ciencia!
¡Imaginemos a una comisión de hombres de negocios preguntando a Isac Newton en qué medida iba a favorecer las leyes de la gravitación a los altos hornos!...
Es entonces que un día un señor llamado Monsieur Bigo, destilador de alcohol, encontrándose en una situación embarazosa, fue un día a visitar a Pasteur en su laboratorio y ocurrió lo siguiente:
-Tenemos dificultades con la fermentación, profesor-se lamento-. Estamos perdiendo miles de francos a diario. ¿Podría usted venir a la fabrica y sacarnos de este atolladero?- Preguntó el buen Bigo, cuyo hijo estudiaba en la facultad de Ciencias, y por esta razón Pasteur se apresuró a complacerle.
Fue a la destilería y olfateó las cubas, que no daban alcohol, tomó muestras de la sustancia grisácea y viscosa y las puso en frascos para transportarlas al laboratorio, sin olvidarse de recoger cierta cantidad de pulpa de remolacha de las cubas sanas en fermentación que producían cantidades normales de alcohol. Pasteur no tenía la menor idea de cómo ayudar a Bigo, por que ignoraba de qué manera se transformaba el azúcar en alcohol por fermentación; y la verdad era que entonces no había químico en el mundo que conociera dicho proceso. Volvió al laboratorio y examinó primero la sustancia procedente de las cubas sanas; puso en el microscopio una gota del producto, con la vaga idea de encontrar cristales, y vio que estaba llena de glóbulos diminutos, mucho más pequeños que cualquier cristal conocido, de color amarillento, y en cuyo interior había enjambres de curiosos puntos en continua agitación.
-¿Qué puede ser esto?-murmuró.
Y de repente le vino una idea.
-Debía habérmelo figurado: son las levaduras existentes en todos los líquidos azucarados que fermentan para dar alcohol. Cagniard de la Tour está en lo cierto; estos fermentos están vivos y son los que transforman en azúcar en alcohol. Sin embargo con esto no ganaba nada, ya que no respondía a la problemática de las cubas enfermas.
Por consecuente, tomó el frasco que contenía la sustancia procedente de una cuba enferma, la olió, la examinó con un lente de aumento, lo tentó, introdujo en el, tiras de papel tornasol azul que se tornaron rojas y por ultimo, puso una gota en el microscopio y observó.
Llegando la noche poseído de un ansia febril, encontró que el líquido saturado de bastoncitos contenía ácido láctico, pero no de alcohol. Invadiendo en su cabeza una idea:
-Estos bastoncitos del líquido de las cubas enfermas son seres vivientes; tal vez establecen la lucha con los fermentos y los venzan. ¡Los bastoncitos son los fermentos de ácido láctico, del mismo modo que la levadura es el fermento de alcohol!
-Los bastoncitos precisan una alimentación más rica-pensó.
Y después de muchos fracasos ideó un extraño medio de cultivo: tomó levadura seca, la hirvió en agua pura, la filtró para obtener un líquido perfectamente transparente, a la que añadió cierta cantidad de azúcar y un poco de carbonato de cal para impedir que el líquido tomara carácter ácido. Con la punta de una aguja muy fina pescó después una motita gris en el líquido procedente de una fermentación defectuosa, y con todo cuidado la sembró en el nuevo caldo, coloco el frasco en una estufa de cultivo y se dispuso a observar. En los días siguientes repitió el experimento una y otra vez. Entonces Pasteur con su carácter impaciente, no pudo contenerse más, y le dijo a Bigo, que aquellos bastoncitos era la causa del trastorno de las fermentaciones. Es decir, unos animalillos tan pequeños son capaces de transformar en azúcar en ácido láctico. Por lo tal, “la verdadera causa de la fermentación son unos seres vivientes, seres vivientes subdivididles”.
”CONCEPTOS SOBRE ENLACE QUÍMICOS”
Un enlace químico es el proceso físico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la electrodinámica cuántica. Sin embargo, en la práctica, los químicos suelen apoyarse en la mecánica cuántica o en descripciones cualitativas que son menos rigurosas, pero más sencillas en su descripción del enlace químico. En general, el enlace químico fuerte está asociado con la compartición o transferencia de electrones entre los átomos participantes. Las moléculas, cristales, y gases diatómicos -o sea la mayor parte del ambiente físico que nos rodea- está unido por enlaces químicos, que determinan la estructura de la materia.
Teniendo en cuenta que las cargas opuestas se atraen, y que los electrones que orbitan el núcleo están cargados negativamente, y que los protones en el núcleo lo están positivamente, la configuración más estable del núcleo y los electrones es una en la que los electrones pasan la mayor parte del tiempo entre los núcleos, que en otro lugar del espacio. Estos electrones hacen que los núcleos se atraigan mutuamente.
Todos los enlaces pueden ser explicados por la teoría cuántica, pero, en la práctica, algunas reglas de simplificación les permiten a los químicos predecir la fuerza, direccionalidad y polaridad de los enlaces. La regla del octeto y la teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia son dos ejemplos. Las teorías más sofisticadas, como la teoría del enlace de valencia, que incluye la hibridación de orbitales y la resonancia, y el método de combinación lineal de orbitales atómicos dentro de la teoría de los orbitales moleculares, que incluye a la teoría del campo de los ligantes. La electrostática es usada para describir polaridades de enlace y los efectos que ejerce en las sustancias químicas.
*En la historia*
Las primeras especulaciones respecto a la naturaleza del enlace químico son tan tempranas como en el siglo XII, se suponía que ciertos tipos de especies químicas estaban unidas entre sí por un tipo de afinidad química.
* En 1704, Isaac Newton esbozó su teoría de enlace atómico, en "Query 31" de su Opticks, donde los átomos se unen unos a otros por alguna "fuerza". Específicamente, después de investigar varias teorías populares, en boga en aquel tiempo, de cómo los átomos se podía unir unos a otros, por ejemplo, "átomos enganchados", "átomos pegados unos a otros por reposo", o "unidos por movimientos conspirantes", Newton señaló lo que inferiría posteriormente a partir de su cohesión que:
Las partículas se atraen unas a otras por alguna fuerza, que en contacto inmediato es excesivamente grande, a distancias pequeñas desempeñan operaciones químicas y su efecto deja de sentirse no lejos de las partículas.
*En 1819, a raíz de la invención de la pila voltaica, Jöns Jakob Berzelius desarrolló una teoría de combinación química, introduciendo indirectamente el carácter electropositivo y electronegativo de los átomos combinantes.
*A mediados del siglos XIX, Edward Frankland, F.A. Kekule, A.S. Couper, A.M. Butlerov y Hermann Kolbe, ampliando la teoría de radicales, desarrollaron la teoría de valencia, originalmente llamado "poder combinante" en que los compuestos se mantenía unidos debido a la atracción entre polos positivo y negativo.
*En 1916, el químico Gilbert N. Lewis desarrolló el concepto de enlace de par de electrones, en el que dos átomos pueden compartir uno y seis electrones, formando el enlace de un solo electrón, enlace simple, enlace doble, o enlace triple:
En las propias palabras de Lewis:
Un electrón puede formar parte de las envolturas de dos átomos diferentes y no puede decirse que pertenezca a uno exclusivamente.
*El mismo año, Walther Kossel lanzó una teoría similar a la de Lewis, con la diferencia de que su modelo asumía una transferencia completa de electrones entre los átomos, con lo que era un modelo de enlace iónico. Tanto Lewis y Kossel estructuraron sus modelos de enlace a partir de la regla de Abegg (1904).
*En 1927, el físico danés Oyvind Burrau derivó la primera descripción cuántica matemáticamente completa de un enlace químico simple, el producido por un electrón en el ion de hidrógeno molecular (dihidrogenilio), H2+. Este trabajo mostró que la aproximación cuántica a los enlaces químicos podrían ser correctas fundamental y cualitativamente, pero los métodos matemáticos usados no podrían extenderse a moléculas que contuvieran más de un electrón. Una aproximación más práctica, aunque menos cuantitativa, fue publicada en el mismo año por Walter Heitler y Fritz London. El método de Heitler-London forma la base de lo que ahora se denomina teoría del enlace de valencia.
*En 1929, Sir John Lennard-Jones introdujo el método de combinación lineal de orbitales atómicos (CLOA o dentro de la teoría de orbitales moleculares, sugiriendo también métodos para derivar las estructuras electrónicas de moléculas de F2 (flúor) y las moléculas de O2 (oxígeno, a partir de principios cuánticos básicos. Esta teoría de orbital molecular representó un enlace covalente como un orbital formado por combinación de los orbitales atómicos de la mecánica cuántica de Schrödinger que habían sido hipotetizados por los electrones en átomos solitarios. Las ecuaciones para los electrones de enlace en átomos multielectrónicos no podrían ser resueltos con perfección matemática (esto es, analíticamente), pero las aproximaciones para ellos aún producen muchas predicciones y resultados cualitativos buenos. Muchos cálculos cuantitativos en química cuántica moderna usan tanto las teorías de orbitales moleculares o de enlace de valencia como punto de partida, aunque una tercera aproximación, la teoría del funcional de la densidad, se ha estado haciendo más popular en años recientes.
*En 1935, H.H. James y A.S. Coolidge llevó a cabo un cálculo sobre la molécula de dihidrógeno que, a diferencia de todos los cálculos previos que usaban funciones sólo de la distancia de los electrones a partir del núcleo atómico, usó funciones que sólo adicionaban explícitamente la distancia entre los dos electrones.3 Con 13 parámetros ajustables, ellos obtienen el resultado muy cercano al resultado experimental para la energía de disociación de enlace. Posteriores extensiones usaron hasta 54 parámetros y producen gran concordancia con los experimentos. Este cálculo convenció a la comunidad científica que la teoría cuántica podría concordar con los experimentos. Sin embargo, esta aproximación no tiene relación física con la teoría de enlace de valencia y orbitales moleculares y es difícil de extender a moléculas más grandes.
-La manera en que los átomos se enlazan tiene efectos sobre las propiedades físicas y químicas de las sustancias.
*Base Axiomática*
• Toda la materia está constituida por átomos.
• Los átomos interaccionan unos con otros (a través de fuerzas).
• Las diferencias cualitativas y cuantitativas entre las distintas interacciones, pueden llegar a explicar las diferencias en las propiedades observables de las sustancias que nos rodean.
¿Qué es el enlace químico?
• Demócrito pensaba que los átomos tenían ganchos para enlazarse.
• J.J. Berzelius y Arrhenius presintieron que eran fuerzas eléctricas.
Actualmente se sabe que el enlace resulta de las fuerzas de Coulomb entre las cargas eléctricas positivas del núcleo y las negativas de los electrones.
• “Se establece un enlace químico entre dos átomos o grupos de átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos son de índole tal que conducen a la formación de un agregado con suficiente estabilidad...”
La naturaleza del enlace químico. Linus Pauling
• “La creación de un enlace entre dos o más átomos va acompañada, obligatoriamente de una liberación de energía e implica su acercamiento hasta una distancia de enlace”. Heribert Barrera
• Toda la materia está constituida por átomos.
• Los átomos interaccionan unos con otros (a través de fuerzas).
• Las diferencias cualitativas y cuantitativas entre las distintas interacciones, pueden llegar a explicar las diferencias en las propiedades observables de las sustancias que nos rodean.
“ENLACES IÓNICOS”
En una unión de dos átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos involucrados aceptarán o perderán electrones. Este tipo de enlace fue propuesto por W. Kossel en 1916.
Figura 1. El héroe, el Sr. Cloro arrebata a la Srta. Electrón de manos del villano, Sr. Sodio.
Figura 2. Un átomo de Sodio dona un electrón a un átomo de Cloro para formar los iones sodio y cloro.
Dado que los elementos implicados tienen elevadas diferencias de electronegatividad, este enlace suele darse entre un compuesto metálico y uno no metálico. Se produce una transferencia electrónica total de un átomo a otro formándose iones de diferente signo. El metal dona uno o más electrones formando iones con carga positiva o cationes con una configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también tiene configuración electrónica estable. Son estables pues ambos, según la regla del octeto adquieren 8 electrones en su capa más exterior. La atracción electrostática entre los iones de carga opuesta causa que se unan y formen un compuesto.
Note que cuando el sodio pierde su electrón de valencia, se hace más pequeño, mientras que el cloro se hace más grande cuando gana una valencia de electrón adicional. Esto es típico de los tamaños relativos de iones a átomos.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga opuesta, unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.
El rompimiento de enlaces de este tipo implica un aporte de energía térmica, el cual ha de ser igual a la energía reticular. De esta observación se desprende una consecuencia directa, entre mayor es la energía reticular mayor es el punto de fusión. Las fuerzas que aparecen cuando las distancias son reticulares o inferiores a estas, hacen que debido a las fuerzas repulsivas intensas los cristales iónicos sean poco comprensibles. Cuando los compuestos iónicos son fundidos los iones, partículas cargadas móviles, conducen bien la electricidad, algo que podríamos observar en las disoluciones acuosas.
*Características*
• Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y II y los no metales de los grupos VI y VII.
• Al nombrar compuestos iónicos simples, el metal siempre viene primero, el no metal segundo (por ejemplo, el cloruro de sodio).
• Altos puntos de fusión (entre 300 °C ó 1000 °C) y ebullición.
• Electronegatividad de ΔEN = 1.7 o mayor
• Los compuestos iónicos se disuelven fácilmente en el agua y otros solventes polares.
• Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
• En estado sólido no conducen la electricidad. porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
• Los compuestos iónicos tienden a formar sólidos cristalinos con temperaturas muy altas.
• Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
“ENLACE COVALENTE”
Un enlace covalente se produce por compartición de electrones entre dos átomos. Este tipo de enlace se produce cuando existe electronegatividad polar pero la diferencia de electronegatividades entre los átomos no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones.
En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos puede compartirse uno, dos o tres electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple.
* Tipos de enlace covalente*
Existen dos tipos de sustancias covalentes:
Sustancias covalentes moleculares: los enlaces covalentes forman moléculas que tienen las siguientes propiedades:
• Temperaturas de fusión y ebullición bajas.
• En condiciones normales (25 °C aprox.) pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos
• Son blandos en estado sólido.
• Son aislantes de corriente eléctrica y calor.
• Solubilidad: las moléculas polares son solubles en disolventes polares y las apolares son solubles en disolventes apolares (semejante disuelve a semejante).
Redes: además las sustancias covalentes forman redes, semejantes a los compuestos iónicos, que tienen estas propiedades:
• Elevadas temperaturas de fusión y ebullición.
• Son sólidos
• Son sustancias muy duras (excepto el grafito).
• Son aislantes (excepto el grafito).
• Son insolubles.
• Son neocloridas
Simples: forma un electrón molecular
* Definición del enlace covalente*
Considérense átomos del hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí.
Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, atrayendo los electrones compartidos hacia su núcleo),
*Enlace covalente polar*
Cuando un mismo átomo aporta el par electrónico, el enlace covalente es llamado enlace covalente polarizado.
-Características del enlace covalente polar
• Enlace sencillo: se comparten dos electrones de la capa de valencia. Ej: F-F
• Enlace doble: se comparten cuatro electrones, en dos pares, de la capa de valencia. Ej: O=O
• Enlace triple: se comparten 6 electrones en 3 pares de electrones de la capa de valencia. Ej: NΞN
• Enlace cuádruple: es la unión de 8 electrones en 4 pares de la capa de valencia. Ej: CC
• Enlace quíntuple: es la unión de 10 electrones en 5 pares de la capa de valencia
En general cuando un átomo comparte los dos electrones para uno solo se llama enlace covalente dativo y se suele representar con una flecha (→)
-Tipo de enlaces y reactividad de una sustancia
En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones (reacciones químicas):
• Sustitución, donde un átomo es sustituido por otro. Lo reemplaza.
• Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un enlace pi.
Sobre los enlaces pi ocurre la adición, donde se agregan por lo general dos átomos y se forman dos enlaces sigma. En el ejemplo se muestra la adición de un sólo átomo:
• Los enlaces sigma no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y para fines prácticos podemos considerarlos inertes.
• Los enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más reactivos, por el efecto del enlace pi.
• Los enlaces sigma polares son reactivos.
• Los enlaces pi son reactivos.
Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar, siempre es par.
“ENLACE METÁLICO”
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos (unión entre núcleos atómicos y los electrones de valencia, que se agrupan alrededor de éstos como una nube) de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tienen la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga a éste las propiedades eléctricas y térmicas. Este enlace sólo puede presentarse en sustancias en estado sólido.
*Características de los Metales*
Las características más importantes de los elementos metálicos se deben en gran manera a la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2. Las conductividades térmicas y eléctricas de los metales son muy elevadas (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia menor).
3. Presentan brillo metálico.
4. Son dúctiles y maleables (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse entre sí sin producir una rotura).
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
6. Pueden perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos. Es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Al estar los átomos tan cercanos unos de otros, interaccionan sus núcleos junto con sus nubes electrónicas, empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan los núcleos rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Los metales generalmente presentan brillo y son maleables.
Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Muchos de los metales tienen puntos de fusión más altos que otros elementos no metálicos, por lo que se puede inferir que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos que los componen.
La vinculación metálica es no polar, apenas hay diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación (en los metales elementales puros) o muy poca (en las aleaciones), y los electrones implicados en lo que constituye la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y brillo o lustre (devuelven la mayor parte de la energía lumínica que reciben).
La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o cationes y los electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se puede explicar un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad.
Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes identificados.
• Formado por elementos metálicos, donde los electrones están des localizados
“FUERZAS INTERMOLECULARES”
Las fuerzas intermoleculares se refieren a las fuerzas entre moléculas covalentes. Son débiles si las comparamos con las fuerzas de los enlaces covalentes o iónicos, pero son las responsables de que los gases nobles (He, Ne, etc.) y otros gases covalentes moleculares (H2, O2; N2, CH4, CO2, etc.) se puedan condensar a temperaturas bajas y de que algunas sustancias covalentes moleculares sean líquidas (Br2, H2O, etanol, etc.) o sólidas (I2, naftaleno, etc.) a temperatura ambiente.
*Enlace por puentes de Hidrógeno*
Los enlaces más fuertes se forman entre el hidrógeno y el flúor, el nitrógeno o el oxígeno. Debido a este enlace se explican los puntos de fusión y ebullición anormalmente elevados del fluoruro de hidrógeno, el agua y el amoniaco, respecto a los de los otros hidruros de sus grupos respectivos.
La atracción molecular por puente de hidrógeno se puede presentar entre las mismas o entre diferentes moléculas.
La atracción molecular por puente de hidrógeno es de vital importancia, desde el punto de vista genético, en la formación del ácido DNA, responsable de la transferencia de información genética
Propiedades:
1. Puntos de fusión y ebullición altos
2. En estado líquido tienen alto poder de disociación de sus cristales iónicos
*Enlace por fuerzas de Van der Waals*
Son las fuerzas de interacción que hacen que un gas sometido a presión y temperaturas críticas se convierta en líquido o en estado sólido. Son fuerzas de interacción molecular y dependen de los electrones colocados en el orbital de valencia; es decir, si dichos orbitales están completos, sólo es posible una interacción de Van der Waals
Son ejemplos de ellos la licuefacción de los gases y especies cuyos átomos o moléculas interactúan débilmente entre sí, como es el caso de los gases nobles; el O2 y N2 pueden reunirse y condensarse como líquidos, aunque ocurra a temperaturas por debajo de 0 oC.
Johannes Diderik van der Waals
(Leiden, Países Bajos, 1837-Amsterdam, 1923) Físico holandés. Profesor de las universidades de La Haya (1877) y Amsterdam (1908), es conocido por la ecuación del estado de los gases reales (ecuación de Van der Waals) que permite una mayor aproximación a la realidad física que la ecuación de los gases ideales, al tener en cuenta las fuerzas de interacción existentes entre las moléculas, y le supuso la concesión, en 1910, del Premio Nobel de Física. Desarrolló, además, investigaciones sobre la disociación electrolítica, sobre la teoría termodinámica de la capilaridad y sobre estática de fluidos. Estudió así mismo las fuerzas de atracción de naturaleza electrostática (fuerzas de Van der Waals) ejercidas entre las moléculas constitutivas de la materia, que tienen su origen en la distribución de cargas positivas y negativas en la molécula.
“PRÁCTICA No. 1. INVESTIGACIÓN SOBRE ALGUNAS CARACTERISTICAS MACROSCÓPICAS DE LAS SUSTANCIAS IÓNICAS Y COVALENTES”
*Objetivo* Caracterizar distintas sustancias en iónicas o covalentes atendiendo a sus propiedades macroscópicas.
*Materiales*
Frasco o vasos de vidrio
Comal
Parrilla eléctrica o mechero
Corcholatas
Agua destilada
Acetona
Alcohol
Mantequilla
Manteca
Aceite
Sal
Azúcar
Objetos de algunos metales
Circuito eléctrico para verificar la conductividad eléctrica
*Procedimiento*
Formen equipos de cuatro integrantes. Realizar las siguientes experiencias, teniendo cuidado con el manejo de los materiales y en la higiene del lugar de trabajo y responder por equipo los resultados de la práctica.
-Experiencia A. estado de agregación
Examinar cada muestra de sustancias (no ocupen toda la sustancia de la que disponen porque se utilizará en otras experiencias) y observar su estado de agregación, aspecto, color, textura, si es maleable, si es frágil o resistente a las deformaciones. Ir llenando el cuadro de resultados de las observaciones.
-Experiencia B. tiempo que tardan en fundirse
Esta propiedad nos habla de las mayores o menores fuerzas que hay que vencer para licuar las sustancias y nos puedes apoyar para responder a la pregunta: ¿A qué se debe que las sustancias tengan tan distintos puntos de fusión?
Coloquen en cada una de las Corcholatas un poco de las muestras sólidas. Enciendan el mechero y póngalas a calentar en la punta de la flama. Midan el tiempo que tardan en fundirse y anoten los resultados en la tabla de los resultados.
-Experiencia C. solubilidad en agua
Colocar en cada uno de los seis vasos de vidrio, una porción de aproximadamente de ¼ de cucharadita de cada una de las muestras y agrégueles 20 ml de agua, para ver si las sustancias son solubles o no en ella y anotar el resultado, vaciar los vasos y limpiarlos para su uso posterior.
-Experiencia D. solubilidad en alcohol
-Experiencia E. solubilidad en acetona
En ambas experiencias realizar el procedimiento anterior sólo sustituir el agua ya sea por alcohol o acetona.
-Experiencia F. experimento sobre la conductividad eléctrica en la fase sólida
Esta propiedad habla de la presencia o no de cargas libres en la estructura y nos orienta a responder a la pregunta: ¿A qué se debe que algunas sustancias conduzcan la electricidad en estado sólido y otras no? y la pregunta ¿será posible que una sustancia no conduzca la electricidad en estado sólido y si cuando está fundida.
-Experiencia G. experiencia sobre la conductividad eléctrica mientras están disueltas
Esta propiedad nos habla de la presencia o no de cargas en disolución y puede darnos pauta para responder a la pregunta ¿Por qué existen sustancias como el NaCl (sal de mesa) que no conducen cuando están sólidas y si lo hacen cuando están disueltas en agua?
En cada grupo se analizarán los resultados, se responderán las preguntas a la luz de las evidencias que recolectaron, después se presentarán al grupo para la discusión final y conclusiones.
En una segunda parte se pide a los alumnos que mencionen las diferencias entre fuerzas intermoleculares o intramoleculares, y que representen a nivel atómico en un papel bond: un grano de sal, un clavo de hierro, un trozo de diamante y una botella que contiene oxígeno. Además se les pide que comenten si son estables o no. cada equipo comentará sus representaciones y la estructura de los materiales y los enlaces que presentan. Este ejercicio nos llevará a un primer acercamiento sobre los diferentes tipos de enlace que existen en las sustancias y su estructura.
*Observaciones de la práctica “investigación sobre algunas características macroscópicas de las sustancias iónicas y covalentes”*
Ésta fue interesante, ya que se utilizaron materiales caseros, los cuales se analizaron y trataron de determinar que tipo de enlace químico presentan, primero se tomaron muestras de cada uno para examinar por medio de nuestros sentidos las características que contienen; en segundo lugar, en tubos de ensayo se vertió la sustancia para ponerla a fundir en la flama del mechero, ahí se observó cuales se derriten más rápido; después, en vasos de vidrios llenos hasta la mitad se agua, se les agrego una proporción de las sustancias, para determinar cuales eran solubles en agua y los que no, se continuaron haciendo, sólo que se sustituyó el agua por alcohol y acetona; posteriormente, con un circuito eléctrico se verificó las sustancias que conducen la corriente eléctrica en estado sólido y disueltas.
Al realizarla se vislumbro sobre como es que los enlaces influyen en las propiedades de algunos compuestos como: el punto de fusión, estado de agregación, la solubilidad y la conductividad eléctrica, resulta complejo entenderlo de manera atómica, pero esto nos ayuda a entender que la materia esta formada por pequeñas partículas, las cuales se unen por enlaces y llegan a formar fabulosas cosas, que nos sirven para satisfacer nuestras necesidades diarias, ejemplo de ello son: el agua, el jabón, el detergente, la ropa y joyas que utilizamos.
El siguiente cuadro muestra los resultados de las sustancias analizadas en la primera práctica.
“PRÁCTICA No. 2. LA OBTENCIÓN DE ENERGÍA POR LOS SERES VIVOS. LA RESPIRACIÓN CELULAR Y LA FERMENTACIÓN”
*Welch, C. 1980. Ciencias Biológicas. De las Moléculas al hombre. CECSA. Venezuela.
*Benlloch, M. 1994. Por un aprendizaje constructivista de las ciencias. Visor. España.
*Objetivo* Examinar la fermentación efectuada por levaduras, como un medio para obtener energía de los alimentos, para su crecimiento, observar además la liberación de energía calóricas y de bióxido de carbono (CO2).
*Materiales*
2 termos
2 tapones bihoradados para los termos
2 matraces de 250 ml cada uno con 25 ml de agua de cal
2 tapones bihoradados para los matraces
4 tubos de vidrio cortos
Tubo de goma
2 termómetros
Jugo de uva o piña (de preferencia natural)
Un sobre de levadura
Agitadores de vidrio
Microscópico
2 goteros
Portaobjetos
Cubreobjeto
*Procedimiento*
1. Disponga el aparato como muestra la figura que esta al final del procedimiento. Antes reinsertar un tubo de vidrio en un tapón humedezca por fuera del tubo y mientras trabaja sostenga el conjunto con una toalla de papel.
2. Vierta el jugo de uva o piña en ambos termos hasta una altura de 8 cm. Añada a uno de ellos medio sobre de levadura. Rotule los termos para identificar al que contienen levadura. Agite bien para distribuir las células y monte una gota del contenido de cada termo en un portaobjetos para su estudio microscópico.
3. Coloque los tapones en los termos. Los tubos de vidrio no deben quedar sumergidos en el líquido, pero los termómetros sí. Coloque luego los tapones de los matraces. El tubo de vidrio más largo debe quedar debajo de la superficie del agua de cal y el más corto debe estar por encima del líquido. Utilice el tubo de goma para conectar el tubo de vidrio del termo al tubo de vidrio más largo del matraz.
4. Anote la temperatura que presenta cada termo. Continúe anotando cada hora, por el resto del día y los días siguientes, hasta pasar 48 horas. Registre los cambios que suceden durante este período.
5. Al final del período de 48 horas abra ambos termos y compare el olor de sus contenidos. Revuelva el contenido de cada uno con un agitador distinto. Utilizando goteros separados, saque una gota de líquido de cada termo y colóquela en un portaobjetos y póngale un cubreobjetos y obsérvelas al microscopio. Dibuje algunas células como las ve bajo el mayor aumento.
6. elabore un gráfico de línea con los datos obtenidos de las temperaturas. En el mismo gráfico trace las líneas para ambos conjuntos de lecturas. Use el eje horizontal para el tiempo y el vertical para las temperaturas.
7. examine los resultados y discútalos en equipo. Formule sus conclusiones acerca del proceso llevado a cabo y sus productos.
En caso de no disponer de materiales de laboratorio, se podrá sustituir los termos por frascos de vidrio y en lugar de armar el equipo con tapones etc, se utilizará un globo sobre la boca del frasco, de manera que recoja el CO2 y una vez cumplido el plazo de 48 horas, se quitará el globo que esta lleno de bióxido de carbono, cuidando de que no se salga del mismo, y se llevará a la boca del frasco que contienen agua de cal, para que al contacto con el CO2, reacciones formando precipitado de carbonatos.
Se podrá además tomar la temperatura con el tacto, se atraerá con la mano un poco del olor del líquido que quedó en el frasco de jugo con levaduras y se comparará con el olor que tenía al principio, así como el color antes y después del tiempo de observación. Si se dispone de microscopio, se observará el crecimiento de las levaduras y se dibujará lo observado.
*Observaciones de la práctica “La obtención de energía por los seres vivos: la respiración celular y la fermentación”*
Los materiales que utilizamos para el experimento fueron:
• Jugo de uva
• Matraz
• Lámpara de alcohol
• Globos
• Levadura
• Probeta
• Pinzas
• Termos
• Cal
• Agua
Primero, calentamos el jugo que sería depositado en el termo número 1, con la intención de que la práctica diera mejores resultados y también a las condiciones climáticas de ese día.
Después, tomamos la temperatura la cual fue de 24, después fue vertida en un matraz.
Sin embargo, al añadir el sobre de levadura, y mezclar un poco la temperatura cambio, había una aumento, el termómetro arrojó como dato 29º.
Observamos que al mezclar, aparte de incrementar la temperatura, pudimos notar, pequeñas burbujas que se formaban en la parte superior. Pusimos un globo en la boca del matraz, para que el dióxido de carbono que era desprendido se depositara allí y fuera transportado al segundo matraz que contenía agua con cal.
Al paso de unos minutos, notamos que el globo se iba inflando poco a poco, debido que la reacción seguía en proceso.
Cuando cambiamos el globo con dióxido de carbono al matraz con cal, observamos que en la parte superior de la solución se formaba una pequeña franja de distinto aspecto.
El agua de cal es una solución saturada de hidróxido de calcio, Ca(OH)2, en agua. Reacciona con el dióxido de carbono (CO2) según la siguiente ecuación:
Ca(OH)2 + CO2 --> CaCO3 + H2O
El CaCO3, carbonato de calcio, es insoluble. Por esta razón, el agua de cal se enturbia al burbujear dióxido de carbono en ella.
En el segundo termo, pusimos la misma porción de jugo que en el primero, la única diferencia, fue que el segundo no fue expuesto a temperaturas elevadas para notar las diferencias. Al dejarlos en reposo, tres días aproximadamente, notamos que el olor de alcohol era más fuerte en el primero. Asimismo, comparamos con otros equipos que llevaban jugo natural, y en el de ellos el cambio era más notorio.
“UNA ESTRATEGIA DIDÁCTICA PARA EL TRABAJO EN EL AULA DE LOS ENLACES QUÍMICOS”
*http://www.oei.es/indbol11123.htm
García, F.A. y Garritz, R. A. (2006). Desarrollo de una unidad didáctica; El estudio del enlace químico en el bachillerato [Revista electrónica de Enseñanza de las Ciencias, 2006,24 (1)] pág. 111-124
Dentro de la enseñanza de las ciencias en educación secundaria un tema que resulta difícil de comprender a los alumnos es el de los enlaces químicos, ya que los modelos que se les muestran están un poco limitados al no poder representar cualquier tipo de compuesto.
Un aspecto muy importante que señala el autor Borsese (2001), es que el docente no se debe de preocupar mucho de la complejidad de los modelos y lo que tratan de explicar, sino que los estudiantes comprendan el significado de éstos y sus limitaciones a la hora de utilizarlos.
Diversas investigaciones de científicos como: Nussbaum, Peterson, Posada y otros, que tratan de brindar información sobre las concepciones de los estudiantes sobre el enlace químico, señalan que tienen dificultad para explicar la naturaleza de las sustancias, no saben justificar las transformaciones que sufren partiendo del punto de vista atómico, tampoco las causas que originan los distintos puntos de fusión en las sustancias.
Lo más preocupante es que a pesar de recibir años de escolaridad enfocados a ciencias, pocos son los que logran dar durante ese lapso una explicación sobre los fenómenos mas o menos fundamentada y que al concluir su educación formal se olvidan de esas teorías y persisten dando conjeturas basadas en lo que ellos perciben.
Por tal motivo, diversos autores han realizado sugerencias didácticas que nos permitirán trabajar este tema de manera más eficaz. Nosotros elegimos la propuesta creada por Driver y Scott (1996), que Duitt (1999) llama secuencia constructivista de enseñanza. A continuación, se da una explicación de las fases que deben seguirse:
*Explicación de las ideas de los estudiantes* Primero se pide a los estudiantes que contesten interrogantes relacionadas con el tema y cómo es que podrían explicar con sus palabras el fenómeno que ocurre. Algunas preguntas pueden ser: ¿A qué se debe que las sustancias tengan tan distintos puntos de fusión?, ¿a qué se deben las fuerzas que mantienen unidas a las partículas que componen las sustancias?, ¿a qué se debe que algunas sustancias conduzcan electricidad en estado sólido y otras no?, entre otras. El profesor jugará un papel importante en esta fase, porque será él quien guíe la discusión en el momento en que los alumnos expresen sus respuestas al resto del grupo. También, podrá dar algunas aclaraciones, sin tratar de cambiar las ideas que tienen.
*Trabajo experimental* Construcción de explicaciones. Después, se realiza un experimento en donde se pongan a prueba varias sustancias analizando algunas características que pueden ser propuestas por el maestro. Por ejemplo: la conductividad eléctrica en estado sólido y mientras están disueltas, y los puntos de fusión de cada una. Se pide que traten de dar una explicación del por qué de las distintas situaciones.
*Confrontación de las ideas de los estudiantes* A continuación, se pide a los equipos que compartan con el resto del grupo los resultados que obtuvieron en la práctica realizada, mientras que los demás pueden externar sus ideas, buscando las semejanzas o diferencias que existen en los productos de ambos equipos.
*Consolidación del modelo científico* Esta fase es importante porque es donde nos daremos cuenta de que realmente el conocimiento que se ha construido puede ser aplicado en otros contextos para resolver problemas.
FERMENTACIÓN; INTEGRANTES
ROGELIO MÉNDEZ CABRERA
NANCY MONTOYA PÉREZ
MONSERRAT SÁNCHES TRUJILLO
ÁNGEL SANTOS GALLEGOS
RICARDO ENRIQUE PACHECO
FERMENTACIÓN; INTEGRANTES
ROGELIO MÉNDEZ CABRERA
NANCY MONTOYA PÉREZ
MONSERRAT SÁNCHES TRUJILLO
ÁNGEL SANTOS GALLEGOS
RICARDO ENRIQUE PACHECO
