Ciencia, niños y escuela

Afirma Michio Kaku: Todos nacemos científicos, pero la escuela primaria y secundaria aplastan la curiosidad.

Lamentablemente no puedo coincidir con esta opinión.

La curiosidad es la base de la ciencia, cierto, pero no es suficiente. Y los niños, como todos los seres humanos (y algunos no humanos) son curiosos. Pero junto a la curiosidad, la ciencia requiere un método, un sistema con unos requerimientos que no poseen los niños (ni los adultos) y sólo en el siglo XX pensadores como Popper o Bunge han sido capaces de empezar a desentrañar. Y aunque imágenes como:

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quieran relacionar el comportamiento de un bebé con los pasos del método científico, los niños ni analizan datos, ni planifican experimentos ni formulan hipótesis… Los niños tienen curiosidad, que ya es bastante.

Tampoco es cierto que la escuela acabe con la curiosidad innata de los niños y esto destruya la vocación científica de los niños. Ni esta vocación existe ni la curiosidad se destruye. Si esto fuera cierto, el número de personas dedicadas a la ciencia habría disminuido tras la aparición de la educación obligatoria en los países industrializados a lo largo del siglo XX y debería ser mayor en aquellas naciones en las que, desgraciadamente, la educación no alcanza a todos sus niños. Pero las estadísticas muestran que un aumento de la escolarización incrementa el número de científicos y hoy día hay más científicos que nunca.

¿Por qué cada vez menos alumnos se decantan pos las opciones científicas? ¿Por qué un gran número de alumnos muestran dificultades con las asigniaturas científicas y las rechazan? Muchos estudios, por ejemplo [1] y [2], señalan que los estudiantes, en general, perciben la ciencia como un factor positivo, incluso aquellos que optan por asignaturas no científicas. También indican que perciben esas asignaturas como más difíciles, y que son elegidas por aquellos alumnos que se plantean un futuro laboral relacionado con la ciencia… Lo que parece indicar que el decrecimiento en alumnos de ciencias no es un problema escolar o únicamente escolar, sino un problema general de una sociedad que aunque valora la ciencia, no la percibe como una posible profesión. Si a lo anterior añadimos la falsa dicotomía natural-artificial y la quimiofobia que pulula en los medios de comunicación no es de extrañar la falta de vocaciones científicas.

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Libros: En la mente de un gato

511X9SHfw6L._SX326_BO1,204,203,200_Título: En la mente de un gato.

Autor: John Bradshaw

Editorial: RBA

Hace unos meses mi hija apareció en casa con dos gatos y un novio, y cómo era poco factible hacer algo al respecto, decidí aprender un poquito sobre gatos y este libro ha sido el primer intento.

Bradshaw es profesor en la universidad de Bristol, zoólogo especializado en las interacciones entre hombres y animales y amante y dueño de gatos, lo que se nota a lo largo de todas las páginas del libro. Dividido en once capítulos, sus más de 400 páginas abordan desde el origen de la domesticación del gato, hace unos 10000 años, hasta las características que deberían tener los gatos domésticos del futuro. Porque, como resalta el autor, el proceso de domesticación felino no ha terminado.

Varios problemas señala el profesor Bradshaw para la completa integración del gato en la sociedad humana:

  1. El instinto solitario del gato. Al contrario que los perros, que han evolucionado de un antepaso gregario, el lobo, y de forma innata forman grupos; el antepasado del gato es un gato silvestre del Oriente Medio, un animal solitario.
  2. El gato doméstico es perfectamente capaz de reproducirse con los gatos silvestres actuales y con los gatos asilvestrados, lo que le da al gato una variabilidad genética mucho mayor que al perro.
  3. Los gatos más domesticados, salvo los de raza, no tienen una reproducción dirigida. Es más, la mayoría de ellos buscan su pareja reproductora entre gatos silvestres o asilvestrados.

Como dato curioso para el que quiera tener gatos: Los gatos no nacen domésticos, necesitan un periodo de socialización tras su nacimiento y este periodo no puede tardar. si un gato no entra en contacto con seres humanos (y con otros gatos) antes de cumplir catorce semanas, se tornará en un animal solitario y temeroso de la gente que, además, nunca tendrá una relación satisfactoria en un hogar: se tornará en un gato asilvestrado.

Un libro ameno, pero sólo para amantes de los mininos que de verdad se interesen por ellos.

 

 

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Currículo andaluz

Como viene siendo habitual por parte de la Consejería de Educación de la Junta de Andalucía, para facilitar el trabajo de los docentes andaluces y que tengan sobrado tiempo para preparar el próximo curso, los días 28 y 29 de julio fueron publicados en el Boletin Oficial de la Junta de Andalucía las órdenes por las que se derarrolla el currículo correspondiente a la Educación Secundaria Obligatoria y el Bachillerato, se establece la ordenación de la evaluación y se regulan algunos aspectos de la atención a la diversidad.

Para facilitar el trabajo al profesorado de Física y Química hemos extraído de dichas órdenes los currículos que afectan a dicho profesorados: Ciencias Aplicadas a la Actividad Profesional en la ESO, Física y Química y Cultura Científica en ESO y Bachillerato, Física en Bachillerato y Química en bachillerato. También se acompaña de la carga horaria de cada asignatura y de la parte dispositiva de cada orden.

Se descargan la parte correspondiente a la ESO y al bachillerato separadamente.

 

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Ácidos y bases: más allá de Arrhenius

La teoría de ácidos y bases de Arrhenius, aunque permite explicar adecuadamente el comportamiento en disolución acuosa de los ácidos y bases más comunes, presente tres inconvenientes principales: sólo es útil cuando los ácidos y bases están disueltos en agua, no explica convenientemente el comportamiento básico del amoniaco y las aminas y la ionización de los ácidos produciría un protón aislado, sin corteza electrónica, con una relación carga/radio muy alta y que atraería rápidamente a los electrones que estuvieran en su proximidad. Estos problemas fueron solucionados por el trabajo de dos químicos.

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Johanes Bronsted

El danés Johannes Nicolaus Brønsted ( Varde, 22 de febrero de 1879 – 17 de diciembre de 1947) como su compatriota Søren Sørensen, inventor del pH, estaba interesado en la influencia de la acidez en la actividad encimática lo que le llevó a proponer una nueva definición de ácidos y bases en su artículo Einige Bemerkungen Über Den Begriff Der Säuren Und Basen, publicado en 1923.

En Gran Bretaña, Thomas Martin Lowry (Low Mor, 26 October 1874 – Cambridge, 2 November 1936) también en 1923, mientras investigaba sobre la teoría electrónica del enlace, publicaba The electronic theory of valency—Part IV. The origin of acidity, proponiendo la misma definición de ácidos y bases que Brønsted.

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Thomas Lowry

En la teoría de Brønsted y Lowry, un ácido es una sustancia que cede un protón a otra y una base es una sustancia que acepta un protón de un ácido. Ácidos y bases aparecen siempre juntos: una sustancia es ácida frente a otra que actúa como base. Si una sustancia actúa como ácido, se transforma en una base, la base conjugada del ácido. Si, por el contrario, ha actuado como base, se convierte en un ácido, el ácido conjugado de la base:

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En disolución acuosa, un ácido cede protones al agua, que se comporta como base, y una base acepta protones del agua, que se comporta como ácido:

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El agua es una sustancia anfótera: puede actuar como ácido o como base. Es este carácter anfótero el que permite su autodisociación y da origen al pH:

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El producto iónico del agua, y el pH, y las constantes de acidez y basicidad se escriben ahora en función de la concentración de iones hidronio, H3O+, no de protones:

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Dos son las principales características del modelo de Brønsted y Lowry de ácidos y bases:

  1. Una sustancia no es ácida o alcalina por sí sola. Para que una sustancia sea ácida, otra debe ser alcalina y para que la primera sea básica, la segunda debe ser ácida: Un ácido implica la existencia de una base y viceversa.
  2. Cuando una sustancia actúa como ácido se transforma en otra que actúa como base: la base conjugada del ácido. Si por el contrario actúa como base, se transforma en su ácido conjugado. Las constantes de acidez y basicidad de los pares conjugados están relacionados con el producto iónico del agua: Ka·Kb = Kw.
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Currículo

SISTEMA_EDUCATIVO_LOMCELa reforma educativa promovida por el Sr. Wert ha encontrado la oposición de gran parte de la comunidad educativa y de todas las instituciones educativas que no estaban gobernadas por el Partido Popular.

La Consejería de Educación de la Junta de Andalucía no ha sido una excepción y, en una espacie de guerra institucional con el Ministerio de Educación, Cultura y Deporte para retrasar en lo posible implantación de la nueva ley de educación y con la excusa de que no había tenido tiempo de desattollar la normativa autonómica, decidió que durante el curso 2015-16 los centros educativos andaluces mantuvieran sus proyectos educativos del curso 2014-15, limitándose a cambiar el nombre de las asignaturas. Por ejemplo, Ciencias de la Naturaleza de 1º de ESO pasaba a nombrarse Biología y Geología, pero manteniendo los contenidos de Ciencias de la Naturaleza.

Bueno, la normativa autonómica sigue sin estar desarrollada, pero este curso se empiezan a impartir los currículos de los cursos impares de educación secundaria, ya que el programa de gratuidad de libros de texto de la Junta de Andalucía permite, por fin, el cambio de libro de texto en 1º y 3º d ESO.

Esto significa que el currículo de las asignaturas en Andalucía será prácticamente el mismo que aprobó el Ministerio de Educación en el Read Decreto 1105/2014. Las asignaturas que pueden ser asignadas los departamentos de Física y Química, con los currículos correspondientes son:

 

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Ácidos, bases y pH

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Wilhelm Ostwald

Arrhenius proponía en su teoría electrolítica que la ley de acción de masas enunciada por los suecos Guldberg y Waage en 1864 podría aplicarse a la disociación electrolítica. Friedrich Wilhelm Ostwald (Riga, 2 de septiembre de 1853 – Grossbothen, 3 de abril de 1932), que acuñó el término mol para referirse a la cantidad de sustancia, usó esta ley para determinar la constante de acidez de muchos ácidos débiles. Ostwald, que recibió el premio Nobel de química en 1909, aplicó sus descubrimientos a la autodisociación del agua ya que, puesto que el agua pura es levemente conductora (en torno a 0,055 μS · cm-1), debía encontrarse parcialmente ionizada según la ecuación: H2O ↔ H+ + OH.

A principios del siglo XIX, los químicos disponían de una explicación sobre la naturaleza de los ácidos y bases, e incluso de una forma de comparar la fortaleza de estas sustancias. Pero no había una forma de medir cuán ácida o alcalina era una disolución, ya que la acidez de una disolución no depende únicamente de la fortaleza del ácido, también está relacionada con su concentración.

Søren Peter Lauritz Sørensen

Søren P. L. Sørensen

Esto cambió en 1909, cuando el químico danés Søren Peter Lauritz Sørensen (Havrebjerg, 9 de enero de 1868 – Copenhagen, 12 de febrero de 1939), director del Laboratorio Carlsberg, financiado por la célebre marca de cerveza, estudiaba la influencia de la acidez y los electrolitos en el comportamiento de las proteínas y enzimas. En 1909 publicó su artículo Enzymstudien. II . Über die Messung und die Bedeutung der Wasserstoffionkonzentration bei enzymatischen prozessen, en el que relacionaba la actividad encimática con el logaritmo del inverso de la concentración de protones en la disolución. Llamó Potencial de Hidrógeno, PH, a este logaritmo, aunque posteriormente se impuso la nomenclatura pH:

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En su trabajo, Sørensen propuso su medida por comparación con el color con una serie de indicadores, el precedente del actual pepal indicador universal o por medidas de conductividad, el precedente de los actuales pH-metros.

Inicialmente, el pH se popularizó entre biólogos y bioquímicos, pero cuando en 1934 el químico estadounidense Arnold Orville Beckman patentó el primer pH-metro, el uso del pH y la escala de pH se univerzalizó en todas las ramas de la Química, permitiendo, por fin, una medida exacta de la acidez o basicidad de un medio.

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Sin haberlo deseado, me ha salido un pareado. Ya queda poco para terminar el curso (en segundo de bachillerato) y volvemos a proponer una presentación que sirve de resumen – repaso del tema Equilibrios heterogéneos: Reacciones de precipitación.

Como antes, en slideshare puedes encontrar la presentación y en Mega la hallarás más completa y en mejor calidad.

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Ácidos, bases y Arrhenius

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Svante Arrhenius

Fue Svante August Arrhenius (Vik, 19 de febrero de 1859 – Estocolmo, 2 de octubre de 1927) quien explicó, en su tesis doctoral de 1884, Recherches sur la conductivité galvanique des électrolytes, las leyes de Faraday y el factor de van’t Hoff de la presión osmótica de los electrolitos. Aunque su tesis fue aprobada con la mínima nota, en 1903 le permitió obtener el premio Nobel.

Para Arrhenius, la disolución de las sales en agua conlleva su disociación en iones y son estos iones los responsables de la conductividad eléctrica de la disolución. Así, el cloruro de sodio, en agua:

NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl(aq)

No sólo hay en la disolución cargas eléctricas que aumentan su conductividad, también el número de partículas en la disolución ha aumentado y, por lo tanto, también aumenta su presión osmótica, como midió van’t Hoff.

Atendiendo a su comportamiento en disolución acuosa, las sustancias pueden agruparse en tres categorías:

  1. No electrolitos. Sustancias que en disolución acuosa no se disocian y la disolución no es conductora de la electricidad. El azúcar o el alcohol serían no electrolitos.
  2. Electrolitos fuertes. Sustancias como el cloruro de sodio o el ácido clorhídrico que en disolución acuosa se encuentran completamente disociados. El coeficiente de van’t Hoff es próximo a un número entero y las disoluciones son conductoras, tanto más conductoras cuanto mayor sea la concentración de la sustancia disuelta.
  3. Electrolitos débiles. Sustancias como el ácido fluorhídrico o el amoniaco que, al disolverse, se disocian parcialmente. El coeficiente de van’t Hoff no se aproxima a un número entero y la conductividad de la disolución no aumenta linealmente con la concentración.

Una de las consecuencias de la teoría de la disociación electrolítica es la definición de ácidos y bases de Arrhenius:

Ácido es una sustancia que, en disolución acuosa, libera protones:

HNO3 → H+ + NO3

Base es una sustancia que, en disolución acuosa, libera iones hidróxido:

NaOH → Na+ + OH

Los ácidos y bases fuertes están completamente disociados, como el ácido nítrico y el hidróxido de sodio. Son electrolitos fuertes y sus disoluciones tienen una alta conductividad eléctrica.

Los ácidos y las bases débiles no están completamente disociados, sino que existe un equilibrio químico entre la forma no disociada y la forma disociada, constante denominada de acidez, Ka, o basicidad, Kb. Por ejemplo, el ácido nitroso:

HNO2 ↔ H+ + NO2
Ka

El amoniaco, y las aminas en general, se comportan como bases débiles, pero carecen de iones hidróxido que puedan liberar en agua. Arrhenius soslaya el problema suponiendo una reacción entre el agua y el amoniaco, formando hidróxido amónico que será el que tenga un comportamiento básico:

NH3 + H2O → NH4OH ↔ NH4+ + OHKb

La neutralización de un ácido y una base es la reacción entre el protón procedente del ácido y el hidróxido procedente de la base pra dar agua:

H+ + OH → H2O

La teoría de la disociación electrolítica de Arrhenius, así como su teoría ácido-base, con ligeras modificaciones, se mantiene en la actualidad.

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Ácidos, bases y disoluciones

Las disoluciones acuosas presentas unas características interesantes: hierven a más de 100 ºC y la temperatura a la que hierven va aumentando conforme disminuye el líquido en ebullición, se congelan por debajo de 0 ºC, lo que se aprovecha para despejar las carreteras llenas de nieve o hielo, cambian la conductividad del agua y ejercen una presión denominada presión osmótica.

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Michael Faraday

Ya el físico y químico inglés Michael Faraday (Newington, 22 de septiembre de 1791-Londres, 25 de agosto de 1867), publicó en 1834 es su series Experimental Researches in Electricity que muchas sustancias químicas se descmponían cuando, en disolución acuosa, se sometían a una corriente eléctrica. Sustancias a las que denominó electrolitos, del griego ἤλεκτρον (electrón, el nombre griego del ámbar y que se usa en ciencia para referirse a la electricidad) y λυτός (litos, rotura). También a Faraday debemos los términos cátodo, catión, ánodo, anión, ion o electrodo, además de inventar el precursor del mechero Bunsen, descubrir la inducción electromagnética y el descubrimiento del benceno.

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No electrolito, electrolito débil y electrolito fuerte.

El propio Faraday ya había descubierto que el agua pura no es conductora ( tiene una conductividad de apenas 0,055 μS·cm-1, o lo que es lo mismo, cada cm de agua ofrece una resistencia de más de 18 millones de ohmios), es una sustancia aislante. Las disoluciones de electrolitos, sin embargo, sí son conductoras de la electricidad y por eso era factible la descomposición electrolítica. Pero no todas las sustacias disueltas son electrolitos: no todas las disoluciones conducen la electricidad, ni todos los electrolitos conducen por igual la electricidad. las disoluciones de electrolitos débiles apenas conducen la electricidad, mientras que los electrolitos fuertes hacen la disolución muy conductora.

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Henri Dutrochet

Aunque ebservada por primera vez por el físico y sacerdote francés Jean Antoine Nollet, fue el médico René Joachim Henri de Dutrochet (Néon, 14 de noviembre de 1776 – París, 4 de febrero de 1847) quien en sus Nouvelles Recherches sur l’Endosmose et l’Exosmose descubrió el efecto: cuando dos disoluciones de diferente concentración se ponen en contacto por una membrana que deja pasar el agua, pero no el soluto, o al contrario, el agua pasa de la disolución diluida a la concentrada o el soluto pasa a la diluida, dependiendo de la membrana. Dutrochet habló de endosmosis y exosmosis, fue el químico inglés, Thomas Graham el que acuñó el término osmosis durante sus estudios sobre diálisis. Este proceso es, en parte, el causante de las arrugas de las yemas de nuestros dedos cuando permanecemos mucho tiempo en el agua.

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Jacobus van’t Hoff

Fue el primer galardonado con el premio nobel de química, Jacobus Henricus van ‘t Hoff (Róterdam, 30 de agosto de 1852 – 1 de marzo de 1911, Berlín) quien explicó el comportamiento de la presión osmótica. Suponiendo que las partículas disueltas se comportaban como las moléculas de un gas, moviéndose libremente, y chocando contra la membrana semipermeable. La presión osmótica entre dos disoluciones, resultaba proporcional a la diferencia entre las concentraciones en cantidad de sustancia de ambas. Si una de las disoluciones se sustituía por agua pura, la presión osmótica de la otra era proporcional a su concentración en cantidad de sustancia, según la ecuación: Π = c·R·T, donde Π es la presión osmótica, c la concentración en mol·L-1, R la constante de los gases ideales y T la temperatura absoluta, expresión que resulta similar a la ley de los gases ideales.

Sin embargo, van’t Hoff observó que en las disoluciones de electrolitos la presión osmótica era mayor de la esperada y había que añadir un factor de corrección, llamado factode de van’t Hoff quedando la ecuación Π = i·c·R·T.

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Ahora que se aproxima la prueba de acceso a la universidad es el momento de los resúmenes, esquemas y repasos. Para ayudar a preparar el tema de reacciones ácido-base he realizado una pequeña presentación que podéis descargar desde Mega. O ver, en peor calidad, desde slideshare.

Espero que sea de ayuda.

Publicado el por Juan José Romero Anaya | Deja un comentario