2. “Quimicotidiano”

¿Qué es la combustión?

Do Do Ree Doo Faa Mii.. Do Do Ree Doo Sool Faa..

¡Un año!

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¡El primer año de moles de química! Sí, sí, habéis leído bien. ¡Justo hoy viernes es el primer cumpleaños de este blog! Un blog que nació con muchísima ilusión y que está creciendo con ganas de seguir divulgando ciencia allá por donde las redes conectan a unas personas con otras. ¡Ah! ¡Por supuesto! Este blog está muy bien nutrido con vuestros comentarios y con vuestras visitas, con los links que lo mencionan a través de las distintas redes sociales y con cada pareja de ojitos que leen sus líneas en cualquier parte del mundo.

¡Muchas gracias a todos! ¡De buen químico es ser agradecido!

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¿Y cómo lo podemos celebrar? ¡Con más Química!

¡Con la Química de la combustión!

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Las tartas de cumpleaños suelen tener en su parte superior, colocadas con gran esmero, una serie de velas encendidas con una llama en su parte superior que el cumpleañero debe soplar antes de proceder a hincar el diente. Pero… ¿Qué es lo que está sucediendo en esas velas que coronan la tarta? ¡Nada más y nada menos que una combustión!

La combustión es la reacción química que tiene lugar entre:

Un comburente:

oxígeno (O2)

+

Un combustible:

sólido (carbón, madera…), líquido (gasóleo, gasolina, queroseno, alcohol…) o gas (propano, butano…)

Veamos, a modo de ejemplo, la combustión de un hidrocarburo típico como el butano, empleado frecuentemente como combustible en las bombonas naranjas que nos permiten degustar las ricas comidas de la abuela:

C4H10  +  13/2 O2  →  4 CO2  +  5 H2O

Vamos a ir poco a poco investigando esta reacción para llegar así a las conclusiones más importantes:

1. Como podemos observar, la reacción química entre el hidrocarburo y el oxígeno permite obtener como productos de reacción dióxido de carbono y agua. Los combustibles que contengan otro tipo de átomos, como por ejemplo nitrógeno o azufre, generarán a su vez los correspondientes óxidos en sus combustiones.

2. ¿Óxidos? ¡Anda! Observemos con detenimiento. ¡Los números de oxidación de los reactivos han cambiado! El carbono ha aumentado su número de oxidación mientras que el oxígeno lo ha reducido. Por lo tanto, podemos afirmar que las combustiones son reacciones redox en las que el oxidante es el comburente (el oxígeno), el cual se reduce, y el reductor es el combustible, el cual se oxida por la acción del oxígeno.

3. Ahora pongámonos en situación. ¿Qué ocurre cuándo encendemos las velas? ¡Que si no quitamos el dedo rápido nos abrasa! Las combustiones son un tipo de reacciones en las cuales siempre se produce un desprendimiento de energía: son siempre exotérmicas y por lo tanto su entalpía de reacción es negativa (ΔHC<0). De este modo, podemos afirmar que los reactivos tienen mayor energía que los productos. Esa diferencia de energía es liberada a lo largo de la combustión. Concretamente, la entalpía estándar de combustión para el butano es de -2879.2 kJ/mol (ΔHºC=-2879.2 kJ/mol). Esto quiere decir que un mol de butano, 58 gramos aproximadamente, liberan 2879.2 kJ cuando se queman en condiciones estándar: temperatura de 0 ºC (273.15 K) y presión de 105 Pascales.

4. Fíjate en el centro de la ecuación estequiométrica de la combustión. El sentido de la flecha de la reacción es hacia la derecha, hacia los productos. Las combustiones son reacciones irreversibles. Los reactivos reaccionan entre sí para dar lugar a unos productos, los cuales no pueden convertirse de nuevo en esos reactivos por dicha vía.

Los derivados del petróleo que introducimos en nuestros coches gracias a las gasolineras permiten poder tomar fotos como ésta. Imagen tomada en Herald Ave, Coventry, durante mi presente estancia investigadora en la Universidad de Warwick.

Acuérdate de una combustión muy importante: ¡la combustión celular! En nuestro interior se produce CO2 y H2O a partir del oxígeno del aire y de la glucosa. La respiración celular nos permite obtener energía a partir de los nutrientes que ingerimos, siendo degradados para que liberen la energía que contienen y que pueda ser así aprovechada por nosotros. Visto de una forma general podemos afirmar que se resume en la siguiente ecuación

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O

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Nota: Lo que sucede en una vela es lo siguiente: el hilo que vemos, la mecha, está impregnado de la cera, usualmente una parafina. Cuando se enciende la vela con un mechero o cerilla se consigue fundir la cera más cercana. Esta cera, la parafina ya fundida, llega hasta el extremo de la mecha por capilaridad y se vaporiza debido a la temperatura que en ella se alcanza. Ese vapor, en contacto con el oxígeno atmosférico, es el que produce la combustión en una vela. 

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¿Cómo hacer un buen examen de Química?

Septiembre. Mes por excelencia de la vuelta al colegio, al instituto y a la Universidad. La sabiduría vuelve a nuestros cuerpos y mentes. Las ideas están acompañadas de todas y cada una de las longitudes de onda del espectro visible con motivo de la llegada en estas fechas de la estación otoñal. Tras haberse tomado unos días de necesario descanso, los lápices y gomas, los bolígrafos y papeles, los ordenadores y los libros están listos para servir a nuestras mejores funciones: pensar, plantear, reflexionar, solucionar, disfrutar… Nuestros conocimientos están a flor de piel en un ambiente embadurnado de sonrisas y ganas por aprender.

Como no podía ser de otra forma, moles de química se pone de nuevo a trabajar. Septiembre. ¡Qué bonito mes!

Pensar.

Plantear.

Reflexionar.

Solucionar.

Disfrutar.

Y…

¡Demostrar que has aprendido!

Demostrar que has aprendido es algo que hay que hacer siempre pero hay una serie de actividades a partir de este mes en las que este hecho se requiere con especial atención: vuelven las pruebas y los exámenes. Vuelven esos nervios que tantas veces te dejan helado pero que suelen acabar con sensación de satisfacción y mejora personal. Aspectos como la utilidad, forma y cantidad de exámenes pueden dar para hacer un post… o una trilogía. Por este motivo, hoy me detendré en otros aspectos también importantes: su preparación, abordaje, desarrollo y finalización. Creo que es necesario facilitar a los alumnos una serie de pautas para realizar una prueba o examen de una asignatura científica en general, Química en particular. En mi caso, son consejos fruto de mi formación como químico, de mi experiencia como alumno y profesor de clases particulares y de muchas conversaciones con otros profesores. ¡Y es que también hay que aprender a hacer exámenes! Por ello, en esta entrada dedico unas líneas de ayuda para los estudiantes. Tanto para obtener un suficiente como para sacar un sobresaliente hay que enfrentarse a estas pruebas. ¿Por qué no echar una mano?

Ideas, conocimientos, números, letras…

 Demostrar que has aprendido es el objetivo primordial. ¡Esfuérzate para conseguirlo!

El proceso comienza mucho antes del día señalado estando atento en clase, tomando apuntes y buscando información complementaria. Escucha las orientaciones de tu profesor. Observa qué es lo más importante y cómo se debe explicar. ¡Pregunta todo lo que no sepas!

Nunca te acuestes la noche anterior al examen con algo que no hayas entendido. Métete a la cama leyendo algo de la asignatura que te permita tener una noche apacible para dormir con la sensación de que lo tienes dominado. Duerme, lo que consideres necesario, pero duerme tanto si eres de trasnochar como de madrugar. El cansancio te puede jugar una mala pasada. Eso sí, es francamente difícil que lo que no hayas interiorizado sepas solucionarlo en mitad del examen. ¡Es muy difícil y requiere mucho tiempo! Como puedes observar, no es una noche para dormir 3 horas, pero tampoco 12.

⇒ Desayuna bien y llénate de energía. Es conveniente que lleves algo de almorzar para media mañana, tanto para antes de hacer la prueba como para cuando ya la hayas acabado.

 Cuando recibas el examen, tómate tu tiempo en leerlo completamente. Dominarás unas cosas más que otras. No te preocupes. Respira hondo. Descansa un par de minutos mirando a un punto lejano de la clase o a través de la ventana, lo justo para ordenar las ideas en tu cabeza. No es bueno comenzar a escribir con la euforia de comprobar que te sabes todos los ejercicios ni con el desánimo de ver que tienes dudas en alguno de los mismos. Mentalízate de que eres capaz de hacer mucho en el papel que tienes delante.

 Empieza por donde mejor te lo sabes. ¡Sin duda! Seguirás adelante con seguridad. No hay cosa que peor te pueda sentar que gastar tus energías en resolver lo más difícil sin conseguirlo para que suene la campana antes de poder haber redactado de manera correcta lo que conocías perfectamente.

 Una vez que empieces un ejercicio no te distraigas. Métete en el problema e intenta aplicar todas las estrategias que conoces para solucionarlo. Siéntete un científico en su propio laboratorio. Plásmalo en el papel.

 Nunca empieces un problema cuando te quede menos de 1/4 de folio. Un problema necesita anotar datos, realizar un planteamiento, resolver el problema y dar un resultado. Cambiar de hoja o pasar a escribir en la parte posterior de la misma está íntimamente relacionado con despistes, equivocaciones y con un mayor tiempo para realizar el problema.

 La Ciencia en general y la Química en particular no son sólo números. Las palabras y frases deben estar presentes en tus ejercicios para que permitan seguir el desarrollo de los problemas y las explicaciones. ¡Los científicos podemos y debemos escribir! De hecho, los artículos de investigación tienen más letras que números. No te preocupes, es más fácil de lo que parece. En muchas ocasiones, esto se reduce a escribir lo que vas pensando mientras realizas el examen. Si lo piensas, si lo sabes, ¿por qué no demostrarlo? Explica el porqué de hacer esa regla de tres, el porqué de elegir una resolución en concreto, el porqué de elegir una ecuación/ley y no otra… ¡Escribe la Ciencia!

 Cuida en todo momento la ortografía, presentación, redacción y rigor del documento que presentes. 

 Cuidado con las purezas superiores al 100 %, las diluciones que generan mayores concentraciones, los tiempos negativos, las reacciones exotérmicas con entalpías positivas, las reducciones en las que se pierden electrones y un largo etc. Todas esas “cosas imposibles” que se cuelan en un examen dan la amarga sensación de que no sabes lo que estás escribiendo ni comprendes los resultados que obtienes.

⇒ Sé claro y conciso. Contesta a lo que se te pregunta. Pero no peques tampoco en este aspecto. Es mejor demostrar que sabes más que menos de lo necesario. Eso sí, siempre intrínsecamente relacionado con lo que te preguntan.

 Nunca dejes algo en el tintero simplemente por dar por supuesto de que el profesor lo sabe. Una de las mejores formas de hacer un examen es realizarlo como si tú fueras el profesor: intenta que la persona a quien estés escribiendo comprenda, únicamente con tus explicaciones, todo lo que tú sabes.

⇒ ¿Contestar aunque no te lo sepas con total certeza? Sí. No contestar sabes lo que implica. ¿Por qué no tratas de poner en contacto los conocimientos obtenidos durante el proceso de aprendizaje y sacar la mejor opción que tengas disponible? Tal vez no llegues a la solución completa, ni siquiera al planteamiento general. Pero esfuérzate, demuéstralo y, al menos, dos líneas escritas con coherencia son mejor que ninguna.

⇒ Interpreta todos y cada uno de tus resultados principales obtenidos, aunque no venga explícitamente mencionado en la pregunta, cuestión o problema del examen. De la misma forma debes dar una conclusión al problema planteado. ¡Y acuérdate de las unidades! Los exámenes suelen ser relativos a lo que has aprendido en un pasado. No está de más dar alguna idea de cómo solucionarías tú mismo esos problemas con las herramientas que tienes a mano.

 Repasa siempre antes de entregar el examen. Hay dos formas para ello. Cuando repasas un problema que sabes o intuyes que está incorrecto suele ser más productivo empezarlo por el principio. Muchas veces tienes el fallo delante de tus ojos pero leyendo no consigues nada: hay que razonar, calcular y escribir. Por cierto, no está de más que conozcas bien tu calculadora antes de usarla. No es una broma: puede ser tanto tu mejor aliada como la peor de tus enemigas.

 ¿Mirar el cuaderno y los libros al finalizar el examen? Ya sabes lo que puede suponer: una alegría ilimitada o una tristeza profunda. Pero como tu objetivo principal es aprender te recomiendo que compruebes aquellas dudas que tienes cuando has salido por la puerta. Posiblemente, tanto si has contestado correctamente como si no, no se te olvidará. Y eso es lo que a ti, como persona, debe importar. 

 Acude a las revisiones de exámenes tanto si sacas un 1, un 5 o un 10. Siempre hay algo que aprender. Ver tu prueba unos días más tarde, tal vez con las ideas incluso más asentadas, te hacen ver el conjunto de otra manera: fíjate en las correcciones del profesor, en las anotaciones que te dice, en el porqué de tus errores y aciertos. Aprenderás mucho acerca de cómo se hace un examen.

Recuerda siempre que el profesor corrige el examen que tú haces y, de acuerdo a lo que en él está escrito, pone una nota. El tema de las notas es algo que daría para escribir otro post, tal vez una encuesta. De lo que no hay ninguna duda es de que así se encuentra implantado el sistema (aunque debería cambiarse progresivamente) por lo que hay que afrontarlo y superarlo de la mejor forma posible.

Estos son unos consejos que considero bastante importantes para la realización de un buen examen. Te deseo un curso lleno de éxitos que consigan llenarte de ideas y conocimientos aprendidos, comprendidos e interiorizados.

¡Feliz curso 2014/2015!

El formato de los exámenes es cada vez más variado, lo cual es enriquecedor. No sé si habrás realizado alguna prueba en la que puedas comentar cosas con tus compañeros, pero lo que sí que te puedo asegurar es que puedes participar activamente con los comentarios en este post.

¡Tu experiencia puede ayudar a muchos lectores!

Esta entrada participa en la Edición XXXIX del Carnaval de Química alojado en el blog ‘gominolasdepetróleo

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¡Carbonato cálcico del bueno!

La piedra caliza es una roca sedimentaria porosa cuyo principal mineral es la calcita, compuesto por carbonato de calcio, CaCO3. En muchísima menor parte también puede contener carbonatos de magnesio y trazas de otros minerales. 

La calcita tiene una dureza de 3 en la escala de Mohs. Esto quiere decir que la calcita no se puede rayar con la uña pero sí con una navaja, a la vez que es incapaz de rayar al vidrio. La raya de este mineral es blanca, lo que significa que blanco es el color de la huella que deja al ser frotado contra una placa de porcelana sin vidriar. Es poco tenaz, frágil, y de exfoliación muy perfecta en pequeños romboedros, lo cual indica que cuando se golpea la calcita con un martillo, los trozos obtenidos son perfectamente romboédricos. Su densidad es de 2.7 g/mL. Puede ser incolora, blanca, amarilla o marrón, una amplia variedad de colores por la presencia de impurezas. Su brillo es vítreo. Forma una amplia variedad de cristales, pues más de 300 tipos han sido descritos. Destacan los hábitos prismático, romboédrico y escalenoédrico. 

Como buen carbonato, el CaCOpresenta efervescencia en presencia de ácidos como el clorhídrico:

CaCO(s) + 2 HCl (aq) → CaCl(aq) + H2O (l) + CO(g)

Tampoco podemos olvidar su descomposición térmica para dar cal y dióxido de carbono:

CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g)

Del mismo modo, el carbonato cálcico reacciona con el dióxido de carbono disuelto en agua formando un compuesto soluble denominado bicarbonato cálcico: 

CaCO3 (s) + CO2 (g) + H2O (l) ↔ Ca(HCO3)2 (aq)

Esta reacción es muy importante pues forma aguas duras ocasionando erosión en las rocas formadas por carbonatos. Atendiendo a la reacción inversa (se trata de un equilibrio), descubrimos como en sitios en los que el agua tiene una alta concentración de dióxido de carbono que se libera bruscamente a la atmósfera, precipita el carbonato de calcio en exceso.

Como me puedo imaginar, estaréis deseosos de ver una fotografía. ¡Adelante! ¡Pero bajo vuestra responsabilidad!

Gracias al empleo de la más pura caliza extraída en las canteras del pueblo burgalés de Hontoria de la Cantera, a 20 km de la capital, la Catedral de Burgos nació con un original e impresionante efecto de mármol blanco y limpio.
 

La Catedral de Santa María de Burgos es una bellísima representación de la arquitectura gótica. Su construcción se prolongó desde 1221 hasta 1765, lo que permite encontrar muchas referencias de otras tendencias artísticas y reflejos de la situación económica y social de cada momento, llamando siempre la atención su completa armonía. La Catedral goza del título de Patrimonio de la Humanidad por la UNESCO desde 1984, siendo la única catedral española que tiene esta distinción de forma independiente.

La iniciativa de su construcción fue del Rey Fernando III el Santo y del Obispo Don Mauricio. Su primera piedra fue colocada el 20 de julio de 1221 y se consagró en 1260. Numerosas ampliaciones la han hecho todavía más hermosa. Destacan, por tanto, dos etapas: la primera de estilo gótico clásico (siglos XIII y XIV) realizada por los primeros maestros (destaca el segundo de ellos, el Maestro Enrique) y la segunda de estilo gótico flamígero germánico (siglos XV y XVI) con aportaciones de la familia Colonia (Juan de Colonia y su hijo Simón).

Aunque toda la Catedral es impresionante, quiero mencionar algunas partes:

Fachada principal de Santa María (foto superior). En ella se encuentra la Puerta Real o del Perdón, de arco apuntado tradicionalmente gótico. Posee un rosetón en forma de estrella de seis puntas y una galería con ocho estatuas de monarcas castellanos, todo bajo la imagen de Santa María y la leyenda latina “Pulcra es et Decora”. A ambos lados tenemos las torres, coronadas por las famosas agujas caladas del siglo XV, de los Colonia, con 79 metros en sus puntos más altos.

Fachada del Sarmental (foto inferior). Construida entre los años 1235-1240. Destaca la presencia del Pantocrátor rodeado de los doce apóstoles y los cuatro evangelistas. En su cuerpo inmediatamente superior hay un magnífico rosetón. Arriba, una galería de arcos calados. Todo el conjunto está escoltado por grandes contrafuertes y pináculos.

Cimborrio (foto superior). El original gótico databa del siglo XV y fue realizado por Juan de Colonia. Se vino abajo la noche del 3 al 4 de marzo de 1539. Ese mismo día, el Cabildo ordenó la construcción del actual al arquitecto burgalés Juan de Vallejo, quien lo realizó en estilo plateresco entre 1539 y 1568. Cuatro enormes trompas permiten el paso hacia la planta octogonal de su compleja estructura superior. Una increíble bóveda estrellada corona el interior de la linterna del crucero. Es el corazón de la catedral, situado en la nave central en el punto donde se cruzan los dos brazos que forman la planta en cruz de la Catedral. Justo debajo de él, una sencilla losa protege los restos del Cid Campeador Rodrigo Díaz de Vivar y de su esposa Doña Jimena. La Catedral, por tanto, se integra en la historia de la Reconquista de España.

Claustro (fotografías). Su construcción finalizó a primeros del siglo XIV. De estilo gótico y planta rectangular, tiene dos pisos superpuestos para salvar la diferencia de nivel entre el templo y el exterior, pues la catedral está edificada en una empinada cuesta con la ladera norte mucho más alta que la sur. Alberga en la actualidad el Museo Catedralicio.

Escalera Dorada (fotografías). Esta obra renacentista es del siglo XVI y su autor es Diego de Siloé, un joven e innovador arquitecto. Con 39 peldaños de por medio, consiguió salvar el desnivel existente entre la base del templo y la Puerta de la Coronería o de los Apóstoles, la cual se abre a la calle Fernán González, por donde llegaban los peregrinos del Camino de Santiago. En 1526, el forjador francés Hilario terminó los antepechos y pasamanos en hierro sobredorado.

Papamoscas (fotografías). En los pies de la nave central (la cual está reforzada en su exterior por unos llamativos arbotante que también sirven para evacuar el agua), de un alzado de más de 25 metros y muy cerca de una de las típicas bóvedas de crucería, nos encontramos con este popular muñeco mecánico que viene marcando las horas (abriendo y cerrando la boca) a los burgaleses desde hace más de 600 años. Mientras, su ayudante Martinillo, da los cuartos y las medias. Ambas figuras se deben al relojero salmantino Francisco Álvarez.

Capilla mayor (fotografías). Su retablo romanista dedicado a Santa María la Mayor fue realizado a partir de 1562 por numerosos artistas encabezados por los hermanos De la Haya. Su estructura es renacentista, en madera de nogal, y está organizado en tres cuerpos más un ático, que se dividen, de abajo a arriba, en una calle central y otras tres a cada lado. Fue dorado y policromado por los pintores Juan de Urbina y Gregorio Martínez. En su parte más alejada del retablo posee un coro con una sillería de nogal de Felipe Vigarny del siglo XVI con alto contenido iconográfico. En el centro del coro hay una estatua yacente del Obispo Don Mauricio, de cobre con esmaltes.

Capilla de los Condestables de Castilla (fotografías)Construida por Simón de Colonia en el siglo XV, se encuentra justo en el centro de la girola. Se trata de una catedral dentro de la Catedral, posee una alta ornamentación de estilo gótico tardío con manifestaciones renacentistas. Presenta desarrollo poligonal, en cuyo centro se encuentra el sepulcro de los Condestables trabajado perfectamente en mármol de Carrara por Felipe de Vigarny. En su techo, una magnífica bóveda estrellada culmina la alta linterna octogonal. Es una cima de la escultura funeraria española.

Capilla del Santísimo Cristo de Burgos (fotografías). Dedicada al culto y a la oración. Su retablo mayor neogótico enmarca la imagen de un Cristo crucificado de gran realismo. Es una talla del siglo XIV, forrada con cuero natural, de aspecto dolorido por las heridas de la piel y los postizos añadidos de pelo, barba y uñas. Guarda un gran parecido estilístico con el famoso Santísimo Cristo  yacente del Monasterio de las Claras de Palencia.

Capilla de Santa Tecla (fotografías). Es la capilla más espaciosa y la última en ser edificada. Se levantó a partir de 1735 y se acoge totalmente al estilo barroco, destacando el retablo dorado, el techo abovedado a base de yeserías y el retablo mayor churrigueresco.

Espero que os haya gustado este viaje por la química y por el arte, valga la redundancia.

¡Ah! Y recordad que, de acuerdo a las reacciones mostradas, hay que tener mucho cuidado con la contaminación, una fuente destacada de lluvia ácida.

Más información en:

– Paseos por la Ciudad de Burgos. Enrique del Rivero. Edita: Diario de Burgos. Caja de Ahorros.

– Imágenes de una Catedral. Enrique del Rivero. Edita: Diario de Burgos. gasBurgos.

– Minerales. Rupert Hochleitner. Mundo Verde. Círculo de Lectores.

– Manual de Mineralogía. Cornelis Klein y Cornelius S. Hurlbut, basado en la obra de J. D. Dana. Editorial Reverté.

http://www.catedraldeburgos.es/

http://www.arteguias.com/catedral/burgos.htm

http://www.arteguias.com/museo/catedralicioburgos.htm

http://www.artehistoria.jcyl.es/

http://www.turismocastillayleon.com/cm/temas/CatBurgos

http://www.fundacion.telefonica.com/es/arte_cultura/arsvirtual/patrimonio_esp/visitas_virtuales/burgos.htm

Este post participa en la XXXII Edición (Edición del Ge) del Carnaval de Química , cuya anfitriona es Deborah García Bello en su blog “Dimetilsulfuro”.

Este post participa en la IX Edición del Carnaval de Humanidades, cuyo anfitrión es Gerardo en su blog “Diplotaxis”.

Este post participa en el la III Edición del Festival de la Cristalografía, cuya anfitriona es Marta Macho Stadler en su blog “::ZTFNews”.

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Refranes metálicos

[Renio][Flúor][Radio][Nitrógeno][Einstenio]= [Re][F][Ra][N][Es]

Refranes. ¡Cuántas veces los empleamos! Pero… ¿te habías dado cuenta de todos los refranes que llevan química en su estructura? Algunos refranes eran típicos de analizar sintácticamente a lo largo del último curso pre-universitario. ¿Te acuerdas de alguno?

 Cada campana suena según el metal del que está hecha.

Con este refrán que une la música que tanto me gusta con mi vocación química manifiesto las muchas ganas que tenía de hacer un post sobre refranes químicos. Pero han sido tantos los que he encontrado, que finalmente he decidido exponer hoy únicamente los refranes metálicos.

Los refranes metálicos son aquellos en los que sus palabras o átomos se unen mediante el enlace metálico. A grandes rasgos, se caracterizan por su baja electronegatividad y energía de ionización, tendiendo por tanto a su oxidación. Presentan brillo y buena conductividad térmica y eléctrica. En general son dúctiles y maleables.

Arado. Cigüenza.

Un metal muy empleado en el refranero metálico es el hierro, Fe, atendiendo a su dureza, tenacidad, resistencia, facilidad de oxidación atmosférica (formación de herrumbre) y a varios de los usos para los que se le utiliza en siderurgia:

Palabras buenas abrirán puertas de Fe.

Quien a Fe mata, a Fe muere.

A fuerza de villano, Fe en mano.

Al Fe candente, batirlo de repente.

El herrero que trabaja en Fe frío, tiempo perdido.

Como al Fe la herrumbre, la envidia al hombre consume.

Más vale el ruego del amigo que el Fe del enemigo.

El perdón sobra donde el Fe falta.

El plomo, Pb, también es objeto de muchos refranes metálicos, debido a su flexibilidad, y alta densidad. Se trata de un metal pesado, difícil de encontrar en estado natural y excelentemente dúctil:

Andar con pies de Pb.

En negocios de mucho tomo, ándate con pies de Pb.

Campana de Pb no da buen sonido.

No podía faltar un metal tan común como el cobre, Cu. Se utiliza para muchas aplicaciones debido a su combinación de buenas propiedades mecánicas, químicas, físicas y por su buena conductividad térmica y también eléctrica. Por este último motivo, y por su alta ductilidad, es empleado en el cableado eléctrico de nuestras casas. Fue uno de los primeros metales usados por los humanos en vasijas y recipientes similares.

Golpe de Cu nunca mató a hombre.

Rico que ha sido pobre, corazón de Cu.

También el mercurio, Hg, tiene un refrán dedicado. Se trata del único metal líquido a temperatura castellano-leonesa ambiente (el galio, Ga, tiene un punto de fusión en torno a 29.8 ºC). Tanto el metal como sus compuestos son altamente tóxicos, por ello:

Hg mal administrado, epiléptico ha vuelto al medicado.

Seguro que habíais pensado ya en algunos de esos metales muy inertes químicamente, difíciles de encontrar en la naturaleza y altamente utilizados en joyería. Son blandos, difíciles de oxidarse, y, por tanto, de corroerse. Uno de ellos es el oro, Au, metal que no pierde lustre y muy valioso:

No es Au todo lo que reluce.

Asno de Arcadia, lleno de Au y come paja.

Al escarabajo, sus hijos le parecen granos de Au.

No hay cerradura segura si es de Au la ganzúa.

La edad de Au nunca es la presente.

Vale lo que pesa en Au.

Quien hijo cría, Au cría.

La alegría es un tesoro que vale más que el Au.

El poco hablar es Au, y el mucho es lodo.

El Au y la miel, donde están parecen bien.

Nieve antes de marzo, Au blanco.

Otro metal de este tipo es la plata, Ag, metal también precioso, con alta conductividad térmica y eléctrica, blanco, brillante, blando, dúctil y maleable:

Si quieres Ag, trabaja.

A enemigo que huye, puente de Ag.

Agua fresca la da el jarro, no de Ag sino de barro.

Jarro de cristal o de metal o de Ag, no refresca el agua; el mejor jarro, es el de barro.

Ni ojo en carta, ni mano en Ag.

Y… a falta de un elemento metálico, buenos son dos en un mismo refrán más metálico que nunca. De la combinación de estos dos últimos metales preciosos, el oro y la plata:

Aceituna, una es Au; dos, Ag, y la tercera, mata.

La palabra es Ag y el silencio es Au.

El melón por la mañana, Au; por la tarde, Ag; por la noche, mata.

Donde el gusto falta, nada valen el Au y la Ag.

Loco es el hombre que sus prisiones ama, aunque sean de Au y Ag.

Y, para acabar, un surtido variado de diferentes metales, introduciendo alguno nuevo como el estaño, Sn, metal que funde a relativa baja temperatura mostrando gran fluidez, por lo que es ampliamente utilizado en soldaduras y uniones eléctricas. Además, es resistente a la corrosión en numerosos medios:

Hidalgo pobre, fantasía de Au y realidad de Cu.

Las palabras de Au van a menudo seguidas por actos de Pb.

Buenas palabras no cuestan Cu y valen más que Ag.

En casa del pobre, la Ag se vuelve Cu.

Au en manos de pobre, parece Cu.

La balanza no distingue el Au del Pb.

Al Cu y al Sn, mucho paño.

 ¿Conocéis alguno más vosotros? ¡Seguro que sí!

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Este post participa en la Edición “XXX(L) Química a lo grande – Zn” del Carnaval de Química, cuyo anfitrión es “Activa Tu Neurona” en su blog “Activa Tu Neurona”.

Esta entrada participa en la VIII Edición del Carnaval de Humanidades, cuyo anfitrión es Marta Macho Stadler en su blog ::ZTFNews.

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Dice la suciedad: el jabón mancha

Bajo este sugerente título, resultado de un ligero cambio en una frase del poeta y novelista Valeriu Butulescucomienza este post sobre… ¡el jabón! Aprovechemos para explicar la química de este objeto tan necesario como cotidiano, que tenemos en nuestras cocinas y baños, y con el cual limpiamos de grasa nuestro cuerpo, cabello y manos.

La grasa es hidrófoba. Esta característica hace que sea extremadamente difícil de disolver en compuestos polares como el agua. Por este motivo, eliminar la grasa en presencia únicamente de agua es complicado. Como seguro habréis comprobado en alguna ocasión, es necesaria una tercera sustancia en cuestión: el jabón. Una sustancia que actúa como buen “mediador”, poniendo solución al conflicto que muestran entre sí la grasa y el agua.

Jabón y su espuma

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¿Cómo funcionan?

Los jabones tienen en su estructura dos partes: una hidrófoba “amiga” de la grasa y una parte hidrófila “compañera” del agua.

— La parte hidrófoba está constituida por una larga cadena hidrocarbonada. Esta naturaleza química prácticamente apolar hace que se mezcle íntimamente con la grasa.

 La parte hidrófila está situada en uno de los extremos de la cadena anterior y está compuesta por una sal de ácido carboxílico. Al humedecer el jabón, la sal se disocia y la elevada polaridad resultante hace que muestre gran afinidad por el agua.

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¿Qué ocurre entonces?

El jabón se dispone formando una corona circular denominada micelaHacia su interior se disponen las cadenas hidrocarbonadas, apolares, que acogen la grasa la cual queda protegida del agua. Por su parte, los extremos polares de las mismas, hidrófilos y por tanto hidrosolubles, son afines al agua formando con él interacciones intermoleculares fuertes, y constituyendo de este modo, el exterior de la corona en contacto con el agua. De este modo, las grasas son separadas de la superficie donde están (piel, tejido textil…) y arrastradas por el agua.

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Viendo lo importantes que son en nuestra vida cotidiana, ¿cómo se fabrican?

Los jabones se producen a través de la reacción de saponificación por la cual, una grasa (un conjunto de ácidos grasos) reacciona con una base (sosa, potasa…) para dar lugar al jabón como producto principal y obteniendo como subproducto de la reacción glicerina o similar. Es necesaria una correcta agitación, y, en ocasiones, calentar. Veamos en la siguiente imagen dicha reacción:

Saponificación: grasa + base → jabón + glicerina

Podemos observar como una grasa, concretamente el triacilglicérido formado por tres moléculas de ácido graso (concretamente el ácido láurico), reacciona con una base en medio acuoso para dar lugar a tres sales de sodio del ácido laúrico (lauratos de sodio) generándose, como subproducto, la glicerina o glicerol.

Como no podía ser de otra forma, el tipo de ácido graso es determinante para las propiedades del jabón. Tenemos dos tipos principales:

Ácidos grasos saturados: no poseen dobles enlaces. Por lo tanto, forman cadenas extendidas con destacadas fuerzas intermoleculares de Van der Waals entre ellas. En consecuencia, son grasas sólidas, duras. Algunos ejemplos son el ácido laúrico (12 C), mirístico (14 C), palmítico (16 C), esteárico (18 C) o el lignocérico (24 C).

Ácidos grasos insaturados: poseen dobles enlaces C=C de tipo generalmente “cis”. Éstos originan acentuadas curvaturas estructurales que producen una disminución de las fuerzas de Van der Waals. Por tanto, suelen ser líquidos a temperatura ambiente. Algunos ejemplos son el ácido palmitoleico (16 C), oleico (18 C), linoleico (18 C) o el araquidónico (20 C).

Según el ácido graso, los jabones pueden tener diversos orígenes, tanto animales (mantecas), como generalmente vegetales (de coco). El tipo de ácidos grasos usados influye en el jabón, haciendo jabones duros o blandos. El coco, por ejemplo, crea jabones duros. El de aceite de oliva o de almendra, jabones blandos. Pero también hay muchos más aspectos que controlar. Por ejemplo, los jabones de ácidos grasos con doce o menos átomos de carbono resultan ser más ácidos que los fabricados con ácidos grasos con más átomos de carbono, por lo que aunque limpien bien, nos pueden resecar y estropear las manos, pues no olvidemos que éstas tienen una capa de grasa natural en la piel. 

Este post participa en la Edición del Cu del Carnaval de Química, cuyo anfitrión es Héctor Busto en su blog “Más ciencia, por favor”.

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¿De qué están hechas las monedas?

Cada vez las manejamos menos. Sin embargo, prácticamente todos los días pasan por nuestros dedos. En las compras en efectivo, muchas veces las utilizamos para poder adquirir un producto. En otras ocasiones, las recibimos en mano para devolvernos el cambio. Sí, sí. Son ellas, las monedas. Todos los días con ellas pero… ¿sabemos de qué están hechas? Una pista: metales, metales y algún que otro elemento. Y, por lo tanto, aleaciones, mezclas homogéneas con propiedades metálicas de dos o más elementos, uno de los cuales, al menos, debe ser un metal.

Vamos a ir, como en la vida, de menos a más. Las monedas de 1, 2 y 5 céntimos están hechas de acero recubierto de cobre. El acero es una aleación de hierro con pequeños contenidos de carbono que otorga tenacidad a la moneda mientras que el cobre que lo recubre evita su corrosión, proporcionando ese color rojizo y el brillo característico. Subiendo un poco de peldaño nos encontramos con las monedas de 10, 20 y 50 céntimos, hechas de una aleación de cobre, aluminio, zinc y estaño. Finalmente, las de mayor valor. El círculo interior de las monedas de 1 € y la corona exterior de las de 2 €, de color plateado, están hechos del mismo material: se trata de una aleación de cobre y níquel. Por otra parte, el exterior de las monedas de 1 € y el interior de las de 2 € están hechos de una aleación de níquel-latón. A su vez, el latón es una aleación de cobre y zinc que otorga ese característico color dorado a estas partes de las monedas.

Hasta aquí la naturaleza química de las ocho monedas que componen la numismática del euro. Hace unos años, valían muchísimo. ¿Qué podemos hacer ahora con 2 € que antes hacíamos con trescientas treinta y tres pesetas? Por si no fuera poco, antes del verano ya corría la noticia de que costaba más fabricar las monedas de 1 y 2 céntimos que su valor real. Viendo el precio al que están los metales, en especial el cobre, más de un 400 % más caro que cuando empezó a circular el euro allá por el año 2002, se puede deducir que la posibilidad de que estas monedas desaparezcan físicamente existe. ¿Un nuevo redondeo está al llegar?

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