Saca la mejor nota [Tomar apuntes mètodo Cornell] ¿Cómo estudiar de forma efectiva?

¿Cómo estudiar de forma efectiva?

Lo que sigue es un método de estudio, el llamado método de Cornelldesarrollado por el Dr. Walter Paulk. ¿Por qué un método de estudio si estudiar es relativamente fácil, es solo cuestión de esfuerzo?, sigue leyendo, la respuesta está en los siguientes pasos. 



Es posible que pienses que como entiendes todo lo que se dice en clase, lo vas a recordar luego. Esto es absolutamente erróneo. En clase, entiendes una transparencia porque además de la información escrita en ella, cuentas con muchos más datos que el profesor comunica de viva voz. Por ello, la única forma de poder recordarlo más tarde es tomar apuntes. 

Además, tomar apuntes tiene más ventajas añadidas: 

Ayuda a mantener la atención, ya que si no se está atendiendo no se pueden tomar apuntes. Esto hace que la sesión de clase sea mucho más productiva. 

Permite conocer qué es lo importante de las transparencias. 

Facilita el estudio, ya que los apuntes personales con el estilo de cada uno, son más fáciles de recordar que el texto de las transparencias. 

Ayuda a recordar. El hecho de escribir apuntes de clase hace que se recuerden mucho mejor los contenidos de la clase que si sólo se ha estado escuchando. 

El método de Cornell

Primer paso: preparar el material necesario

Para tomar apuntes lo mejor es usar una hoja grande de papel con sitio suficiente que permita distribuir las notas holgadamente. El tamaño A4 (21 cm x 29,7 cm) es ideal (aunque puede ser en hoja carta o en el cuaderno) 

Sobre la hoja se dibuja una línea horizontal a 5 cm de borde inferior, y la mitad superior se divide en otras dos zonas mediante una línea vertical dibujada a 6 cm del borde izquierdo. 



Los apuntes se escriben en la zona de la derecha, mientras que en la zona de la izquierda, se escribe alguna palabra o idea clave para cada párrafo. El área inferior se reserva para hacer un resumen de la página y anotar las dudas que puedan surgir al estudiar esa página. Si se tienen anotadas las dudas no se olvidará nada al preguntar al profesor o a otros compañeros. 

Segundo paso: durante la clase

Sé ordenad@: pon fecha a las páginas y numéralas. 

Toma tus propios apuntes. Siempre es preferible ya que te será mas fácil recordar los contenidos si los has anotado con tu propio estilo, lenguaje, etc. que si lees los apuntes de otro compañer@. 

Escribe de manera legible. No intentes aprovechar cada centímetro cuadrado de papel. Deja líneas en blanco entre cada dos ideas diferentes para separalas. Además deja espacios en blanco para poder completar más tarde, por ejemplo: al oír el resumen al final de la clase o el resumen al comienzo de la siguiente. También al completar las notas de clase con otros materiales como libros, información de internet, etc. 

Usa abreviaturas, pero sé consistente. Ten un sistema de puntuación y abreviaturas que tenga sentido para ti y usa siempre el mismo. Cuando anotes ideas desarrolladas mediante viarios puntos, numéralos y usa sangrado para que se distingan bien. 

Usa tus propias palabras, pero intenta conservar el sentido de las frases. Por supuesto que hay cosas que deben anotarse de forma exacta como: fórmulas, definiciones y hechos específicos. 

¿Qué se debe anotar?

Tomar unos buenos apuntes no consiste en escribir punto por punto todo lo que diga el profesor en clase. Para tomar buenos apuntes hay que saber discernir lo realmente importante y anotarlo de manera precisa. El profesor durante su explicación normalmente da pistas sobre qué es lo importante. Podemos considerar que algo dicho por el profesor es importante si: 

Forma parte del resumen de la clase anterior al comienzo de clase.

Forma parte del resumen de lo explicado al final de la clase.

Está escrito en la pizarra.

Se repite varias veces.

Se enfatiza mediante el tono de voz o los gestos.

Va precedido de frases como: "en conclusión...", "hay que tener en cuenta que...", "no se puede olvidar que...", "Esto es importante porque...", etc. 

Tercer paso: después de la clase

Dado que la mayoría de la información se olvida inmediatamente después de la clase, intenta "consolidar" tus apuntes tan pronto como puedas. Lo ideal es hacerlo justo después de clase. 

Escribe las palabras o ideas clave de cada párrafo lo antes posible cuando todavía recuerdas el desarrollo de la clase. Estas palabras clave son muy importantes ya que actúan como disparadores para tu memoria durante el estudio de las notas. 

Relee toda la clase para tener una idea de conjunto de la estructura de las ideas contenidas en ella. Durante este proceso intenta formular preguntas cuya respuesta sean los apuntes que estás repasando. 

Si durante todo este proceso descubres que no entiendes algo apunta qué es y cual es la duda. Hazlo de la forma más precisa que puedas. A menos que puedas consultar la duda inmediatamente con tu profesor, lo más probable es que cuando consultes con él ya no recuerdes todos los detalles de tu duda. 

Cuarto paso: durante el estudio

Sigue un proceso que podría resumirse como las seis R:

Registra. En la columna de apuntes, registra tantos hechos e ideas significativas como puedas. Utiliza las oraciones telegráficas pero, cerciórate de que puedas reconstruir el significado completo más adelante. Escribe legible. 
Resume. Después de clase, resume tus notas escribiendo en la columna de observaciones palabras clave y frases cortas. Resumir clarifica significados, revela relaciones, establece continuidad, y consolida la memorización. 

Recita la clase cubriendo con un papel la zona de apuntes y dejando visible la zona de palabras clave. Recita usando tus propias palabras los hechos e ideas concretas que vengan a tu memoria al leer la palabra clave que actúa como disparador. A continuación comprueba la respuesta. Corrígete si es necesario y repite el proceso hasta que puedas recordar la información. 

Razona ( Una vez aprendida la clase) sobre las notas que has tomado. Razonar consiste en establecer conexiones entre el contenido de la clase y el contenido de otras clases, de otras asignaturas o tus propias experiencias personales. Ten en cuenta que en los exámenes son raras las preguntas del tipo: escribe todo lo que sepas sobre el tema X. Son más frecuentes las preguntas del tipo semejanzas y diferencias entre A y B, o qué implicaciones tiene C. Para poder responder a estas preguntas no basta con recitar las notas y aprendérselas, hay que razonar sobre ellas. 

Para razonar sobre unas notas de clase puede ser útil plantearse entre otras las siguientes preguntas: ¿Cómo puede esto aplicarse?, ¿a qué se parece?, ¿qué nuevas cuestiones surgen a raíz de esto?, ¿qué principios ya aprendidos se aplican aquí?, etc. El resultado de este razonamiento sirve para completar las notas usando los huecos en blanco dejados anteriormente. 

Recapitula tus notas escribiendo un resumen en la zona inferior de cada página. Este resumen te permitirá repasar de forma muy rápida las clases. Además del resumen de cada página puedes escribir un resumen del tema completo al final de las notas de ese tema. Este último resumen tiene la ventaja de que te sirve para repasar la estructura del tema de forma sencilla. 
Repasa tus notas de vez en cuando. Una vez estudiado un tema te lo sabes, pero a medida que pasa el tiempo se tiende a olvidar. Repasarlo de vez en cuando ayuda a fijar los conocimientos de forma permanente. 

Recomendaciones a propósito del método

Este método es altamente eficaz pero debe realizarse adecuadamente. Hay ciertas cosas que no se deben hacer nunca:

Tomar apuntes de cualquier manera para pasarlos a limpio mas tarde. Esto no es una buena idea. En el mejor de los casos es una pérdida de tiempo ya que hay que dedicar doble esfuerzo: por un lado el esfuerzo de tomar los apuntes en clase, y por otro el de pasarlos a limpio. Lo mejor es tomarlas bien organizados directamente en clase. Así todo el tiempo después de clase estará disponible para realizar otras etapas del método. 

Hacer todo este trabajo justo al final durante el periodo de exámenes. Durante ese periodo lo único que debería hacerse es repasar los resúmenes de los apuntes, ya que todo el trabajo de estudio se ha hecho previamente. Si el estudio se ha ido haciendo a lo largo del curso el resultado es mucho mejor ya que da lugar a una adquisición permanente de conocimientos. Si se estudia en un periodo muy breve de tiempo, los conocimientos adquiridos se olvidan con mucha facilidad. 


Esto es todo. Espero haber podido explicar con claridad en qué consiste el método y que te ayude a estudiar de forma más eficiente. Recuerda que lo importante es aprender las asignaturas y no solo aprobarlas, ya que de esta forma tendrás mucho mas fácil encontrar un buen trabajo, que es a fin de cuentas para lo que estás estudiando. 

MEDICIÓN DEL CALOR EN UNA REACCIÓN

MEDICIÓN DEL CALOR EN UNA REACCIÓN 

Para poder medir experimentalmente el flujo de calor de las reacciones químicas es necesario

disponer de aparatos llamados CALORÍMETROS.

                                         
                                                                                             

                                                               CALORÍMETRO

• Recipiente de paredes,aislantes, donde no hay intercambio de calor (ADIABÁTICO).  
• Contiene en su interior un fluido que puede dar o recibir calor (por ejemplo  agua). 
• Cuenta con un termómetro preciso para medir el cambio de temperatura ocurrido.
• Posee un recipiente pequeño donde se llevará a cabo la reacción estudiada.

                                                                                                                              

    El proceso ocurre de la siguiente forma:

En una primera etapa se dispone el sistema a temperatura constante (en equilibrio térmico),

luego se realiza la reacción (transferencia de calor) y finalmente se mide el cambio de

temperatura producido en el sistema. De este cambio se puede calcular el calor liberado o

absorbido.

El proceso se realiza usualmente a presión constante de 1 atmósfera y el calor medido se llama

Entalpía de la reacción (∆H).

En los textos químicos se pueden encontrar diversas tablas que contienen los valores de entalpías

de reacción. Estas tablas están ordenadas de acuerdo con el tipo de reacción (combustión,

hidrogenación, neutralización, síntesis, etc.)

En todos los casos, al escribir una reacción termoquímica, junto con las fórmulas de cada

sustancia debemos indicar su estado físico (no cuesta la misma energía producir agua líquida que

agua vapor). Para este caso se incluye dentro del valor de entalpía, la energía usada para

evaporar el agua.

El valor y signo para la entalpía definen el tipo de reacción y la cantidad de calor transferido en el

cambio, así 

                                                                                                                                                               


 ENTALPÍA  NEGATIVA :
 Reacción  EXOTÉRMICA, se libera calor hacia el entorno.     

 ENTALPÍA  POSITIVA :

                                      Reacción ENDOTÉRMICA, se consume calor desde el entorno.                                                                           

                                                                                                        

 Un ejemplo práctico de análisis:

•  La variación de entalpía es negativa y por tanto la reacción es exotérmica (se liberó energía calórica al entorno).
• Se liberaron al medio 8,46 Kilocalorías.

                                                                                                                                                                 



LEY DE HESS

La entalpía es una variable termodinámica que, dentro de sus propiedades, se define como

función de estado, esto significa que el valor calculado para una reacción no depende del

camino por el cual ocurre el proceso, más bien, sólo depende del estado inicial y final del mismo.

Considerando lo anterior se puede afirmar correctamente que:

•  La reacción de arriba pero a la inversa tiene el mismo valor numérico de entalpía pero con

            signo contrario. 

•  Si se duplica la cantidad de sustancia, la cantidad de calor  también se duplica.  

Ésta última propiedad se ha denominado Ley de Hess y permite realizar cálculos algebraicos

utilizando los valores de calor de reacción teóricos (podemos sumar restar, amplificar) con el

propósito de obtener variaciones de entalpía de procesos que no pueden ser efectuados en el

laboratorio.

Un ejemplo: Formación de glucosa a partir de C, H y O

                                                                                                                                                                   

Para poder determinar el ∆H de esta reacción imposible de realizar experimentalmente se

                                  deberán combinar tres reacciones de combustión:                                                                                                                                                                                                                                                                                                                          

       

 El cálculo a realizar será, seis veces la primera reacción más tres veces la segunda menos la tercera. 

       

• Al sumar se obtiene la reacción deseada y su calor de formación:

  La reacción anterior responde a la pregunta ¿Cuánta energía significa el paso de los elementos

carbono, hidrógeno y oxígeno a glucosa? La respuesta es el valor recién obtenido.

algunos ejemplos :

   

CALOR ESPECÍFICO Y CALORÍAS

CANTIDAD DE CALOR TRANSFERIDO EN LAS REACCIONES

CALOR ESPECÍFICO Y CALORÍAS.

  

        CALOR ESPECÍFICO     + Cantidad de calor que se debe aplicar a 1 gramo de
                                                        sustancia para que esta eleve su temperatura en 1 °C.

 

              CALORÍA                  + Cantidad de calor necesaria para elevar la temperatura

            de 1 gramo de agua en 1 grado Celsius.

Los conceptos anteriores permiten conocer la cantidad de calor suministrado a las distintas

sustancias en una reacción para aumentar su temperatura. Con esta información es posible

predecir el calor adicionado, por ejemplo, a una sustancia cuando cambia de estado físico

El concepto de caloría está asociado al agua, de modo que, si la sustancia fuera otra, la cantidad

de calor necesaria para el mismo efecto sería distinta. Por esta razón existe una medida de calor

específico particular para cada sustancia:

                                                                           Cp= Q / m·Δt

Esta variable se mide en: Cp = (calorías) / (gramo ºC)

 A partir de la fórmula de calor específico, es posible calcular el calor implicado en un cambio de

temperatura. Por ejemplo: Al calentar 400 gramos de agua de 10º a 35ºC la cantidad de calor

suministrada es:

Q= m·Cp·Δt = 400 (g) 1 (cal/g ºC) (35-10) (ºC) = 10000 cal = 10 kcal

En la siguiente tabla con datos, se muestran los valores de calor específico para algunas

sustancias:

En la tabla se verifica que para aumentar en la misma cantidad de grados, la temperatura de

diferentes sustancias se precisa de cantidades distintas de calor. Así, mientras que para elevar en

1 grado Celsius la temperatura de 1 gramos de agua, para lograr el mismo efecto en el aluminio

(considerando la misma masa) sólo bastan 0,226 calorías.

Se concluye, en este caso, que el calor específico para el aluminio es menor y que frente a la

misma cantidad de calor suministrado, tendrá mayor temperatura que el agua.

TERMOQUÍMICA Y TERMODINÁMICA

TERMOQUÍMICA Y TERMODINÁMICA

INTRODUCCIÓN

La termoquímica se encarga de analizar y cuantificar la energía generada y absorbida en toda

transformación, sea física o química.

Todos cambio va acompañado de variación en el volumen, presión y temperatura de un sistema y

su estudio permite conocer el estado de una reacción, la transferencia de energía con el entorno y

las modificaciones en el sistema que ocurren cuando hay colisión entre los participantes de la

reacción.

Cuando ocurre una reacción química, la temperatura del sistema cambia. Para regresar el sistema

a su temperatura inicial debe haber flujo de calor entre él y su entorno. Junto a lo anterior, la

gran mayoría de las reacciones químicas no ocurren automáticamente. Se precisa de energía

extra suficiente para provocar la colisión entre reactantes e iniciar la reacción.

En términos generales, las reacciones químicas se clasifican en 2 grandes grupos, dependiendo de

la variación de energía (calórica):

 -----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Tipos de Reacciones

ENDOTÉRMICAS                                                                                             EXOTÉRMICAS

El sistema consume calor.                                                                             El sistema libera calor.

Los productos tienen más energía                                                 Los reactantes tienen más energía

que los reactantes.                                                                                                que los productos.

Independiente del balance energético, toda reacción requiere de un delta de energía mínimo para

que ocurra. Se define, de este modo, ENERGÍA DE ACTIVACIÓN como la energía mínima

necesaria para que ocurra una reacción química. Gráficamente se verifica por un aumento en

la energía potencial de los reactantes. El umbral energético tiene un punto máximo que se define

como “Complejo Activado”.

Si los reactantes sobrepasan esta barrera de potencial, la brusca caída de energía hace

espontánea la formación de producto.

EL AGUA

Propiedades estructurales: 
 La molécula de agua tiene geometría angular 
 El ángulo de enlace H-O-H tiene un valor de 104,45º y los enlaces son de tipo covalente polar. 
 Dado que el átomo oxígeno es más electronegativo que el de hidrógeno se generan polos positivos y negativos en su estructura (la molécula presenta un dipolo). Muchos de los hechos que se detallan más tarde son una consecuencia de esta polaridad. 
 Las moléculas de agua son polares, razón por la cual es un excelente disolvente de múltiples sustancias polares.

PROPIEDADES MACROSCÓPICAS 

Las propiedades de la materia (visibles, medibles y observables) relacionadas con las alteraciones en su estructura, o bien, los fenómenos que competen a un cambio es su estructura íntima, (reacciones de descomposición, electrólisis, ácido-base, entre otras), guardan relación en gran medida con la masa de materia sometida a análisis. El agua es un compuesto con una masa molar pequeña, contrariamente sus propiedades físicas y químicas presentan magnitudes elevadas y bastante particulares. La densidad anómala en estado sólido, la gran capacidad calorífica y la elevada tensión superficial son algunos ejemplos. Previo al análisis conviene agrupar las distintas propiedades de acuerdo con su naturaleza y características:

 Propiedades extensivas de la materia

Una propiedad extensiva es aquella que depende de la cantidad de material que se examine (volumen y masa por ejemplo).

Propiedades intensivas de la materia

 Una propiedad es intensiva cuando NO depende de la cantidad de material examinado (color, punto de fusión, densidad, etc.) Analicemos algunas propiedades relevantes observables en el agua:

ELEVADA FUERZA DE COHESIÓN 
La gran fuerza de cohesión entre las moléculas de agua, se justifica por la gran tendencia a unirse con otras moléculas vecinas (interacciones puente de hidrógeno), lo que la convierte en un líquido prácticamente incompresible, capaz de conferir volumen y turgencia a muchos seres vivos uni o pluricelulares y con un punto de ebullición anormalmente alto (comparado con otras moléculas de similar masa molar).

ELEVADA TENSIÓN SUPERFICIAL 

Otra de las propiedades fisicoquímicas particulares en el agua es su tensión superficial. Como se sabe, las moléculas de la superficie en una fase líquida o sólida (interfase) poseen menos moléculas que aquellas ubicadas en su interior. Este hecho permite que la distancia de separación molécula-molécula sea ligeramente mayor en la interfase, lo que les confiere un exceso de energía (tensión en la superficie).

La tensión superficial representa la energía necesaria para aumentar el área de la interfase en una unidad. Se expresa, por tanto, en unidades de energía por cada unidad de área: J/m2 .

 El agua presenta una tensión superficial comparativamente mayor que la de otros líquidos de similar masa molar, en parte debido a la existencia de los puentes de hidrógeno. Un ejemplo, es cuando de compara con el etanol, un alcohol orgánico que si bien tiene mayor masa molar, también presenta interacciones puente de hidrógeno. A 25ºC, el valor para la tensión superficial en el agua es de 72 mJ/m2 , mientras que para el etanol a la misma temperatura es de 21 mJ/m2 .

La presencia de solutos en disolución acuosa modifica el valor para la tensión superficial. Las sustancias hidrófilas en disolución incrementan su valor, en cambio, la disolución de sustancias hidrófobas lo disminuyen.

 Esta elevada tensión superficial hace que el agua a temperatura ambiente sea líquida y no gas.

CAPILARIDAD

Es la propiedad que tienen los líquidos que dependen de su tensión superficial, que le otorga la capacidad de subir o bajar por un tubo capilar de un radio determinado. Esto hace que el agua del subsuelo, en caso de terrenos húmedos ascienda por pequeños poros, lo que hace que se vean las típicas manchas de humedad en paredes y en el caso de arbustos y árboles el agua llegue a las hojas de mayor altura.

ELEVADO CALOR ESPECÍFICO (cal/ºC·g) 

Para poder evaporar agua líquida se necesita una gran cantidad de calor. Lo curioso es que el agua es un compuesto con una masa molar pequeña, sin embargo se necesita 1 caloría para elevar en tan sólo 1 grado centígrado la temperatura de 1 gramo de agua. Con este calor, se rompen los enlaces puente de hidrógeno que mantienen cohesionadas a las moléculas en estado líquido y luego, parte de ese calor, permite que las moléculas ganen energía suficiente para pasar al estado gaseoso. 

El alto valor para el calor específico la convierte es un buen amortiguador térmico que mantiene prácticamente constante la temperatura interna de los seres vivos a pesar de las variaciones externas.

ALTO CALOR DE VAPORIZACIÓN

 La cantidad de calor necesaria para evaporar (paso al estado vapor) 1 gramo de agua es de alrededor de 540 calorías. Un valor excesivo tratándose de un compuesto con una masa molar extraordinariamente pequeña. El elevado calor de vaporización permite, por ejemplo, disipar grandes cantidades de calor corporal evaporando pequeñas cantidades de agua en el sudor. 

LAS AGUAS DURAS

 El agua que contiene un exceso de sales de calcio, magnesio o hierro se denomina agua dura. Cuando los iones metálicos (Ca+2 y Mg+2) reaccionan con los aniones del jabón forman una sustancia insoluble, impidiendo la acción limpiadora del jabón, por lo tanto, este tipo de agua no debe ser usada para cocinar alimentos, ni industrialmente porque forma costras en las calderas. Es necesario remover las sales de calcio y magnesio para poder ser utilizadas, ya sea doméstica o industrialmente, mediante un proceso denominado ablandamiento y que consiste en precipitar esas sales o utilizar resinas denominadas de intercambio iónico, que retienen los iones Ca+2, Mg+2 , Fe+3 y los cambian por otros cationes que no causan problemas. 

La dureza del agua puede ser: 

temporal (debido a iones bicarbonato HCO3 - ), que se elimina con hacer hervir el agua, provocando la precipitación de la dureza en forma del conocido “sarro”.

 permanente (debido a iones sulfatos SO4 2- ), que se precipitan con “ablandadores”. 

Algunas de las reacciones que permiten eliminar la dureza permanente del agua se presentan a continuación: 

Con carbonato de sodio o sosa 

                                      CaSO4 + Na2CO3------------>CaCO3 + Na2SO4

Con fosfato trisódico (Na3PO4)

                                       PO4 -3 + H2O------------> HPO4 -2 + OH-

                                       3 Mg+2 + 2 PO4 -3------------> Mg3(PO4)2

Intercambio de iones, tratamiento con zeolita (Silicato doble de sodio y aluminio)

                                       NaAlSi2O6 + Ca+2------------> Ca(AlSi2O6)2 

LAS AGUAS NEGRAS 

Los microorganismos patógenos presentes en el agua son un problema que tiene su origen en la materia orgánica presente en el agua. La descomposición bacteriana de esta materia orgánica agota el oxígeno disuelto en el agua y las transforma en aguas negras. Una vez que se agota todo el oxígeno presente en un efluente de agua, predominan los procesos anaerobios de descomposición, generándose gases como NH3, H2S y CH4. 

Cuando un efluente con materia orgánica sufre descomposición, los productos de desecho gaseosos causan problemas de salubridad y muerte de ese ecosistema. Una medida de la cantidad de oxígeno necesaria para esta degradación es la demanda bioquímica de oxígeno (DBO). Cuanto mayor es la cantidad de desechos orgánicos degradables, mayor será el valor para la DBO. Si la DBO es lo bastante alta, se asume agotamiento del oxígeno y ningún ser vivo (con excepción de los anaerobios) puede sobrevivir en el efluente. 

AGUAS ÁCIDAS 

En su caída, las aguas lluvias arrastran por disolución algunos contaminantes atmosféricos, como óxidos de nitrógeno y óxidos de azufre, que se convierten en ácido nítrico (HNO3) y sulfúrico (H2SO4). 

                                                             SO3 + H2O------------------> H2SO4

Éstos ácidos caen sobre la Tierra como lluvia, nieve o simplemente niebla ácida. Algo similar ocurre con los óxidos de nitrógeno en la atmósfera.