2.3.Sesion3

Sesión 3. Presentaciones audiovisuales 3.1. Necesidad de la expresión oral

La sociedad en la que vivimos gira alrededor de la capacidad de comunicarse y de relacionarse entre las personas. Para un científico es fundamental saber comunicar sus conocimientos, ya que POR MUY BRILLANTES QUE SEAN NUESTROS PENSAMIENTOS O EXPERIMENTOS REQUIEREN DE LOS DEMÁS PARA SU ACEPTACIÓN Y VALIDACIÓN.

En cualquier situación profesional, es tan importante lo que queremos transmitir como la manera de hacerlo. Conocer el tema es una condición necesaria pero no suficiente; hay que saber exponerlo de manera atractiva y convincente para conseguir captar la atención de las personas que nos escuchan y convencerles. Por ejemplo, en una entrevista de trabajo, a igualdad de condiciones (experiencia, educación, conocimiento) tienen más posibilidades los que poseen un mayor nivel de habilidad para hablar en público.

Hablar en público consiste en lograr una comunicación efectiva con el mismo en la que uno sea capaz de transmitir sus ideas o conocimientos. Para ello existe una serie de técnicas que hay que practicar para llegar a dominar el arte de la comunicación. A continuación se dan, en primer lugar, unas pautas generales para hacer una exposición y posteriormente, dado que en una presentación científica se hace imprescindible el uso de medios audiovisuales, se mostrarán las técnicas que debemos seguir para utilizarlos correctamente.

3.2. Técnicas para una buena exposición

En primer lugar debemos vencer el miedo a hablar en público. Tener un cierto miedo antes de una intervención pública es algo natural, por ello no debemos sentirnos débiles e inseguros. Para superarlo tenemos que tener en cuenta varios factores:

El público no es nuestro enemigo, todo lo contrario, son personas como nosotros que consideran que el orador tiene algo interesante que aportar.

Debemos rechazar el miedo irracional a situaciones que no van a ocurrir (que se rían de nosotros…). Por otro lado, el miedo racional a situaciones adversas que pueden ocurrir (que no funcione el proyector, quedarse en blanco, no saber contestar a una pregunta…) se supera con una buena preparación (ensayo minucioso, conocimiento previo del lugar y comprobación de los aparatos que se van a utilizar).

Conviene aprender muy bien las primeras diapositivas ya que una vez pasados los primeros minutos se suele pasar el nerviosismo. No obstante, las reacciones físicas originadas por los nervios (sudor, temblor en el habla o las piernas, etc.) no suelen ser percibidas por el público. Además, cierto grado de nerviosismo puede ayudar al orador a realizar la exposición con mayor energía.

En cuanto a la exposición propiamente dicha, lo primero que tenemos que tener claro es lo que queremos transmitir, el tipo de audiencia a la que nos dirigimos y el tiempo del que disponemos. Todos estos factores van a determinar la manera de enfocar la intervención. A continuación se irán tratando algunos aspectos generales.

Aplicaciones Informáticas en Química (2012/13)

1º Grado en Química

2

El discurso.

Hay que tener claro qué se quiere conseguir. En una comunicación científica suele ser informar de un tema, pero podemos vernos en la necesidad de motivar, advertir, convencer… Hay que tener en cuenta el tiempo del que se va a disponer para diseñar el discurso. Es preferible quedarse corto a sobrepasar el tiempo asignado. El público agradecerá la brevedad. Una media aproximada para el diseño suele ser de una diapositiva por minuto.

Hay que determinar cuáles son las ideas clave que se quieren transmitir y sobre las que va a girar la argumentación para llegar al núcleo del asunto. Es preferible centrarse en unas pocas ideas que queden claras a abordar varias y crear confusión.

El discurso consta de tres partes bien definidas: Introducción. Plantea el tema que se quiere abordar y la idea principal que se quiere

transmitir. En una comunicación científica debemos incluir unos objetivos. Se trata de captar la atención del público. Si el orador no consigue enganchar al público en la introducción, le va a costar mucho lograrlo después. Debe ser breve y dejar muy claro el asunto que se va a abordar. Debe empezar con entusiasmo y energía.

Desarrollo. Se presentan los distintos argumentos que sustentan la idea. En una presentación científica se comentan los resultados obtenidos en los experimentos realizados con el fin de conseguir el objetivo. No hay que abusar de los datos, de los detalles que oculten los aspectos fundamentales y dar solamente la información relevante. El desarrollo debe de ser equilibrado, ágil, combinando conceptos teóricos con ejemplos, datos estadísticos, citas, comparaciones con otros métodos, etc.

Conclusión. Se resalta nuevamente la idea y se enumeran someramente los argumentos utilizados. En una presentación científica hay que remarcar los aspectos innovadores. El orador debe emplearse a fondo utilizando lenguaje enfático, hablando con determinación y entusiasmo. Es importante controlar bien el tiempo del discurso para poder desarrollar adecuadamente la conclusión, que es el momento del lucimiento.

Finalmente, se suele agradecer al público su atención y retirarse antes de que los aplausos finalicen, sin hacer ningún gesto de arrogancia.

Ensayo de la intervención.

El discurso hay que interpretarlo. Desde el momento en el que el orador sale al estrado el público comienza a fijarse y a analizar multitud de factores (cómo se mueve, cómo va vestido, seriedad o sonrisa…) que influyen decisivamente en el interés que va a prestar en la intervención y por ello hay que cuidar una serie de aspectos que se comentan a continuación.

Imagen. Hay que tratar de dar una imagen de profesionalidad, agradable y abierta (aunque uno sea tímido). Una imagen descuidada y antipática pone al público en contra.

▪ Hay que estar cómodo y evitar todo exceso. La imagen debe realzar la figura pero sin distraer el discurso con un atuendo espectacular.

▪ Hay que vestir de forma apropiada, sin desentonar con los asistentes, cuidando los detalles (peinado, zapatos…).

Voz. Normalmente uno no reconoce su propia voz. Una grabación es muy útil para familiarizarse con ella, oírla como lo hacen los demás y poder corregir posibles fallos:

▪ Es muy importante que no sea monótona. Modular, subir y bajar la voz ayuda a captar la atención del público. Hay que jugar con la voz para enfatizar los puntos del discurso, destacar ideas y resaltar conclusiones hablando con determinación. Por ejemplo, para contar anécdotas se puede emplear un tono más distendido. En todo momento hay que controlar el volumen, la voz tiene que llegar a todo el público. Un fallo suele ser comenzar la frase alto y acabarla bajo como si no tuviera importancia lo que decimos.

▪ Hay que hablar claro haciendo más esfuerzo en vocalizar. ▪ Un fallo típico que se intensifica con los nervios es hablar demasiado rápido, ya que

dificulta la comprensión y proyecta una imagen de nerviosismo.



3

▪ Una regla de oro es la naturalidad. El público agradece la naturalidad y aborrece lo artificial.

▪ El silencio juega un papel fundamental en la comunicación y hay que saber usarlo adecuadamente para destacar ideas, dar tiempo a la audiencia a asimilar un concepto, romper el ritmo de la exposición. No hay que tener miedo al silencio.

Mirada. Es un excelente medio de conexión entre la persona que habla y la audiencia. ▪ Cuando se mira al público hay que intentar presentar una imagen abierta, agradable,

optimista, sonriente. La simpatía conquista el corazón del público. ▪ Hay que abarcar toda la sala, un típico fallo es mirar preferentemente a una zona

determinada de la sala.

Lenguaje corporal. Además del lenguaje verbal existe un lenguaje corporal (movimientos, gestos, actitudes…) con los que el orador transmite mensajes: nervios, timidez, seguridad, confianza, dominio, entusiasmo, dudas, etc. que el público capta con total nitidez.

▪ Hay que transmitir serenidad y naturalidad. ▪ Durante la intervención es conveniente moverse por el escenario pero controlando los

movimientos. La movilidad rompe la monotonía y ayuda a captar la atención del público. ▪ Los gestos de la cara deben ser relajados. Los movimientos de las manos deben ser sobrios

y estar ensayados. Las manos enfatizarán lo que se dice de modo coordinado con la voz, remarcando los puntos cruciales del discurso.

Lenguaje. El público aprecia la sencillez y aborrece la pedantería. ▪ Hay que huir de las coletillas (¿me entiendes?, ¿de acuerdo?,…) el efecto que produce es

terrible, basta oírse en una grabación. ▪ El lenguaje debe ser preciso y directo, con frases sencillas y cortas, utilizando tiempos

verbales simples. ▪ En una exposición técnica es muy importante utilizar la terminología correcta. Los

términos deben ser conocidos por la audiencia, si no es así hay que introducirlos al público.

El ensayo es fundamental para el éxito de una intervención oral e implica: Leer el discurso en voz alta para familiarizarnos con él. Exponer el discurso para dominar el texto (evitar quedarse en blanco) y conseguir motivar al

público, conectar con él, entusiasmarlo. Practicar la voz, los silencios, las miradas, los movimientos, las manos y los gestos de la cara. Puede resultar útil grabarse en video, ensayar con público y hacer un último ensayo en el sitio

del acto, que no sea el mismo día sin tiempo para corregir fallos, sólo aumentaría el nerviosismo.

Día de la presentación

Debería ser un día relajado, evitando actividades cansadas. Evitar desplazamientos de ciudad ese día. Tomar una comida ligera varias horas antes de la intervención. Acceder al sitio de la intervención con tiempo de sobra y comprobar que todo está en orden. El orador debe tener un vaso de agua, un reloj que mirará discretamente y un pañuelo.

Durante la intervención:

Hay que recordar que el público está ahí porque le interesa lo que tenemos que decir. Hay que intentar ganarse al público. Algunas técnicas ya se han comentado: mostrando una

imagen amable, en la expresión, voz, aspecto, mirando al público… No se deben utilizar expresiones que el público no conozca o entrar en detalles que no

interesen al público o no sea capaz de entender. El orador deberá estar vigilante de la reacción del público tratando de detectar cualquier señal

de pérdida de atención (mirar un reloj, leer un papel, hablar con el vecino…). Una vez desconectado



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es muy difícil volver a conectar por lo que es necesario reaccionar con un cambio, cambiando de tono, formulando una pregunta aunque la conteste el orador, enfatizando, contando una anécdota, o incluso haciendo una pausa.

No hay que olvidar que se trata de comunicarnos con el público y un aspecto muy importante es señalar en la diapositiva lo que se intenta transmitir (datos representados en una gráfica, reacción química de la que se habla…).

Debate

La opción de preguntar enriquece la intervención y consigue involucrar más a la audiencia. Se mirará a la persona que realice la pregunta. Antes de contestar la pregunta, ésta se puede

repetir para confirmar lo que quiere preguntar, lo que dará un tiempo adicional para pensar y al que pregunta le gustará oír su cuestión en boca del orador. Se contestará con claridad y educación mirando a toda la audiencia.

Si el orador no sabe contestar una pregunta, debe evitar nerviosismo o contrariedad e indicará con naturalidad que desconoce la respuesta. Podría solicitar si alguien del público tiene la respuesta y si no es así comprometerse a analizar el tema planteado. Nunca debe inventarse la respuesta.

El orador debe de estar dispuesto siempre a aceptar críticas, lo que no tiene que aceptar bajo ningún concepto y menos en público es que se le falte al respeto. En cualquier caso si se da una situación desagradable lo mejor es mantener la calma y la educación, por ejemplo indicando que el tono es inadmisible y que no se responderá hasta que no use el tono correcto y ofrecer la oportunidad de discutir el tema con posterioridad.

En la siguiente tabla se recogen las características específicas de una exposición oral y se

comparan con las características de la presentación escrita vista en la sesión anterior.

Exposición oral Exposición escrita

Cuadro esquemático del tema Pocas ideas claras y jerarquizadas

Cuadro completo del tema. Ideas importantes detalladas y matizadas en su

complejidad

Modo sintético y puede tener reiteraciones Modo exhaustivo sin repeticiones

Frases simples. Debe primar la claridad Lenguaje preciso y riguroso

Es fácil perder la atención. El público no tiene ocasión de volver sobre ella

El texto puede ser releído si no se ha entendido algo o se ha perdido la atención

Cerrar con recapitulación y conclusiones Cerrar con conclusiones

3.3. Técnicas para hacer una buena presentación audiovisual

En una presentación científica es fundamental la utilización de distintos medios visuales: pizarra, transparencia, cañón. Vamos a centrarnos en la presentación proyectando la pantalla de ordenador que tiene un enorme potencial comunicador y transmite una imagen muy profesional. Existen varios programas, pero el más común es PowerPoint.

Las diapositivas sirven para hacer posible la comprensión, enriquecer la presentación y dan un material de apoyo al orador que le da seguridad.

El hecho de tener la información en una diapositiva no debe restar importancia a lo que decimos. El orador no debe limitarse a leer la diapositiva, sino que, como se ha comentado anteriormente, debe interpretar la presentación. Debe primar la sencillez, hay que ir al grano y solo recoger las ideas principales.



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Para preparar una buena presentación, antes de hacer las diapositivas es necesario: Tener claros los propósitos de la presentación Recabar información Seleccionar lo más importante Sistematizar ideas para obtener una versión simplificada Elaborar un guión (índice)

El orden que deben seguir las diapositivas es: Título Índice del contenido de la presentación Introducción Desarrollo Conclusiones Agradecimientos

El diseño de las diapositivas debe ser lo más homogéneo posible con las siguientes características: Cada una deber tener un título que centre a la audiencia. Es recomendable que tengan un número para facilitar posibles preguntas posteriores. Deben tener letra grande que se vea desde el fondo de la sala. Evitar cursivas. No cargar mucho la diapositiva ni dar demasiada información. Tampoco dejar demasiados

huecos. Se recomienda usar incluso hasta 3 colores por diapositiva. Cada color tiene un significado.

Respecto al fondo, hay que tener en cuenta que los colores oscuros (negro o azul oscuro) cansan menos la vista. En este caso, las letras, gráficos… deben ser de color claro. Por otra parte, sobre el fondo blanco es más fácil pegar imágenes que obtengamos de alguna publicación o de la red.

Recordad que una imagen vale más que mil palabras. Se puede jugar con la animación para no ofrecer toda la información de golpe pero no hay

que abusar de ella, ya que le resta seriedad. Si utilizamos una información de una fuente hay que dar la referencia. Si queremos poner texto, éste debe contener como máximo 4 o 5 líneas con ideas que el orador

debe desarrollar. No se deben preparar muchas diapositivas. Se debe ir a una velocidad que permita el seguimiento del público, dándole unos segundos en

cada nueva diapositiva para que pueda tener una primera visión antes de ser comentada. Los errores típicos son: Poner texto o figuras demasiado pequeñas. Utilizar fondos en los que no se ve el contenido por falta de contraste. Utilizar figuras o moléculas con trazo muy fino que no se ven bien.

Mientras se explican las figuras, gráficas, ecuaciones, fórmulas o reacciones, el orador se situará en

el lateral sin tapar la imagen, mirando al público y señalando con un puntero lo que va diciendo.



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A continuación se muestran algunos ejemplos de diapositivas con contenidos muy diversos y un diseño adecuado (título, ordenación, cantidad y calidad de las imágenes, colores, referencias…).

80

Primeras Jornadas de Indicadores para la Evaluación de la Ciencia y la Tecnología FESABID, 2005

CINDOC

Fuente: SCI - “Biotechnology & Applied Microbiology”Periodo 2000-2003.

2203

12561419

0

500

1000

1500

2000

2500

FRANCIA ITALIA ESPAÑA

Producción Nacional en Biotecnología

810

194

392

0

500

1000

CNRS CNR CSIC

Producción de cada OPI en Biotecnología

S

SMeS

NHCO2Me

O

OH

O-Azúcar

Nu

NHCO2Me

O

OH

O-AzúcarS

NHCO2Me

O

OH

O-AzúcarS

NHCO2MeO

OH

O-AzúcarS

.

.

Cicloaromatizaciónde Bergman

ADN

O2

Ruptura ADN

Reactividad / Mecanismo de acción

Nicolaou, K.C.J.Am.Chem.Soc. 1994, 3697

O

OH

OH

N

S

O O

R

C R=HD R=D

A R1=H R2=HB R1=Me R2=HE R1=H R2=OHF R1=Me R2=OH

Myxobacteria Sorangium Cellulosum

DiscodermolidaTaxol

Epotilonas

Metafase AnafaseBloqueo

O

OH

O

OH

N

S

O O

R1

R2

Epotilonas

Nicolaou, K.C. Chem. Commun. 2001, 1523, Nature 1997, 268

3.4. Ejercicio práctico: hacer una presentación científica

Con el fin de poner en práctica las técnicas comentadas anteriormente, vamos a hacer una presentación de uno de los temas de interés general que hemos seleccionado y que se incluyen a continuación. Para ello nos dividiremos en grupos y desarrollaremos un pequeño discurso, diseñaremos las diapositivas y, por último, cada miembro del grupo expondrá una diapositiva del tema, con un tiempo máximo de exposición de 15 minutos por tema.



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3.4.1.-El tratamiento de aguas

3.4.1.1. El agua no es simplemente agua. Frecuentemente tiene impurezas que la hacen inapropiada para algunos fines. Por ejemplo, un químico no utilizaría agua del grifo para preparar una disolución acuosa de nitrato de plata, porque aparecería en la disolución una sombra lechosa debido a la reacción del Ag+(aq) con trazas del Cl- (aq) formando AgCl(s). Sin embargo, esta misma agua del grifo suele ser perfectamente adecuada para ser ingerida.

El procedimiento de purificación del agua depende del uso que se le vaya a dar o de cómo haya sido utilizada previamente. El agua destinada a algunas

aplicaciones industriales puede requerir un tratamiento previo diferente al del agua destinada a uso doméstico. Por otra parte, el agua que ya ha sido utilizada en una planta química puede necesitar un tratamiento diferente al de las aguas residuales domésticas. Por ejemplo las aguas residuales de la industria papelera se airean y se someten a tratamiento con productos químicos (ver foto de la derecha). Sin embargo, estos diferentes tratamientos del agua tienen una característica común: la de incluir reacciones de precipitación, ácido-base y/o oxidación-reducción, tipos generales de las reacciones en disolución acuosa. A continuación se dan unos pocos ejemplos concretos.

3.4.1.2. Eliminación del hierro del agua potable

Algunos pozos dan agua que contienen hasta 25 mg de hierro por litro, pero el límite recomendado para el agua potable en los Estados Unidos de América es de 0,3 mg/L. Los métodos para eliminar el exceso de hierro incluyen generalmente: (a) transformación del agua clorada en una disolución ligeramente básica utilizando cal apagada Ca(OH)2; (b) oxidación de Fe2+ a Fe3+ mediante el ión hipoclorito ClO-; y (c) precipitación de Fe(OH)3(s) de la disolución básica. Las reacciones pueden representarse mediante las ecuaciones:

Cl2(g) + 2 OH-(aq) → Cl-(aq) + ClO-(aq) + H2O(l)

2 Fe2+(aq) + ClO-(aq) + H2O(l) → 2 Fe3+(aq) + Cl-(aq) + 2 OH-(aq)

Fe3+(aq) + 3 OH-(aq) → Fe(OH)3(s)

Mientras todo esto ocurre, el ion ClO- está también desempeñando su función primaria, la de destruir los microorganismos patógenos del agua.



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3.4.1.3. Eliminación del oxígeno del agua de las centrales térmicas Para transformar el agua líquida en vapor de agua en las centrales

térmicas se utilizan calderas a alta temperatura. El oxígeno que se disuelve en el agua es un grave inconveniente porque favorece la corrosión del acero con el que están hechas muchas piezas de la caldera. Como el O2(g) es un buen agente oxidante, se necesita un agente reductor como la hidracina, N2H4, para eliminarlo:

O2(aq) + N2H4(aq) → 2 H2O(l) + N2(g)

3.4.1.4. Eliminación de los fosfatos de las aguas residuales domésticas

Eutroficación es el término utilizado para describir una serie de procesos que desembocan en el crecimiento rápido de las algas, la muerte de los peces y otros efectos dañinos en los ríos y lagos. Estos efectos están causados por un exceso de nutrientes, principalmente fosfatos. El tratamiento de las aguas residuales domésticas incluye la eliminación de los fosfatos. Un método muy simple consiste en precipitar éstos con cal apagada, Ca(OH)2. Los fosfatos pueden estar presentes de muy diversas formas, como el ion hidrógeno fosfato, HPO4

2-.

5 Ca2+(aq) + 3 HPO42-(aq) + 4 OH-(aq) → Ca5OH(PO4)3(s) + 3 H2O(l)

El precipitado tiene la composición del mineral hidroxiapatito.

3.4.1.5. Destrucción del ión cianuro en las operaciones industriales

Los compuestos del cianuro (CN-) se usan para limpiar metales, en electrólisis y en minería para extraer oro de las rocas que lo contienen. El ión cianuro debe destruirse en las disoluciones resultantes de estos procesos. Esto puede hacerse mediante una reacción de oxidación-reducción como la siguiente:

2 CN-(aq) + 5 ClO-(aq) + 2 OH-(aq) →

N2(g) + 2 CO32-(aq) + 5 Cl-(aq) + H2O(l)

El ion CN-(aq), que es venenoso, se convierte en N2(g) y CO32-(aq)

que son inocuos.

Existen otros ejemplos de tratamiento de aguas que tienen importantes aplicaciones industriales y domésticas, como la ósmosis inversa y el ablandamiento de aguas. Tampoco debemos olvidar los procesos biológicos que desempeñan un papel importante en el tratamiento de aguas, especialmente en el de aguas residuales.



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3.4.2. Desarrollo de la aspirina

3.4.2.1. Historia y propiedades de la aspirina

La corteza de sauce ("Salix" quiere decir "sauce" en latín) ha sido desde tiempo inmemorial el tratamiento contra la fiebre y el dolor. Este hecho ya es mencionado por Hipócrates en el siglo V a. C., los antiguos egipcios y los amerindios. Es por tanto un antipirético y analgésico. A partir de la Edad Media y hasta aproximadamente el siglo XVIII, la corteza de sauce quedó en el olvido. De nuevo en 1763, cuando Edward Stone presentó un informe en la Real Sociedad de Medicina Inglesa referente a las propiedades terapéuticas de la corteza de sauce blanco (Salix alba), se abrió otra oportunidad a este extracto vegetal tan utilizado tiempo atrás. Edward destacó su efecto antipirético tras haberlo administrado con éxito en forma de infusión en 50 pacientes que sufrían estados febriles.

3.4.2.2. Determinación del principio activo y primera síntesis

Científicos alemanes y franceses anhelaban descubrir el secreto de la corteza de sauce, el principio activo que curaba la fiebre y el dolor. En 1828, Johann A. Buchner logró aislar una sustancia amarillenta en forma de cristales de sabor muy amargo que llamó salicina (ácido salicílico). Esta sustancia también se encontraba en otras plantas como la Spiraea ulmaria, que más tarde inspiró el nombre de Aspirina. En 1829, un farmacéutico francés, Henri Leroux, desarrolló un procedimiento de extracción del que obtuvo 30 gramos de salicilina a partir de 1,5 kg de corteza. Ácido salicílico o salicilina

Para prevenir una posible escasez de salicina en un futuro no lejano, se creó la necesidad de encontrar la fórmula química para sintetizar esta sustancia procedente de la corteza de sauce. En 1859, Herman Kolbe preparó el ácido salicílico a partir de fenol.

Este compuesto presentaba algunos inconvenientes, como su excesivo sabor amargo y la irritación

en el estómago que provocaba su ingestión.

3.4.2.3. Acetilación del ácido salicílico

En 1853, el químico francés Charles Frédéric Gerhardt hizo un primer intento de acetilación de la salicina pero la solución contenía demasiados efectos secundarios e impurezas. Aún así, sus experimentos fueron recogidos en la literatura científica del momento, aunque a la vez olvidados por la comunidad médica.

Arthur Eichengrün, director del grupo de investigación de nuevos fármacos de la Compañía Bayer en 1896, encargó a Félix Hoffmann la obtención de una variante del

ácido salicílico que redujera los efectos secundarios del original. El padre de Félix Hoffmann padecía de reumatismo crónico, tratado con ácido salicílico, de manera que el interés del joven químico garantizaba el éxito de la investigación.



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El 10 de octubre de 1897, Félix Hoffmann informaba del procedimiento seguido para la obtención del llamado ácido acetilsalicílico. Su método de trabajo se centró en modificar y perfeccionar los experimentos realizados, en 1853, por el francés Gerhardt (ver sus notas de laboratorio en la imagen derecha).

La investigación de Hoffmann dio con un producto más estable y puro químicamente que el de su antecesor. Además poseía menores efectos secundarios que el ácido salicílico, como su excesivo sabor amargo y la irritación estomacal.

La reacción química de la síntesis de la aspirina es una esterificación. El ácido salicílico es tratado con anhídrido acético, un compuesto derivado de un ácido, lo que causa que el grupo alcohol del salicilato se transforme en un grupo acetilo. Este proceso produce aspirina y ácido acético, el cual se considera un subproducto de la reacción. La producción de ácido acético es la razón por la que la aspirina con frecuencia huele como a vinagre.

Como catalizador casi siempre se usan pequeñas cantidades de ácido sulfúrico y ocasionalmente ácido fosfórico.

+ +

CO2H

OH

CO2H

OO

O

O

O

O

OH

H+

Anhídrido acéticoácido salicílico ácido acetilsalicílico ácido acético

El proceso de acetilación del ácido salicílico introduce en la molécula un grupo acetilo.

3.4.2.4. Comercialización

Sus propiedades terapéuticas como analgésico y antiinflamatorio fueron descritas en 1899 por el farmacólogo alemán Heinrich Dreser, lo que permitió su comercialización. Aspirina fue el nombre comercial acuñado por los laboratorios Bayer para el comprimido fabricado con esta sustancia, convirtiéndose en el primer fármaco del grupo de los antiinflamatorios no esteroideos, AINE.

Desde su comercialización se han consumido más de 350 billones de comprimidos y se estima que el consumo diario es de unos 100 millones de aspirinas. Consecuentemente, es uno de los fármacos más usados en el mundo con un consumo estimado de 40000 toneladas métricas anuales. En el año 2008, el 85% de la producción mundial de ácido acetil salicílico se realizó en Langreo (España) en una planta química de la empresa multinacional Bayer (imagen izquierda). Desde allí se envía a diferentes partes del mundo donde se preparan los comprimidos y diferentes formas farmacéuticas en las que se vende Aspirina.



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3.4.3. La lluvia ácida

3.4.3.1. Algunos efectos de la lluvia ácida son claramente visibles en las zonas urbanas, en particular en la degradación de las estatuas (compara las fotografías de la estatua de mármol de George Washington, la de la izquierda tomada en 1935 y la de la derecha 59 años después), monumentos y edificios hechos de arenisca, caliza y mármol. En la India, los contaminantes ácidos del aire procedentes de las plantas industriales de los alrededores amenazan con destruir el

Taj Mahal, famoso mausoleo de mármol con más de 350 años de antigüedad.

Sin embargo, los efectos ecológicos más serios se producen sobre las corrientes y lagos de agua dulce y sobre los bosques. Los contaminantes atmosféricos primarios que dan origen a la lluvia ácida pueden recorrer grandes distancias al ser trasladados por los vientos cientos o miles de kilómetros antes de precipitar en forma de rocío, lluvia, llovizna, granizo, nieve, niebla o neblina. Cuando la precipitación se produce, puede provocar importantes deterioros en el ambiente. Los peces y otras formas de vida acuática pueden desaparecer en los lagos ácidos. Para mantener los bosques sanos, el suelo debe proporcionar algunos nutrientes al mismo tiempo que inmovilizar otras especies como el Al3+ que interfiere con el ciclo nutricional de los árboles. El agua de lluvia ácida, a menudo elimina algunos nutrientes importantes del suelo y al mismo tiempo libera o moviliza especies no deseables.

3.4.3.2. ¿Por qué se produce la lluvia ácida?

El agua pura tiene pH = 7 pero no el agua de lluvia, que es ácida. El pH natural del agua de lluvia debería ser aproximadamente 5,6. Sin embargo, en los últimos años, el agua que cae en el noreste de los Estados Unidos tiene un valor medio de 4,5. Se ha encontrado que a veces la lluvia tiene un pH más ácido todavía, y en una cierta ocasión, en 1982, en la costa oeste, el pH de la niebla fue 1,7. Vamos a considerar brevemente tanto las fuentes naturales de la acidez del agua de lluvia como la contribución de la actividad humana a la lluvia ácida.

a) El CO2(g) es un óxido ácido. Aunque el H2CO3 no puede aislarse, habitualmente se considera que el CO2 reacciona con el agua para formar ácido carbónico. La acidez del agua de lluvia aumenta fundamentalmente debido a la primera ionización de este ácido.

CO2(g) + H2O H2CO3

H2CO3 + H2O H3O+ + HCO3

- Ka1 = 4,4 x 10-7

El agua de lluvia en equilibrio con el CO2(g) atmosférico a su presión parcial normal de 0,0037 atm, tiene un pH aproximado de 5,6.



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b) En las tormentas con relámpagos se origina NO(g) de forma natural mediante la reacción entre N2(g) y O2(g) en el aire a alta temperatura.

N2(g) + O2(g) 2 NO(g)

Kp = 4,7 x 10-31 a 298 K = 1,3 x 10-4

a 1800 K

La reacción no tiene lugar de modo apreciable a 298 K, pero la situación es muy diferente a 1800 K. Una mezcla de N2(g) y O2(g) en equilibrio a 1800 K contiene aproximadamente de 1 a 2 por ciento de NO(g).

A continuación, el NO(g) se oxida en el aire a NO2(g) y se forma ácido nítrico por la reacción.

3 NO2(g) + H2O(l) 2 HNO3(aq) + NO(g)

Entonces, el ácido nítrico que se produce de forma natural contribuye en alguna medida a la acidez de la lluvia. Sin embargo, es más importante el HNO3(aq) que se produce a partir de fuentes artificiales de NO(g), principalmente los procesos de combustión a alta temperatura en el aire, como ocurre en los motores de los automóviles y en las centrales térmicas. Por ejemplo, en el sur de California, donde los óxidos de nitrógeno están muy implicados en el smog fotoquímico (contaminación del aire en zonas urbanas debido al ozono originado mediante reacciones fotoquímicas), el HNO3 es la contribución mayoritaria a la lluvia ácida. El ácido nítrico, por término medio, es la causa de aproximadamente la cuarta parte de la acidez de la lluvia ácida.

c) El SO2(g) es un constituyente de la atmósfera, pero normalmente sólo en cantidades de trazas. Se produce fundamentalmente por descomposiciones biológicas y la actividad volcánica, que son fenómenos irregulares. Sin embargo, las fuentes artificiales de SO2 (g) son importantes y crean concentraciones más altas de las normales en muchas zonas. La fuente principal de SO2 es la combustión de carbón que contiene azufre (hasta el 8% de S) en las centrales de energía eléctrica. Debido a la combustión, el azufre se oxida a dióxido de azufre:

S + O2 SO2

Otra fuente es la extracción de algunos metales a partir de sus menas de sulfuro. En la atmósfera, el SO2(g) puede oxidarse por varias rutas a SO3(g) que es el anhídrido ácido del ácido sulfúrico y en presencia de agua o sobre superficies húmedas se convierte rápidamente en el ácido. El ácido sulfúrico es la causa de más de la mitad de la acidez de la lluvia ácida.

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

Las medidas para reducir las emisiones de SO2(g) y NO(g) incluyen la utilización de combustibles de bajo contenido en azufre, el control de las temperaturas de combustión para reducir las emisiones de NO(g) e impedir la emisión de gases de escape no permitidos, por diferentes medios.



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3.4.4. El ciclo del nitrógeno y la síntesis de compuestos nitrogenados

3.4.4.1. El nitrógeno es un elemento esencial en los seres vivos y en la industria (producción de amoníaco). La atmósfera contiene una gran cantidad de nitrógeno elemental, pero los organismos no pueden utilizar el nitrógeno en esta forma, sino que necesitan ciertos compuestos que contienen

nitrógeno. La conversión del nitrógeno elemental atmosférico en compuestos nitrogenados se denomina fijación del nitrógeno. En la naturaleza esta conversión sólo la llevan a cabo cierto tipo de bacterias y constituye la primera parte del ciclo del nitrógeno que se establece entre los seres vivos y el medio ambiente.

La siguiente figura muestra una versión simplificada del ciclo del nitrógeno y describe cómo se fija el nitrógeno elemental de la atmósfera, cómo se incorpora a las plantas, animales y suelos, y cómo vuelve de nuevo a la atmósfera. Los números entre paréntesis se refieren a las partes del ciclo que se describen a continuación.

3.4.4.2. Algunas plantas leguminosas, como las alubias, los guisantes y la alfalfa, tienen bacterias viviendo sobre sus raíces, que convierten el nitrógeno elemental del aire en los compuestos utilizados para sintetizar proteínas de las plantas (1). Las plantas también convierten los nitratos del suelo en proteínas (5). Los animales obtienen el nitrógeno que utilizan para sintetizar sus propias proteínas al alimentarse de las plantas y/o de otros animales (2). Al pudrirse las proteínas de plantas y animales se produce amoníaco (3). A través de una serie de acciones bacterianas el amoníaco se transforma en nitritos y nitratos (4). Las bacterias desnitrificantes descomponen los nitritos y nitratos devolviendo a la atmósfera NO2 y N2 y completándose el ciclo (6). Durante las tormentas eléctricas se transforma un poco de nitrógeno atmosférico en nitratos (la) mediante las transformaciones comentadas en el tema de la lluvia ácida:

N2

O2NO NO2

O2HNO3

H2O



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3.4.4.3. El amoníaco es un producto químico muy importante. Como las bacterias del suelo pueden convertir el amoníaco en nitritos y nitratos, una de las aplicaciones del NH3 es como fertilizante que se introduce directamente en el terreno por inyección. Además, el NH3 se utiliza para producir otros compuestos nitrogenados, como urea (CO(NH2)2), hidracina (N2H4), sulfato de amonio ((NH4)2SO4), nitrato de amonio (NH4NO3), dihidrógeno fosfato de amonio ((NH4)H2PO4), e hidrógeno fosfato de amonio ((NH4)2HPO4). Varios de estos compuestos se usan como fertilizantes y otros en la obtención de explosivos, fármacos y plásticos. Se está fijando tanto nitrógeno de modo artificial que se está acumulando en el medio ambiente nitrógeno fijado a una velocidad mayor que aquella con la que vuelve a la atmósfera. Esto causa problemas medioambientales como la acumulación de nitratos en las aguas superficiales.

3.4.4.4. El proceso Haber-Bosch

La síntesis del amoníaco se lleva a cabo según la siguiente reacción:

N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g) Hº = -92,22 kJ� Kp = 6,2 x 105 a 298 K

La síntesis comercial del amoníaco se basa en el proceso Haber-Bosch. Consideremos este proceso desde el punto de vista cinético y de equilibrio

químico. En la reacción de síntesis se forman dos moles de productos gaseosos por cada cuatro moles de reactivos gaseosos. Por tanto, la producción de NH3 en equilibrio está favorecida realizando la reacción a presiones altas. Como la reacción directa es exotérmica, el rendimiento de NH3 en equilibrio es mayor a temperaturas bajas. Por tanto, las condiciones óptimas para la producción de NH3 son presiones altas y temperaturas bajas. Sin embargo, estas condiciones "óptimas" no tienen en cuenta la velocidad de reacción. Aunque la producción de NH3 en equilibrio está favorecida a bajas temperaturas, el equilibrio se alcanza tan lentamente que la síntesis a estas temperaturas no es factible. Para acelerar la reacción se puede aumentar la temperatura, aunque esto haga disminuir la concentración de NH3 de equilibrio. También se puede utilizar un catalizador. Las condiciones usuales de operación en la industria son una temperatura de aproximadamente 550 °C, presiones en el intervalo de 150 a 350 atm y un catalizador, generalmente hierro en presencia de Al2O3, MgO, CaO, y K2O. La figura de la derecha muestra la gran diferencia entre las condiciones óptimas teóricas y las condiciones de operación reales. Otra característica esencial del método de Haber-Bosch es la extracción del NH3 según se forma. Esto se hace licuando el NH3(g). De hecho, no hace falta que la mezcla alcance el equilibrio y de esta forma se alcanza una conversión del 100 % de N2 e H2 en NH3.



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3.4.5. La química industrial 3.4.5.1. Los productos químicos se fabrican a gran escala y se

venden para una gran variedad de aplicaciones, desde alimentos hasta fármacos. Diariamente, se obtienen toneladas de productos químicos que se utilizan directamente o como reactivos en la producción de otros materiales (Tabla 4.1). Es importante que estos productos se obtengan con rendimientos altos y con gran pureza, pero no siempre es fácil. Los químicos industriales y los ingenieros químicos deben tener en cuenta muchos factores a la hora de tomar decisiones sobre la construcción y el funcionamiento de una planta química.

Examinemos algunos de estos factores utilizando como ejemplo la obtención de la hidracina, N2H4, mediante un método de fabricación llamado proceso Raschig. La hidracina se utiliza como combustible de cohetes, como materia prima para obtener pesticidas y en el tratamiento de aguas, para eliminar el oxígeno disuelto en el agua caliente de los sistemas de calefacción.

3.4.5.2. Proceso Raschig: obtención de hidracina

a) Reacciones en etapas, intermedios y ecuación química neta

Un proceso industrial se suele llevar a cabo en varias etapas. El proceso Raschig consta de tres etapas.

1. Cl2(g) y NaOH(aq) reaccionan para dar hipoclorito de sodio, NaClO (aq). 2 NaOH(aq) + Cl2(g) → NaClO (aq) + NaCl(aq) + H2O(l)

2. NH3(aq) reacciona con NaOCl(aq) formándose cloramina, NH2Cl(aq).

NaClO (aq) + NH3(aq) → NH2Cl(aq) + NaOH(aq)

3. El NH3(l) adicional reacciona con NH2Cl(aq) formándose hidracina, N2H4(aq).

NH3(l) + NH2Cl(aq) + NaOH(aq) → N2H4(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)

NaClO(aq) y NH2Cl(aq) son intermedios del proceso. Su presencia es crucial en el proceso global pero se consumen inmediatamente después de su formación. La hidracina es el producto final del



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proceso y el proceso global puede representarse mediante la siguiente ecuación química neta, en la que no aparecen los productos intermedios.

2 NaOH(aq) + Cl2(g) + 2 NH3(aq) → N2H4(aq) + 2 NaCl(aq) + 2 H2O(l) (1)

b) Subproductos y reacciones secundarias

La ecuación (1) muestra dos productos adicionales además de N2H4: NaCl y H2O. Las sustancias que se forman junto con el producto que se desea obtener se llaman subproductos. Los subproductos por sí mismos pueden tener valor comercial, una característica que aumenta el éxito económico de un proceso.

Los subproductos pueden formarse también como resultado de reacciones secundarias que compiten con la reacción principal. Por ejemplo, un intermedio, la cloramina, NH2Cl, reacciona con la hidracina para dar NH4Cl y N2 como subproductos.

2 NH2Cl(aq) + N2H4(aq) → 2 NH4Cl (aq) + N2(g) (2)

Las reacciones secundarias disminuyen el rendimiento del producto que se desea obtener, por ello es importante para los químicos industriales y los ingenieros químicos encontrar condiciones que las minimicen.

c) Condiciones de reacción

Incluso cuando las condiciones de la reacción química se indican en la ecuación química encima de la flecha, probablemente no se dan los motivos de estas condiciones. La temperatura, la presión y la presencia de catalizadores que ayudan a acelerar la reacción, son todas ellas condiciones importantes que necesitan ser controladas para obtener el producto final con el máximo rendimiento.

Una modificación reciente de la reacción indicada en la ecuación (1), ha sido realizar la reacción en acetona, (CH3)2CO, en lugar de en agua. Este cambio de disolvente modifica el mecanismo de la reacción, es decir, el camino por el que las moléculas de los reactivos se transforman en las moléculas de los productos. Como resultado, se elimina en gran medida la reacción secundaria, ecuación (2), y el rendimiento de la hidracina aumenta desde un 60-80% a casi el 100%. Actualmente la mayor parte de las plantas químicas de los Estados Unidos utilizan el proceso modificado, pero algunas todavía utilizan el proceso original. Esto pone de manifiesto dos características:

1. Los métodos industriales de fabricación de productos químicos se modifican constantemente 2. El cambio a un nuevo proceso se hace de forma gradual, según se van construyendo plantas

nuevas o reconvirtiendo las ya existentes.

d) Purificación

La purificación del producto es una última etapa imprescindible en cualquier proceso. Rara vez el producto final es suficientemente puro para sus distintas aplicaciones. La hidracina que se produce en la reacción (1) está en disolución acuosa diluida, junto con NH3, NaCl, NH4Cl y trazas de NaOH. El amoníaco y el agua se eliminan evaporándolos de la disolución (destilación). Las sustancias como NaCl, NH4Cl y NaOH se depositan como sólidos cuando el agua de la disolución se evapora (cristalización). Los sólidos se eliminan por filtración. Se obtiene finalmente un producto que contiene más del 98% de N2H4. El NH3 recuperado en el proceso de purificación se vuelve a utilizar en la etapa 2 del proceso. Esto pone de manifiesto otro importante principio de la química industrial. Los materiales se reciclan siempre que sea posible.

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