viernes, 3 de septiembre de 2010

el mol un concepto evasivo

Pretendemos en este artículo revisar lo escrito en la literatura sobre el tema
del mol y la magnitud que mide, la cantidad de sustancia, con el fin de alcanzar
una propuesta didáctica más apropiada para abordar este concepto evasivo.
Desarrollaremos este propósito en cuatro etapas subsecuentes, con algún o algunos
recuadros como ejemplo en cada una de ellas.
The mol, an evasive concept
With this article we aim to revise what is written in literature on the theme of
the mol and the magnitude that it measures, the quantity of substance with
the aim of reaching a more appropriate didactic proposal to look at this evasive
concept. We develop this proposal with four subsequent stages with some
examples for each of them.
El mol, la unidad de cantidad de sustancia del Sistema Internacional
de Unidades, resulta ser un concepto muy difícil para los estudiantes
en la escuela secundaria (Ceverllati y otros, 1982; Furió y otros, 1993).
Inclusive los docentes muestran dificultades conceptuales sobre este
tópico (Furió y otros, 1999).
Todo parte de una primera definición de mol, expresada por Ostwald
(1853-1932), que indicaba que el «peso normal o molecular de
una sustancia expresado en gramos se debe llamar a partir de ahora
mol». Lo anterior implica dar al mol la identificación con la magnitud
masa, cuestión que quedó plasmada en la mente de los profesores y
profesoras durante décadas. Ya volveremos sobre este punto de la desafortunada
definición inicial de mol.
Diversos artículos han analizado el contenido de los libros de
texto sobre el tema (Ceverllati y otros, 1982; Furió y otros, 1999),
llegando a la conclusión de que diversos libros todavía emplean la
equívoca definición de mol como «el peso molecular expresado en
gramos», o que es «como un número», «como la docena del químico».
Asimismo no se identifica a este concepto explícitamente con cantidad
de sustancia, término que rara vez aparece en los textos, llegándose
al extremo de mencionarse en los problemas «calcular el
número de moles» en lugar de «calcular la cantidad de sustancia»
(Mills, 1989).
Otros autores retoman el concepto de mol y sus aplicaciones en
los cálculos estequiométricos, como un tema primordial para el entendimiento
de la reacción química y su cuantificación, cuestión a la que
no nos dedicaremos en este artículo.
99 | Alambique Didáctica de las Ciencias Experimentales • n. 33 • pp. 99-109 • julio 2002
El mol: un concepto evasivo
Una estrategia didáctica para enseñarlo
Andoni Garritz,
Laura Gasque,
Gisela Hernández,
Ana Martínez
Universidad Nacional
Autónoma de México
Intercambio
La magnitud cantidad de sustancia aparece en 1961 como una entidad
diferente de la masa, como una de las siete magnitudes fundamentales
del Sistema Internacional de Unidades, y obedece a razones de comodidad
a la hora de contar entidades elementales. La introducción del término
cantidad de sustancia como una nueva magnitud hace posible
contar, en el nivel macroscópico, las entidades elementales a partir de
las masas o volúmenes de combinación de las sustancias reactivas (Furió
y otros, 1999). La cantidad de sustancia aparece gracias a la consolidación
de la teoría atómico-molecular, ya que su introducción en una
reacción química hace que se centre más la atención en la relación entre
las cantidades de partículas que intervienen en la misma, que en los
pesos de combinación.
Al igual que sucede con otras magnitudes fundamentales del Sistema
Internacional de Unidades, como es el caso de la masa o el tiempo,
no es simple encontrar una definición de cantidad de sustancia. La
Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC 2001) dice solamente
al respecto que:
La cantidad física «cantidad de sustancia» o «cantidad química» es proporcional
al número de entidades elementales –especificadas por una
fórmula química– de las cuales la sustancia está compuesta. El factor de
proporcionalidad es el recíproco de la constante de Avogadro (6.022 x
1023 mol–1).
Podemos decir, asimismo, que no existe un consenso internacional respecto
al uso del nombre cantidad de sustancia para una de las magnitudes
básicas del Sistema Internacional. Rocha-Filho (1990) ha
propuesto el término numerosidad1 y Gorin (1994) el de cantidad química,
el cual ha sido recientemente recomendado también por la IUPAC.
El mol se define (McGlashan, 1971) como:
La cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades
elementales como átomos hay en 0,012 kg de carbono-12. Cuando se usa
el mol, las entidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser
átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos
de tales partículas.
Agrega McGlashan que:
Unidades tales como el «átomo-gramo», la «molécula-gramo», el «equivalente-
gramo», el «equivalente», el «ion-gramo» y la «fórmula-gramo»
son todas obsoletas.
La crítica de Gorin al término cantidad de sustancia se refiere al caso
en que se escoja expresar las entidades elementales como electrones o
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Intercambio
Definir mol
como la unidad
de la magnitud
«cantidad de
sustancia»
como iones, ya que en ese caso no se tiene precisamente una sustancia
presente.
Dada la definición de mol, creemos que resulta conveniente, al menos
en el nivel secundario, dar a conocer cuántos átomos hay en exactamente
12 gramos de carbono-12, pues en un mol de cualquier sustancia
habrá ese mismo número de entidades elementales. A este número hemos
podido llegar mediante el experimento, por medio de un desarrollo
histórico que ejemplificamos en el apartado siguiente.
NA y su determinación
Es ciertamente sinuoso el camino histórico que desemboca en la
constante de Avogadro. Haremos una síntesis apretada, que retoma algunos
de los puntos clave:
Ley de las composiciones constantes
Las primeras ideas acertadas sobre la combinación química fueron
expresadas por Joseph L. Proust y Jeremías B. Richter:
En cualquier compuesto químico los elementos que lo constituyen están
combinados siempre en la misma proporción en peso.
Y fueron retomadas por Dalton:
En toda investigación química ha sido considerado justamente un importante
objetivo el averiguar los pesos relativos de los simples que
constituyen un compuesto.
Así por ejemplo, sin importar el origen o el modo de preparación del
agua, hoy sabemos que en cualquier muestra están combinados siempre
8 gramos de oxígeno por cada gramo de hidrógeno:
8 gramos de oxígeno
1 gramo de hidrógeno
Esta es la llamada razón de composición en peso del agua.
Hipótesis atómica
Dalton plantea la existencia de los átomos en 1808. Los compuestos,
como el agua, estarían constituidos por moléculas idénticas, las
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Intercambio
Introducir la
constante de
Avogadro como
el número de
entidades
elementales en
un mol
cuales a su vez estarían formadas por un cierto número de átomos elementales.
Según pensaba Dalton, aunque equivocadamente, la molécula
del agua tendría un átomo de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo
cual, dada la razón de composición en peso del agua, un átomo de oxígeno
pesaría ocho veces lo que uno de hidrógeno.
Fórmulas
La solución al enigma de determinar las fórmulas de los compuestos
se dio gracias a la Ley de volúmenes de combinación de Luis
José Gay-Lussac: «Se requieren 2 volúmenes de hidrógeno y 1 volumen
de oxígeno para obtener 2 volúmenes de agua.» Con la hipótesis
de Amadeo Avogadro («Cualesquiera dos volúmenes gaseosos iguales,
a la misma presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas.
») y la Ley de los volúmenes de combinación se pudo conocer la
naturaleza diatómica de las moléculas de oxígeno e hidrógeno, así como
la fórmula del agua, H2O, con dos átomos de hidrógeno por cada
átomo de oxígeno. La razón de composición en peso del agua implica
que un átomo de oxígeno pesa 16 veces lo que uno de hidrógeno. Tenemos
al fin el peso atómico relativo correcto del oxígeno con respecto
al hidrógeno: 16.
Pesos atómicos relativos
Stanislao Cannizzaro retoma, décadas después, las ideas de Gay-
Lussac y Avogadro, y encuentra extraordinaria congruencia en los cálculos
de pesos atómicos de todos los elementos. La comunidad
científica aceptó sus argumentos en 1860. La hipótesis de Avogadro parecía
tener validez.
Constante de Avogadro, NA
Con el peso atómico del hidrógeno considerado como una unidad,
surgió la pregunta: «¿Cuántos átomos hay en una muestra elemental
que contiene tantos gramos de sustancia como su peso atómico relativo
al hidrógeno?», cuestión que Avogadro ciertamente nunca se planteó.
No obstante, dicho número de átomos fue denominado como constante
de Avogadro. A lo largo de los años, la base de referencia ha cambiado
de 1 g de hidrógeno a 16 g de oxígeno, luego a 16 g de 16O y, finalmente,
a 12 g de 12C.
Determinación de NA
Las primeras estimaciones de la constante de Avogadro, NA,
fueron hechas durante la segunda mitad del siglo XIX. Nueve años
después de la muerte de Avogadro, Josef Loschmidt sugiere un pri-
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Intercambio
mer método para obtenerla y encuentra NA = 4,09 × 1022 partículas/
mol. Este valor, casi quince veces menor que el actual, fue mejorado
mediante otras técnicas por diversos investigadores
(determinación del espesor límite de una película, o de los parámetros
del movimiento browniano, o de la emisión de partículas radiactivas).
Fue Perrin, en 1909, quien logró por primera vez un resultado
muy cercano al actual de NA al alcanzar 62 ×1022 partículas/mol. NA
terminó de afinarse durante el siglo XX, una vez determinada con
precisión la carga del electrón (1913) o aplicadas las técnicas de difracción
de rayos X sobre cristales (1912). El resultado actualmente
aceptado internacionalmente es:
NA = 6,02214199 × 1023 entidades elementales/mol
La constante de Avogadro corresponde entonces al número de entidades
elementales que existen en un mol de sustancia. Su enorme valor
debe ser aquilatado por los estudiantes, para lo cual se puede observar
el ejemplo siguiente:
¿Cómo de grande es un mol de granos de arroz?
Consideremos que un grano de arroz tiene una masa de 1,66 x 10-5 kg (podríamos
haberla obtenido al contar con mucha paciencia alrededor de 60,000
granos en un kilogramo de arroz comprado en el mercado). La masa de un mol
de granos sería entonces:
Marroz =
1.66 × 10-5kg 6.02 × 1023 granos de arroz
= 1 × 1019 kg/mol
1 grano de arroz 1 mol de granos de arroz
La respuesta es ciertamente sorprendente: ¡diez trillones de kilogramos! Pero,
¿cómo de grande es esta masa?
La producción anual de arroz en China puede ayudarnos a aquilatar lo anterior.
En China se producen unos 200 millones de toneladas de arroz al año, o
sea, 2 × 1011 kg/año. La masa de un mol de granos de arroz es un número ¡50
millones de veces mayor! ¡China necesita cincuenta millones de años para
producir un mol de granos de arroz!
Un problema similar para darse cuenta de la enormidad del número de
entidades elementales en un mol, a través de un ejemplo familiar, es el
adoptado por Merlo y Turner (1993) al construir un mol de pastillas
M&M como una capa de más de 50 km de espesor que cubre todo el mapa
de los Estados Unidos de América.
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Intercambio
El peso relativo de los átomos es lo que condujo a la primera definición
de mol, como unidad básica para contar el mismo número de entidades
elementales. Veamos un ejemplo de cómo un peso relativo de dos frutas
nos da la clave para encontrar muestras con exactamente el mismo número
de frutas:
Ciruelas y uvas
Piensas hacer una ensalada de frutas que tenga, entre otras cosas, el mismo
número de ciruelas que de uvas. Llegas a la tienda y pides al vendedor treinta
uvas y treinta ciruelas. Este, quien tiene una tozudez característica, te responde:
«aquí vendemos la fruta por kilos. ¿Cuántos kilos de ciruela y cuántos
kilos de uva desea?».
¿Qué hacer en este caso para salir de la tienda con treinta uvas y treinta ciruelas?
Supones, para empezar, que cada ciruela pesa lo mismo que las otras ciruelas
y que cada uva pesa lo mismo que cualquiera de las otras uvas.
Pides un kilo de ciruelas. Cuentas las ciruelas que te dieron y encuentras que
son quince. Pides ahora un kilo de uvas. Vuelves a contar cuidadosamente y
son ciento veinte uvas. Haces el siguiente cociente:
120 uvas/kg 8 uvas
=
15 ciruelas/kg 1 ciruela
Queda claro ahora que una uva pesa la octava parte de una ciruela. Tienes entonces
el peso relativo de las ciruelas, con respecto al patrón uva:
Wciruela 8
=
Wuva 1
Ocho uvas pesan lo mismo que una ciruela. Para pedir la misma cantidad de
uvas y ciruelas debes pedir de uvas, por lo tanto, la octava parte del peso
de las ciruelas. Esto es lo básico en este ejemplo: contienen el mismo número de
frutas las dos muestras, o sea, tanto una muestra dada de ciruelas que pese
ocho veces lo que otra muestra de uvas, como esa muestra de uvas. Por lo
tanto, el peso relativo nos puede conducir siempre a muestras con el mismo
número de frutas.
Calculas rápidamente que para tener treinta ciruelas requieres de dos kilos y,
por supuesto, para contar con treinta uvas necesitas la octava parte de los
dos kilos. Inteligentemente le dices ahora al vendedor: «Sabe, voy a necesitar
otro kilo más de ciruelas y, además, no necesito tantas uvas, póngame solamente
un cuarto de kilo.»
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( ) ( )
Intercambio
Introducir el
tema de los
pesos atómicos
como datos
relativos
Cita especial al respecto merece el artículo de García Cifuentes (1997),
pues contiene toda una estrategia didáctica para aproximarse al concepto
de mol, con elementos en algunos casos similares a los contemplados
en este artículo.
Así, el mol se introduce como la unidad básica de la magnitud
cantidad de sustancia y la premisa del concepto de mol se ha interpretado
como contar partículas mediante el peso (Dominic 1996).
Resulta paradójico que no podamos contar entidades elementales
mediante un instrumento de medida directa, y que tengamos que hacerlo
de manera indirecta, por medio de una balanza, por ejemplo.
La definición del mol nos lleva directamente al concepto de la masa
molar del carbono-12, que es de 12 g. La pregunta que surge es:
¿cuál es la masa molar de cualquier otro elemento o compuesto? El siguiente
ejemplo nos da la respuesta.
La masa molar de un elemento o compuesto
Pensemos en la definición del peso atómico del elemento A en el siglo XIX,
cuando todos los pesos atómicos se expresaban con relación al del átomo de
hidrógeno:
Peso del átomo de A
Peso atómico de A = ------------------------------------------ Siglo XIX
Peso del átomo de hidrógeno
No nos detendremos ahora en considerar la existencia posible de varios isótopos
estables del átomo de A.
Al estar definido como un cociente entre dos pesos, el peso atómico no posee
unidades. Hoy, el peso atómico se expresa con relación a la doceava parte del
peso de un átomo de carbono-12, por lo cual la definición actual es:
Peso del átomo de A
Peso atómico de A = -------------------------------------------------------- Hoy
1/12 del peso del átomo de carbono-12
Podríamos ahora sustituir la palabra peso por masa, ya que una comparación
entre dos pesos es idéntica a una comparación entre dos masas, en el mismo
lugar de la Tierra.
Masa del átomo de A
Peso atómico de A = ------------------------------------------------------------ Siglo
1/12 de la masa del átomo de carbono-12
Igualmente, el resultado no se altera si consideramos 2, 3, o más átomos de A
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Intercambio
y 2, 3 o más átomos patrón. En particular, si consideramos un mol de dichos
átomos:
Masa de un mol de átomos de A
Peso atómico de A = ----------------------------------------------------------------------------
1/12 de la masa de un mol de átomos de carbono-12
El numerador de esta última expresión es, por definición, la masa molar de A,
MA, y el denominador es 1/12 de la masa molar del carbono-12, que vale
exactamente 12 g/mol.
MA MA
Peso atómico de A = ----------------------- = ------------
1/12 (12 g/mol) 1 g/mol
Si repitiéramos este proceso iniciando con el peso molecular del compuesto
A, llegaríamos a una ecuación idéntica:
MA
Peso molecular de A = ------------
1 g/mol
Concluimos que la masa molar de A, sea A un elemento o un compuesto, es
igual al peso atómico o molecular de A, que es un número adimensional, multiplicado
por la unidad 1 g/mol.
MA = Peso atómico o molecular de A (1 g/mol)
Lo anterior demuestra la relativa validez de la definición inicial de mol de
Ostwald como «el peso molecular expresado en gramos», pues colocando la
unidad g/mol al peso molecular se obtiene la masa de un mol de sustancia.
Hay, sin embargo, que reconocer que colocar la unidad g/mol al peso molecular
relativo y adimensional de la sustancia A, no es lo mismo que expresar
el peso molecular en gramos, ya que el peso molecular no tiene
unidades, se trata de un peso relativo. Otro problema con la definición de
Ostwald es que se reduce a una magnitud de masa la medición de la cantidad
de sustancia.
Un desarrollo enteramente similar a este, con otras variantes, es el presentado
por Nelson (1991).
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Intercambio
Así, la cantidad de sustancia tiene la característica de diferenciarse
claramente de masa, volumen o número de entidades elementales. Resulta,
desde luego, proporcional a cualquiera de estos conceptos, pero
no se debe identificar con ninguno de ellos (Dominic, 1996; Furió y
otros, 1999). Las relaciones entre la cantidad de sustancia, n; la masa,
m; el volumen, V y el número de entidades elementales, N, se dan a partir
de la masa molar, M, el volumen molar, Vm y la constante de Avogadro,
NA:
n = m/M n = V/Vm n = N/NA
Conviene hacer ejemplos numéricos con estas tres ecuaciones, haciendo
énfasis en que la cantidad de sustancia es un ente diferente,
aunque proporcional, a la masa, al volumen o al número de entidades.
A continuación se presenta un problema donde el estudiante puede
apreciar la naturaleza del mol a través de un ejemplo en el que se
desarrolla una entidad equivalente al mol, el semillol. Este problema es
enteramente similar a aquel desarrollado por Arce de Sanabia (1993)
con clips, para el cual introduce el concepto de «clip-ole», similar al de
semillol de nuestro ejemplo. Con él concluyen las recomendaciones didácticas
de este artículo.
Semillas, mol y NA
Vas a usar tan solo una balanza y tu habilidad para contar. En todo este problema
vas a suponer que cada una de las semillas de arroz pesa lo mismo, que
cada uno de las alubias pesa lo mismo y que cada uno de los garbanzos pesa
lo mismo.
Imagina que los átomos de los elementos son como diferentes semillas. La de
arroz tomará el lugar del átomo de hidrógeno; la de alubia, el del berilio, y la
de garbanzo, el sitio del cloro. Con la guía que viene en el enunciado a continuación,
que se basa en una semilla de arroz como unidad de peso relativo,
¿puedes usar solo la balanza para obtener un igual número (el que sea) de los
tres tipos de semillas? Por ejemplo, ¿puedes decir qué pesadas hay que hacer
para tener cien unidades de cada semilla?
1. Con una balanza, tu primer problema es estimar el peso promedio de un
grano de arroz, de alubia y de garbanzo. Pesa un buen número de ellos en la
balanza y obtén el promedio (las semillas no son exactamente como los átomos,
pues aquí sí ocurre que el peso de un grano de arroz sea ligeramente diferente
al de otro). A nosotros nos dieron los siguientes resultados, encuentra
los tuyos: . Arroz: 0,021 g . Alubia: 0,187 g . Garbanzo: 0,746 g
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Introducir un
ejemplo de
pesos relativos
con una definición
equivalente
de mol y de
la constante
de Avogadro
Intercambio
2. Mediante cocientes de los datos anteriores, obtén los pesos relativos respecto
al grano de arroz. Nosotros obtuvimos: . Arroz: 0,021/0,021=1 . Alubia: 0,187/0,021=8,9 . Garbanzo: 0,746/0,021=35,5
3. Dedícate ahora a contar las semillas que hay en las siguientes pesadas, a las
que llamaremos semilloles: . Un gramo de arroz (un semillol de arroz). . Un peso relativo de gramos de alubia, o semillol de alubia (en nuestro caso
corresponde a 8,9 gramos de alubia, pero tú usa tu propio resultado del
apartado 2). . Un peso relativo de gramos de garbanzo o semillol de garbanzo (en nuestro
caso 35,5 gramos de garbanzo).
No te sorprenda si obtienes el mismo número de cada semilla, pues recuerda
qué sucede cuando pesas muestras en la misma proporción que la indicada
por los pesos relativos.
4. El apartado 3 (si usaste una balanza aceptable y no hay mucha variabilidad
en los pesos de cada semilla respecto a su promedio) te debe haber llevado al
mismo número de granos de las tres semillas o, en todo caso, a números muy
parecidos. Este va a ser la «constante de Avogadro» de nuestro ejercicio.
Nuestro resultado fue de 48 semillas. ¿Y el tuyo? (Date cuenta, por cierto, de
que este número se obtiene al invertir el peso de un solo grano de arroz;
1/0,021, pues la inversa de los gramos que pesa un grano es el número de granos
que hay en un gramo.)
5. Resuelve ahora la pregunta lanzada, ¿cuántos gramos debes pesar de cada
semilla para tener cien de ellas? Calcula para ello el «número de semilloles»
que representan 100 semillas (en nuestro caso 100/48 = 2,1 semilloles, por lo
que hay que pesar 2,1 x 1= 2,1 gramos de arroz, 2,1 x 8,9=15,69 gramos de
alubias y 2,1(35,5 = 74,55 gramos de garbanzos).
6. Haz tus propios cálculos y verifica con la balanza que obtienes, en efecto,
100 semillas de cada tipo con dichas pesadas. Si no es el caso, definitivamente
lo que está pasando es que tienes una gran variabilidad en el peso de cada
semilla.
1. El término no existe en español, pero se propuso como numerousness, en inglés.
108 | Alambique Didáctica de las Ciencias Experimentales • n. 33 • julio 2002
Nota
Intercambio
ARCE DE SANABIA, J. (1993): «Relative Atomic Mass and the Mole: A Concrete
Analogy to Help Students Understand These Abstract Concepts» en Journal of
Chemical Education, vol. 70, n. 3, pp. 233-234.
CEVERLLATI, R.; MONTUSCHI, A.; PERUGINI, D.; GRIMELLINI, N.; PECORI, B.
(1982): «Investigation of Secondary School Students Understanding of the
mole concept in Italy» en Journal of Chemical Education, n. 10 (vol. 59), pp.
852-856.
DOMINIC, S. (1996): «What’s a Mole For» en Journal of Chemical Education, vol.
73, n. 4, p. 309.
FURIÓ, C. y otros (1993): «Concepciones de los estudiantes sobre una magnitud
“olvidada” en la enseñanza de la química: la cantidad de sustancia» en Enseñanza
de las ciencias, vol. 11, n. 2, pp. 107-114.
FURIÓ, C.; AZCONA, R.; GUISASOLA, J. (1999): «Dificultades conceptuales y
epistemológicas del profesorado en la enseñanza de los conceptos de cantidad
de sustancia y de mol» en Enseñanza de las ciencias, vol. 17, n. 3, pp. 359-376.
GARCÍA CIFUENTES, A. (1997): «La enseñanza del concepto de mol: un enfoque
práctico» en Alambique, n. 14, pp. 105-111.
GORIN,G. (1994): «Mole and Chemical Amount» en Journal of Chemical Education,
vol. 71, n. 2, pp. 114-116.
IUPAC (2001): «Abreviated list of quantities, units and symbols in physical chemistry
» en la siguiente dirección electrónica: www.iupac.org/reports/1993/homann/
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MCGLASHAN, M.L. (1971): Physicochemical Quantities and Units. London. The
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MILLS, I.M. (1989): «The choice of Names ans Symbols for Quantities in Chemistry
» en Journal of Chemical Education, n. 11 (vol. 66), pp. 887-889.
MERLO, C.; TURNER, K.E. (1993): «A mole of M&M's» en Journal of Chemical
Education, n. 6 (vol. 70), pp. 453
NELSON, P.G. (1991): «The elusive mole» en Education in Chemistr, vol. 28, n. 4,
pp. 103-104.
ROCHA-FILHO, R.C. (1990): «A proposition about the Quantity of which Mole in
the SI Unit» en Journal of Chemical Education, n. 2 (vol. 67), pp. 139-140.
Andoni Garritz Ruiz: Departamento de Física y Química Teórica, Facultad de
Química, Universidad Nacional Autónoma de México
andoni@servidor.unam.mx
Laura Gasque Silva y Gisela Hernández Millán: Departamento de Química Inorgánica
y Nuclear, Facultad de Química, Universidad Nacional Autónoma de
México.
gasquel@servidor.unam.mx
ghm@servidor.unam.mx
Ana Martínez Vázquez: Instituto de Investigaciones en Materiales, Universidad
Nacional Autónoma de México
martina@matilda.iimatercu.unam.mx
109 | Alambique Didáctica de las Ciencias Experimentales • n. 33 • julio 2002
Referencias
bibliográficas
Direcciones
de contacto
Intercambio

La Química: ángel o demonio

La química en el siglo XI¿Ángel o demonio?
Vicente Talanquer
PARA MUCHAS PERSONAS LO "QUÍMICO" ES SINÓNIMO DE CONTAMINANTE, DAÑINO O PERJUDICIAL

ANTES DE COMENZAR debo hacer una confesión: yo con la química llevo una relación pasional, una de esas relaciones que oscilan entre el amor y el odio. La quiero porque me ha enseñado a maravillarme con los secretos de la transformación de las sustancias, pero la detesto cuando me habla en clave, cuando me llena la memoria de símbolos y fórmulas. Me la comería a besos cada vez que me sorprende con la síntesis de un nuevo material y me fascina su persistencia por develar la identidad de las cosas, pero me saca de quicio su obsesión por los detalles y me atormentan las catástrofes que se producen cuando alguien abusa de ella o la trata de manera poco cuidadosa.

Sentimientos contradictorios. Creo que a la mayoría de la gente también la inundan sentimientos contradictorios cuando escucha las palabras química o producto químico. Por una parte, ya sea de manera consciente o inconsciente, los productos de la química nos encantan. Por ejemplo, todos saltaríamos de gusto y de emoción si mañana nos anunciaran que ya se sintetizó un fármaco para curar el cáncer o que se desarrolló un medicamento que controla definitivamente el desarrollo del virus que provoca el sida. ¿Quién se atrevería a negar que la síntesis de antibióticos, analgésicos, tranquilizantes, y hasta del famoso Viagra, nos ha cambiado la vida? También es cierto que millones de personas se benefician cada día con el incremento en la producción de alimentos debido al uso de fertilizantes y plaguicidas desarrollados por los químicos. ¿Y qué decir de los plásticos, los colorantes, las pinturas, los cosméticos, los aditivos alimenticios, las cerámicas? A ver, ¿quién sería la o el valiente que estaría dispuesto a deshacerse de toda la ropa que esté fabricada con alguna fibra sintética o que ha sido sujeta a algún proceso químico? "Desde mañana, nada de poliéster, nailon, rayón o acrilán; nada de pantalones de mezclilla ni otras prendas coloridas de lana, seda o algodón". Sin embargo, también es cierto que el adjetivo "químico" o "química" nos asusta; para muchas personas es sinónimo de contaminante, dañino o perjudicial. Es también sinónimo de artificial, y hoy en día lo artificial está bastante desacreditado frente a lo natural. ¿Qué prefieres, una camiseta de poliéster o una de algodón? ¿Qué te tomas, un vaso con jugo de naranja o una CocaCola? De alguna manera lo químico se asocia con lo artificial y lo tóxico, como si las sustancias naturales no fueran sustancias químicas y como si todo lo natural fuera inofensivo.

Entre la realidad y la ignorancia. Los odios y terrores hacia lo que suena a química surgen principalmente de dos fuentes, sólo una de las cuales me parece justificada. Por un lado, hay que reconocer que durante muchos años la industria química mundial ha desarrollado su labor sin preocuparse demasiado por el impacto ecológico de sus actividades. En algunos casos se han privilegiado las ganancias económicas sobre la salud de la población vecina a una planta química; a veces se ha ocultado información sobre la posible toxicidad de un producto o sobre sus efectos secundarios. También ha sucedido que la prisa por poner a la venta un nuevo producto impida que se realicen todas las pruebas necesarias para determinar en qué condiciones es apropiado hacer uso de la sustancia. Sea como sea, cuando se trata de sustancias químicas las consecuencias del abuso, la negligencia y la avaricia son siempre desastrosas.

Pero tampoco puede negarse que parte del miedo nace de la ignorancia. De la falta de una "cultura química" de la población en general que le ayude a evaluar las ventajas y las desventajas de usar tal o cual producto químico, que le permita distinguir razonadamente lo dañino de lo inofensivo y reconocer los alcances y las limitaciones del trabajo de los químicos. También es cierto que si todos reconociéramos la importancia de tener conocimientos básicos de química, estaríamos mejor preparados para impedir las acciones de aquellos que quieran abusar de los productos de la química o defendernos de ellas.

La imagen pública de la química

Preocupados por esta situación, en la que la química se nos presenta como un ángel o como un demonio, y en la que la visión satánica lleva la ventaja, los profesionales de la química en todo el mundo —investigadores, maestros, técnicos, industriales— han desarrollado en los últimos años un gran esfuerzo por mejorar la imagen pública de esta ciencia. Así, se han realizado múltiples congresos, seminarios y pláticas informales para discutir el tema; en las escuelas se han modificado los programas de química para hacerlos más atractivos y hacer evidente la importancia de los productos y fenómenos químicos en la vida cotidiana; también se ha buscado comprometer a las grandes industrias químicas en la protección del ambiente. Como parte importante de estas acciones, a finales de 1998 se inició la "Celebración Internacional de la Química": una gran fiesta mundial con un año de duración (de noviembre de 1998 a noviembre de 1999), en la que se realizaron cientos de eventos y actividades en todo el mundo con el fin de motivar el interés de la gente por esta ciencia, así como establecer y fortalecer los vínculos y la comunicación entre todas las personas interesadas en la química alrededor del mundo.

En esta celebración participaron diversas organizaciones de más de 115 países, las cuales hicieron un esfuerzo extraordinario por hacer patentes las contribuciones de la química a la sociedad. En nuestro país, por ejemplo, la UNAM organizó dos eventos, la "Expo-Química 2000" y el "Tianguis de la Química", en los que los asistentes pudieron mancharse las manos realizando experimentos, participar en seminarios y conferencias, y acercarse a platicar con los científicos y los industriales expertos en esta disciplina. En otros lugares se publicaron libros y revistas especiales, se emitieron estampillas postales conmemorativas, se realizaron concursos populares sobre química y se rindió homenaje a muchos científicos cuyas contribuciones fueron fundamentales para el desarrollo de esta ciencia.
El pasado y el futuro de la química. Un éxito importante de la Celebración Internacional de la Química es que motivó la reflexión colectiva sobre el pasado, el presente y el futuro de la química. En este ya casi fin de milenio, la química es una ciencia muy distinta de las prácticas de los alquimistas de los siglos XV y XVI y seguramente tendrá poco que ver con lo que harán los químicos dentro de trescientos años. Sin embargo, de lo que los químicos hacemos ahora y de la manera en la que la sociedad evalúe y se comprometa con nuestras acciones sin duda dependerá lo que suceda con esta ciencia en el futuro.
Por alguna extraña razón, hay químicos a quienes les molesta hablar del pasado; lo consideran demasiado tormentoso y oscuro. A mí, la verdad, me fascina. Los químicos somos herederos de una tradición milenaria empeñada en develar el secreto de la transformación de las sustancias. Nuestros antepasados, los alquimistas, persiguieron por más de dos mil años el sueño de convertir el plomo en oro, pero no para hacerse ricos, sino para transformarse a si mismos, transformar al mundo y al Universo entero. Su empeño, aunque haya quien lo niegue, no fue infructuoso pues dio lugar al nacimiento de la química como ciencia.

La química moderna se consolidó a lo largo del siglo XIX y se benefició enormemente con el desarrollo de la teoría atómica a principios del siglo XX, de manera que alrededor de 1925 alcanzó su madurez y nos transformó para siempre el mundo. Sólo para dar una idea de cómo han cambiado las cosas en estos últimos doscientos años, baste decir que a principios de 1800 los químicos conocían, si acaso, unas 300 sustancias distintas y hoy se cuentan ya cerca de ¡19 millones! Además, en los últimos cincuenta años este número ha venido duplicándose en promedio cada trece años, de manera que si continúa esta tendencia para el año 2050 llegaremos a 300 millones de compuestos químicos diferentes y a 5 000 millones para el 2100. Basta con suponer que una pequeñísima fracción de estas sustancias tendrá alguna utilidad práctica para imaginar la diversidad de nuevos medicamentos y materiales que tendremos a la mano.

La química es sin duda la mejor herramienta con la que hoy contamos para enfrentar lo que seguramente serán algunos de los grandes problemas del siglo XXI: la escasez de alimentos, la aparición de nuevas enfermedades, el agotamiento de las fuentes de energía convencionales y el deterioro del ambiente. En esta labor, sus alianzas con la biología y la física serán indispensables. El conocimiento de los fenómenos biológicos a nivel molecular permitirá, por ejemplo, realizar la síntesis de fármacos específicos para cada persona, de acuerdo a sus características genéticas particulares, y generar sustancias que controlen el funcionamiento de las células del cuerpo. La identificación de la estructura y propiedades químicas de los componentes del código genético de diversos seres vivos, incluidos los humanos, le abrirá la puerta a la reprogramación genética como vía para corregir defectos genéticos o para desarrollar cultivos más resistentes a las plagas o a la escasez de agua. Por otra parte, la comprensión de las propiedades físicas de las sustancias con base en su estructura atómica dará lugar al desarrollo de nuevos materiales, que sin duda revolucionarán áreas como la microelectrónica, los sistemas de almacenamiento y distribución de energía, y el control ambiental.

ACTUALMENTE SE CONOCEN CASI 19 MILLONES DE SUSTANCIAS DISTINTAS, PARA EL AÑO 2050 PODRÍAN SER 300 MILLONES

En el próximo milenio la química también tendrá que desarrollar las armas para conocer mejor a los monstruos de su presente y su pasado y enfrentarlos. Entre ellos se distinguen: la destrucción de la capa de ozono por la acción de agentes químicos generados por los seres humanos y el calentamiento global de la Tierra, al parecer inducido por el incremento de la concentración de dióxido de carbono en la atmósfera (resultado de la quema de combustibles como el petróleo, el gas natural y el carbón). También la esperan con las fauces abiertas los problemas de la alta concentración de ozono a nivel del suelo y la devastación generada por la lluvia ácida en las grandes ciudades, fenómenos provocados por las reacciones químicas que ocurren en el interior de los motores de combustión de nuestros medios de transporte.

Una población químicamente informada. Pero la batalla central se establecerá sin duda entre el ángel y el demonio. Los enormes beneficios y avances en nuestra calidad de vida debidos a los productos de la química siempre tendrán un costo: eso parece inevitable. El reto consiste en desarrollar procesos que maximicen los beneficios y reduzcan al mínimo el impacto sobre la salud y el ambiente. También se trata de contar con una población químicamente informada y educada, que pueda juzgar y tomar decisiones sobre los materiales y sustancias que quiere utilizar, el manejo de los desechos que genera y las consecuencias de usar tal o cual producto. Una población cuya voz tenga el peso y la influencia de la razón para evitar los abusos y la negligencia de los que no entiendan o se nieguen a entender. En fin, se trata de perseguir un milenio en el que la frase "…eso tiene química" no invoque a los demonios.




Vicente Talanquer es doctor en ciencias químicas e investigador y maestro en la Facultad de Química de la UNAM. Es autor de diversos artículos de divulgación y del libro Fractus, fracta, fractal, editado por el FCE.
http://www.comoves.unam.mx/articulos/quimica/quimica1.html