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APARATO REPRODUCTOR  FEMENINO Y REPRODUCCIÓN

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viaje  a través de nuestro cuerpo.

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 ETS

ENFERMEDADES DE TRANSMISIÓN SEXUAL 

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¿Qué son ?

Las enfermedades de trasmisión sexual (ETS) son infecciones que se adquieren por mantener relaciones sexuales con otra persona que ya las padece. 

•  . Gonorrea

• ·  Sífilis
• ·  Clamidia
• ·  Papiloma humano
• ·  Herpes genital
• ·  Tricomoniasis
• ·  SIDA.
• ·  Chancr

¿Afectan a los adolescentes?

Los datos de la Organización Mundial de la Salud (OMS) dicen que más de un millón de personas se infectan cada día de alguna enfermedad de trasmisión sexual y el 60% de ellas, es decir, unas 600.000 de esas personas, son menores de 25 años y de ellos, el 30%, es decir unos 180.000, son menores de 20 años, adolescentes. Así que la respuesta a la frecuente pregunta de padres de adolescentes sobre si sus hijos tienen riesgo de padecer enfermedades de trasmisión sexual es que sí, siempre que sean sexualmente activos.

Hay padres de adolescentes que creen que sus hijos no son activos sexualmente, bien porque es lo que estos les dicen o porque sin preguntarles, ellos suponen que las cosas son así. Pero en algunos de estos casos deberían asegurarse porque no son raros los casos de padres que no tienen idea de las actividades sexuales de sus hijos.

Mayor riesgo en el caso de los adolescentes

Además, cuando hablamos de adolescentes y enfermedades de trasmisión sexual hay que tener en cuenta que el riesgo es mayor. Las razones son varias:

• En el caso de los adolescentes más jóvenes porque además pueden contagiarse con mayor facilidad ya que su sistema inmunológico no está aun completamente formado.
• En el caso de la mayoría de chicos y chicas porque su acceso a la información sexual sobre prevención de enfermedades de trasmisión sexual es más escasa que la de los adultos.
• También en el caso de la mayoría de adolescentes porque su percepción del riesgo es defectuosa. No son conscientes muchas veces de los riesgos que corren y eso les puede llevar a tomar decisiones sexuales peligrosas.
• En el caso de adolescentes que consumen drogas o alcohol o ambas sustancias porque esto acrecienta los riesgos de contagio ya que bajo la influencia de estas sustancias se baja la guardia durante los encuentros sexuales y puede olvidarse de la necesidad de prevención.
• Y también porque los adolescentes tienen menor acceso a los condones, la mejor forma de prevención ante las enfermedades de trasmisión sexual.

Cómo prevenir el contagio

La mejor arma contra las enfermedades de trasmisión sexual y para que el sexo sea seguro es la información. Los padres, profesores y tutores de adolescentes deben dar información sexual a los chicos y chicas. Esa información debe ser cierta, fácil de comprender y suficiente para lo que necesiten en cada etapa. Y es fundamental que todo lo que deben saber sobre las enfermedades de trasmisión sexual esté en su conocimiento antes de que comiencen a ser sexualmente activos.

Qué prácticas sexuales son de riesgo para las enfermedades de trasmisión sexual
Cuando la pareja está infectada puede contagiar si se practica con él o ella sexo Pero los condones están diseñados y probados para no fallar nunca si se usan adecuadamente. Por esa razón es tan importante que se explique muy bien a los adolescentes cómo debe ser ese uso.

Qué provoca las infecciones sexuales

Las enfermedades de trasmisión sexual están causadas por virus, bacterias, hongos y parásitos. Las que tienen como origen virus no suelen tener tratamientos efectivos que las curen aunque en los últimos años se han desarrollado antivirales que pueden atenuarlas. Las provocadas por bacterias se suelen tratar con antibióticos, las que causan los hongos con fungicidas y las que provocan los parásitos, con otros fármacos. Además, en el caso del virus del papiloma humano existe una vacuna que protege a los adolescentes y sobre la que el doctor de tu hija o hijo puede informarte.

Infecciones sexuales más frecuentes
Las enfermedades de trasmisión sexual más frecuentes son:

·         Clamidia,

·         Gonorrea,

·          VIH-sida,

·         Herpes genital,

·         Virus del papiloma humano y

·         Sífilis.

Algunas de ellas pueden llegar a ser muy graves, incluso mortales y por esa razón es importante prevenirlas y en el caso de que aparezcan, tratarlas.

Cuándo llevar al adolescente al médico

Los adolescentes sexualmente activos deben ir a su médico para hacerse revisiones regulares que descarten enfermedades de trasmisión sexual. Si aun así aparecen los síntomas de alguna de ellas, deben acudir inmediatamente al doctor para que les ponga un tratamiento, además deben avisar a sus parejas para que hagan lo mismo. Los síntomas de estas infecciones son distintos en cada caso pero siempre que aparezcan secreciones inusuales en la vagina o en el pene, dolores o molestias en los genitales, verrugas u otro tipo de lesiones o úlceras también en las zonas genitales debe llevarse al adolescente al doctor para que lo examine.

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FELIZ DIA MADRECITAS

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FELIZ DIA DE LAS MADRECITAS DEL PLANETA 

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CAMBIOS QUÍMICOS EN LA MATERIA

http://pendientedemigracion.ucm.es/info/diciex/programas/index.html

http://web.educastur.princast.es/proyectos/biogeo_ov/4a_ESO/index_4eso.htm   

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_ccnn_2/tema1/index.htm  

http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_ccnn_2/index.html

UNIDAD DIDÁCTICA 6
CAMBIOS QUÍMICOS EN LA MATERIA

1.- Transformaciones físicas y transformaciones químicas

Fenómenos o Cambios Físicos: Son procesos en los que no cambia la naturaleza de las sustancias ni se forman otras nuevas.

 Ejemplos:

• Cambios de estado: Si aplicamos una fuente de calor de forma constante, el agua hierve y se transforma en vapor de agua. (En ambos casos, la sustancia implicada en el proceso es agua que, en un caso está líquida y en el otro está gaseosa; esto es, sus partículas están ordenadas de diferente manera según la teoría cinética de la materia).

• Mezclas: Si disolvemos sal en agua observaremos que la sal se disuelve fácilmente en agua y la disolución resultante presenta un gusto salado. (Las sustancias iniciales - sal y agua - siguen presentes al final; este hecho es demostrable pues si calentamos la disolución hasta que hierva el agua, nos queda la sal en el fondo).
   

Fenómenos o Cambios Químicos: Son procesos en los que cambia la naturaleza de las sustancias, además de formarse otras nuevas.

 Ejemplos:

• Combustión: Si quemamos un papel, se transforma en cenizas y, durante el proceso, se desprende humo. (Inicialmente, tendríamos papel y oxígeno, al concluir el cambio químico tenemos cenizas y dióxido de carbono, sustancias diferentes a las iniciales).
• Corrosión: Si dejamos un trozo de hierro a la intemperie, se oxida y pierde sus propiedades iniciales. (Las sustancias iniciales serían hierro y oxígeno, la sustancia final es óxido de hierro, con unas propiedades totalmente diferentes a las de las sustancias iniciales).

Diferencias entre cambio físico y cambio químico

Actividades

2.- ¿Cómo sabemos cuándo se ha producido una reacción química?

Cuando se produce una reacción química suelen producirse algunos indicios típicos:

- Cambio de coloración: Indica la aparición de una o de varias sustancias nuevas distintas a las iniciales.

Ver reacción

- Aparición de sedimento o precipitado: Es señal de que una o algunas de las sustancias nuevas formadas son insolubles.

Ver reacción

- Desprendimiento de gas: Como resultado de la reacción aparece una nueva sustancia que se presenta en estado gaseoso a temperatura ambiente.

Ver reacción

- Absorción o liberación de calor: Los cambios espontáneos de temperatura de la mezcla revelan que se está produciendo una reacción.

Ver reacción

- Cambios en otras propiedades: La acidez, el olor, la aparición de propiedades ópticas frente a la luz, propiedades magnéticas o eléctricas, etc.

3.- ¿Cómo se representan las reacciones químicas?

Una reacción química es un proceso en que, a partir de unas sustancias iniciales, llamadas reactivos, se obtienen unas sustancias finales distintas, llamadas productos.

Reactivos: Son las sustancias iniciales que, una vez mezcladas, reaccionan químicamente.

Productos: Son las sustancias nuevas que se forman como resultado de la reacción química entre los reactivos.

Las reacciones químicas se escriben mediante ecuaciones químicas: a la izquierda se escriben los reactivos que se mezclan, separados por signos de sumar (+) y, a la derecha, los productos que se obtienen, separados también por signos de sumar (+). Entre reactivos y productos se coloca una flecha, que indica el sentido de la reacción.

REACTIVOS → PRODUCTOS

Más información

Cómo escribir y ajustar reacciones

4.- La masa no cambia durante las reacciones químicas

En una reacción química la masa se conserva. Esto quiere decir que la masa total de los productos obtenidos es igual a la masa total de los reactivos que han reaccionado.

Ley de la conservación de la masa

Ley de las proporciones constantes: Los reactivos que participan en una reacción química reaccionan siempre en proporciones fijas.

Ejemplo: Si reaccionan hidrógeno y oxígeno para formar agua, siempre reaccionan 1 g de hidrógeno por cada 8 g de oxígeno y esa siempre va a ser la proporción necesaria para que formen agua. Las proporciones serían:

HIDRÓGENO	OXÍGENO	AGUA
1 g	8 g	9 g
2 g	16 g	18 g
3 g	24 g	27 g
4 g	32 g	36 g

Y así sucesivamente. Si hay más cantidad de uno de ellos se quedará sin reaccionar. Si ponemos 4 g de hidrógeno y 24 g de oxígeno, sólo reaccionarán 3 g de hidrógeno con estos 24 de oxígeno y sobrará 1 g de hidrógeno que se quedará sin reaccionar.

4.1.- Un modelo para explicar las leyes: los átomos

En 1808, John Dalton ofreció una explicación de por qué las reacciones químicas cumplen la ley de conservación de la masa y la de las proporciones constantes. Se basa en las siguientes ideas:

- La materia está formada por átomos.

- Todos los átomos de un elemento son iguales, pero distintos a los de otros elementos.

- En una reacción química, los átomos presentes inicialmente se reorganizan de distinta manera formando sustancias diferentes. Sin embargo, los átomos siguen siendo los mismos (ni se crean ni se destruyen), de ahí que la masa no cambie en la reacción.

Teoría atómica de Dalton

Desde el punto de vista atómico, en una reacción química los átomos de las sustancias reactivas se reorganizan de otra manera, dando lugar a nuevas sustancias que se denominan productos. Al no cambiar el número ni la clase de átomos, la masa no cambia en la reacción.

4.2.- Ajuste de reacciones químicas

Para ajustar ecuaciones químicas hay que tener en cuenta que en las reacciones ni se "ganan" ni se "pierden" átomos. Debe aparecer el mismo número de átomos de cada clase en los reactivos y en los productos. Esta es la condición de la conservación de la masa. sin embargo, no podemos cambiar a voluntad las fórmulas de las sustancias para igualar el número de átomos.

Ejemplo: Cuando el hierro se oxida se origina un compuesto diferente llamado óxido de hierro (II). si escribimos la reacción simbólicamente, tendremos:

Fe + O₂ → FeO

Tal y como está escrita esta reacción 1 átomo de hierro reacciona con 2 átomos de oxígeno formando 1 molécula con 1 átomo de hierro y 1 de oxígeno. Esto no puede ser, tiene que haber el mismo número de átomos en ambos lados.

Por tanto, habrá que emplear unos números llamados coeficientes que pondremos delante de cada fórmula o símbolo, indicando el número de átomos de cada especie que deben reaccionar para que se conserve la masa y el número de átomos:

Es decir, se necesitan 2 átomos de hierro para reaccionar con una molécula de oxígeno y formar 2 moléculas de FeO. Este proceso se llama ajustar una reacción química y consiste en anteponer los números enteros necesarios delante de los símbolos o fórmulas de las sustancias que intervienen en la reacción, de modo que se cumpla a escala atómica la ley de conservación de la masa.

Cómo escribir y ajustar reacciones

5.- Balances de masa en las reacciones químicas

Masa atómica

Los átomos de distintos elementos tienen masas y tamaños diferentes. Los científicos han establecido comparaciones entre las masas y los tamaños de los átomos hoy conocidos.

La escala de masas atómicas asigna masas a los átomos por comparación con la masa del átomo de carbono, al que se le asigna el valor 12. La unidad de masa a escala atómica se denomina unidad de masa atómica y se simboliza con u o uma.

En las tablas periódicas aparece la masa atómica en uma de cada elemento:

Tabla periódica

Masas moleculares

Una molécula es una agrupación de átomos de la misma o distinta clase. El número de cada clase de átomos viene especificado en la fórmula de la sustancia. Por ejemplo, la fórmula Fe₂O₃ significa que esta molécula está formada por 2 átomos de hierro y 3 de oxígeno.

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de todos los átomos que intervienen en la fórmula de la sustancia.

Por tanto, la masa molecular del Fe₂O₃ será 56·2 + 16·3 = 160 uma.

Calculadora de masas moleculares

Cálculos con reacciones químicas

Una reacción ajustada indica las proporciones en las que participan las diversas sustancias. Teniendo en cuenta las masas atómicas o moleculares de las sustancias, podemos establecer qué cantidad (en masa) de cada sustancia interviene en la reacción.

Ejemplo:

2 Fe + O₂ → 2 FeO

Consultando una tabla periódica podemos ver que la masa atómica del Fe es 56 uma y la masa molecular del O₂ es 32 uma, mientras que la masa del FeO es 56 + 16 = 72 uma. Al observar la reacción ajustada, vemos que la relación de masas que intervienen en la reacción es:

2 · masa Fe + masa O₂ → 2 · masa FeO

Es decir:

2 · 56 + 32 → 2 · 72

La misma relación de masas atómicas o moleculares se cumple tanto en unidades de masa atómica como en gramos o en kilogramos. Por tanto, se puede afirmar que 112 g de hierro reaccionan con 32 g de oxígeno atmosférico para producir 144 g de FeO.

Procedimiento de cálculo con reacciones químicas

1.- Ajusta la reacción química.

2.- Determina las masas atómicas o moleculares de las sustancias que intervienen.

3.- Multiplica dichas masas por los correspondientes números enteros que has escrito antes para ajustar la reacción.

4.- Los valores obtenidos, expresados en cualquier unidad de masa, indican las cantidades de reactivo y de producto que intervienen en la reacción.

6.- La energía en las reacciones químicas

En general, cuando se forma una sustancia estable (que perdura en el tiempo) a partir de sus elementos, se libera energía, normalmente en forma de energía térmica. Por el contrario, para destruir una sustancia estable, se necesitará aportar energía. Según el balance energético, las reacciones se clasifican en:

Reacción endotérmica: Es aquélla que necesita un aporte de energía para producirse.

Ejemplo: Descomposición del clorato potásico para obtener cloruro potásico y oxígeno.

Reacción exotérmica: Es aquélla que libera energía térmica mientras se produce.

Ejemplo: Combustión del butano para obtener energía térmica para calentar agua.

Actividades

ENLACES QUÍMICOS La estructura de la corteza de los átomos, de forma especial la de la última capa, determina como se unen entre si los átomos para formar estructuras más estables dando lugar a los compuestos químicos. Existen varias estructuras estables pero para la formación de los compuestos químicos más frecuentes en la naturaleza se podría considerar que la estructura estable es la que corresponde a los elementos de la columna 18 de la tabla periódica, también llamados por su estabilidad gases nobles, que se caracterizan por tener 8 electrones en la última capa, salvo el helio que tiene solo dos. Al unirse entre sí los átomos cogen, ceden o comparten electrones para adquirir esa estructura. El número de electrones que cogen, ceden o comparten es lo que se conoce con el nombre de valencia de ese elemento. Simplificando podríamos considerar tres tipos de unión de los átomos: TIPO DE UNIÓN ¿QUÉ SUCEDE? SITUACIÓN EN LA TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS NOMBRE DEL ENLACE UN ÁTOMO CEDE ELECTRONES Y EL OTRO LOS COGE SE FORMAN IONES POSITIVOS Y NEGATIVOS QUE PERMANECEN ATRAÍDOS FUERTEMENTE POR LA FUERZA DE COULOMB LOS ELEMENTOS DE LA IZQUIERDA DE LA TABLA CON LOS DE LA DERECHA IÓNICO SE COMPARTEN ELECTRONES NO SE FORMAN IONES. PUEDE HABER UN DESPLAZAMIENTO DE LOS ELECTRONES HACIA UNO DE LOS ELEMENTOS PORQUE TIRE MÁS DE ELLOS. SE FORMARÁ UNA MOLÉCULA CON DOS POLOS, UNO POSITIVO Y EL OTRO NEGATIVO. LOS ELEMENTOS DE LA DERECHA DE LA TABLA ENTRE SI COVALENTE CEDEN ELECTRONES ATMÓSFERA DE ELECTRONES CON IONES POSITIVOS EN MEDIO. FUERZA DE COULOMB. LOS ELEMENTOS DE LA IZQUIERDA DE LA TABLA ENTRE SI METÁLICO PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS SEGÚN SU ENLACE Las propiedades de las sustancia a las que dan lugar se pueden recordar pensando en las características de sustancias que se conocen de la vida corriente. ENLACE EJEMPLO PROPIEDADES IÓNICO SAL DE MESA SÓLIDO DE TEMPERATURA DE FUSIÓN ALTA. SOLUBLE EN AGUA. CUANDO ESTÁ DISUELTO O FUNDIDO CONDUCE LA CORRIENTE ELÉCTRICA DESCOMPONIÉNDOSE. COVALENTE ACEITE TEMPERATURA DE FUSIÓN BAJA. COLOREADO. INSOLUBLE EN AGUA PERO SOLUBLE EN OTROS COVALENTES. NO CONDUCE LA CORRIENTE ELÉCTRICA. METÁLICO PLATA SÓLIDO DE TEMPERATURA DE FUSIÓN ALTA (EXCEPTO Hg). BLANCO O INCOLORO (EXCEPTO Au y Cu). CONDUCE LA CORRIENTE ELÉCTRICA SIN DESCOMPONERSE.

Postulados de Bohr

Postulados de Bohr

En 1913, Niels Bohr desarrolló su célebre modelo atómico de acuerdo a tres postulados fundamentales:¹

Primer postulado

Los electrones describen órbitas circulares en torno al núcleo del átomo sin irradiar energía.

La causa de que el electrón no irradie energía en su órbita es, de momento, un postulado, ya que según la electrodinámica clásica una carga con un movimiento acelerado debe emitir energía en forma de radiación.

Para conseguir el equilibrio en la órbita circular, las dos fuerzas que siente el electrón: la fuerza coulombiana, atractiva, por la presencia del núcleo y la fuerza centrífuga, repulsiva por tratarse de un sistema no inercial, deben ser iguales en magnitud en toda la órbita. Esto nos da la siguiente expresión:

Donde el primer término es la fuerza eléctrica o de Coulomb, y el segundo es la fuerza centrífuga; k es la constante de la fuerza de Coulomb, Z es el número atómico del átomo, e es la carga del electrón, es la masa del electrón, v es la velocidad del electrón en la órbita y r el radio de la órbita.

En la expresión anterior podemos despejar el radio, obteniendo:

Y ahora con ésta ecuación y sabiendo que la energía total es la suma de las energías cinética y potencial:

Donde queda expresada la energía de una órbita circular para el electrón en función del radio de dicha órbita.

Segundo postulado

No toda órbita para electrón está permitida, tan solo se puede encontrar en órbitas cuyo radio cumpla que el momento angular, , del electrón sea un múltiplo entero de Esta condición matemáticamente se escribe:

con

A partir de ésta condición y de la expresión para el radio obtenida antes, podemos eliminar y queda la condición de cuantización para los radios permitidos:

con ; subíndice introducido en esta expresión para resaltar que el radio ahora es una magnitud discreta, a diferencia de lo que decía el primer postulado.

Ahora, dándole valores a , número cuántico principal, obtenemos los radios de las órbitas permitidas. Al primero de ellos (con n=1), se le llama radio de Bohr:

expresando el resultado en ångström.

Del mismo modo podemos ahora sustituir los radios permitidos en la expresión para la energía de la órbita y obtener así la energía correspondiente a cada nivel permitido:

Igual que antes, para el átomo de Hidrógeno (Z=1) y el primer nivel permitido (n=1), obtenemos:

que es la llamada energía del estado fundamental del átomo de Hidrógeno.

Y podemos expresar el resto de energías para cualquier Z y n como:

Tercer postulado

El electrón solo emite o absorbe energía en los saltos de una órbita permitida a otra. En dicho cambio emite o absorbe un fotón cuya energía es la diferencia de energía entre ambos niveles. Este fotón, según la ley de Planck tiene una energía:

donde identifica la órbita inicial y la final, y es la frecuencia.

Entonces las frecuencias de los fotones emitidos o absorbidos en la transición serán:

A veces, en vez de la frecuencia se suele dar la inversa de la longitud de onda:

Ésta última expresión fue muy bien recibida porque explicaba teóricamente la fórmula fenomenológica hallada antes por Balmer para describir las líneas espectrales observadas desde finales del siglo XIX en la desexcitación del Hidrógeno, que venían dadas por:

con , y donde es la constante de Rydberg para el hidrógeno. Y como vemos, la expresión teórica para el caso , es la expresión predicha por Balmer, y el valor medido experimentalmente de la constante de Rydberg (), coincide con el valor de la fórmula teórica.

Se puede demostrar que este conjunto de hipótesis corresponde a la hipótesis de que los electrones estables orbitando un átomo están descritos por funciones de onda estacionarias. Un modelo atómico es una representación que describe las partes que tiene un átomo y como están dispuestas para formar un todo. Basándose en la constante de Planck consiguió cuantizar las órbitas observando las líneas del espectro.

Modelo atómico de Thomson

Representación esquemática del modelo de Thomson. Esfera completa de carga positiva con electrones incrustados

El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón¹ en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas.² Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños gránulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad.

Índice

• 1 Éxitos del modelo
• 2 Insuficiencias del modelo
• 3 Véase también
• 4 Referencias

Éxitos del modelo

El nuevo modelo atómico usó la amplia evidencia obtenida gracias al estudio de los rayos catódicos a lo largo de la segunda mitad del siglo XIX. Si bien el modelo atómico de Dalton daba debida cuenta de la formación de los procesos químicos, postulando átomos indivisibles, la evidencia adicional suministrada por los rayos catódicos sugería que esos átomos contenían partículas eléctricas de carga negativa. El modelo de Dalton ignoraba la estructura interna, pero el modelo de Thomson aunaba las virtudes del modelo de Dalton y simultáneamente podía explicar los hechos de los rayos catódicos.

Insuficiencias del modelo

Si bien el modelo de Thomson explicaba adecuadamente muchos de los hechos observados de la química y los rayos catódicos, hacía predicciones incorrectas sobre la distribución de la carga positiva en el interior de los átomos. Las predicciones del modelo de Thomson resultaban incompatibles con los resultados del experimento de Rutherford,³ que sugería que la carga positiva estaba concentrada en una pequeña región en el centro del átomo, que es lo que se conoció como núcleo atómico. El modelo siguiente fue el modelo atómico de Rutherford.⁴

Otro hecho que el modelo de Thomson había dejado por explicar era la regularidad de la tabla periódica de Mendeleiev. Los modelos de Bohr, Sommerfeld y Schrödinger finalmente explicarían las regularidades periódicas en las propiedades de los elementos químicos de la tabla, como resultado de una disposición más estructurada de los electrones en el átomo, que ni el modelo de Thomson ni el modelo de Rutherford habían considerado.

TRABAJO PARA RECUPERACIÓN PEDAGÓGICA: modelos atómicos

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EXAMEN /  RECUPERACIÓN

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