didÁctica de la quÍmica universitariadepa.fquim.unam.mx/sieq/didactica.pdf · didÁctica de la...

Silvia Bello GarcésCoordinadora

Primera edición 2016 © D.R. Universidad Nacional Autónoma de México.Ciudad Universitaria, Delegación Coyoacán, C.P. 04510, Ciudad de México.

Responsable editorial: Lic. Brenda Álvarez Carreño.Diseño de portada: DG Norma Castillo Velázquez.

Diseño de interiores: Maricela Hernández Casasola. Hecho en México. Prohibida la reproducción total o parcial por cualquier medio,

sin la autorización escrita del titular de los derechos patrimoniales.ISBN: 978-607-02-8114-3

PROYECTO PAPIME PE201409

DIDÁCTICA DE LAQUÍMICA UNIVERSITARIA

Unidades didácticasen temas torales de la

Química

UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICO

FACULTAD DE QUÍMICA

DIDÁCTICA DE LA QUÍMICA UNIVERSITARIA

Unidades didácticas en temas torales de la Química

FACULTAD DE QUÍMICAUNAM

ISBN: 978-607-02-8114-3 PROYECTO PAPIME PE201409

CoordinadoraSilvia Bello Garcés

AutoresAndoni Garritz Ruiz †

Plinio Jesús Sosa FernándezPilar Rius de la Pola

Ana María Martínez VázquezGisela Hernández Millán

Norma Mónica López VillaElizabeth Nieto Calleja

Flor de María Reyes CárdenasMercé Izquierdo i AymerichGlinda Irazoque Palazuelos

Margarita Rosa Gómez MolinéSilvia Bello Garcés

Alejandra García Franco

Nuestro especial agradecimiento a la Dirección General de Asuntos del Personal Académico

de la UNAM, por el financiamiento otorgado a través del Proyecto PAPIME PE201409,

que hizo posible la publicación de esta obra.

Primera edición: 2016Fecha de edición: 8 de enero de 2016

D.R. 2016 © UNIVERSIDAD NACIONAL AUTÓNOMA DE MÉXICOCiudad Universitaria, Delegación Coyoacán,C.P. 04510, Ciudad de México.ISBN: 978-607-02-8114-3

Tamaño: 8.1 MBTipo de impresión: PDF

“Prohibida la reproducción total o parcial por cualquier medio,sin la autorización escrita del titular de los derechos patrimoniales”.Hecho en México

Por tu explosiva creatividad, por tu invariable compromiso con los estudiantes, por tu inteligencia permanentemente comprobada en la clase, en la academia,

en la investigación y en el quehacer cotidiano, por tu sensibilidad para entramar la guantanamera con los funcionales de la densidad y el conocimiento

pedagógico de los contenidos, por todo eso y porque te queremos,

ANDONI GARRITZ RUIZ, este libro es tuyo.

Los autores

PRESENTACIÓN .................................................................................................................................................................................................... ix

CAPÍTULO 1 QUÍMICA, SUSTANCIA Y REACCIÓN QUÍMICA ..................................................................................... 111 Introducción histórica al concepto de sustancia ................................................................................................ 171 Introducción histórica a la reacción química ......................................................................................................... 231 Andoni Garritz Ruiz y Plinio Jesús Sosa Fernández

CAPÍTULO 2 ¿CÓMO EXPLORAMOS Y MODELAMOS LA ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS? ......... 311 Pilar Rius de la Pola y Ana María Martínez Vázquez

CAPÍTULO 3 EL CORAZÓN DE LA QUÍMICA. ESTUDIO DE LAS REACCIONES QUÍMICAS ............... 591 Gisela Hernández Millán, Norma Mónica López Villa, Elizabeth Nieto Calleja y Flor de María Reyes Cárdenas

CAPÍTULO 4 LOS PRODUCTOS TAMBIÉN REACCIONAN. EL CONCEPTO DE REVERSIBILIDAD .................................................................................................................. 98 Mercé Izquierdo i Aymerich, Andoni Garritz Ruiz y Glinda Irazoque Palazuelos

CAPÍTULO 5 SOBRE LA APLICACIÓN DE LAS REACCIONES REDOX AL ANÁLISIS QUÍMICO: BASES TEÓRICAS ................................................................................................ 121 Margarita Rosa Gómez Moliné

CAPÍTULO 6 EL ENLACE QUÍMICO: UNO DE LOS GRANDES LOGROS DEL INTELECTO HUMANO ...................................................................................................................................... 149 Silvia Bello Garcés

GLOSARIO .................................................................................................................................................................................................................. 198 Alejandra García Franco

SOBRE LOS AUTORES ..................................................................................................................................................................................... 201

CONT

ENID

O

xi

Los autores de este libro, miembros del Seminario de Investigación Educativa en Química (SIEQ), hemos esta-do comprometidos con la educación en los ciclos universitario y preuniversitario, tanto en la UNAM como en instituciones del resto del país e incluso en otros países iberoamericanos. Conscientes de que existe una gran variedad de propuestas didácticas para abordar la enseñanza de la Química, deseamos compartir nuestra expe-riencia en la enseñanza y aprendizaje de temas torales en los currículos del área, pero que presentan un elevado grado de dificultad para su aprendizaje.

Esta obra es producto del proyecto PAPIME PE201409, que lleva por título DIDÁCTICA DE LA QUÍMICA UNI-VERSITARIA. Construcción del conocimiento en el aula y el laboratorio, que se realizó con el auspicio de la Di-rección General de Asuntos del Personal Académico (DGAPA), a través del Programa de Apoyo a Proyectos Institucionales para el Mejoramiento de la Enseñanza (PAPIME).

En cada capítulo de este libro se aborda un tema o unidad que pertenece al programa oficial de una asignatura, de los planes de estudio vigentes en la Facultad de Química o en la Facultad de Estudios Superiores (FES) Cuau-titlán. En ellos se ha plasmado la experiencia y creatividad de los autores, incorporando tanto los resultados de las investigaciones educativas que han realizado, como los de su propia búsqueda –in situ– de estrategias ópti-mas para la enseñanza y aprendizaje de los diversos temas.

Los autores, formados en la hoy centenaria Facultad de Química de la UNAM, han decidido celebrar los 100 años de su querida Alma Mater, compartiendo sus conocimientos y experiencia con sus colegas de licenciatura, a través de esta obra.

Los títulos que se abordan de manera novedosa se refieren al concepto de sustancia, concepto de orbital, reacción química, reacciones redox, equilibrio químico y enlace químico. Estos temas se encuentran entre los que han estado sujetos a discusión a lo largo de la historia de la Química y la discusión sigue vigente. Tópicos como orbi-tal, enlace químico, sustancia, y algunos otros, siguen siendo motivo de preocupación para los docentes y objeto de estudio para los investigadores en todo el mundo. En esta obra ofrecemos varias propuestas para abordarlos en forma innovadora y útil para la enseñanza, en el nivel universitario.

Así, cada unidad didáctica, diseñada por expertos del SIEQ, comprende una breve síntesis conceptual, actualiza-da, y la propuesta didáctica que se ha elaborado a partir del reconocimiento de las ideas previas o concepciones alternativas de los estudiantes de este nivel de escolaridad, aspectos relacionados con el conocimiento pedagó-gico del contenido (CPC) de los docentes, desarrollo histórico de la construcción de los conceptos, experiencias de cátedra, resolución de problemas, analogías, ejercicios e instrumentos de evaluación.

PRES

ENTA

CIÓN

xii

Las concepciones alternativas son las construcciones que elabora toda persona para explicarse los fenómenos que le rodean y los conceptos que intenta aprender. Como es sabido, muchas veces, estas concepciones difieren de las de la comunidad científica contemporánea y representan un importante obstáculo para la construcción del cono-cimiento. Se hace énfasis en ellas con el fin de promover el cambio conceptual.

El CPC, entendido como el conjunto de conocimientos, recursos y estrategias con los que cuenta el mentor, es lo que distingue a los buenos profesores; hoy día se considera un importante eje de la función docente.

En cada unidad didáctica se pretende desarrollar las competencias que se requieren para enfrentar los retos de la educación en la actualidad. Entre ellas se ha considerado la dimensión Ciencia, Tecnología y Sociedad (CTS), la argumentación, indagación, búsqueda y selección de información y trabajo en equipo.

Además de los capítulos 1 y 4, en donde aparece explícitamente el nombre del Dr. Andoni Garritz Ruiz como autor, a través de toda la obra permea el espíritu de nuestro querido guía y amigo Andoni, quien cambió su área de investigación en Química Cuántica por la de educación química, convirtiéndose en uno de los pioneros en la investigación en didáctica de las ciencias en México. Este difícil cambio, producto de su interés por promover el desarrollo de la ciencia y de su compromiso con la educación dentro y fuera del aula, implicó la construcción de un camino: “hizo camino al andar” y nos condujo generosamente por el mismo.

Los contenidos de las unidades didácticas que aquí se exponen han sido ampliamente discutidos en el seno del SIEQ; sin embargo, lo que aquí se publica es responsabilidad de cada uno de los autores. Las unidades han sido probadas con estudiantes de la Facultad de Química o de la FES-Cuautitlán, en cursos curriculares y en otros contextos, por los propios autores y por otros profesores, que gentilmente han aceptado el reto de ponerlas en práctica con sus propios alumnos. Como consecuencia de las pruebas, se han hecho importantes modificaciones a las propuestas originales.

Una característica común a todos los capítulos es que se enfocan desde una perspectiva constructivista; esto es, suponen una participación muy activa del alumno (él o ella están construyendo su conocimiento); parten de las concepciones alternativas de los jóvenes de nivel licenciatura, proponen actividades secuenciadas que realizará el estudiante, conducido por el docente y promueven el cambio conceptual.

En el capítulo 1, uno de los últimos trabajos del Dr. Andoni Garritz y Plinio Sosa abordan los espinosos temas del concepto de sustancia y de reacción química, evidenciando las dificultades que conllevan, a pesar de ser centra-les para la ciencia Química. Incorporan un concienzudo análisis de la evolución histórica de estos conceptos y lo ilustran con viñetas antiguas, obtenidas de fuentes originales de los siglos XVII, XVIII y XIX.

Pilar Rius y Ana Martínez, proponen el estudio de modelos de interacción materia-energía, en el capítulo 2, desde una perspectiva experimental y claramente constructivista, para llevar al estudiante –y al docente– a comprender qué es un modelo, el modelo atómico de capas, subcapas y el espín, para llegar a definir el concepto de orbital.

Por su parte, Gisela Hernández, Elizabeth Nieto, Norma Mónica López y Flor de María Reyes, en el capítulo 3, abren el corazón de la Química, para estudiar las reacciones químicas; hacen énfasis en la construcción del con-cepto de reacción química, su modelización y representación simbólica. Además, conducen a reflexionar sobre la clasificación de las reacciones químicas y la importancia de trabajar con ecuaciones balanceadas, todo ello en una estrecha vinculación con la experimentación y la experiencia del estudiante.

Glinda Irazoque, Mercé Izquierdo (Universidad Autónoma de Barcelona) y Andoni Garritz, en el capítulo 4, nos conducen a reflexionar sobre uno de los temas más difíciles de la Química y la Fisicoquímica: el equilibrio quími-co. Asignan a su capítulo el sugestivo nombre de Los productos también reaccionan. El concepto de reversibilidad y proponen una secuencia de enseñanza aprendizaje innovadora, que toma en cuenta los resultados de la inves-tigación educativa, las dificultades inherentes al tema, y la necesidad de abordarlo con profundidad desde una perspectiva termodinámica.

xiii

En el capítulo 5, Margarita Rosa Gómez Moliné aborda un tema muy conocido: las reacciones redox, muy in-comprendido por los estudiantes. Plantea su relevancia y se propone estudiarlas, para poder aplicarlas en casos o compuestos diferentes. Hace una rápida revisión de las bases teóricas, que se fundamenta en el equilibrio químico que ocurre en estos fenómenos, y lleva al docente a conducir al estudiante a diseñar una valoración volumétrica redox.

En el capítulo 6, Silvia Bello hace acopio de muchos años de experiencia docente, de la contribución de nume-rosos alumnos, estudiantes de servicio social, profesores en formación y una amplia búsqueda en libros, revistas y URLs, para presentar el desarrollo histórico del concepto de enlace químico y, a partir de la experimentación, hacer una revisión cuidadosa e innovadora de los modelos de Lewis, Gillespie y Pauling, que se abordan en el curso de Química Inorgánica I.

El Glosario implicó un trabajo arduo de profundas discusiones en el seno del SIEQ, que fue coordinado por Alejandra García Franco de la Universidad Autónoma Metropolitana (UAM)-Unidad Cuajimalpa, y aquí se publican únicamente los acuerdos alcanzados.

Por último, se presenta una breve semblanza de los autores que participaron en la construcción de esta obra.

El libro está dirigido a docentes del nivel de licenciatura, que seguramente enriquecerán las propuestas didác-ticas a partir de su propia experiencia. Nos interesa conocer su punto de vista, para continuar desarrollándolas con miras a hacer de la Química un objeto de estudio relevante y apasionante para alumnos y docentes.

Agradecemos a la DGAPA, a la Facultad de Química y a la FES-Cuautitlán, por el apoyo brindado para la reali-zación de este proyecto. Asimismo, apreciamos la participación de miembros de la Universidad Autónoma de Barcelona (UAB), la UAM-Cuajimalpa y la Universidad Pedagógica Nacional (UPN). Nuestro agradecimiento, también, a los colegas que han probado las propuestas y revisado los documentos finales y a los estudiantes que participaron en ello. Asimismo, reconocemos la labor de los integrantes del Comité Editorial de la Facultad de Química, cuyas observaciones enriquecieron y mejoraron la obra.

Mención aparte merece la contribución de la Dra. Pilar Rius de la Pola, quien participó activamente en el diseño y creación de este Proyecto PAPIME (PE201409), y fungió como responsable académica en el primer año de vi-gencia del mismo. Vaya para ella nuestro reconocimiento y agradecimiento especial por los esfuerzos realizados y los logros alcanzados.

Silvia Bello

Química, sustancia y reacción químicaAndoni Garritz Ruiz y Plinio Jesús Sosa Fernández

CAPÍ

TULO

1

Química, sustancia y reacción química

2

PRESENTACIÓN

No cabe duda de que dos conceptos clave de la Química son los de «sustancia» y «reacción química». En esta unidad didáctica se pretende acercar a los estudiantes de primer semestre de la licenciatura a ambos. Para ello se busca que propongan definiciones de los mismos y que se conduzcan hacia lo que significa hacer una defini-ción y, con ello, modelar los dos conceptos e igualmente que arriben a una definición y un modelo de la ciencia «química». De esta manera, se emplearán como estrategias didácticas tanto el «definir» como el «modelar». Es decir, se buscará que los alumnos se ayuden a definir estos conceptos y que se conduzcan hacia lo que significa hacer una definición de los mismos y, con ello, modelarlos.

Se buscarán diversas definiciones de nuestra ciencia hasta llegar a la conclusión que la que maneje ambos con-ceptos clave es una definición mejor. Se pone énfasis en la narrativa histórica para que los estudiantes capten la naturaleza de la ciencia, es decir, cómo es que fueron construidos estos conceptos a lo largo del tiempo (Garritz, 2010).

La razón de la selección de estos dos conceptos se basa en las múltiples concepciones alternativas que nuestros estudiantes traen al curso sobre este par de conceptos clave (Andersson, 1990; Johnson, 1996; 2000; Ahtee & Varjola, 1998), así como la problemática de su aprendizaje (Azcona, Furió Intxausti y Álvarez 2004; Furió-Mas y Domínguez-Sales, 2007), cuestiones que han sido consideradas para el diseño de nuestra unidad. Un trabajo sobre una secuencia del concepto de sustancia apreció recientemente en la literatura (Furió-Mas, Domínguez-Sales y Guisasola, 2012).

La correspondiente razón para la selección de estas dos estrategias, es que corresponden a competencias esen-ciales para el trabajo científico. Desde el punto de vista filosófico también se da la discusión sobre cuál de estos dos conceptos debe introducirse primero según la epistemología de la Química (Schummer, 2004).

Según Alex H. Johnstone (1993), un químico escocés, en el estudio de la Química es necesario destacar, al menos, tres niveles de representación: 1) macroscrópico (molar o sensorial), 2) submicroscópico (partículas) y 3) simbólico (ecuaciones, fórmulas). Con el perdón de Johnstone, se hará referencia al segundo como nivel nanoscópico, en lugar de submicroscópico, por tratarse de entidades (átomos, moléculas, iones) cuyos tamaños suelen expresarse en nanómetros (1 × 10-9 m). En esta unidad didáctica se desarrollan los dos primeros niveles para los dos conceptos. Se cierra la unidad con una discusión acerca de la definición del concepto global de «Química».

Esta unidad se ubicó también dentro del proyecto internacional de investigación Enseñanza y Aprendizaje sobre la Naturaleza de la Ciencia y Tecnología (EANCYT): Una Investigación Experimental y Longitudinal, coordinado por Ángel Vázquez-Alonso de la Universidad de las Islas Baleares, España, con la participación de investigadores de siete países: Argentina, Brasil, Colombia, España, México, Panamá y Portugal. Parte de su contenido se plas-mó en un artículo de los propios autores (Raviolo, Garritz y Sosa, 2011).


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UBICACIÓN DEL TEMA Y CONTENIDOS CURRICULARES

} Asignatura:

Química General I

} Objetivos de la asignatura:

� Introducir a los estudiantes a los contenidos conceptuales, procedimentales y actitudinales de la Química General, que les servirán de base para comprender y profundizar en los diversos temas más complejos de las ramas de la Química.

� Concientizar a los estudiantes de la utilidad e importancia de la Química en la vida diaria.

� Que los estudiantes valoren la Química como medio para resolver problemas industriales, ambientales, alimentarios, médicos, económicos, legales, etcétera.

� Relacionar las transformaciones de la materia con la tecnología y su impacto en la sociedad.

� A través del laboratorio, se fomentará el trabajo en equipo, la resolución de problemas abiertos, el respeto al medio ambiente y la integración teoría-práctica.

} Objetivos de la unidad didáctica (demanda de aprendizaje):

Ejercitar lo que significa definir, a través de tres conceptos clave de la disciplina:

a) Química,

b) sustancia y

c) reacción química.

Darse cuenta de la relación entre definir y modelar.

Estudiar ejemplos históricos específicos sobre la construcción de esos tres conceptos clave.

} Contenidos temáticos en el programa relacionados con esta Unidad

1. LA MATERIA Y SUS CAMBIOS

1.1 Química, Ciencia, Tecnología y Sociedad. […]

1.4 Composición de la materia (sustancias puras y mezclas). Mezclas homogéneas y heterogéneas. […]

6. REACCIÓN QUÍMICA

6.1 Representación de las reacciones químicas. Simbología.

6.2 Tipos de ecuaciones químicas: iónicas y moleculares.


4

CONOCIMIENTOS PREVIOS

Se espera que el estudiante tenga los conocimientos básicos del ciclo de bachillerato, pero no es de preocupar la calidad de ese conocimiento. En particular, en cuanto a contenidos de Química, el alumno debe comprender los conceptos de elemento, compuesto y mezcla, átomo, así como contar con nociones básicas de la nomenclatura química inorgánica, comprender la ley de la conservación de la materia y el modelo cinético molecular.

DEFINIR Y MODELAR «SUSTANCIA» Y «REACCIÓN QUÍMICA»

Éste podría ser el título de esta Unidad.

Vamos a partir de las siguientes definiciones:

«Modelar» “Representar o mostrar ideas y relaciones matemáticas mediante objetos, ilustraciones, gráficas, ecuaciones u otros métodos” (Justi, 2006).

«Modelos» “m, son representaciones, basadas generalmente en analogías, que se construyen contextualizando cierta porción del mundo (M) con un objetivo específico” (Chamizo, 2006; 2007; 2010).

Y de la definición de la Real Academia:

«Definir»: “Fijar con claridad y exactitud la significación de una palabra, enunciando las propiedades que designan unívocamente un objeto, individuo, grupo o idea”.

Debe aclararse que las actividades que se proponen son todas ellas para llevarse a cabo con los estudiantes, a lo largo del curso.

DEFINICIÓN MACROSCÓPICA DE SUSTANCIA

Tres definiciones comunes de sustancia son las siguientes (las dos primeras puede decirse que atienden al nivel macroscópico, pero la tercera, de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, IUPAC, se sumerge parcial-mente en el nivel nanoscópico):

“Sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades distintivas” (Chang, 2007).

“La definición molar estándar de una sustancia como un material que tiene un conjunto fijo y reproducible de propiedades específicas a una dada temperatura y presión” (Jensen, 1998, part II).

“Sustancia química es materia de composición constante, mejor caracterizada por las entidades de las que está compuesta (moléculas, unidades fórmula, átomos). Caracterizada por propiedades físicas como densidad, índi-ce de refracción, conductividad eléctrica, punto de fusión, etc.” (Mcnaught & Wilkinson, 1997).


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Actividad 1. Concepciones previas: ¿Sustancias o mezclas? Elaborar una lista de 10 sustancias.

Llevar a cabo la siguiente dinámica de grupo.

1. Elaborar una lista de diez sustancias.

2. Intercambiar la lista con tu compañera(o) de al lado.

3. Verificar uno a uno los elementos de la lista, que sean, en efecto, una sustancia.

4. Si se trata de una mezcla, calificarla como error.

5. Si es una sustancia, calificarla como acierto.

6. En casos de duda, preguntar a el(la) profesor(a).

7. El(la) profesor(a) explicará para todo el grupo los casos difíciles o interesantes.

8. Después de la discusión plenaria, redactar un texto que explique la diferencia entre sustancia y mezcla.


6

Actividad 2. Historia del concepto de «sustancia». Lectura y análisis de textos.

Llevar a cabo la lectura del documento llamado Introducción histórica al concepto de sustancia, donde se habla de Aristóteles, Geoffroy, Boyle y Lavoisier, y después de los científicos que presentaron el «modelo atómico» y el concepto de «estructura química»: Dalton, Couper, Kekulé, Wurtz y Butlerov.

Evaluación actividad 2.

1. Desarrollar una lluvia de ideas con el grupo completo tratando de llegar a los siguientes conceptos clave y a qué científicos se deben:

� El hielo, que podría considerarse una tierra, al ser fundido mediante el calor se vuelve de frío y seco en frío y húmedo, pues se transforma en agua, luego el calor le proporciona también humedad.

� Toda la materia está compuesta de átomos, que son unidades irrompibles, cada uno con cierta masa.

� La afinidad es variable para cada par de sustancias.

� El concepto clave para definir el concepto de sustancia es el de su estructura

� Una sustancia tiene una infinidad de partículas, todas ellas con la misma fórmula.

2. Busca el siguiente artículo de la revista Educación Química: Wisniak, J. (2003a). «Guillaume-François Rouelle», Educ. Quím., 14(4), 240-248. En la página http://educacionquimica.info/, marca la pestaña búsqueda y escoge la búsqueda por volúmenes. Allí señala el volumen XIV y el número 4. Da un clic en la lupa que está bajo este artículo en ese índice, marca finalmente ver PDF:

Rouelle (1703-1770) fue uno de los profesores de Lavoisier. Busca en este artículo su definición de Química y compárala, si es posible, con la que viene allí de George Stahl y con las trabajadas en esta unidad didáctica.

3. En Educación Química busca ahora el siguiente artículo del mismo autor, Wisniak (2003b):

Wisniak, J. (2003). «Louis-Bernard Guyton De Morveau», Educ. Quím. 14(3), 180-190.

Este químico vivió junto a Lavoisier. Relata en un escrito de media cuartilla cómo Guyton De Morveau creía firmemente al principio en la teoría del flogisto, pero cómo fue convencido por Lavoisier y se convir-tió en un defensor de la Química del oxígeno.

4. En la misma revista vas a encontrar este otro artículo de Wisniak (2004) con la biografía de Henry Caven-dish: Wisniak, J. (2004). «Henry Cavendish», Educ. Quím, 15(1), 59-70.

i. Apunta cuáles fueron los mayores descubrimientos de este científico, así como sus aportes y sus descubrimientos críticos para la teoría del flogisto.

ii ¿Qué tan preciso fue al determinar la densidad de la Tierra, comparada con los datos actuales?

5. Ahora baja este otro artículo de Wisniak (2005), ahora sobre Wurtz, quien era el maestro de Archibald Scott Couper, uno de los dos creadores del concepto de estructura de las sustancias: Wisniak, J. (2005). «Charles-Adolphe Wurtz». Educ. Quím., 16(2), 347-359.

Este artículo es del volumen 16:

i. Observa en esa biografía que también fue profesor de los siguientes dos químicos notables: Joseph Achiles Le Bel y Jacobus Henricus van’t Hoff. ¿Qué cuestión descubrieron casi al mismo tiempo estos dos científicos?

ii. ¿Qué se conoce como la reacción de esterificación de Wurtz?


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DEFINICIÓN NANOSCÓPICA DE SUSTANCIA

Hoy se reconocen más de 61 millones de sustancias (ver el contador en la URL de Chemical Abstract Services, http://www.cas.org/, que cambia casi cada segundo). El 2 de febrero de 2013 marcaba poco más de 70 millones 500 mil sustancias, cuando la mire el lector, ya habrá muchas más.

La definición de sustancia de la IUPAC, expresada en la sección ‘Definición macroscópica de sustancia’ de esta unidad didáctica como “materia de composición constante, caracterizada por las entidades que la componen (moléculas, unidades fórmula, átomos)”, relaciona a las sustancias con las partículas que las constituyen y carac-terizan. Para presentar algunos tipos distintos de sustancias (moleculares, covalentes, iónicas y metálicas), que se observan en condiciones ambientales frecuentes, pensamos que resulta conveniente introducir el concepto de partícula representativa de la sustancia y ejemplificarlo:

− En algunos casos el átomo mismo es la partícula representativa de la sustancia que forman, por ejemplo, los gases nobles como el Ar(g) o los sólidos covalentes como el C(s) diamante.

− En otros casos los átomos se encuentran unidos entre sí formando entidades estables que llamamos moléculas, siendo la molécula la partícula representativa de la sustancia que forman, las sustancias moleculares, como por ejemplo: oxígeno O

2(g), yodo I

2(s), agua H

2O(l), glucosa C

6H

12O

6(s).

En otros casos, las partículas representativas de las sustancias son iones, por ejemplo, los sólidos iónicos como: NaCl(s), KNO

3(s), con iones positivos y negativos y los metales, como: Fe(s), Al(s) que están formados por un

mar de electrones que rodea a los iones metálicos. En estos casos se aprecia que las partículas representativas (iones) no coinciden con la representación simbólica de la sustancia o fórmula química.

Hendry (2006) aborda el tema de la naturaleza nano-estructural de las sustancias e igualmente el problema que significó el descubrimiento de los isótopos: ¿es una muestra de cada uno de ellos una sustancia diferente? La IUPAC resolvió que no, que se trataba de la misma sustancia, y reservó una sola casilla en la tabla periódica para cada elemento. No obstante hay ejemplos como el que se relata a continuación que hace pensar sobre el tema: una caja que contiene dos isótopos separados por una pared divisoria se encuentra equilibrada en el filo de una mesa. El isótopo más pesado está en el compartimento justo sobre la mesa, y el ligero en el que está lejos de la misma. Cuando se elimina la separación, el isótopo pesado queda distribuido uniformemente en la caja, con lo cual se perturba el equilibrio mecánico y la caja cae de la mesa. Éste es un ejemplo en el que la no identidad de las sustancias se manifiesta en un cambio mecánico en el mundo, lo cual va contra la decisión de la IUPAC. Por no ir más lejos, los dos isótopos del helio, cuando está en la fase líquida, flota uno 3He sobre el otro 4He por sus diferentes densidades: ¿se trata de la misma sustancia?

Hay autores que afirman que los alumnos desconocen la idea nanoscópica de sustancia como un conjunto de muchísimas partículas todas iguales. Por ello, se ofrecen las siguientes definiciones de sustancia y de mezcla en esta unidad didáctica:

Una sustancia es un tipo de materia homogénea formada por partículas (átomos, moléculas, iones) iguales, en una proporción única.

Una mezcla es materia formada por partículas diferentes, es decir, por partículas de distintas sustancias.

No resulta sencillo distinguir a nivel nanoscópico la diferencia entre sustancia y mezcla. Por ejemplo, cuando se trata el tema de las uniones químicas, se utilizan sustancias como el hierro o el cobre para dar ejemplos de uniones metálicas; pero en aleaciones como el bronce, los átomos de cobre y estaño están unidos también por la unión metálica. Este tipo de materia (aleaciones) es considerado como mezcla; sin embargo, la unión de iones distintos, como el anión cloruro y el catión litio, unidos por la unión iónica constituyen un compuesto, es decir, una sustancia. Este argumento se hace más notable en la estructura de una sal mixta.


8

El caso de las aleaciones es un caso particular en el que la composición elemental y la composición sustancial tienen el mismo valor. El criterio de si la composición elemental es fija o variable es el que nos permite distinguir una mezcla de una sustancia. Si la composición es variable, se trata de varias sustancias mezcladas. En cambio, si sólo hay una posible composición se trata de una sustancia. La composición de las aleaciones es variable, la de los compuestos, no.

En algunos casos la proporción única de partículas de la definición de sustancia se corresponde a una sola, es decir, todas las partículas son iguales, por ejemplo el mismo átomo (en gases nobles y sólidos covalentes), la misma molécula (sustancias moleculares), el mismo catión (metales), los mismos catión y anión (redes ióni-cas). En este último caso esta proporción única de partículas puede ser: 1 a 1 (NaCl), 1 a 2 (CaCl

2), 1 a 3 (FeCl

3),

etcétera.

Para definir átomo, molécula e ion podemos tomar las propuestas por Plinio Sosa, uno de los autores de esta unidad, por su sencillez y precisión (Sosa, 2007): un átomo es una partícula mononuclear neutra, una molécula es una partícula polinuclear neutra y un ion es una partícula mono o polinuclear cargada.

El hecho de que estas partículas sean representativas de la sustancia que forman no quiere decir que la partícula posea las propiedades de dicha sustancia. Muchas propiedades van a depender del arreglo o distribución espa-cial que tengan esas partículas y del tipo de fuerzas que las unan. Para las sustancias reticulares (sólidos crista-linos: sus partículas presentan un ordenamiento estricto de largo alcance), se considera que la porción mínima representativa de la estructura de la sustancia (si es cristalina) es la celda unitaria.

Para las sustancias moleculares y gases nobles es posible individualizar partículas libres (moléculas y átomos). También para las reticulares, en condiciones especiales, pueden individualizarse iones para las iónicas y radicales libres para las metálicas y covalentes. Incluso, se ha comprobado la existencia de moléculas de un metal en fase vapor, el Li

2 (moléculas diamagnéticas), también de C

2.

Actividad 3. Qué es y para qué sirve. Tarea a domicilio.

1. Ve la definición de «material» en el glosario. Investiga qué es y para qué sirve cada uno de los siguientes materiales:

a. Acero b. Acetona c. Ácido acético d. Aire

e. Amoniaco f. Azufre g. Benceno h. Cerveza

i. Chapopote j. Cocaína k. Colesterol l. Cortisona

m. Glucosa n. Goma o. Granito p. Hemoglobina

q. Latón r. Leche s. Licra l. Pirita

2. ¿Cuáles de estos «materiales» son una sustancia y cuáles son mezclas?


9

Actividad 4. Análisis químico. Dinámica en el aula (o en el laboratorio).

En el aula o el laboratorio:

1. El (la) profesor(a) dará una muestra de algún material a cada equipo.

2. Discutir en equipo si ese material es una sustancia o una mezcla de varias sustancias.

3. Anotar la predicción.

4. Diseñar una estrategia experimental para averiguar si es una mezcla o no.

5. Mostrar el plan de trabajo a el(la) profesor(a).

6. Si el(la) profesor(a) lo autoriza, llevar a cabo el trabajo experimental.

7. Guardar una muestra para llevar a un “Laboratorio Químico” comercial.

8. Acudir a el(la) profesor(a), quien hará las veces de la recepcionista de un “Laboratorio Químico”, y solicitar el análisis químico correspondiente.

9. El(la) profesor(a) dará el resultado.

10. Corroborar si la predicción fue correcta o no.

Actividad 5. Cromatografía en columna. Laboratorio.

1. El(la) profesor(a) proporcionará un líquido colorido.

2. Para averiguar si se trata de una sustancia o de una mezcla de varias sustancias seguir el siguiente pro-cedimiento:

i. Empacar una pipeta Pasteur con gel de sílice (también conocido como sílica gel) (o con alúmina) para formar una pequeña columna cromatográfica.

ii. Colocar una gota del líquido en la parte superior de la columna.

iii. Agregar, por la parte superior de la columna un eluyente y observar si corren dos o más sustancias.

iv. Probar varios eluyentes (disolventes solos o mezclas de disolventes en distintas proporciones.

3. Elaborar un pequeño informe del trabajo experimental realizado.


10

Actividad 6. Ejercicios. Dinámica de grupo.

1. Indica cuáles de las siguientes sí son sustancias y cuáles son mezclas:

a) vinagre b) óxido de calcio (cal) c) granito d) ozono e) aire

2. Cuáles son sistemas homogéneos:

a) una cuba con hielo b) un pedazo de madera c) agua de mar

d) oxígeno gaseoso e) aire f) vidrio

g) una caja de cigarros

3. ¿Cuál es la composición elemental de los siguientes compuestos? (darla como un porcentaje en masa):

a) agua b) cloruro de hidrógeno c) sulfuro de hidrógeno

4. ¿Puede construirse una mezcla de alcohol y agua al 50% en masa? ¿Por qué no se puede hacerlo al 99 % de alcohol? ¿O sí?

5. ¿Cuáles de las siguientes sí son propiedades específicas de la fase líquida del compuesto llamado agua?

i. Su temperatura de fusión es de 0°C

ii. Su tensión superficial es de 72.8 dinas/cm a 25°C

iii. Su densidad a 4°C es de 1 g/cm3

iv. Su viscosidad a 20°C es 1.005 x 10-3 kg/(m s)

6. ¿Cómo separaría en sus sustancias constituyentes las siguientes mezclas:

i. Talco y polvo de gis

ii. azúcar y sal mezcladas en grano

iii. alcohol y agua

iv. metanol y éter etílico

DEFINICIÓN MACROSCÓPICA DE REACCIÓN QUÍMICA

Las definiciones clásicas de libros de texto son del tipo (Chang, 2007):

“Es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias) cambia(n) para formar una o más sustancias nuevas”.

La definición sugerida por los autores de esta unidad didáctica es muy similar a la anterior:

Una reacción química es un proceso en el cual una sustancia o varias sustancias se forman a partir de otra u otras.

No existe un límite definido entre cambio físico y cambio químico, como tampoco lo hay entre la Física y la Química y, seguramente, entre ellas y otras ciencias. Por ejemplo, y siguiendo a Garritz (1997; 2007),


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la transformación alotrópica del grafito/diamante puede considerarse un cambio químico, dada la transforma-ción enorme del entorno de cada átomo de carbono, ya que a pesar de que ambas especies contienen la mis-ma sustancia (carbono), tienen propiedades físicas diferentes, aunque sus propiedades químicas son similares, como reaccionar con el oxígeno para formar dióxido de carbono. Sin embargo, la vaporización del diamante, que sería un cambio estructural más notable que la transformación alotrópica, se lo considera un cambio físico, en el que se presenta la misma ruptura de los enlaces covalentes.

En los cambios de estado del agua, por ejemplo de sólido a gas, existe un cambio enorme en lo estructural y en las propiedades físicas (como la densidad), y se le considera una transformación física. En cambio, la desnatura-lización de una proteína como la clara de huevo se considera una transformación química; y en ambos casos se ha producido la ruptura de enlaces de hidrógeno, conservando la misma secuencia de átomos unidos por enla-ces covalentes. Estos límites resultan también difusos en transformaciones entre isómeros o entre confórmeros.

Actividad 7. Historia de la reacción química. Lectura y análisis de textos.

Llevar a cabo la lectura del documento llamado Introducción histórica a la reacción química, donde se habla de Becher, Stahl, Scheele, Priestley, Cavendish y Lavoisier.

DEFINICIÓN NANOSCÓPICA DE REACCIÓN QUÍMICA

Son menos frecuentes en los textos las definiciones de reacción química en términos de partículas: “Reacción química es un cambio que implica redistribuciones de electrones y/o átomos para formar productos diferentes de los compuestos de partida” (ACS, 2005). Esta definición recurre a conceptos del nivel nanoscópico, donde los estudiantes tendrían que tener nociones sobre átomos y electrones.

Por su parte, Gillespie et al. (1994; p. 18) definen: “Una reacción química es un proceso en el cual los átomos de las moléculas reactivas se rearreglan hasta formar las moléculas de los productos”.

Cuando la IUPAC define chemical reaction, lo hace de la siguiente forma (McNaught y Wilkinson, 1997), cierta-mente abstracta e inconveniente para la docencia:

Reacción química: Un proceso que resulta en la interconversión de especies químicas. Las reacciones quí-micas pueden ser reacciones elementales o reacciones por pasos (debe hacerse notar que esta definición incluye la interconversión de confórmeros observables experimentalmente). Las reacciones químicas detec-tables normalmente involucran conjuntos de entidades moleculares, como lo indica su definición, aunque es conveniente, conceptualmente, utilizar a menudo el término para cambios que involucran entidades moleculares simples (i.e. ‘sucesos químicos microscópicos’).

Por ello, la definición sugerida por los autores de reacción química en términos nanoscópicos es la siguiente:

En una reacción química hay una redistribución de los átomos o iones, formándose otras estructuras (molécu-las, o redes) diferentes.

Para comprender un tipo de transformación no sólo hay que reconocer qué cambia, sino también qué se man-tiene, qué se conserva. En el cambio químico cambian las sustancias y se conservan los tipos de átomos o elementos. Algunos de los textos mencionan la conservación de la cantidad e identidad de los átomos que par-ticipan en él: “Durante una reacción química los átomos no se crean ni se destruyen, ni cambian su identidad”.


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DEFINICIÓN DE QUÍMICA: ¿SUSTANCIAS VERSUS REACCIONES?

Chemistry is the study of ‘substances and their transformations into other substances’.

Benfey, 1963

Definir lo que estudia la Química representa varios problemas. Uno de ellos es que las definiciones, frecuen-temente, involucran otros conceptos que habría que conocer antes (como materia, sustancia, sistema, trans-formaciones, reacciones, estructura, propiedades, etc.). El otro es a qué aspecto se le presta más atención en Química: a las cosas (las sustancias: sus propiedades, su estructura) o a los procesos (las reacciones). Es decir, ¿la Química es un estudio de cosas estáticas (las sustancias y su estructura, la composición de las mezclas, etc.) o el tiempo sí juega un papel predominante en la esencia de la Química, a través de sus procesos? En este sentido debemos preguntarnos si debemos primero definir sustancia para poder definir entonces qué es una reacción química o es primero la definición de reacción para decir después que algo que tipifica a las sustancias son sus reacciones químicas características.

Schummer (2004) nos habla de las definiciones circulares entre sustancia y reacción química:

¿Es primariamente la Química sobre cosas o sobre procesos, acerca de sustancias químicas o acerca de reacciones químicas? ¿Se define una reacción química por el cambio de ciertas sustancias, o se define a las sustancias por sus reacciones químicas? He argumentado, desde 1996, por un enfoque integrante que combina conceptualmente sustancias y procesos en una red de relaciones dinámicas, tal que sustancias y reactividades se definen mutuamente unas a las otras, tanto a nivel experimental como teórico. (p. 3)

En esta unidad didáctica se toma partido por la posición que defiende que los procesos químicos son el centro de la Química, sin dejar de decir que el aparato conceptual para describir procesos es sorprendentemente po-bre comparado con aquel para describir estructuras. Por eso hemos colocado la definición de química dada por Benfey al inicio de esta sección, a pesar de que también cita el concepto “sustancia”.

Lo anterior lleva a pensar en una estrategia que, de manera integrada y dinámica, se vaya haciendo más com-pleja y retroalimente dichos conceptos, en distintos momentos de la enseñanza.

Son poco frecuentes en los textos las afirmaciones que hacen referencia en la definición de Química a estos dos conceptos centrales: sustancia y reacción química: “La Química estudia las sustancias, su estructura, sus propie-dades y reacciones y las leyes que rigen estas reacciones”. En este sentido, la definición del australiano-británico Ronald Sydney Nyholm es una de nuestra preferencia: “La Química es el estudio integrado de la preparación, propiedades, estructura y reacciones de los elementos y sus compuestos, así como de los sistemas que forman”.

Donde esta definición dice “los elementos y sus compuestos, así como de los sistemas que forman” podría sus-tituirse esta frase por “las sustancias”, para quedarnos con la definición:

La química es el estudio integrado de la preparación, propiedades, estructura y reacciones de las sustancias.

De lo anterior se desprende que la respuesta más general dada por textos y profesores es: “La Química es una ciencia que estudia la materia y sus transformaciones”. Mientras, nosotros sugerimos la definición de Benfey que pone énfasis en las reacciones o la siguiente, que lo hace sobre las sustancias: La Química “estudia la com-posición, estructura y propiedades de las sustancias y las reacciones por las cuales una sustancia se convierte en otra” (Spencer, Bodner & Rickards, 2006, p. 2). En definitiva, se considera esencial que la definición de Química incluya los términos sustancia y reacción química.


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Es necesario asumir como conceptos estructurantes de la Química a los de sustancia y reacción química. Esto deriva en la necesidad de dedicarle más tiempo de enseñanza, por ejemplo, en observaciones de fenómenos cotidianos, en experiencias de separación de mezclas, en identificación de sustancias. Como se trató en este trabajo, ambos conceptos son dependientes entre sí: “Será conveniente estudiar los conceptos de sustancia y reacción química relacionándolos entre sí. Al mismo tiempo, se debe utilizar la teoría atómica para dar una ex-plicación microscópica al comportamiento químico de las sustancias” (Furió & Domínguez, 2007).

Actividad 8. Qué es Química. Dinámica de grupo.

1. En parejas, durante cinco minutos, discutir Qué es Química.

2. Redactar por pareja una definición de Química.

3. Anotar en el cuaderno las primeras 10 palabras que cada quien asocie libremente con la palabra Química.

4. El(la) profesor(a) pedirá a cada estudiante que diga las palabras que anotó.

5. El(la) profesor(a) escribirá las más interesantes en el pizarrón y las discutirá.

6. Elaborar cada quien un mapa conceptual para la Química que incluya entre 10 y 15 conceptos.

7. Entre dichos conceptos tienen que estar: sustancia, reacción química, laboratorio e industria.

8. Otra vez en parejas, redactar una nueva definición de Química.

Actividad 9. Crucigrama. Tarea a domicilio

Elaborar un crucigrama con las siguientes palabras (cuida las definiciones que pongas):

a. Materia b. Material c. Sustancia d. Molécula e. Átomo

f. Ion g. Núcleo h. Electrón i. Protón j. Neutrón

k. Elemento l. Reacción m. Compuesto

Traer a la clase el crucigrama diseñado para el siguiente día y discutir en grupo sobre las definiciones sugeridas para cada una de las palabras planteadas.

Debe aclararse nuevamente que todas las actividades que se proponen son para llevarse a cabo con los estudiantes, a lo largo del curso.


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REFERENCIAS

ACS, American Chemical Society. (2005). Química un proyecto de la ACS. Ed. Reverté: Barcelona.

Ahtee, M., & Varjola, I. (1998). Students’ understanding of chemical reaction. International Journal of Science Education, 20(3), 305–316.

Andersson, B. (1990). Pupils’ conceptions of matter and its transformation, Studies in Science Education, 18, 53-85.

Azcona, R., Furió, C., Intxausti, S. y Álvarez, A. (2004). ¿Es posible aprender los cambios químicos sin compren-der qué es una sustancia? Importancia de los prerrequisitos, Alambique. Didáctica de las Ciencias Experimentales, 40, 7-17.

Benfey, O. T. (1963). Concepts of Time in Chemistry. Journal of Chemical Education, 40(11), 574–577.

Chamizo, J. A. (2006). Los modelos de la Química, Educación Química, 17(4), 476-482.

Chamizo, J. A. (2007). Teaching Modern Chemistry through ‘Recurrent Historical Teaching Models’, Science & Education, 16, 197–216.

Chamizo, J. A. (2010). Una tipología de los modelos para la enseñanza de las ciencias, Revista Eureka sobre En-señanza y Divulgación de la Ciencia, 7(1), 26-41.

Chang, R. (2007). Química. Novena edición. México: Mc Graw Hill.

Furió-Mas, C. y Domínguez-Sales, M. C. (2007).Problemas históricos y dificultades de los estudiantes en la con-ceptualización de sustancia y compuesto químico, Enseñanza de las Ciencias, 25(2), 241–258.

Furió-Mas, C. Domínguez-Sales, M. C. y Guisasola, G. (2012). Diseño e implementación de una secuencia de enseñanza para introducir los conceptos de sustancia y compuesto químico, Enseñanza de las Ciencias, 30(1), 113–128.

Garritz, A. (1997). “La química y los contenidos escolares”. En J. González, A. I. León y N. Venegas (Editores) Contenidos relevantes en ciencias naturales para la educación básica, México: Fundación SNTE para la cultura del maestro mexicano. (pp. 19-38). ISBN 970080074-1.

Garritz, A. (2007). Química: ¿tiene que ver con sustancias o con procesos? Consultada por última vez en mayo 11, 2016, en la URL http://garritz.com/andoni_garritz_ruiz/

Garritz, A. (2010). La historia como una herramienta para promover el aprendizaje (Editorial), Educación Quí-mica, 21(4), 266-269.

Gillespie, R. J., Eaton, D. R., Humphreys, D. A. & Robinson, E. A. (1994). Atoms, Molecules, and Reactions. An Introduction to Chemistry, Englewood Cliffs, NJ, USA: Prentice Hall.

Hendry, R. F. (2006). Elements, Compounds, and Other Chemical Kinds, Philosophy of Science, 73, 864–875.

Jensen, W. B. (1998). Logic, History, and the Chemistry Textbook. I. Does Chemistry Have a Logical Structure? Journal of Chemical Education, 75(6), 679-687; II. Can We Unmuddle the Chemistry Textbook? 75(7), 817-828; III. One Chemical Revolution or Three? 75(8), 961-969.

Johnson, P. (1996). What is a substance? Education in Chemistry, 33(2), 41-42 and 45.


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Johnson, P. (2000). Children’s understanding of substances, part 1: recognizing chemical change. International Journal of Science Education, 22(7), 719- 737.

Johnstone, A. H. (1993). A changing response to changing demand. Journal of Chemical Education, 70(9), 701-705.

Justi, R. (2006). La enseñanza de ciencias basada en la elaboración de modelos, Enseñanza de las Ciencias, 24(2), 173-184.

Mcnaught, A.; Wilkinson, A. (1997). IUPAC Compendium of Chemical Terminology, (The gold book). Royal Society of Chemistry, Cambridge, UK, publicada en forma impresa por Blackwell Science, 2nd edition. Puede consultarse en línea en la URL http://old.iupac.org/publications/compendium/I.html

Raviolo, A., Garritz, A. y Sosa, P. (2011). Sustancia y reacción química como conceptos centrales en química. Una discusión conceptual, histórica y didáctica. Revista Eureka sobre Enseñanza y Divulgación de las Ciencias, 8(3), 240-254.

Schummer, J. (2004). Editorial: substances versus reactions, HYLE International Journal for Philosophy of Che-mistry, 10(1), 3-4. Ver URL http://www.hyle.org/index.html. Consultada 17 de mayo de 2016.

Sosa, P. (2007). Conceptos base de la química. México: Colegio de Ciencias y Humanidades, UNAM.

Spencer, J.; Bodner, G.; Rickard, L. (2006). Chemistry. Structure and Dynamics, Third edition, United States of America: John Wiley & Sons, Inc.

Wisniak, J. (2003a). Guillaume-François Rouelle, Educación Química, 14(4), 240-248.

Wisniak, J. (2003b). Louis-Bernard Guyton De Morveau, Educación Química, 14(3), 180-190.

Wisniak, J. (2004). Henry Cavendish, Educación Química, 15(1), 59-70.

Wisniak, J. (2005). Charles-Adolphe Wurtz. Educación Química, 16(2), 347-359.


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ACTIVIDADES

Núm. Nombre Objetivo Formato

1.

Concepciones previas: ¿Sustancias o mezclas? Elaborar una lista de 10 sustancias

Identificar las concepciones de los estudiantes con relación a «sustancia» y «mezcla», a través de la eleboración de una relación de sustancias.

Presencial

2.Historia de la química. Lectura y análisis de textos

Lectura de un texto de ocho páginas donde se desarrolla la evolución histórica del concepto de «sustancia».

Lectura en casa y discusión en clase. La evaluación es en forma de una tarea para analizar varios textos de biografías históricas

3.Qué es y para qué sirve. Tarea a domicilio

Se trabaja sobre la concepción de la definición de «material» por el estudiante y se contrasta con la del glosario

Se pregunta cuál de los materiales enunciados es una sustancia y cuál es mezcla

4.Análisis químico. Dinámica en el aula (o en el laboratorio)

Trabajo en el laboratorio para identificar mezclas o sustancias

Presencial y experimental

5.Cromatografía en columna. Laboratorio

Trabajo en el laboratorio para montar un experimento de cromatografía en columna para separar los componentes de una mezcla de tinta

Presencial y experimental

6.Ejercicios. Dinámica de grupo

Varios ejercicios para ser realizados y discutidos en la clase

Presencial y foro

7.Historia de la reacción química. Lectura y análisis de textos

Lectura de un texto de nueve páginas donde se desarrolla la evolución histórica del concepto de «reacción química»

Lectura en casa y discusión en clase

8.Qué es química. Dinámica de grupo

Intentar definir qué es «Química», mediante la discusión en un grupo pequeño de estudiantes y, después, con el grupo completo de la clase

Mixto: Presencial y foro

9.Crucigrama. Tarea a domicilio

Elaborar un crucigrama en el que el estudiante debe plasmar definiciones aceptables de algunos conceptos clave sugeridos en el enunciado

Mixto: Presencial y foro


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Introducción histórica al concepto de sustancia

Este estudio histórico empieza con la discusión de los constituyentes básicos de la materia, los cuatro elementos aristotélicos (o principios generales omnipresentes en la naturaleza): tierra, agua, aire y fuego, como combina-ción de cuatro cualidades opuestas: frío y caliente; mojado y seco (ver la Ilustración 1). Aristóteles discutía las propiedades de las sustancias en términos de su composición “elemental”, cómo reaccionaban ante el fuego o el agua. Por ejemplo, el agua, al ser evaporada mediante el calor, se vuelve de fría y húmeda en caliente y húmeda, pues se transforma en aire. Este tipo de análisis se volvió un enfoque coherente y común para comprender el mundo natural. Según el mismo Aristóteles, el movimiento de un cuerpo estaba determinado por el tipo de sus-tancia del que estaba compuesto. Luego, en el siglo XVII, Galileo y Newton rechazaron la doctrina aristotélica, describiendo el movimiento con los parámetros básicos de fuerza y masa.

Ilustración 1. Los cuatro elementos químicos aristotélicos, con sus símbolos, más la combinación de las cuatro cualidades opuestas que los caracterizan: la Tierra tiene características de lo seco y lo frío; el Fuego está entre lo seco y lo cálido; el Aire, entre caliente y húmedo, y el Agua, entre húmedo y frío.

La primera ocasión en que el concepto de «sustancia» fue presentado ante una audiencia científica ocurrió en 1718, cuando Ettiene François Geoffroy (1672-1731) presentó su trabajo en la Real Academia de Ciencia en París (ver la Ilustración 2). Esta tabla, según De Fourcroy (1796, p. 333), sirvió como faro de la Química durante todo el siglo XVIII. La tabla de afinidades (o reactividades) está encabezada por dieciséis ‘sustancias referencia’, con las que sí reaccionan o son afines las sustancias colocadas en la misma columna. Mientras más arriba se ubican en la columna, más afines son con la sustancia de referencia. Por ejemplo, en la sexta columna,


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de derecha a izquierda, está el plomo, que es muy afín con la plata y después con el mercurio, dos metales con los que se alía fácilmente. Los conceptos que utilizó y desarrolló Geoffroy no provinieron de una filosofía natural (Newton), sino de la práctica de las operaciones y experimentos químicos, mediante la sistematización del conocimiento práctico de metalurgistas y farmacéuticos.

Ilustración 2. Geoffroy. Table des différents rapports observés en Chimie entre différentes substances. En la parte baja, el autor señala los significados de los 16 símbolos en la primera fila. En la primera columna de esa descripción: Esprits acides (espíritus ácidos), Acide du sal marine (ácido de sal marina o clorhídrico), acide nitreaux (ácido nítrico), acide vitriolique (ácido sulfúrico), Sel alcali fire (sal alcalina de fuego; carbonato de potasio y de sodio), Sel alcali volatile (sal alcalina volátil; carbonato de amonio). En la segunda columna: Terre absorbante (compuestos de elementos alcalino-térreos), Substances Metalliques (Sustancias Metálicas), Mercure (mercurio), Regule d’Antimoine (antimonio), Or (Oro), Argent (plata). En la tercera: Cuivre (cobre), Fer (hierro), Plomb (plomo), Etain (estaño), Zinc, Pierre calaminaire (carbonato de zinc). Y en la cuarta: Soufre mineral (azufre mineral), Principe huileux ou soufre principe (principio óleo del azufre), Esprit de vinaigre (ácido acético), Eau (agua), Sel (sal), Esprit de vin et Esprits ardents (espíritus ardientes; alcohol etílico y otros compuestos orgánicos volátiles y combustibles).

Fue el irlandés Robert Boyle (1627-1691) quien daría una definición más adecuada de elemento químico (ver la Ilustración 3). Él fue un defensor de la naturaleza corpuscular de la materia y definió « elementos» en su libro Sceptical Chymist (1661) como “ciertos cuerpos primitivos y simples, perfectamente no mezclados, que no están hechos de ningún otro cuerpo y que son los ingredientes de los cuales todos los cuerpos llamados perfectamente mixtos están inmediatamente compuestos y en los cuales pueden ser finalmente resueltos”.1

1 La definición original en inglés es: “certain primitive and simple, or perfectly unmingled bodies; which not being made of any other bodies, or of one another, are the ingredients of which all those called perfectly mixt bodies are immediately compounded, and into which they are ultimately resolved”.


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Ilustración 3. Robert Boyle (1627-1691). Nació en el sureste de Irlanda. Estaba muy interesado en la observación de la naturaleza para llegar a conclusiones sobre el porqué de los fenómenos. Se trató de uno de los primeros científicos que hizo experimentos controlados y que publicó sus trabajos con detalles acerca del procedimiento, aparatos y observaciones. La famosa Ley de Boyle (a temperatura constante los volúmenes y las presiones de los gases son inversamente proporcionales) quizás sea su trabajo más citado. En 1660 fundó, junto con otros 11 científicos, la Real Sociedad Británica, que empezó a delinear las características del trabajo en ciencia. Su famoso libro Sceptical Chymist fue publica-do en 1661.

No obstante, la Química moderna que nace con Lavoisier (ver la Ilustración 4) retoma el tema preguntándose cómo las sustancias interactúan unas con otras para formar nuevos compuestos. Lavoisier logra la primera lista de elementos (a los que llamó ‘sustancias simples’, ver la Ilustración 5), que conduce décadas más tarde a la tabla periódica de Mendeleiev. Además, Lavoisier toma de la Física la noción de la masa y la incorpora dentro de la Química, introduciendo el principio de conservación de la masa en una reacción [aunque se atribuye este principio al trabajo previo de Jean Rey (1583-1645) y de Mikhail Vasilievich Lomonósov (1711-1765)]. De esta manera, empieza a responderse la pregunta ¿qué son las sustancias químicas? Están hechas de elementos. Lo que da lugar a la teoría atómica de Dalton, pero eso tiene que ver más bien con el concepto nanoscópico de sustan-cia, al cual entraremos más adelante.

Ilustración 4. Antoine Laurent Lavoisier, padre de la Química moderna, con su esposa, también química Marie-Anne Pierrette Paulze, en una pintura realizada por Jacques-Louis David en 1788.


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Ilustración 5. Tabla de las sustancias simples de Antoine Laurent Lavoisier, tomada de la página 140 de la traducción mexi-cana de su libro Tratado elemental de chimica, traducido por Vicente Cervantes en 1797 y publicado por el Real Seminario de Minería. Puede verse cómo incluye a la luz y el calor dentro de su lista de elementos.


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Algo de historia adicional del concepto de sustancia, ahora sobre su estructura

Aunque hubo varios intentos para producir teorías atómicas, los químicos reconocemos a John Dalton como el padre de la teoría atómica. Sin embargo, transcurrió todo el siglo XIX con científicos a favor y en contra de esta teoría, hasta la reunión Solvay de 1911, en donde, aparentemente, todos aceptaron el trabajo de Perrin y de Einstein sobre el movimiento browniano, que estableció la existencia innegable de partículas (moléculas com-puestas de átomos de los elementos).

Desde 1858, Couper y Kekulé ya hablaban de las estructuras y de las fórmulas de las sustancias, de sus afini-dades de tipo (un elemento u otro) y de grado (el número de átomos en la fórmula), de la tetravalencia del carbono y de la capacidad de este elemento de enlazarse en cadenas.

Archibald Scott Couper (1858) nos dice al inicio de su único artículo:

El fin de la Química es su teoría. La guía en la investigación química es una teoría. Resulta por tanto de la mayor importancia determinar si las teorías actuales adoptadas por los químicos son adecuadas para la explicación de los fenómenos químicos, o que, al menos, están basadas en principios válidos que permitan regular la investigación científica.

Se dice que por un malentendido con el jefe de su laboratorio, Charles Adolphe Wurtz, Couper publicó su artículo un mes más tarde, con lo cual Kekulé tomó la prioridad de la propuesta de la estructura molecular. Cuando Couper se lo reprochó a Wurtz, éste lo eliminó de su laboratorio. A partir de ese altercado, aunque al poco tiempo Couper recibió un cargo de profesor asistente en Edimburgo, su salud empezó a empeorar y nunca publicó otro trabajo.

Sin embargo, fue Alexander Mikhailovich Butlerov, en 1861, quien menciona que cada sustancia ha de tener una sola fórmula, cuando dice (Larder y Kluge, 1971, p. 291; la mayúscula es de los autores):

Si tratásemos ahora de definir la estructura química de los compuestos tan lejos como sea posible, y fuése-mos exitosos en expresarla en fórmulas, entonces éstas constituirían fórmulas verdaderamente racionales [y]… habría posiblemente sólo UNA de tales fórmulas racionales para cada sustancia. Si para entonces hu-bieran sido derivadas las leyes generales que gobernaran la dependencia de las características químicas de las sustancias con su estructura, tal fórmula expresaría todas esas características.

El par de traductores de Butlerov (Larder y Kluge, 1971, p. 287) mencionan que aquella presentación de But-lerov en el congreso de Speyer, Alemania, del 19 de septiembre de 1861, no fue completamente apreciada por sus coetáneos porque “caía fuera de la corriente principal del pensamiento contemporáneo, ligando la teoría de la valencia con la teoría estructural moderna a través del establecimiento de fórmulas de enlace”.

Al año siguiente, Butlerov publicó su artículo en ruso en la revista de la academia soviética de ciencias: Izdatel’stvo Akademii nauk SSSR, utilizando el término “khimicheskoe stroenie”. En alemán había empleado “chemische Structur” (con “C” en Structur, en lugar de la “k” actual) que significa “estructura química” y ese término fue probablemente utilizado por primera vez en esa ocasión (Hargittai, en línea). Este último autor recuerda que este concepto cumplió 150 años de vida, en 2011.

Theodor Benfey (1958) traduce el discurso de Kekulé de 1890, en el que se celebraba el jubileo de la teoría del benceno. Kekulé hablaba de sus ensoñaciones nanoscópicas de las fórmulas de las sustancias:

Mi concepción en cuanto a la valencia química y la forma de enlace de los átomos –lo que ahora llamamos teoría estructural– surgió durante mi estadía temprana en Londres [como asistente de J. Stenhouse en el Hospital de St Bartholomew’s entre 1854 y 1855].


22

[Allí] residí por un tiempo considerable en Claphan Road en el barrio de Claphan Common. Frecuentemente, sin embargo, pasé mis tardes con mi amigo Hugo Müller en Islington en el extremo opuesto de la metrópoli. Hablábamos de muchas cosas, pero más a menudo de nuestra amada Química. Una agradable noche de verano iba yo regresando en el último autobús, ‘afuera’2, como de costumbre, a través de las desiertas calles de la ciudad, que en otros momentos está tan llena de vida. Caí en una ensoñación [Traümerei] y, hete aquí, ¡que los átomos estaban retozando frente a mis ojos! Siendo que, hasta entonces, cuando esos diminutos seres se me habían aparecido siempre había sido en movimiento; pero hasta ese momento nunca había sido capaz de discernir la naturaleza de su movimiento. No obstante, ahora yo vi cómo, frecuentemente, dos átomos de los más pequeños se unían para formar un par; cómo un átomo más grande abrazaba a los dos pe- queños; cómo átomos aún más grandes todavía sujetaban tres y hasta cuatro de los más pequeños; mientras el conjunto seguía girando en una danza vertiginosa. Vi cómo los más grandes formaban una cadena, arrastran-do a los más pequeños tras ellos, pero en los finales de la cadena. Vi lo que nuestro difunto maestro Kopp, mi altamente honrado profesor y amigo, ha descrito con tal encanto en su ‘Molekular-welt’ [Mundo molecu-lar], pero lo vi mucho antes que él. El grito del chofer: ‘Claphan Road’, me despertó de mi sueño; pero pasé una parte de la noche poniendo al menos en el papel esbozos de estas formas soñadas. Éste fue el origen de la teoría estructural.

2 Debe referirse a la parte superior descubierta de los famosos double-deckers londinenses (desaparecidos en 2005).


23

Introducción histórica a la reacción química

Con relación a la reacción química el antecedente a la Química fundada por Lavoisier fue la Química del flogisto.

La primera persona que, con propiedad, puede decirse que intentó construir una teoría sobre la Química fue Johann Joachim Beccher (1635-1682). Entre la vasta obra de Beccher, la más importante desde el punto de vista químico es Acta laboratorii Chymici Monacensis seu Physica Subterranea, de 1669, que sería posteriormente conocida como Physica Subterranea. La portada y la primera página de esta obra pueden observarse en la Ilustración 6.

a) b)

Ilustración 6. Beccher, J. J., Physica Subterranea, con los fundamentos, documentación y experimentos de G. E. Stahl. a) Portada de la edición de 1733. b) Primera página de la edición de 1659.

Si bien las concepciones de Beccher eran erróneas, su mérito fue el de proponer, en su Physica Subterranea, una teoría química mediante la cual todos los hechos conocidos en este campo se podían conectar y deducir de un conjunto de principios. Sus concepciones acerca de la naturaleza y reactividad de las sustancias fueron adopta-das, y modificadas considerablemente por Georg Ernest Stahl (1660-1734).

El flogisto era considerado como una sustancia hipotética, que representaba la inflamabilidad, según la cual toda sustancia susceptible de sufrir combustión contenía flogisto, y el proceso de combustión consistía básicamente en la pérdida de dicha sustancia. Fue postulada a finales del siglo XVII por los químicos alemanes Johann Joachim Beccher y Georg Ernst Stahl (1660-1734) para explicar el fenómeno de la combustión. Según Stahl, el flogisto era un principio ígneo que formaba parte de las sustancias combustibles. Cuando éstas ardían, el flogisto se desprendía, pasaba a otra sustancia capaz de recogerlo y daba lugar a un movimiento que era el origen del calor y el fuego, observables habitualmente en la combustión. Su gran contribución fue relacionar la combustión con otros procesos como la fermentación o con la calcinación de los metales. Este último fenómeno era conocido desde la antigüedad. Al calentar un metal como el hierro o el plomo se producía una sustancia de aspecto terro-so y sin ninguna de las características metálicas (brillo, ductilidad, maleabilidad) que se denominaba habitual-mente cal metálica, que en la alquimia se denomina sal.

Stahl hizo aportes considerables a las teorías médicas de la época, pero sus concepciones sobre la Química fue-ron trascendentes y, aunque equivocadas, perduraron hasta la mitad del siglo XVIII.


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De los diversos escritos que publicó, el más importante es Fundamenta Chymiæ dogmaticæ et experimentalis. En ella reconoce que todo el mérito de esta obra se debe a su maestro y amigo Beccher. Dividida en dos partes, expone en la primera los conceptos teóricos, mientras que la segunda está dedicada a la práctica química.

Ilustración 7. Stahl, G. E., Fundamenta Chymiæ, 2ª Ed. Nuremberg, (1746).

Ilustración 8. Georg Ernst Stahl y la portada de su obra Opusculum Chymico Physico Medicum.


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Químicos reconocidos como muy competentes, por ejemplo: Carl Wilhelm Scheele (1742-1786), Joseph Priest-ley (1733-1804) y Henry Cavendish (1731-1810) defendieron la teoría del flogisto, por lo cual se piensa hoy que tenía una base cualitativa muy importante para ser considerada como válida.3

Una breve nota biográfica sobre estos tres defensores del flogisto:

� Cavendish en 1766 descubrió las propiedades del hidrógeno. Su trabajo más célebre fue el descubrimien-to de la composición del agua. Afirmaba que “el agua está compuesta por aire deflogistizado (oxígeno) unido al flogisto (hidrógeno)”.

� Priestley es considerado el descubridor del oxígeno, junto con Scheele y Lavoisier. Su abierto apoyo a la Independencia de Estados Unidos, primero, y, posteriormente, con una mayor fuerza, a la Revolución Francesa, le originaron una desconfianza tanto pública como gubernamental. En 1791, una turba furiosa asaltó su residencia de Birmingham y la incendió, obligándolo a huir primero a Londres y luego a los Esta-dos Unidos, a donde emigró en 1794. Pasó los últimos diez años de su vida viviendo en Pensilvania.

� Scheele descubrió otros elementos químicos aparte de oxígeno y nitrógeno, como bario, cloro, magnesio (los tres en 1774), y Molibdeno (en 1778).

Sobre Antoine Laurent Lavoisier nos habla José Ramón Bertomeu4 y nos dice:

Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) es considerado como el autor de un giro copernicano en el devenir de la Química que permitió transformarla en una ciencia moderna. Sin embargo, mucho de lo que se con-sideran las principales aportaciones de Lavoisier, tales como el uso de la balanza, la nueva noción de com-posición química o la interpretación de la combustión, pueden encontrarse en obras de otros autores del siglo XVIII. Lavoisier estudió inicialmente en el Collčge Mazarin donde pudo adquirir una buena formación en matemáticas y física, que complementó con la asistencia a los cursos de física experimental impartidos por Jean-Antoine Nollet (1700-1770), y los de astronomía de Nicolas Louis Lacaille (1713-1762). En 1761, decidió iniciar sus estudios de derecho en la Sorbona, sin por ello dejar de lado su formación científica, que pudo continuar gracias a los cursos de Guillaume François Rouelle5 en el Jardín du Roi. Fue en estos cursos donde Lavoisier debió conocer tanto la teoría del flogisto como los experimentos de Hales sobre Química pneumática. Rouelle era uno de los principales partidarios de la teoría del flogisto en Francia.

Los experimentos de Lavoisier con óxido de mercurio y su visión del oxígeno

Uno de los grandes intereses de la humanidad respecto al mundo natural ha sido el de averiguar de qué están hechas las cosas.

A finales del siglo XVIII, sin los conocimientos ni la tecnología de la actualidad, los científicos utilizaban una estrategia, al mismo tiempo, ingeniosa y rigurosa: primero formaban un compuesto a partir de dos sustancias

3 Scott, John Howe (1952). Qualitative adequacy of phlogiston, Journal of Chemical Education, 29(7), 360-363.4 Bertomeu Sánchez, José Ramón, La revolución Química en la URL http://www.uv.es/bertomeu/revquim/ Último acceso el

7 de junio de 2012. Ver también su libro: Bertomeu Sánchez, José Ramón & García Belmar, Antonio (2006). La revolución química: entre la historia y la memoria, Valencia, España: Universitat de València/Guada Impresores.

5 Wisniak, J. (2003). Guillaume-François Rouelle, Educ. Quím., 14(4), 240-248.


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más simples y, luego, descomponían la sustancia formada para ver si daba lugar a las sustancias originales. Para poder asegurar de qué estaba compuesta cierta sustancia, era necesario haber realizado los dos experimentos: composición y descomposición. En palabras del propio Lavoisier:6

La Química presenta en general dos medios para determinar la naturaleza de las partes constituyentes de un cuerpo, la composición y la descomposición. Cuando, por ejemplo, se combina el agua y el espíritu de vino o alcohol, y a través de esta mezcla, se obtiene el licor que lleva en el comercio por nombre “aguardiente” (eau-de-vie), se debe concluir que el aguardiente está compuesto de alcohol y de agua. Se puede llegar a la misma conclusión mediante la descomposición y, en general, no se alcanza plena satisfacción en química mientras no se ha podido reunir estos dos tipos de pruebas.

Respecto a la idea de que el aire es una mezcla de varias sustancias donde una de ellas es el oxígeno, el experi-mento que Lavoisier realizó fue el siguiente:

Diseñó y construyó un equipo consistente en un horno, un alambique (una especie de matraz de destilación), un baño de mercurio, una campana de vidrio, un barómetro y un termómetro (ver Ilustración 9).

Colocó el alambique dentro del horno y, dentro del alambique, unos 122 g de mercurio. Encendió el fuego del horno y lo mantuvo así durante doce días. A partir del segundo día, aparecieron sobre la superficie del mercurio unas pequeñas laminillas rojas que, durante cuatro o cinco días, aumentaron en número y volumen. Pasado ese tiempo, dejaron de aumentar y permanecieron exactamente en el mismo estado. Al cabo de doce días, viendo que no había más cambios, apagó el fuego y dejó enfriar los recipientes.

Ilustración 9. Cuba hidrargiro-neumática donde Lavoisier hizo los experimentos descritos.

Luego procedió a realizar las mediciones que le interesaban.

� Determinó el volumen del aire adentro del dispositivo.

� Separó y pesó7 las laminillas rojas

6 Lavoisier, Antonie Laurent, Traité élémentaire de chimie, Paris, Cuchet, 1789, Capítulo III: Análisis del aire de la atmósfera.7 Mejor dicho: determinó su masa.


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El volumen del aire había disminuido aproximadamente en una sexta parte. Y la sustancia roja formada pesaba 2.4 g.

Luego probó si las propiedades del aire que quedó seguían siendo las mismas:

El aire que quedó tras esta operación y que había sido reducido a 5/6 de su volumen, por la calcinación del mercurio, no era adecuado ni para la respiración ni para la combustión: los animales que se introdujeron en él murieron en pocos instantes y las llamas se extinguieron rápidamente, como si se las hubiera introducido en agua.

Luego procedió a la descomposición de la sustancia roja. La colocó sobre otro alambique y la calentó. Desapare-ció la sustancia roja y se formaron aproximadamente 2.2 g de mercurio y un gas cuya altura en el recipiente en que se capturó era de unos 20 cm.

Finalmente probó la capacidad de este gas tanto para mantener la combustión como para la respiración de los animales.

Tras pasar una parte de este aire a un tubo de vidrio de una pulgada de diámetro e introducir en él una vela, ésta ofreció un brillo deslumbrante. El carbón en lugar de consumirse lentamente como en el aire ordinario ardía con llama y fuerte decrepitación, a la manera del fósforo, y con una vivacidad de luz que los ojos apenas podían soportarlo.

También volvió a mezclar el aire sobrante del primer experimento con el gas obtenido en el segundo y observó que la mezcla resultante era idéntica “en todo al que existe en la atmósfera y que es adecuado, en la misma me-dida, a la combustión, a la calcinación de los metales y a la respiración de los animales”.

La conclusión de Lavoisier fue la siguiente:

Reflexionando sobre las circunstancias de esta experiencia, se ve que el mercurio al calcinarse absorbe la parte salubre y respirable del aire o, hablando de modo más riguroso, la base de esta parte respirable; que la porción del aire que queda es una especie de mofeta, incapaz de mantener la combustión y la respiración. El aire de la atmósfera está, por lo tanto, compuesto de dos fluidos elásticos de naturaleza diferente y, por decirlo de algún modo, opuesta.

En términos actuales, la explicación es la siguiente:

El aire de nuestra atmósfera es una mezcla de varios gases, pero los que se encuentran en mayor cantidad son el nitrógeno (N

2) y el oxígeno (O

2) en concentraciones aproximadas de 78% y 21%, respectivamente.

En el primer experimento el mercurio, Hg, reacciona con el oxígeno del aire y se forma óxido de mercurio, HgO.

En el segundo experimento, el óxido de mercurio se desestabiliza debido a la acción del calor y se vuelven a formar el mercurio y el oxígeno por separado.

Las reacciones correspondientes son las siguientes:

Composición: 2Hg + O2 g2HgO

Descomposición: 2HgO g2Hg + O2

Y se leen así:

“Dos tantos de mercurio reaccionan con un tanto de oxígeno para obtener dos tantos de óxido de mercurio” y

“Dos tantos de mercurio dan lugar a dos tantos de mercurio y un tanto de oxígeno”.


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El precursor más temprano de la ecuación química moderna es el diagrama de afinidad, introducido al final del siglo XVIII y utilizado para hacer énfasis en las fuerzas o afinidades que compiten entre las partículas en una reacción química dada. Un ejemplo típico tomado del libro Élémens d’histoire naturelle et de chimie de Antoine Fourcroy (de 1789) es presentado por Jensen.8

Louis Jacques Thenard (ver la Ilustración 10) fue contratado en el Collège de France en 1804. Cuatro años antes se había incorporado Nicolas Vauquelin (1763-1829) quien empezó a transformar el espacio ocupado por el falle-cido profesor Jean Darcet (1724-1801), convirtiendo el anfiteatro de medicina en un anfiteatro químico. Allí, Thenard siguió con los cambios, extendiéndolos a toda la planta del edificio e inclusive al primer nivel. El anfiteatro se convirtió en el escenario donde se daban las lecciones, con demostraciones experimentales. Thenard ofrecía en sus cursos tres niveles diferentes de información: descripción, verificación y explicación. Para empezar, ofre-cía una descripción de todos los aspectos relevantes de una sustancia, a lo que denominaba “le exposé [de] tous les faits qui sont connu”. La verificación o “Constater les faits”, comprendía la comprobación experimental de las propiedades físicas y químicas de la sustancia. Para concluir, procedía a la explicación de los fenómenos observados en las demostraciones: la “théorie des faits” ofrecía la explicación de qué sucedía y por qué pasaba bajo ciertas condiciones experimentales. La mayoría de las veces sus explicaciones se basaban en la teoría de las afinidades, un tema en el que los alumnos eran introducidos desde las primeras lecciones (García-Belmar, 2007).9

Ilustración 10. Louis Jacques Thenard (1777-1857). Cortesía de la Biblioteca Interuniversitaria de Medicina, París.

Los experimentos fueron diseñados para apoyar las clases de Thenard y también significaron un entrenamiento sin par de sus “préparateurs”. En ocasiones, fueron el punto de partida de investigaciones relevantes que fueron publicadas en las revistas científicas de la época. En pocas palabras, la enseñanza era la base de la investigación en Thenard.

8 Fourcroy, Antoine-François. (1790). Elements of Natural History and Chemistry, London: Elliot and Kay. Es una traducción de la tercera edición en francés de 1789.La referencia de Jensen es: Jensen, W. B. (2005). The Symbolism of Chemical Equations. Journal of Chemical Education, 82(10), 1461.

9 García Belmar, A. Louis Jacques Thenard’s Chemistry Courses at the Collège de France, 1804-1830, Proceedings of the 6th In-ternational Conference on History of Chemistry, (pp. 137-147) Lovaina, Bélgica, agosto 2007.


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Un caso memorable fue el del alemán Justus von Liebig (1803-1873). La emergencia de nuevos métodos en la en-señanza de la Química se ha mencionado como un asunto personal de este joven químico, quien concibió y montó un método revolucionario basado en la enseñanza en el laboratorio, concebido tradicionalmente como opuesto a la lección tradicional y la experiencia de cátedra. Resulta que Von Liebig fue un alumno de Thenard, Gay-Lussac, Chevreul, y Vauquelin en París en 1822 y, a sus 21 años, en el 24 de mayo de 1824, fue contratado como profesor asistente en la Universidad de Giessen, en Alemania. Interesante este aspecto que no marca a Von Liebig como el creador de la enseñanza basada en el laboratorio, sino en un ejecutor de las enseñanzas de Thenard.

Reat y Munley10 (2008) nos dicen que cuando tenía catorce años le preguntó su instructor en qué estaba pla-neando convertirse; él replicó: “en un químico”. “Esa profesión no existe todavía”, le dijo el instructor, a lo que Von Liebig replicó con una carcajada convulsiva.

La visita a Darmstadt, el pueblo natal de Justus, de un vendedor ambulante fue decisiva en la temprana carrera del joven. Entre otras cosas, el vendedor vendía torpedos potenciados por fulminatos. Después de observar cómo se hacían los fulminatos con materiales fácilmente reconocidos, tales como mercurio, ácido nítrico y alco-hol, pronto Liebig empezó a experimentar por sí mismo y produjo estupendos torpedos que eran vendidos en la tienda de su padre. Cuenta la leyenda que los fulminatos continuaron apareciendo en su vida: una inoportuna explosión de fulminato en su escuela lo condujo a su expulsión del gimnasio; más tarde volaron sus vidrios y las barras de sus ventanas a la calle y sus padres lo llevaron con el apotecario de Heppenheim en un esfuerzo por canalizar sus actividades experimentales hacia una dirección más positiva. En diez meses aprendió todo lo de la apoteca y continuó su estudio de los fulminatos en su tiempo libre. Alguna historia cuenta por ahí que Liebig fue echado de Heppenheim, después de que otra explosión en su ático estremeció fuertemente la casa.

Ese mismo empuje hacia la experimentación lo caracterizó en los años que pasó en Giessen al frente de su la-boratorio, que lo convirtieron en uno de los más influyentes químicos del siglo XIX. Tuvo alumnos de Estados Unidos, de Gran Bretaña y toda Europa, e inclusive un mexicano: Vicente Ortigosa (ver Ilustración 11).

Ilustración 11. El mexicano Vicente Ortigosa, en el laboratorio de Justus von Liebig en Giessen, Alemania, hacia 1842, con las bolas de Geissler en la mano, empleadas para el cuanteo de carbono.

10 Reat, K. y Munley, G. Justus Von Liebig. An Educational Paradox. Documento electrónico que puede consultarse en la URL

http://www.woodrow.org/teachers/ci/1992/Liebig.html. Se consultó por última vez el 7 de junio de 2012.


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Otro ejemplo alemán para recordar es el de Julius Adolph Stoeckhardt (Boeck, 2008),11 no sólo un eminente químico, sino un gran maestro y divulgador de esta ciencia, autor de Schule der Chemie (ver la Ilustración 12a).

La siguiente frase, tomada del artículo sobre Stoeckhardt de Boeck (2008) revela los pensamientos de Ostwald sobre Schule der Chemie:

Pronto aprendí a poner cuidado y fomentarlo como el más grande tesoro que cayó en mis manos hasta ahora. Porque este libro de Química demostró ser una pieza maestra de la instrucción […] Stoeckhardt llenó mi deseo de hacer todos esos excelentes experimentos acerca de los que yo mismo había leído […] con relación a los dispositivos y la habilidad del alumno (en el libro) eran requeridos sólo un poco por el princi-piante, mientras que más tarde era guiado paso a paso con consideración hacia objetivos más complicados. (Ostwald, 1933, pp. 43-44).

Como un ejemplo notable de clasificación de los elementos (en esa ocasión por su tendencia a formar ácidos o bases) se presenta la Ilustración 12b que muestra el “arreglo parabólico de Stoeckhardt”.

Ilustración 12. a) Portada del libro Schule der Chemie, de Stoeckhardt, en su edición de 1863. La primera edición apareció en 1846. (Foto: Cortesía de Gisela Boeck, Universidad de Rostock, Alemania); b) “Arreglo parabólico de Stoeckhardt”. A la derecha están los elementos positivos o primariamente formadores de bases y a la izquierda los negativos o primariamente formadores de ácidos. En la parte baja se encuentran los indecisos.

11 Boeck, G. Celebrating 200 years of Julius Adolph Stoeckhardt, the author of Schule der Chemie. Using history to learn chemistry, Educ. quím., 19(4), 263-270, 2008.

¿Cómo exploramos y modelamos la estructura de los átomos?

Pilar Rius de la Pola y Ana María Martínez Vázquez

CAPÍ

TULO

2


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PRESENTACIÓN

Estructura de la Materia

La asignatura de Estructura de la Materia se imparte en el segundo semestre de todas las licenciaturas que se ofrecen en la Facultad de Química de la UNAM. El programa de estudio se enfoca, a la manera tradicional, en estudiar lo “que sabemos” más que en enseñar “cómo pensamos en la ciencia” y cómo se construye el conoci-miento científico. En esta propuesta se plantea una forma de ver los temas, basada en trabajar con los estudian-tes la elaboración de las ideas acerca de la estructura de la materia, más que mostrarles lo que se sabe acerca del tema, de acuerdo con lo establecido en los objetivos de la asignatura:

� Conocer a nivel introductorio algunas de las ideas y de los conceptos centrales asociados con las teorías, modelos y aproximaciones que utilizan los químicos actualmente para abordar el estudio de la estructura de la materia.

� Adquirir las nociones básicas sobre la interacción entre la radiación electromagnética y la materia, así como de su aplicación para estudiar la estructura de la materia.

Esta unidad didáctica está diseñada para el primer tema en el que se plantea la pregunta: “¿Cómo exploramos y modelamos la estructura de los átomos?”. En la Tabla 2.1 se presentan las dos propuestas curriculares.


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Tabla 2.1. Propuestas curriculares alternativas para el curso de Estructura de la Materia.

¿Qué sabemos? ¿Cómo pensamos?

1. Fundamentos de la mecánica cuántica

• Radiación electromagnética. Hipótesis de De Broglie. Naturaleza dual del electrón.

• Principio de Incertidumbre de Heisenberg.

• Ecuación de Schrödinger.

2. Estructura atómica

• Ecuación de Schrödinger para el átomo de hidrógeno. Números cuánticos. Concepto de orbital.

• Cálculo de la energía. Espectroscopia atómi-ca. Átomos polielectrónicos.

• Propiedades periódicas.

3. Estructura molecular

• Enlace por pares de electrones. Estructuras de Lewis. Electronegatividad.

• Enlace iónico, covalente y covalente polar. Momento dipolar.

• Teoría RPECV. Geometría molecular.

• Orbitales híbridos y moleculares.

4. Fuerzas intermoleculares

• Puente de hidrógeno. Interacción dipolo-dipolo. Interacción dipolo-dipolo inducido. Interacción tipo Lennard-Jones.

1. ¿Cómo exploramos y modelamos la estructura de los átomos?

• Analizando interacciones energía-materia (Radiación electromagnética. Fundamentos de Espectroscopia. Espectros atómicos)

• Generando modelos (Modelos de cuantización)

• Identificando patrones (Propiedades periódicas. Es-pectroscopia fotoelectrónica)

• Generando modelos (Modelos atómicos)

Áreas de aplicación: Composición estelar; análisis de sangre.

2. ¿Cómo determinamos la estructura molecular de una sustancia?

• Analizando interacciones luz-materia (Espectroscopia IR)

• Identificando patrones (Patrones de enlace. Valencia)

• Generando modelos (Modelos de enlace. Estructuras de Lewis. Modelo RPECV)

Áreas de aplicación: Detección de contaminantes; análisis forense.

3. ¿Cómo predecimos y explicamos las propiedades físicas de las sustancias?

• Analizando distribución de carga (Electronegatividad, Polaridad)

• Modelando interacciones (Interacciones intermolecu-lares e interacciones luz-materia)

• Reconociendo escalas (Propiedades emergentes)

Áreas de aplicación: Propiedades de los materiales; gases de invernadero y calentamiento global; diseño de fármacos y otros materiales.


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Unidad Didáctica para Estructura de la Materia

Nivel Educativo:

Licenciatura. Tronco Común de las asignaturas que se imparten en la Facultad de Química.

Orientación:

Los modelos atómicos sustentan los conocimientos temáticos previos para las asignaturas de Química Inorgánica I y Química Orgánica I (de todas las licenciaturas), Unión Química y Química Cuántica (de la licenciatura en Química).

Objetivos:

� De la asignatura: conocer a nivel introductorio algunas de las ideas y de los conceptos centrales asociados con las teorías, modelos y aproximaciones que utilizan los químicos actualmente para abordar el estudio de la estructura de la materia.

� De la Unidad Didáctica: conocer y manejar el concepto de modelo utilizando cuatro ejemplos: la cuanti-zación de la energía, el modelo de capas, el modelo de subcapas y el modelo de espín. Con estos modelos se define el orbital.

Estrategias didácticas:

− Análisis de gráficas y reconocimiento de patrones;

− Interpretación de patrones y creación de modelos;

− Interpretación de experimentos y formulación de modelos para explicarlos.

Contenidos temáticos previos al tema:

− Modelo Atómico de Dalton;

− Modelo Atómico de Bohr;

− Fundamentos de la mecánica clásica E = T + V, interacciones electrostáticas, ley de Coulomb;

− Fundamentos de magnetismo.

Demanda de aprendizaje:

El alumno aprende lo que es un modelo y podrá reconocer:

− cómo se construye un modelo;

− para qué y cómo se utiliza cada modelo;

− que los modelos no son únicos ni infalibles;

− que cada modelo tiene como fin explicar información experimental.


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Propósito y orientaciones metodológicas:

Se trabaja en los conceptos, con ideas de modelización y tratando de hacer una vinculación de la idea de modelo con la vida cotidiana y con la profesión química.

Se trabaja para realizar un cambio conceptual sobre las ideas previas, por ejemplo:

� los electrones son diferentes dependiendo de las reacciones;

� los orbitales son como las órbitas pero más elegantes y mucho más complicados;

� el modelo es una realidad infalible;

� los modelos que son históricamente superados, se tiran a la basura (o se descartan y no vuelven a utilizarse).

¿QUÉ ES UN MODELO, CÓMO SE HACE Y PARA QUÉ NOS SIRVE?

Introducción

Los modelos son representaciones, basadas generalmente en analogías, que se construyen contextualizando cierta porción del mundo con un objetivo específico. De acuerdo con la analogía, los modelos pueden ser men-tales, matemáticos o materiales. La porción del mundo que se va a modelar puede ser un objeto, un fenómeno o un sistema integrante del mismo.

Todo modelo explica un experimento, por lo que no es necesario hacer un modelo si no tenemos una “realidad” que explicar. Así es como debe enseñarse, porque así es como ocurre con el trabajo científico. Las personas que hacen Física y Química teórica no se sientan a pensar y crear modelos de la nada sin saber qué quieren entender. Lo que tienen enfrente es un fenómeno o un resultado (o muchos) que quieren esclarecer, y para eso se cons-truye el modelo. Si esto es así, enseñémoslo así. De lo contrario, presentaremos modelos de la nada y llevaremos a los estudiantes a una abstracción innecesaria y complicada. En esta unidad didáctica proponemos construir cuatro modelos: el de la cuantización de la energía, el de capas, el de subcapas, y el del espín, a partir de infor-mación experimental que queremos explicar.

Esta unidad didáctica está organizada por sesiones que tienen una duración de 1.5 horas. En la primera, se plantea una experiencia de cátedra. En la segunda sesión, se utilizan los espectros de absorción-emisión del hidrógeno. En la tercera, se emplean los valores de la energía de ionización para deducir el modelo de capas. En la cuarta, se hace lo mismo para el modelo de subcapas, pero a partir del análisis de espectros foto-electrónicos. Durante la quinta, se explica el experimento que llevó a considerar los campos magnéticos generados por los electrones en los átomos. Se presenta el modelo de espín y se analizan las consecuencias de las propiedades magnéticas de los electrones. En todas las sesiones se explica y enfatiza la idea de que un modelo se sustenta en otros que explican una parte del experimento, con el propósito de ampliar o enriquecer la explicación. Además de que el modelo explica la información experimental, utiliza otras ideas, conceptos y modelos para elaborarse. Todos los experimentos que se explican y los modelos que se generan en esta unidad se basan en la INTERACCIÓN MATERIA-ENERGÍA.

Cada sesión contiene una propuesta de trabajo sobre cada tema, y material para que el estudiante lo trabaje en clase. En ocasiones hay material que puede trabajarse en casa como tarea.


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Primera sesión

Interacción Materia-Energía, una forma de obtener información acerca de la estructura de la materia, a la cual no tenemos acceso.

Duración 1.5 horas

En esta sesión se trabaja una actividad, que es una experiencia de cátedra.

La Caja Negra

− La Caja Negra es una analogía de los métodos que utilizamos para acceder al conocimiento de sistemas que no están a nuestro alcance (los nanosistemas por pequeños y la caja por cerrada).

− Esta actividad es una experiencia de cátedra.

Lista de material: una caja de cartón con tapa, una canica, un cascabel, una llave, un pedazo de cebolla cruda, un imán, una hoja de trabajo para los alumnos (se incluye en esta unidad).

Desarrollo de la actividad y de los contenidos teóricos. La interacción de la energía con la materia nos ha permi-tido obtener información sobre su estructura. Para ejemplificarlo se puede utilizar la Caja Negra. La Caja Negra es una caja de cartón cerrada, que tiene en su interior distintos objetos que pueden ser: una canica, un cascabel, una llave y un pedazo de cebolla cruda. Los profesores pueden proponer otros objetos. Se maneja el experimen-to como una experiencia de cátedra. El profesor tomará la caja en sus manos y les dirá a los estudiantes que se sabe que en la caja hay cuatro objetos, y preguntará acerca de las formas que se les ocurren para descubrir lo que hay. Claramente una forma de saber lo que hay es abriéndola, pero ésa no es válida.

Lo más probable es que los estudiantes piensen en que agitarla es una buena forma de saber lo que hay. A veces han utilizado imanes, estetoscopios y lámparas potentes. El profesor guiará la discusión para llevarlos a recono-cer que un objeto rueda, otro suena, otro se desliza y otro huele a cebolla. Aquí se emplean distintos sentidos para la identificación. Dos cosas son muy importantes: si no interaccionamos con la materia no obtendremos información de ella, y la información que obtenemos aún así es incompleta porque hay muchas cosas que no sabemos ni podemos descubrir con sólo agitar la caja (el color y el tamaño de la canica por ejemplo). La cebolla tiene un olor único y particular, pero tampoco podremos saber de qué tamaño es el pedazo con tan sólo olerlo. Éste es un experimento de observación indirecta que evidencia las limitaciones en la obtención de información acerca de algunos sistemas.

Para obtener la información sobre lo que los alumnos piensan, ellos trabajarán en la siguiente

Actividad 1. (HOJA DE TRABAJO 1)

De acuerdo con el criterio del profesor, en esta sesión se puede reforzar la idea de modelo y la necesidad de modelar el mundo que nos rodea. La vida es un constante modelar, por lo que para analizar esta posibilidad se propone como actividad extra lo que se presenta en la Actividad 2.


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Actividad 1. HOJA DE TRABAJO 1. La Caja Negra

NOMBRE

1) Representa, dibujando, lo que hay en la caja.

2) Explica las razones que te llevaron a dibujar lo anterior.

3) Describe con detalle lo que hay en la caja.


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4) Compara tu dibujo (modelo) con lo que hay en la caja (realidad). Escribe las semejanzas y diferencias, y explica a qué crees que se deban las discrepancias entre modelo y realidad.

Modelo Realidad Semejanzas/diferencias Reflexiones


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Actividad 2. HOJA DE TRABAJO 2. Los modelos de la vida

NOMBRE:

Lee con atención cada uno de los siguientes párrafos. Explica en cada caso, ¿qué modelo o modelos se pueden utilizar en el diseño o en la explicación de cada experimento?

CASO 1- Los antioxidantes son sustancias químicas que están contenidas en muchos alimentos. Se dice que son buenos porque previenen el estrés oxidativo. El estrés oxidativo se refiere a los procesos de oxidación de moléculas importantes para la vida, como las proteínas y el ADN. Un grupo importante de antioxidantes se conoce como carotenoides, moléculas formadas por C, H y O, que tienen colores desde anaranjados hasta rojos. Una forma de medir la capacidad antioxidante de las moléculas es a través de cambios en el color de las sustancias.

CASO 2- Los antioxidantes funcionan evitando que otras sustancias se oxiden. Eso se logra porque los antioxi-dantes se oxidan primero. Como la oxidación se refiere al proceso de perder electrones, los oxidantes pierden electrones con más facilidad que otras sustancias, y por eso se oxidan antes. Esto significa que los antioxidantes tienen bajas energías de ionización. El mejor antioxidante será el que tenga menor energía de ionización.

CASO 3- El medicamento más utilizado para contrarrestar los síntomas de la influenza porcina es el Tamiflú. Durante la contingencia que se sufrió en la Ciudad de México en el 2009, la principal preocupación era que no se tuviera suficiente cantidad de medicamento para atender a toda la población en caso de una pandemia. Ante esta situación, los investigadores del Instituto de Biotecnología de la UNAM centraron sus esfuerzos en diseñar rutas con enzimas para aumentar el rendimiento y bajar los costos de producción del Tamiflú, y lo lograron.

CASO 4- El estrés oxidativo es la consecuencia de respirar oxígeno. Al hacerlo y a través del proceso de respiración se generan especies reactivas de oxígeno, muchas de las cuales son radicales libres. Las especies químicas que oxidan al organismo y producen el estrés oxidativo son sustancias químicas conocidas como radicales libres, que tienen un electrón desapareado en su estructura, son muy inestables y reaccionan con mucha facilidad.

CASO 5- En México, durante los festejos del centenario1 y bicentenario2 se utilizaron fuegos artificiales a monto-nes. Inspirada en tantos colores, una profesora de la Facultad de Química de la UNAM les llevó a sus estudiantes una experiencia de cátedra que consistía en hacer fuegos artificiales caseros. Para eso preparó una mezcla acuosa con sales de cobalto, cobre, sodio y potasio disueltas en agua. En el salón de clases mojó la punta de un lápiz en la disolución, la puso en la llama de un mechero y de inmediato se pudieron ver pequeñas chispas de colores, parecidas a los fuegos artificiales. La profesora aprovechó la experiencia para explicar que lo mismo pasaba en los espectros electrónicos.

1 De la Revolución Mexicana (1910).

2 Del inicio de la Guerra de Independencia (1810).


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Segunda sesión

Espectro de absorción-emisión atómica. La cuantización de la energía

Duración 1.5 horas

Los antecedentes

Al llegar a esta sesión, el alumno reconoce los experimentos de Rutherford que se explican con el modelo de un núcleo positivo. El electrón se descubrió en 1897, así que también lo reconocemos como una partícula negativa. Antes de llegar a este tema el profesor habrá repasado con los estudiantes la idea del número atómico y de la estructura del átomo con protones, electrones y neutrones. También habrá recordado con ellos la idea de que las cargas contrarias se atraen, las iguales se repelen, y la energía de interacción tiene una relación directa con el tamaño de las cargas, y una relación inversa con la distancia que las separa (la Ley de Coulomb).

En esta sesión, el docente recordará con el estudiante el hecho de que la INTERACCIÓN de la ENERGÍA con la materia se ha utilizado desde hace mucho para obtener información de cómo está formada la materia. Se puede mencionar como ejemplo la idea de Newton de hacer interaccionar la luz con un prisma, o bien, frotar un material para percibir su olor, quemar un material para saber si es combustible y qué cenizas resultan de la combustión, conocer la calidad de una gasolina midiendo la energía que proporciona.

El alumno tendrá que distinguir las diferencias entre los resultados de Newton con el prisma y los espectros de emisión-absorción de distintos elementos. A partir de notar las diferencias se podrá trabajar la idea de hacer un nuevo modelo, que sea capaz de explicar los espectros de emisión-absorción. Para esta actividad los estudiantes trabajarán la Actividad 3. HOJA DE TRABAJO 3.

Una vez que los estudiantes escriban sus reflexiones y realicen un modelo capaz de explicar las diferencias, el profesor deberá retomar las ideas y explicar lo que es el espectro de emisión diciendo que en el átomo, al darle energía al sistema, los electrones absorben esa energía pasando a un estado excitado. Cuando se deja de irradiar la materia con esa energía, el electrón regresa a un estado de menor energía, el mismo que tenía originalmente, y entonces la energía que “sobra” es emitida. Con un esquema como el siguiente puede explicarse el concepto. Es importante que el profesor haga énfasis en la idea de que los niveles de energía, aquí representados con líneas horizontales, no cambian cuando se aplica energía. Lo único que se modifica es la posición del electrón, porque cambia de nivel.


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E E

E EEstado Basal Estado Excitado

El modelo que explica el espectro de absorción-emisión del hidrógeno es el que establece que la energía está cuantizada y solamente puede tomar ciertos valores. Como analogía de la cuantización de la energía se pue-de hablar de las monedas de un país. En México y en cualquier parte del mundo la moneda está cuantizada. La moneda más pequeña en México es la de 5 centavos, y todo tiene que estar basado en esa unidad. Por eso no pueden darnos cambio en el mercado de menos de 5 centavos. En ese sentido se dice que la moneda está cuantizada, porque no puede tomar cualquier valor. Solamente son válidos los valores que son múltiplos de 5 centavos. Esta analogía es útil para explicar que la energía está cuantizada, reconociendo que solamente puede tomar valores que son múltiplos de lo que conocemos como el quanto de energía o fotón (hn), cuya expresión matemática es:

E = hn

donde h es la constante de Planck y n la frecuencia de la radiación. En este caso, hn es para los valores de energía lo que la moneda de 5 centavos es para el peso mexicano.


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Actividad 3. HOJA DE TRABAJO 3. Los espectros de emisión-absorción atómica

NOMBRE:

A continuación se presenta un dibujo con los resultados que obtuvo Newton al hacer pasar la luz por un prisma. Describe con cuidado lo que observas.

Experimento Reflexiones

Aquí hay que hacer énfasis en que se trata de una difracción de la luz blanca que abarca todo el espectro visible.

No se trata de transiciones como en los átomos. Tal vez conviene aprovechar para asociar las longitudes de onda (l) de los colores con su energía y con el ángulo de difracción.

A continuación, se presenta un dibujo con los resultados obtenidos al hacer incidir energía en un tubo al vacío que contiene hidrógeno. Describe con cuidado lo que observas.

Experimento Reflexiones

HIDRÓGENOLuz incidente

EXPERIMENTO

NH3 (ac) HCl (ac)

Escribe a continuación un modelo que sea capaz de explicar las diferencias que encuentras.


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Tercera sesión

Energías de ionización. El modelo de capas.

Duración 1.5 horas

Los antecedentes

Una vez que se le dio energía a la materia para cambiar a los electrones de nivel, se quiso aplicar más energía para ver qué sucedía. Lo que hicieron en los experimentos fue aplicar la energía necesaria para arrancarle un electrón al átomo. Ésa es la primera energía de ionización, que es un concepto relativamente fácil de visuali-zar. Definiendo, es la energía que hay que darle a un átomo en su estado basal y en fase gaseosa para quitarle un electrón. Los núcleos atraen a los electrones porque unos son positivos y otros negativos, y esa energía de atracción es la que hay que vencer para separarlos. La energía de interacción depende del tamaño de las cargas y de la distancia que las separa. A mayor tamaño de las cargas, mayor energía de interacción y, por lo tanto, mayor es la energía de ionización. A mayor distancia entre las cargas, menor interacción y, por lo tanto, menor es la energía de ionización. Los estudiantes con esta información, ayudados por el profesor, llegarán a formular el modelo de capas.

Modelo de Capas

− El modelo de capas se construye a partir de los valores experimentales de la energía de ionización.

− Esta actividad es trabajo individual de manejo de la información, realización e interpretación de gráficas, y búsqueda de patrones.

Lista de material: tablas con los valores de las energías de ionización de los elementos del H al Ar, los valores de los números atómicos y una hoja de papel cuadriculado por alumno. También se les puede pedir a los alumnos que utilicen los valores asignados en la tabla periódica.

Desarrollo de la actividad y de los contenidos teóricos. En esta sesión se trabajará de manera individual. Los estudiantes analizarán los valores de la energía de ionización. Para esto, el profesor les dará los valores de la energía de ionización del hidrógeno al argón (o les solicitará que los consulten) y les pedirá que los tracen en una gráfica de energía de ionización, en función del número de protones que tiene el átomo en el núcleo (Activi-dad 4. HOJA DE TRABAJO 4). Además, los alumnos investigarán los valores de la segunda energía de ionización, y trabajarán con ellos para reforzar las ideas del modelo de capas (HOJA DE TRABAJO 5).

Con la gráfica en las manos, los estudiantes buscarán un modelo que explique las distintas tendencias. De ser necesario, el profesor hará énfasis en las anomalías que hay que explicar, como son la baja energía de ionización del litio con respecto al helio, el aumento en la energía de ionización conforme crece el número de protones, y el incremento en la energía de ionización de los gases inertes. Para explicar estas tendencias, los estudiantes llegarán a deducir el modelo de capas, con ayuda del profesor.

Al pasar del H al He, la energía de ionización aumenta porque el núcleo del He es dos veces más grande que el del H. Al aumentar el tamaño del núcleo aumenta la energía de interacción y, por lo tanto, aumenta la cantidad de energía que hemos de darle para quitar un electrón. Al comparar el He con el Li, el Li tiene un núcleo más grande que el He, sin embargo, su energía de ionización es menor. Para explicarlo decimos que el electrón que arrancamos del átomo está más alejado del núcleo, entonces la energía de atracción entre el electrón y el núcleo es menor (la energía de interacción entre dos cargas depende de la distancia que las separa de manera inversa).


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Aquí el profesor podrá empezar a hablar del modelo de capas. En el H y el He tenemos una capa donde coloca-mos a los electrones, y en el Li tenemos dos capas. El electrón en la ionización sale de la segunda capa que está más lejos del núcleo que la primera.

La energía de ionización sigue en aumento hasta llegar al Ne, porque los núcleos van también creciendo. Esta tendencia se explica con la primera idea, la del tamaño de los núcleos; al ser más grandes, la energía de atrac-ción es mayor. Entre el Ne y el Na, otra vez, aparece una disminución abrupta de la energía de ionización. Como la explicación no es la del tamaño, ya que el Na es más grande que el Ne, entonces otra vez habrá que utilizar la segunda y decir que el electrón que se quita para ionizar el átomo está más lejos. Para colocarlos más lejos, el modelo que construimos dice que el Na tiene tres capas. Así, H y He tienen una capa, los átomos del Li al Ne tienen dos capas, y todo el periodo del Na tiene tres capas. Si ahora decimos que vamos a reconocer a las capas por un número “n”, entonces para la primera capa “n” es igual a 1, para la segunda “n” es igual a 2, y así sucesi-vamente.

Una vez que se introduce el modelo de capas, el profesor les podrá pedir a los estudiantes que decidan cuántos electrones deberán poner en cada capa. En la primera dos, porque cuando pusimos el tercero, que fue el caso del Li, el electrón se acomodó en la segunda capa. Para saber cuántos caben en la segunda capa, el profesor les pedirá que se fijen en el átomo que aparentemente tiene esa segunda capa completa. Ese elemento es el Ne y lo sabemos porque cuando pasamos del Ne al Na y aumentamos en uno el número de electrones y de protones, nos cambiamos de capa (la energía de ionización disminuyó). El Ne tiene 10 electrones y dos capas. La primera solamente puede tener 2 electrones, por lo tanto, en la segunda capa caben 8.

Con este modelo, el estudiante es capaz de escribir configuraciones electrónicas que son suficientes para ex-plicar una gran cantidad de la información química de los elementos. A partir del modelo de capas se deduce que los electrones tienen diferentes valores de energía. Los que se ubican cercanos a los núcleos tienen mayor energía que los más alejados. Con esta información se introduce la idea de niveles. Los electrones se encuentran en distintos niveles de energía y es más costoso arrancarlos cuando se localizan cercanos al núcleo. La energía de los electrones en el átomo está cuantizada, y depende de dos factores: la carga del núcleo (positiva) y la distancia a la que se encuentran los electrones del núcleo.


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Actividad 4. HOJA DE TRABAJO 4. Energías de Ionización

NOMBRE:

A continuación se presenta la Tabla 2.2, que contiene los valores del número atómico y de la energía de ionización de los elementos del H al Ca. Utiliza los datos de la tabla y haz una gráfica de la energía de ionización en función del número atómico (número de protones).

Los estudiantes van a observar tendencias.

¿Qué se argumenta para explicar el valor del O frente al N y F? No hay una nueva capa.

Tabla 2.2 Valores del número atómico y de la energía de ionización de los elementos del H al Ca.

Símbolo del elemento

H He Li Be B C N O F Ne

Energía de ionización

kJ/mol1312 2372 520 899 800 1086 1402 1313 1681 2080

Número atómico 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10


Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

Energía de ionización 496 738 577 786 1012 1000 1251 1521 418 590

Número atómico 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20


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Analiza la gráfica que acabas de realizar y escribe a continuación los patrones que encuentras. Las siguientes preguntas pueden servirte de guía:

1) ¿Cómo se relaciona el número atómico con la primera energía de ionización? ¿Cómo explicas la relación que encuentras?


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2) ¿Cómo se relaciona la primera energía de ionización con el lugar en la familia que tiene cada elemento? ¿Cómo explicas la relación que encuentras?

3) La energía de ionización se relaciona de manera directa con el tamaño de la carga del núcleo y de manera inversa con la distancia que existe entre el núcleo y el electrón que se quita para ionizar el átomo. Utiliza esta información para crear un modelo que explique las diferencias entre el He y el Li, el Ne y el Na, y el Ar con el K.


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Actividad 5. HOJA DE TRABAJO 5. Energías de ionización (actividad adicional)

NOMBRE:

Investiga los valores de la segunda energía de ionización de los elementos que se presentan en la siguiente tabla y complétala.

Tabla2.3 Número atómico y segunda energía de ionización de los elementos del H al Ca.


H He Li Be B C N O F Ne

2ª Energía de ionización

kJ/mol

Número atómico 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10


Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

2ª Energía de ionización

Número atómico 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20


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Haz una gráfica de la segunda energía de ionización en función del número atómico, encuentra los patrones y explícalos en función del modelo de capas.


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Cuarta sesión

Espectro foto-electrónico. Modelo de subcapas.

Duración 1.5 horas

Introducción

Antes de empezar con la actividad, el profesor introducirá el tema: para lo cual podrá utilizar la siguiente in-formación: el modelo de subcapas se utiliza para explicar otros experimentos, como el del espectro foto-elec-trónico. En éste lo que se hace es aplicarle más energía a los átomos, de tal forma que podamos desprender no solamente un electrón, sino que podamos expulsar a cualquier electrón de cualquier capa o nivel. La energía que le apliquemos al sistema tendrá dos contribuciones: aquella necesaria para arrancar al electrón y la que sobra se convertirá en energía cinética del electrón expulsado. Matemáticamente:

E aplicada = E arranque + E cinética

Dado que se puede controlar que la energía aplicada sea la misma siempre y la energía de arranque depende del nivel, todos los electrones que estén en un nivel dado tendrán la misma energía cinética. Así, por ejemplo, la energía cinética de los electrones situados en el primer nivel o subcapa se podrá calcular como sigue:

E cinética = E aplicada – E (n=1)

Todos los electrones que estén en ese nivel tendrán la misma energía cinética, que es lo que se mide experi-mentalmente. Los estudiantes con esta información, ayudados por el profesor, llegarán a formular el modelo de subcapas.

Modelo de subcapas

− El modelo de subcapas se deduce a partir de los valores experimentales del espectro foto-electrónico.

− Esta actividad se realiza en equipos de dos integrantes.

Lista de material: el profesor no necesita buscar material, solamente debe tener claro cómo se realiza el expe-rimento del espectro foto-electrónico. Esto se explica con detalle más adelante en esta Unidad Didáctica. Los estudiantes trabajarán con la HOJA DE TRABAJO 6, en la Actividad 6.

Desarrollo de la actividad y de los contenidos teóricos. Los estudiantes trabajarán con las figuras de la HOJA DE TRABAJO 6, que son espectros foto-electrónicos para el H, el He, el Li y el Be. En el eje de las X, está el valor absoluto de la energía cinética de los electrones. Los electrones que tienen la misma energía cinética salieron del mismo nivel. Utilizamos el valor absoluto por simplicidad, pero se puede emplear el valor negativo. A los estudiantes, se les explica que la altura de cada pico representa el número relativo de electrones que tienen ese valor de energía. Con base en esta gráfica, se les pide a los estudiantes que propongan un modelo que explique lo que ven.

Una vez que los estudiantes analizan la información, el profesor los guiará para que generen el modelo de subcapas, para lo cual puede utilizar los siguientes datos: para el H obtenemos un pico que es la mitad de alto que el del He. Para el He no obtenemos dos picos separados a pesar de tener dos electrones, porque ambos están en el mismo nivel, pero sí se observa que el pico es el doble de alto que el del H que contiene solamente un electrón. La altura del pico me indica el número de electrones. Al pasar al Li observamos que hay dos picos, uno mayor y otro menor, ambos separados por una cantidad de energía considerable. El primer pico tiene una altura parecida a la del


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He, es decir, corresponde a dos electrones en el nivel 1. El segundo pico tiene una altura parecida a la del H y corresponde al electrón que está situado en el segundo nivel. La primera capa tiene más energía que la segunda porque está más cerca del núcleo. Hasta aquí aparece una sola señal para cada capa o nivel. Pasemos al B y re-cordémosle a los estudiantes que tenemos dos capas, una con dos electrones y la otra con tres.

Aquí se observan para empezar tres picos, dos de la misma altura y otro más pequeño. El primero está situado en un valor de energía mucho mayor que el segundo y el tercero, y corresponde a la primera capa cuando n es igual a 1. Los siguientes corresponden al segundo nivel cuando n es igual a 2. Lo que no podemos entender con el modelo de capas es que aparezcan dos picos para la segunda capa. Esto significa que los electrones en esa segunda capa tienen dos valores de energía distintos. Para poder explicar esto, el modelo tiene que incluir a las subcapas. En el segundo nivel o capa, hay dos electrones en una subcapa (por eso este primer pico tiene la mis-ma altura que el pico del He) y uno (lo que explica que este pico sea la mitad de alto) en la otra. Cada subcapa tiene un valor de energía distinto, y la diferencia de energía entre cada capa es mucho mayor que la diferencia de energía entre cada subcapa.

Igual que le pusimos nombre a las capas podemos bautizar a las subcapas. Así, a la primera subcapa la llama-remos “s” y a la segunda “p”. En la subcapa “s” caben solamente dos electrones. En la subcapa “p” caben como máximo seis, porque recordemos que al pasar al siguiente átomo en la tabla periódica nos cambiamos de capa.

En este modelo se asume que los electrones que están en el primer nivel están más cercanos al núcleo y tienen mayor energía que los que están en el segundo y así sucesivamente. Una vez que se introduce la idea de subcapa en el modelo, se tiene que usar para todos los átomos, aunque aparentemente no sea necesario como es el caso del H, el He y el Li. El electrón del H está en la capa 1, en la subcapa “s”. Para escribirlo decimos 1s1. En el He están en la misma capa y subcapa, pero como son dos escribimos 1s2. El Li tiene tres electrones, dos en la pri-mera capa y otro en la segunda. Así decimos 1s22s1. Así lo hacemos con todos y llegamos a que la configuración electrónica a partir del espectro foto-electrónico que podemos obtener para el Ne es 1s22s22p6.

Lo que es interesante de esta aproximación para enseñar la configuración electrónica es que se obtiene a par-tir de un espectro experimental, y el modelo se utiliza para explicar ese espectro. A partir de aquí podemos continuar con toda la Química que puede entenderse con la configuración electrónica. Con este modelo no se dejan cabos sueltos. No hay nada en esta explicación que no podamos resolver, ni ecuaciones complicadas que debamos entender. Como actividades adicionales, el profesor podrá pedir a los estudiantes que construyan el espectro foto-electrónico a partir de los valores que él mismo les dará, y que podrá sacar de las figuras que aparecen en esta actividad. Con el modelo de subcapas se pedirá a los estudiantes que predigan y dibujen la forma del espectro que tendrán otros elementos que no hayan sido presentados en los ejercicios anteriores. Se pueden utilizar el K, el C, el N y el Si. En la HOJA DE TRABAJO 7 (Actividad 7), se incluyen valores de energías de ionización de diversos electrones obtenidas a partir de los espectros foto-electrónicos respectivos. El estudiante tendrá que hacer las gráficas correspondientes y corroborar que el modelo de subcapas le permite explicar las señales de cada uno de los espectros. Tiene que recordar que la intensidad de la señal corresponde al número de electrones que tienen esa energía cinética.

Espectroscopia foto-electrónica. En la espectroscopia foto-electrónica, un electrón absorbe un fotón de alta energía y es expulsado del átomo. Lo que se mide es la energía cinética del electrón expulsado y la energía re-querida para expulsarlo. La energía del fotón es hn. Con este tipo de experimentos se pueden sacar electrones de cualquier capa del átomo. Es importante señalar que este tipo de experimentos fueron posibles cuando se controlaron ciertas tecnologías, como por ejemplo: tener fuentes de alta energía, fabricar tubos de vidrio resis-tentes a condiciones extremas de vacío, contar con bombas de vacío para evacuar el aire de los tubos donde se ponen los elementos que se van a analizar y tener detectores eficientes para medir la velocidad de los electrones y, con ello, calcular la energía cinética, por mencionar sólo algunos de los requerimientos básicos.


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Actividad 6. HOJA DE TRABAJO 6. Espectro foto-electrónico (primera parte)

NOMBRE:

Analiza las gráficas de la página siguiente y describe lo que observas. Las preguntas a continuación te pueden ayudar a interpretarlas.

A. ¿Cuántos electrones tienen 2.37 MJ/mol de energía cinética y a qué átomo pertenecen? ¿Cuántos elec-trones tiene el Be y qué energía cinética tienen?

B. ¿Qué información te da la intensidad de la señal (la altura de cada pico) en cada espectro?

C. ¿Qué significa que dos electrones tengan la misma energía cinética?

D. El B tiene cinco electrones, dos en la primera capa y tres en la segunda capa. ¿Qué te dice el espectro foto-electrónico de la energía que tienen los electrones que pertenecen a la misma capa?


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E. ¿Cómo explicas que en el B una señal aparezca en 19.3 MJ/mol y las otras dos estén en 1.36 y 0.80 MJ/mol respectivamente? Relaciona esta información con el modelo de capas.

F. Describe un modelo que te permita explicar los espectros foto-electrónicos.

ESPECTROS FOTO-ELECTRÓNICOS


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Actividad 7. HOJA DE TRABAJO 7. Espectro foto-electrónico (segunda parte)

NOMBRE:

En la tabla siguiente se presentan los valores de las energías de ionización de los electrones correspondientes a cada uno de los elementos de la tabla. Con estos valores, dibuja el espectro foto-electrónico de cada elemento y utiliza el modelo de subcapas para explicarlo.

Energía de ionización (MJ/mol)

Elemento Primer pico Segundo pico Tercer pico

H 1.31

He 2.37

Li 6.26 0.53

Be 11.5 0.90

B 19.3 1.36 0.80

C 28.6 1.72 1.09

N 39.6 2.45 1.40

O 52.6 3.12 1.31

F 67.2 3.88 1.68

Ne 84.0 4.68 2.08

Fuente: D.A. Shirley et al. (1977), Physical Review B (15) 544-552.


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Quinta sesión

El espín electrónico. Experimento de Stern y Gerlach

Duración 1.5 horas

Introducción

En 1920, los físicos Otto Stern y Walter Gerlach descubrieron que los electrones, además de tener una masa y una carga, poseen propiedades magnéticas que determinan su orientación en un campo magnético: alineados o no con éste.

El modelo que utilizaron para explicar este comportamiento es una analogía del electrón con un cuerpo que girase en torno a su eje, en sentido de las manecillas de un reloj o en sentido contrario. Por tener una carga, este cuerpo, en su giro, produce un campo magnético. Esta nueva propiedad de los electrones se conoce como el espín del electrón (de la palabra spin en inglés que se traduce como giro) y su valor corresponde al número cuántico de momento angular de espín: + ½ o – ½ , dependiendo del sentido del giro.

En los átomos, los electrones pueden estar apareados; en este caso se anulan los espines y el átomo no posee propiedades magnéticas. Los átomos que tienen electrones desapareados poseen propiedades magnéticas.

En el experimento de Stern y Gerlach el elemento que se utilizó fue Ag, que tiene un número impar de electro-nes. Mediante calentamiento se obtuvo gas de plata y éste se expuso a un campo magnético, con el resultado de que los átomos de plata se desviaron como se muestra en la figura y se depositaron en una placa de vidrio, evidenciando dos trayectorias claramente distinguibles.

A cada una de esas trayectorias se asoció un valor del número cuántico de momento angular de espín:

+ ½ y – ½

MODELO DE ESPÍN

Predicciónclásica Resultado

experimento Haz de átomos de plata

Fuente

Campo magnético inhomogéneo

N

S


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Modelo de espín

− La presencia de un momento angular de espín en los electrones determina las propiedades magnéticas de los átomos.

− Los electrones que tienen el mismo espín tienen baja probabilidad de ocupar regiones cercanas.

− Los electrones de espines opuestos pueden estar en regiones cercanas.

− Con base en la cuantización de la energía, el modelo de capas, el modelo de subcapas y el modelo de espín se elabora el concepto de orbital y se construyen las configuraciones electrónicas.

− Un orbital puede alojar un electrón o dos electrones con espines opuestos. Éste es el principio de exclusión de Pauli.

Actividad 8. Indagación acerca de los trabajos de Stern y Gerlach y el espín electrónico

Trabajo individual y presentación de un texto elaborado por el estudiante, cuya extensión y requerimientos se fijarán en la sesión correspondiente.

Actividad 9. El espín electrónico y las propiedades magnéticas de los materiales

Indagar acerca del espín electrónico en la literatura, elaborar un texto acerca de su relación con las propiedades magnéticas y presentarlo ante la clase. La extensión del texto se definirá en el aula.

Estrategias didácticas

− Se presentan los orbitales como conjuntos de números cuánticos obtenidos con el modelo de capas, de subcapas y se introduce el espín. Con esos conjuntos de números el estudiante localiza los elementos en la tabla periódica, construye configuraciones electrónicas y aprende a explicar y predecir algunas propiedades.

− Los orbitales como conjuntos de números que se han obtenido experimentalmente y que se relacionan con los estados energéticos de los electrones, constituyen una aproximación al concepto formal de orbital que no atropella los principios de la mecánica cuántica. Si se precisa o no que esos números cuánticos corres-ponden a funciones que predicen la probabilidad de la presencia de electrones en ciertas regiones de los nanosistemas, depende del nivel y extensión en que se quieran presentar estos conceptos. No se considera esta aproximación estrictamente necesaria.

− En la literatura, incluso en textos de Química, es común encontrar la expresión de que los electrones “están” en cier-tos orbitales; ésta se puede aceptar, por lo pronto, como metáfora –la mecánica cuántica nos dice que la probable distribución de los electrones en los nanosistemas se calcula a través de una función de onda– de la misma manera que se dice comúnmente que el Sol sale (¿de dónde?) a cierta hora del día, cuando lo que ocurre es que en ese mo-mento, a causa de los movimientos de la Tierra, un cierto lugar recibe directamente los primeros rayos solares.

− Hay grandes ventajas didácticas en aceptar esta metáfora, por su simplicidad, cuando se tratan las propieda-des de los materiales, las relaciones de estructura-actividad y en el enlace químico, entre otros temas.

− Los modelos que presentamos tienen la doble ventaja de que son sencillos y no necesitan del formalismo de la Mecánica Cuántica y, por otra parte, tampoco la ignoran, puesto que dejan abierta la posibilidad del tratamiento formal de las funciones de onda de los electrones con el que son totalmente compatibles.


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REFERENCIAS

Adesoji, F. (2008). Managing Students’, Attitude towards Science through Problem – Solving Instructional Strategy, Anthropologist, 10(1), pp. 21-24.

Bello, S. (2004). Ideas previas y cambio conceptual, Educ. Quím., 15(3), pp 210-217.

Bello, S. (Ed.). (2007). Cambio Conceptual ¿Una o varias teorías?, México: UNAM, Facultad de Química, CCADET.

Berg, A. (2005). Learning Chemistry at the University level. Student attitudes, motivation, and design of the learning environment¸ Sweden: Umeå University.

Cheung, D. (2009). Students’Attitudes Toward Chemistry Lesson: The interaction Effect between Grade Level and Gender, Research in Science Education, 39(1), 75-91.

Gallegos, L. y Garritz, A. (2007). “Los perfiles de modelos como una representación individual y grupal de las concepciones de los estudiantes”, en Pozo, J. I. y Flores, F. (eds.) Cambio conceptual y representacional en el aprendizaje y la enseñanza de la ciencia (capítulo 11, pp. 175-194). Madrid: Editorial Antonio Machado Libros, colección “aprendizaje” OREALC-UNESCO/ Universidad de Alcalá.

Garritz, A. (2009). La enseñanza de la ciencia en una sociedad con incertidumbre y cambios acelerados, Confe-rencia Inaugural del VIII Congreso Internacional sobre Investigación en la Didáctica de las Ciencias, Barcelona.

Gillespie Ronald J., Spencer James, N. and Smoog Richard, S. (1996). Part 2. Bondign and Molecular Geometry Whitout Orbitals –The Domain Model, Journal of Chemical Education, 73(7), 622-627.

Gómez, M. A., Pozo, J. I., Gutiérrez, M. S. (2004). Enseñando a comprender la naturaleza de la materia: el diálogo entre la Química y nuestros sentidos, Educ. Quím., 15(3), 198-209.

Hernández, G. y Montagut, P. (1991). ¿Qué sucedió con la Magia de la Química?, Publicación trimestral de la Asociación Nacional de Universidades e Instituciones de Educación Superior, 77.

Izquierdo, M. (2004). Un nuevo enfoque de la enseñanza de la Química: contextualizar y modelizar, The Journal of the Argentine Chemical Society, 92(4-6), 115-136.

Keeler, J. and Wothers, P. (2008). Chemical Structure and Reactivity. An integrated approach, London: Oxford University Press.

Kind, V. (2004). Más allá de las apariencias: ideas previas de los estudiantes sobre conceptos básicos de Química, México: UNAM-Santillana.

Mbajiorgu, N. and Reid, N. (2006). Factors Influencing Curriculum Development in Chemistry, Royal Society of Chemistry, University of Hull, 4-18.

Osborne, J., Erduran, S. and Simon, S. (2004). Enhancing the quality of argumentation in school science, Journal of Research in Science Teaching, 41, 994-1020.

Spencer, J. N., et al. (2000). QUÍMICA estructura y dinámica, México: CECSA.

Taber, K. (2003). The atom in the chemistry curriculum: Fundamental concept, teaching, model or Epistemological Obstacle? Foundations of Chemistry, 5(1), 43-84.

Tsaparlis, G. and Papaphotis, G. (2002). Quantum Chemical Concepts: are they suitable for secondary students? Chemistry Education Research and Practice in Europe, 3(2), 129-144.


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ACTIVIDADES

Número Nombre Objetivo Formato

1

Conocimiento indirecto de algunos sistemas.

La Caja Negra.

Procedimientos para identificar propiedades de sistemas cuya observación directa no está a nuestro alcance.

Presencial, en equipo.

2 La construcción de modelos. Elaborar modelos para explicar procesos químicos.

Presencial y trabajo en casa.

3La cuantización de la energía y los niveles energéticos en los átomos.

Explicar los espectros de absorción y emisión de los átomos por medio de la interacción materia-energía.

Presencial y trabajo en casa.

4

Iniciación al modelo de capas. Energías de ionización.

Primera etapa: primera energía de ionización.

Relacionar las energías de ionización con los números atómicos y con los niveles de energía.

Explicar los cambios de uno a otro nivel y de una a otra familia.

Indagación personal y en grupo. Discusión.

5

Modelo de capas.

Segunda energía de ionización, energías de ionización subsecuentes.

La segunda energía de ionización en función del número atómico, explicación de los patrones en función del modelo de capas.

Indagación personal y en grupo.

Discusión.

6 Modelo de subcapas.El modelo de subcapas se construye a partir de los datos de espectroscopia fotoelectrónica.

Presencial y en equipo.

7 Modelo de subcapas y configuración electrónica.

Verificar que la intensidad de la señal corresponde al número de electrones que tienen esa energía cinética.

Presencial y en equipo.

Discusión.

8

Energías de ionización de capas internas de los elementos. Modelo de subcapas.

Presentar las energías de ionización de capas internas de los elementos, mediante espectroscopia fotoelectrónica y utilizar el modelo de subcapas para explicarlas.

Presencial, en equipo y foro.

9El espín electrónico y las propiedades magnéticas de los materiales.

Indagar acerca del espín electrónico en la literatura y elaborar un texto acerca de su relación con las propiedades magnéticas.

Lectura, elaboración de texto y presentación.

El corazón de la Química: estudio de las reacciones químicas

Gisela Hernández Millán, Norma Mónica López Villa,

Elizabeth Nieto Calleja y Flor de María Reyes Cárdenas

CAPÍ

TULO

3

El corazón de la Química: estudio de las reacciones Químicas

60

PRESENTACIÓN

Actualmente, existe una polémica importante sobre si el concepto central de la Química es el de “sustancia” o el de “reacción química” (Schummer, 2004). Hasta que no se llegue a un consenso, se puede tomar cualquiera de estas posturas. En este documento, se considera a la reacción química como el eje central de esta disciplina. Se presenta una unidad o secuencia didáctica (aquí utilizaremos ambos términos indistintamente) cuyo propósito es brindar, a los profesores que imparten Química en licenciatura, información y sugerencias de actividades se-cuenciadas que les faciliten conducir a sus alumnos a la elaboración de sus propios modelos de reacción química, así como acercarlos a la concepción científica de dicho concepto.


En la Facultad de Química de la UNAM, el tema Reacción química se imparte en el curso de Química General I. Esta asignatura forma parte del tronco común para todas las carreras que ahí se imparten (IQ, IQM, Q, QFB y QA).

En el programa oficial se incluyen los siguientes objetivos:

� Introducir a los estudiantes a los contenidos conceptuales, procedimentales y actitudinales de la Química General, que les servirán de base para comprender y profundizar en los diversos temas más complejos de las ramas de la Química.

� Concientizar a los estudiantes de la utilidad e importancia de la Química en la vida diaria.

� Que los estudiantes valoren la Química como medio para resolver problemas industriales, ambientales, alimentarios, médicos, económicos, legales, etcétera.

� Relacionar las transformaciones de la materia con la tecnología y su impacto en la sociedad.

� A través del laboratorio se fomentará el trabajo en equipo, la resolución de problemas abiertos, el respeto al medio ambiente y la integración teoría-práctica.

El tema de reacción química está programado para desarrollarse en un total de seis horas de teoría, distribuidas en cuatro sesiones de 90 minutos cada una. Los contenidos temáticos son:

i. Representación de las reacciones químicas. Simbología.

ii. Tipos de ecuaciones químicas: iónicas y moleculares. Operaciones con las ecuaciones químicas.

iii. Criterios de clasificación de reacciones: clasificación analítica (comportamiento químico), clasificación termodinámica, clasificación por la naturaleza de la reacción (síntesis, descomposición, sustitución simple y metátesis).

iv. Balanceo de ecuaciones. Balanceo por inspección. Conceptos de oxidación, reducción, oxidante y reductor. Ba-lanceo por el método de ion electrón.


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Estos contenidos coinciden con los que los que Caamaño (2003), Reyes y Garritz (2006), y Mulhall, Berry y Loughran (2003) consideran importantes en el tema de reacción química. Sin embargo, llama la atención que en el programa de la Facultad de Química se da por hecho que el estudiante ya conoce el significado de reacción química, pues no se hace ninguna referencia explícita a desarrollar dicho concepto y nuestra experiencia nos indica que la mayoría de los alumnos no lo comprenden.

Tomando en cuenta lo anterior, en esta propuesta se hace énfasis en la construcción del concepto de reacción química, su modelización y representación simbólica. Además se reflexiona sobre la clasificación de las reaccio-nes químicas y la importancia de trabajar con ecuaciones balanceadas.


Se espera que el estudiante tenga los conocimientos básicos del ciclo de bachillerato. Además, en cuanto a contenidos de Química, el alumno debe comprender los conceptos de sustancia, elemento, compuesto, mez-cla, átomo, molécula, ion; reacción química y ecuación química. Así como contar con nociones básicas de la nomenclatura de Química Inorgánica, comprender la ley de la conservación de la materia y el modelo cinético molecular.

APRENDIZAJES ESPERADOS

Con esta propuesta esperamos que los alumnos:

a) Reconozcan que cuando ocurre una reacción química se forman sustancias (productos) que tienen pro-piedades diferentes a las de las sustancias iniciales (reactivos).

b) Comprendan que la formación de nuevas sustancias implica una reestructuración entre las partículas que conforman a las sustancias originales.

c) Conozcan y diferencien los tres niveles de representación que se utilizan cuando se explican las reacciones químicas: macroscópico, nanoscópico y simbólico, de acuerdo con Johnstone (1993).

d) Clasifiquen a las reacciones químicas de acuerdo con el criterio analítico.

e) Representen simbólicamente una reacción química por medio de una ecuación balanceada.

CONSIDERACIONES DIDÁCTICAS

Diversos estudios han demostrado que no importa cuán bien estructurado esté un programa de Química, el aprendizaje por parte de los estudiantes ocurre en un porcentaje muy bajo. Según Caamaño (2003) las dificul-tades en el aprendizaje de la Química tienen su origen en tres factores fundamentales: las atribuibles a la disci-plina misma, a los procesos de razonamiento de los estudiantes y al proceso de instrucción recibida.

Ben-zvi et al. (1987) opinan que parece haber un entendido entre los maestros y los investigadores de la educa-ción química de que ésta es una disciplina especialmente difícil para los estudiantes. Han citado también muchas razones que podrían explicar dicha dificultad, entre ellas: que los conceptos de Química son abstractos, que la estequiometría y los cálculos son complicados, que cualquier problema de Química normalmente involucra muchas variables y esto sobrecarga la memoria de los estudiantes y, por último, que el lenguaje químico es difícil para el novato.


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Por otro lado, el contenido de los cursos de Química ha sido estudiado por diversos autores (Spencer, 1992; Gillespie, 1997; Garritz, 1998; Caamaño, 2003; Atkins, 2005; entre otros) quienes consideran como fundamen-tales en un curso básico de Química los siguientes conceptos: materia (tanto en el nivel macroscópico como en el nanoscópico), enlace, reacción química, tipos de reacciones, entropía y energía.

Nos dicen Mortimer y Miranda (1995) que las mayores dificultades que enfrentan los alumnos del nivel básico al estudiar las reacciones químicas están relacionadas con la gran extensión y generalización de este concepto. Al final de cuentas, ¿qué es lo que puede haber en común entre fenómenos tan diferentes como la combustión de una vela, la oxidación de un clavo o la disolución de un comprimido antiácido?

El concepto de reacción química tiene un primerísimo lugar en la enseñanza de esta disciplina desde el nivel básico hasta el universitario. El resto de los conceptos giran en torno a éste, ya sea por su importancia para comprender posteriormente la reacción química, que se deban construir paralelamente con dicho concepto o que requieran de éste para ser comprendidos.

En esta secuencia didáctica consideraremos como sinónimos a los términos cambio químico y reacción química; asimismo, una reacción química es todo proceso en el cual una o varias sustancias se forman a partir de otra(s).

Por lo general, el tema reacción química se enseña a partir de la diferenciación entre cambio físico y cambio químico, clasificación que no es conveniente incluir en el currículo de Química, según Garritz (1997) y Borsese y Esteban (1998), pues se pasa por alto que los fenómenos que estudiamos son de una mayor complejidad (Hernández y López, 2009).

En muchos libros de texto se describe a los cambios físicos como aquellos en los que no hay cambios de color ni cambian las propiedades de las sustancias, procesos que son reversibles e involucran poca energía calorífica; en contraste con los cambios químicos como los fenómenos en los que sucede todo lo contrario.

Bajo estas definiciones, ¿cómo se clasificaría a la fusión del hielo? Si bien, tradicionalmente, se clasifica a los cam-bios de estado como cambios físicos, argumentando su reversibilidad (se puede pasar del hielo a agua líquida y viceversa modificando la temperatura), Garritz et al. (2005) hacen notar que la densidad del agua líquida es muy diferente a la del hielo y a la del vapor de agua. Al presentar diferencias en dicha propiedad, ¿se tratará de sustancias nuevas y por lo tanto de cambios químicos?

Conviene entonces establecer con los alumnos qué parámetros se tomarán en cuenta para determinar si se ha producido una reacción química o no. Mortimer (2000) dice que una forma de reconocer las transformaciones en los materiales es por medio de evidencias macroscópicas y define evidencias como un tipo de alteración que ocurre en un material y que muchas veces nos indica que dicho material se transformó. Sin embargo, los cambios que detectamos a través de nuestros sentidos como el calentamiento, enfriamiento, efervescencia o cambios de color son sólo una primera pista de que probablemente esté ocurriendo una reacción química, ya que para saber si se han formado nuevas sustancias es necesario determinar algunas propiedades características de los produc-tos y compararlas con las de los reactivos.

Otro aspecto a considerar en el estudio de las reacciones químicas es que la masa se conserva y que es posible representarlas mediante ecuaciones.

Ronald Gillespie (1997) explica lo que sucede en un cambio químico a nivel de partículas:

las reacciones ocurren porque las moléculas se están moviendo y cuando se golpean con violencia suficiente unas contra otras los enlaces se rompen y los átomos se intercambian para formar nuevas moléculas. O una molécula que está vibrando con violencia suficiente puede romperse en moléculas más pequeñas.

Consideramos que para comprender mejor lo que pasa en una reacción química, deben incluirse gradualmente las explicaciones a nivel fenomenológico (o macroscópico), simbólico y nanoscópico; que no basta con que los


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alumnos realicen experimentos cuyo análisis no va más allá de la escritura y balanceo de ecuaciones químicas, de la realización de cálculos estequiométricos o de la clasificación de dichas reacciones.

Nuestra experiencia al trabajar con alumnos y docentes nos permite afirmar que muy pocos explican lo que sucede en una reacción química, usando como herramienta el modelo cinético molecular, por ejemplo. Además, los profesores reconocen que no hacen explícito a sus alumnos el nivel explicativo que usan (fenomenológico, nanoscópico o simbólico) ni cuándo pasan de uno a otro, lo que probablemente contribuya, entre otras cosas, a que los estudiantes transfieran las propiedades de las sustancias a las propiedades de las partículas.

Por lo anterior, proponemos una secuencia de actividades en la que se parte del análisis de cambios químicos conocidos por los alumnos, se continúa con experimentos en los que se analizan ciertas propiedades de produc-tos y reactivos y se trabaja en la modelización de los cambios químicos empleando el modelo cinético molecular.

Antes de presentar la secuencia de actividades a los alumnos, es importante tomar en cuenta la contextuali-zación del tema y considerar las concepciones alternativas de los estudiantes, muchas de las cuales ya están documentadas en la literatura.

Para ello, conviene mencionar que las reacciones químicas existen desde antes de la aparición del hombre. Pos-teriormente, el descubrimiento del fuego y su utilización para cocinar los alimentos, la obtención de los metales a partir de minerales y más adelante la fabricación del bronce o latón, por ejemplo, tienen aparejados un sinnú-mero de reacciones químicas, que sin duda en esos primeros tiempos no eran reconocidas como tales.

En nuestros días se fabrican infinidad de productos a partir de reacciones químicas: medicamentos, conserva-dores de alimentos, pigmentos, fibras, aleaciones, plásticos, fertilizantes, combustibles, etcétera, todo lo cual contribuye a hacer nuestra vida más confortable.

Aun cuando la Química se ha venido desarrollando desde tiempos remotos, ha tomado muchos años com-prender el significado de las reacciones químicas, primero identificadas por cambios observables (perspectiva macroscópica o fenomenológica) y, posteriormente, explicadas a través de modelos (perspectivas simbólica y nanoscópica).

Por otro lado, desde los años ochenta, se ha hecho énfasis en señalar la importancia que tiene el conocer las ideas de los estudiantes respecto al tema de estudio, para tomarlas como punto de partida en la selección o diseño de las estrategias didácticas idóneas.

Algunas concepciones alternativas (o ideas previas) de los alumnos que se reportan (Flores et al., 2002; Kind, 2004) con respecto al tema de reacción química son:

1. Sólo sucede una reacción química cuando hay una explosión o cuando desaparece una sustancia.

2. En un cambio físico la sustancia transformada es capaz de volver a su estado inicial.

3. Un cambio químico se relaciona con la idea de irreversibilidad.

4. En un cambio químico no cambia la estructura nanoscópica de una sustancia, lo que cambia son sus pro-piedades.

5. A una reacción química corresponden cambios a nivel macroscópico.

6. Ni los átomos ni la masa se conservan necesariamente en una reacción química.

7. La masa del sistema no cambia en una reacción de combustión (la masa de las cenizas de madera es la misma que la de la tabla inicial, tan solo ha cambiado de aspecto).

8. Las reacciones químicas son la consecuencia de mezclar sustancias.

9. En los seres vivos no suceden reacciones químicas.


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10. La energía producida en una reacción química se genera por la destrucción de átomos.

11. Confunden entre lo que es un cambio químico y un cambio de estado.

A través de las actividades sugeridas en esta unidad didáctica, nos ocuparemos, fundamentalmente, de lo rela-tivo a las ideas previas número 2, 4, 7 y 11.

BREVE DESCRIPCIÓN DE LAS ACTIVIDADES DE LA UNIDAD DIDÁCTICA

Las actividades están secuenciadas de tal manera que se cumpla con el logro de los aprendizajes esperados. Por lo tanto, la primera actividad tiene como propósito reflexionar sobre la dificultad de distinguir entre cambio físico y cambio químico. Con la segunda, se pretende mostrar que cuando ocurre una reacción se obtienen sus-tancias diferentes a las iniciales. En la tercera actividad, se hace énfasis en la conservación de la masa durante una reacción química. Tanto en la segunda como en la tercera actividad, además se busca que los estudiantes reconozcan que hay tres niveles de representación y, por lo tanto, de explicación para los fenómenos químicos.

El objetivo de la actividad cuatro es aprender a balancear ecuaciones químicas por el método del ion electrón; para ello, primero aprenderán a identificar los números de oxidación que presentan los elementos en diferentes compuestos e identificarán cuáles son reacciones de óxido-reducción.

Finalmente, en la actividad cinco se propone una evaluación general para constatar cuáles fueron los aprendi-zajes logrados (Anexo 8).

Se incluye una actividad más (ver anexos 9 y 10, material para el alumno y para el profesor, respectivamente) cuyo objetivo es clasificar las reacciones de acuerdo con el criterio analítico.

Si bien esta propuesta es para trabajar en el aula, las actividades experimentales pueden presentarse como expe-rimentos demostrativos o realizarse en un laboratorio. Consideramos que es muy importante adaptar los experi-mentos a las condiciones reales del salón, para incluirlos siempre, ya que son un aspecto sumamente importante en el aprendizaje de la Química.

De acuerdo con Sanmartí (2007), “La evaluación es el motor del aprendizaje ya que de ella depende tanto qué y cómo se enseña como el qué y cómo se aprende”, así que esta etapa también es un espacio de aprendizaje para ambos actores (profesores y alumnos). Por su parte, el profesor puede identificar no solamente los errores sino cuáles son sus causas, lo cual le permite proponer estrategias para superarlos; los alumnos reconocen cuáles son sus limitaciones, qué han aprendido y qué les falta por hacer.

Como en toda estrategia de enseñanza-aprendizaje, la evaluación es un componente indispensable en una uni-dad didáctica, ya que permite tanto al alumno como al profesor, además de lo anteriormente mencionado, obtener información sobre los aprendizajes alcanzados.

Es por esto que dentro de nuestra propuesta la evaluación está presente antes, durante y al final de cada activi-dad; por ejemplo, el profesor puede solicitar que se elabore un portafolios de evidencias con las respuestas a los cuestionarios, lo cual se puede revisar junto con el alumno para detectar sus avances.

A continuación presentamos las cinco actividades que conforman la secuencia didáctica El corazón de la Quími-ca. Transformación de las sustancias. Las primeras hojas corresponden a los materiales de apoyo para el docente y en los anexos se encuentran las hojas de trabajo para el alumno, correspondientes a cada actividad.


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Actividad 1. ¿Cambio físico o Cambio químico?

Objetivo: reconocer que no es fácil tipificar un fenómeno como cambio físico o como cambio químico.

Realice una pequeña introducción solicitando a los alumnos que detecten a su alrededor algunos cambios. Re-cuérdeles que una manera de clasificar el gran número de cambios que nos rodean es en cambios físicos y cam-bios químicos.

Luego, pida que respondan individualmente a la pregunta 1 del cuestionario para esta actividad (ver Anexo 1).

A continuación, analice con ellos cómo completaron la siguiente tabla, cuyas respuestas son:

Tabla 3.1 Comparación cambio físico-cambio químico (modificada de la que proponen Ahtee y Varjola en Robinson, 1999).

Fenómeno¿Hay un

cambio de color?

¿Se requiere energía

calorífica?

¿Hay cambio de estado?

¿Hay un cambio en la

forma?

¿Se trata de un cambio

físico o químico?

Quemar madera o papel SÍ SÍ SÍ SÍCambio químico

Derretir hielo SÍ SÍ SÍ SÍ Cambio físico

Calentar hierro al rojo vivo SÍ SÍ NO NO Cambio físico

Mezclar alcohol con agua NO NO NO NO Cambio físico

Disolver sal de mesa en agua

SÍ NO SÍ SÍ Cambio físico

Ennegrecimiento de una manzana

SÍ NO NO NOCambio químico

Hacer palomitas de maíz SÍ SÍ NO SÍCambio químico

Al analizar la tabla anterior con los estudiantes, se hace evidente que no es tan fácil distinguir cambio químico de cambio físico, ya que ambos tienen propiedades observables en común; por ejemplo, quemar madera o papel y derretir hielo presentan los mismos cambios, pero el primero es un cambio químico ya que se forman nuevas sustancias al quemar la madera, mientras que el segundo evento es un cambio físico dado que se trata de un cambio de estado para la misma sustancia (H

2O). También es notorio que los cambios físicos se presentan con

características diferentes; por ejemplo, disolver sal y mezclar agua y alcohol no requieren energía calorífica, pero derretir hielo o calentar hierro, sí. Esto hace difícil clasificarlos basándose solamente en los cambios aparentes.

Se sugiere que a partir de las respuestas del grupo a la actividad anterior, se acuerden las definiciones más con-venientes para cambio físico y cambio químico.


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Otra opción para trabajar con el cuadro de la Actividad 1, es proporcionarlo con las respuestas que se muestran, para que el alumno las analice y entonces responda si se trata de un cambio físico o químico y después se revisen las respuestas y argumentos en sesión grupal, con lo cual responden a las preguntas 2 y 3 del cuestionario.

Por otro lado, al realizar esta discusión con los alumnos, también pueden detectarse cuáles son sus explicacio-nes (relacionadas con sus concepciones alternativas o ideas previas) para fenómenos como cambios de estado, cambios físicos o cambios químicos, lo cual nos permite tomarlas en cuenta al trabajar con esta propuesta.

De acuerdo con Gómez (1992), en los cambios físicos (cambios de estado y disoluciones) se conservan las sus-tancias que intervienen, se mantiene su identidad y no cambia su estructura nanoscópica, ya sean moléculas o iones. En un cambio físico las sustancias pueden recuperarse conservando tanto su estructura como su cantidad.

Por otro lado, se podría pensar que la estructura cristalina de una sal disuelta, cuando se recristaliza, no es la misma que tenía antes de disolverla. Este mismo autor señala que:

en los cambios químicos (las reacciones), la identidad de las sustancias que participan se modifica, se pro-duce una reordenación de los átomos que las forman, cambiando por tanto su estructura nanoscópica […] en estos procesos no desaparecen átomos ni se forman otros nuevos, es decir, se conserva el número total de átomos de cada elemento presentes al principio y al final. Los cambios químicos no son reversibles por medios físicos.

Es importante que los estudiantes puedan concluir que para saber si ha ocurrido una reacción química o no son útiles los cambios observables, pero que no son determinantes. Además, deben tenerse definiciones de referen-cia, ya que, por ejemplo, la disolución de sal en agua desde el punto de vista macroscópico puede considerarse como cambio físico mientras que a nivel de partículas es un cambio químico porque en el cristal de NaCl los iones Na+ no están hidratados y, ya en la disolución, están formando al ion complejo [Na(H

2O)

6]+.

Debido a la dificultad que implica hacer la distinción entre fenómenos físicos y químicos es necesario utilizar otro criterio para definir cuándo ocurre una reacción química. Esto es, debemos construir el concepto de que cuando ocurre una reacción química se forman nuevas sustancias, con propiedades diferentes a las de aquellas que les dieron origen.


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Actividad 2. ¿Cómo saber que ocurre una reacción química?

Objetivos:

� Propiciar la construcción del concepto de reacción química, explicándolo inicialmente a nivel macroscópico y relacionándolo con los niveles nanoscópico y simbólico.

� Hacer evidente la formación de nuevas sustancias, verificando el hecho mediante reacciones adicionales específicas.

Se propone trabajar esta actividad mediante la metodología predice, observa y explica (POE), que es una estra-tegia de enseñanza que permite conocer qué tanto comprenden los alumnos sobre un tema, al ponerlos ante tres tareas específicas:

Primero el alumno debe predecir los resultados de algún experimento que se le presenta o que él realiza, y debe justificar su predicción; después observar lo que sucede y registrar sus observaciones detalladamente, y final-mente explicar el fenómeno observado y reconciliar cualquier conflicto entre su predicción y sus observaciones.

Para ello, diga a los alumnos que se realizará un experimento utilizando para ello el dispositivo mostrado en la Figura 1 (debe estar sujeto en un soporte universal):

Figura 1. Tubo transparente de 50 cm de largo y 2.5 cm de diámetro, con tapones que tienen aplicadores con algodón previamente humedecidos con amoniaco concentrado y con ácido clorhídrico concentrado.

Mencióneles que se colocará amoniaco concentrado (izquierda) y ácido clorhídrico concentrado (derecha) en los aplicadores con algodón y, enseguida, se taparán ambos extremos del tubo (Hernández et al., 2010). En este momento solicite que respondan a la pregunta 1 del cuestionario para esta actividad (ver Anexo 2), lo cual corresponde a la etapa de predicción del POE.

Con la ayuda de dos alumnos, realice el experimento y pida al grupo que observe con atención lo que ocurre dentro del tubo. Después de unos cuantos minutos de haber cerrado el tubo, se observa que empieza a deposi-tarse un polvo blanco cerca del extremo donde se aplicó el HCl (aproximadamente a 20 cm del punto de aplica-ción del HCl). Se trata del cloruro de amonio (NH

4Cl) que es el único producto en esta reacción.

Una alternativa para seguir la evolución de la reacción entre los gases es colocar una cinta de papel filtro hu-medecida con indicador universal dentro del tubo, cuidando que no obstruya el paso de los gases. Los alumnos pueden ver los cambios de colores debidos al pH que va cambiando al mismo tiempo que se realiza la reacción (ver Figura 2). Aunque esto no es necesario para la realización del experimento, puede resultar muy ilustrativo el comentar adicionalmente el o los tipos de reacción que están involucrados en este cambio (ácido-base), ade-más que se realiza en fase gaseosa, aspecto poco visto en las clases tradicionales.

HIDRÓGENOLuz incidente

EXPERIMENTO

NH3 (ac) HCl (ac)


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Figura 2. Resultados del experimento.

Ahora solicite a los alumnos que registren sus observaciones como respuesta a las preguntas 2 y 3 del cuestio-nario del Anexo 2 (etapa de observación del POE).

Finalmente, pida que revisen si lo que escribieron como predicciones coincide o no con lo que observaron que sucedió y que, a partir de esto, ofrezcan alguna explicación para el fenómeno observado, respondiendo a las preguntas 4 y 5 del cuestionario (etapa de explicación del POE).

En sesión plenaria, revise las respuestas de los alumnos. Es importante hacer énfasis en:

� Que se aplican disoluciones acuosas en los algodones, cuyos solutos son gases que se difunden y al encon-trarse reaccionan.

� Que se forma una nueva sustancia (sólido blanco).

� La identidad de la sustancia que se forma en el tubo (NH4Cl).

� La ecuación química para la reacción que ocurre.

� Que los gases se difunden a diferentes velocidades, dependiendo de su masa molar.

� La razón por la cual se formó el sólido a esa distancia de los extremos del tubo.

� Que las propiedades de reactivos y productos (estado de agregación, color, solubilidad en agua) son muy diferentes, es la evidencia de que se ha formado una nueva sustancia.

� Que podemos demostrar que se formó una nueva sustancia (reacciones de identificación).

Cuando se encuentran los gases, ocurre una reacción de síntesis entre ellos formando un sólido blanco, llamado cloruro de amonio, de acuerdo con la siguiente ecuación:

NH3 (g) + HCl (g) → NH

4Cl (s)

Al poner al amoniaco y al cloruro de hidrógeno en un sistema cerrado, como el tubo de la Figura 1, se propicia que se encuentren debido a que se difunden. A nivel nanoscópico, el cambio observado se explica utilizando el modelo cinético molecular, que postula que las partículas están en constante movimiento y que el choque efectivo entre ellas hace posible tanto la ruptura de enlaces como el establecimiento de nuevas uniones, lo que da lugar a la formación de nuevas sustancias.

HCl NH3


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Las moléculas de amoniaco se difunden más rápido que las de cloruro de hidrógeno. Por ello, el NH4Cl no se

deposita a la mitad del tubo, sino más cerca del punto de partida del cloruro de hidrógeno.

Es importante que el profesor mencione que hay reacciones de identificación específicas para algunos iones. En este caso se mostrará una reacción de identificación de iones cloruro, utilizando ácido clorhídrico diluido y añadiéndole unas gotas de nitrato de plata. Se observará la precipitación del cloruro de plata (blanco). A conti-nuación pídales que tomen una muestra del sólido blanco (NH

4Cl) y lo disuelvan en un poco de agua destilada:

NH4Cl (s) + H

2O (l) → NH

4+ (ac) + Cl- (ac)

Posteriormente, que agreguen un par de gotas de una disolución de nitrato de plata. Los iones cloruro al reac-cionar con el nitrato de plata, forman cloruro de plata (AgCl), un precipitado de color blanco que se oscurece con la luz debido a la fotosensibilidad típica de los compuestos de este metal:

Cl- (ac) + AgNO3 (ac) → AgCl (s) + NO

3 (ac)

Como cierre de esta actividad, solicite al grupo que respondan un segundo cuestionario (ver Anexo 3) y revisen grupalmente las respuestas para concluir respecto a cómo se ha representado la reacción química entre el HCl y el NH

3 en los tres niveles explicativos.

Como en cualquier otra demostración experimental, es importante que el profesor haga el experimento antes de presentarlo al grupo para realizarlo exitosamente. En esta actividad se debe sujetar bien el tubo al soporte universal para que permanezca inmóvil durante la demostración, no hay que mojar demasiado los algodones y tener cuidado de tapar al mismo tiempo ambos extremos del tubo.

Antes de hacer la reacción con AgNO3, hay que destapar el sistema para que si aun existen vapores de HCl, se

escapen y no afecten la reacción de identificación del NH4Cl.

Si se usa un tubo con dimensiones diferentes, habrá que asegurarse antes qué cantidades de reactivos son ne-cesarias para que salga bien el experimento.


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Actividad 3. ¿Se conserva algo durante el cambio?

Objetivos:

� Mostrar que la masa se conserva durante una reacción química.

� Representar los cambios químicos mediante ecuaciones balanceadas y el uso del modelo cinético molecular.

En esta actividad se propone realizar una reacción química frente al grupo y, posteriormente, representar a los cambios observados con una ecuación balanceada y con dibujos de partículas, basándose en el modelo cinético molecular, además de comprobar que la masa se conserva durante una reacción química.

Primeramente, el profesor solicita al grupo que, de manera individual, respondan a las preguntas del cuestiona-rio para esta actividad (ver Anexo 4). Enseguida les pide que observen con atención el experimento que realiza-rá y muestra un vaso de precipitados que contiene 20 mL de disolución de cloruro de hierro (III) (FeCl

3) 0.1M y

otro que contiene disolución de hidróxido de sodio (NaOH) 1M. La primera disolución es de color amarillo y la segunda es incolora. Se pide a los alumnos que describan el aspecto de cada uno de estos reactivos y a continua-ción se vierten 6 mL de la disolución de NaOH a la de FeCl

3, agitando un poco la mezcla. De inmediato sucede

un cambio evidente, pues se forma un sólido de color café y de consistencia gelatinosa (Fe(OH)3), quedando

incolora la fase acuosa.

Una vez que los alumnos han registrado las características del sólido recién formado, preguntar: ¿consideran que ha ocurrido una reacción química? ¿Por qué?

Se esperaría que después de haber trabajado en las actividades anteriores, dijeran que los cambios de color ob-servados y la formación del sólido son evidencias que nos indican que se han formado nuevas sustancias.

Enseguida escribir en el pizarrón la siguiente ecuación, explicando que se trata de la representación simbólica del fenómeno químico que acaban de presenciar:

FeCl3 (ac) + NaOH (ac) → Fe(OH)

3 (s) + NaCl (ac) Ecuación no balanceada

Y preguntar al grupo: ¿Cuáles son los coeficientes que deben agregarse para que esté balanceada? ¿Cómo po-demos encontrarlos?

Se realiza entonces un balanceo por inspección encontrando que basta escribir un número 3 antes de la fórmu-la del hidróxido de sodio y también antes de la del cloruro de sodio para balancear esta ecuación. Recordar al grupo lo que indican los subíndices y los coeficientes en estas ecuaciones y que al balancearlas no deben modi-ficarse los subíndices, ya que si eso se hace se están modificando las fórmulas de los compuestos y ya no corres-ponderán a las sustancias involucradas en la reacción. Para saber si los alumnos cometieron ese error, se sugiere revisar en este momento lo que respondieron a la pregunta 1 del cuestionario (Anexo 4) para esta actividad.


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A continuación dibujar en el pizarrón un esquema como el de la Figura 3:

Figura 3. Representación simbólica del nivel nanoscópico de la reacción entre el FeCl3 (A) y el NaOH (B).

Explicar a los alumnos que se trata de la representación a nivel nanoscópico de la reacción anterior. En los dos primeros vasos de la Figura 3 se representa a cada uno de los reactivos, se dibuja una línea horizontal dentro de cada uno, indicando el medio acuoso (por simplicidad, no se dibujan las moléculas de agua), los círculos más pequeños representan a los cationes y los más grandes a los aniones.

Pedir a los alumnos que, de acuerdo con ese código de figuras, dibujen una representación para los productos de la reacción. La respuesta es:

Cabe hacer notar que como se están haciendo reaccionar cantidades estequiométricas de esas disoluciones, el número de partículas de cada sal concuerda con los coeficientes de la ecuación balanceada. También por sim-plicidad se está representando al Fe(OH)

3 como unidades de cuatro partículas, a pesar de no ser una sustancia

molecular; éstas no se dibujan disociadas por tratarse de un sólido que es prácticamente insoluble en agua. Otra opción para estos esquemas es representar con una figura diferente a cada uno de los átomos o iones que for-man a las diferentes sustancias.

Es importante reflexionar sobre lo que ha cambiado a nivel de partículas, especialmente respecto a los nuevos enlaces que se forman. Conviene retomar sus respuestas a la pregunta 2 del cuestionario para esta actividad, así como la definición de reacción química que se haya acordado con los alumnos, o bien, proponer alguna en este momento, para que revisen si aplica para este ejemplo.

Como parte final de esta actividad, se analizará con el grupo qué pasa con la masa del sistema durante una reacción química. Revisar grupalmente las respuestas a la pregunta 3 del cuestionario para esta actividad (ver Anexo 4). Revisar rápidamente las respuestas para saber qué opina la mayoría y si están en lo correcto.

Algunos estudiantes responden que si se forma un sólido en una reacción, la masa del sistema debe aumentar, ya que su premisa es que los sólidos siempre son más pesados que los líquidos.

A B

FIGURA 3A

FIGURA 3A

A B

FIGURA 3A

FIGURA 3A


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A continuación plantearles lo siguiente: para la reacción que realizamos en el salón, si comparamos la masa de los reactivos, antes de hacerlos reaccionar, con la masa de los productos resultantes, ¿serán diferentes? ¿Serán iguales?

Se esperaría que si comprenden lo que postula la ley de la conservación de la materia, dijeran que ambas masas deben ser iguales. En todo caso, solicitar a los alumnos que den respuestas argumentadas y fomentar que si hay opiniones contrarias, éstas también estén debidamente fundamentadas.

Realizar nuevamente dicha reacción (cloruro de hierro (III) más hidróxido de sodio) pero ahora sobre una balan-za, para registrar la masa del sistema inicial y la masa del sistema final. Se comprobará que al realizar la reacción de formación de hidróxido de hierro (III), la masa se conserva.

Pero, ¿por qué se ha conservado la masa del sistema? Escuchar lo que opinan al respecto los alumnos. Puntua-lizar que en los cambios químicos la masa se conserva porque la masa de los átomos o iones participantes no cambia, éstos solamente se reorganizan para formar nuevos enlaces y, en consecuencia, nuevas sustancias.

Para dar tratamiento a los residuos de esta actividad experimental, el Fe(OH)3 se puede disolver con un poco de

ácido muriático (o HCl diluido) para recuperarlo como disolución de FeCl3 y poder reutilizarlo, o bien, se diluye

y desecha por el drenaje con bastante agua.


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Actividad 4. Balanceo de ecuaciones por el método del ion electrón

Objetivos:

� Identificar los números de oxidación que presentan los elementos en diferentes compuestos. � Identificar cuáles son reacciones de óxido-reducción. � Aprender a balancear ecuaciones químicas por el método del ion electrón.

Esta actividad está programada para realizarse en dos sesiones de 90 minutos cada una.

El método del ion electrón se utiliza para balancear ecuaciones de reacciones de oxidación-reducción. Conside-ramos que es útil debido a que se trabaja con las especies tal y como se encuentran en disolución acuosa.

Como inicio de esta actividad, pida a los alumnos que respondan el cuestionario del Anexo 5. Revise rápidamen-te las respuestas y anote en el pizarrón las que prevalecen en la mayoría del grupo, es importante conocer qué criterios usaron los alumnos para identificar a las ecuaciones redox y monitorear si se modifican o no conforme se avance en el tema.

Si bien se pueden balancear ecuaciones sin conocer el aspecto de las sustancias involucradas, es conveniente que los estudiantes se familiaricen con el color de las especies en disolución acuosa y lo relacionen con sus nú-meros de oxidación para que, posteriormente, puedan hacer predicciones. Para ello, se sugiere llevar al salón de clase diversos tubos de ensayo con sustancias que tengan elementos que al cambiar su número de oxidación, cambien su apariencia. Algunos ejemplos se presentan en la Tabla 3.2:

Tabla 3.2 Números de oxidación y color de algunas especies químicas.

Especie Número de oxidación del

elemento en negritasColor de la especie

MnO4

- 7 + Violeta

MnO4

2- 6 + Verde

MnO2

4 + Sólido café

Mn2+ 2 + Incoloro

Mn 0 Gris metálico

Fe3+ 3 + Amarillo

Fe2+ 2 + Verde claro

V2+ 2 + Violeta

V3+ 3 + Verde

VO2+ 4 + Azul

VO2

+ 5 + Amarillo

Cr2O

72- 6 + Amarillo

Cr3+ 3 + Verde oscuro


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En esta actividad se pretende que los alumnos identifiquen algunas sustancias oxidantes, otras reductoras y otras más que puedan ser tanto oxidantes como reductoras (anfolitos), tomando como base los números de oxidación de los elementos que las constituyen (ver Figura 4).

Figura 4. Disoluciones con manganeso en diferentes estados de oxidación.

Presente al grupo la Figura 5 en la que se muestran los números de oxidación más comunes del manganeso. Como puede observarse, el máximo número de oxidación del manganeso es 7+ y el mínimo es cero, cuando se encuentra como metal. Dado que la oxidación es un proceso en el que se pierden electrones, el manganeso VII no puede perder más electrones, o lo que es lo mismo, no puede oxidarse más, sólo puede reducirse, al oxidar a otra especie. En conclusión, el manganeso VII es oxidante.

En el extremo izquierdo de la línea, está colocado el manganeso (0), que ya no puede ser reducido puesto que se encuentra en su mínimo número de oxidación, por lo que será reductor, esto es, reducirá a otras especies y se oxidará.

Figura 5. Números de oxidación más comunes del manganeso.

En la Figura 5 también se puede apreciar que el manganeso en el dióxido de manganeso (MnO2), tiene estado

de oxidación IV, por lo que dependiendo con qué sustancia reaccione, puede oxidarse (y pasar a Mn VII o a Mn VI). o reducirse y llegar a manganeso II o a Mn metálico, por lo tanto, esta sustancia es un anfolito, ya que puede ser tanto oxidante como reductora. El manganeso II y el manganeso VI también pueden comportarse como oxidan-tes o como reductores, dependiendo de la especie con la que reaccionen.

0 2+ 4+ 7+6+

Mn MnO2

MnO2− MnO4

Mn2+


75

Pida a los estudiantes que siguiendo el criterio explicado anteriormente, clasifiquen como oxidantes, reductores o anfolitos, a las sustancias que se presentan en la tabla del Anexo 6, cuyas respuestas son:

Sustancia Oxidante Reductora Anfolito Explicación

K2Cr

2O

7X

El cromo está en su máximo número de oxidación (VI).

Zn° X El Zn tiene número de oxidación 0.

H2O

2X

El oxígeno, que tiene número de oxidación 1-, puede pasar a 2- (se reduce) o a 0 (se oxida).

H2SO

4X

El azufre está en su máximo número de oxidación (VI).

Fe3+ XEstá en su máximo número de oxidación, sólo puede reducirse.

Fe2+ XEstado de oxidación intermedio, puede oxidarse o reducirse.

Na° X Está en su mínimo estado de oxidación.

HCl X

El H+ es oxidante y el Cl- reductor. Si el que reacciona es el Cl- se obtiene Cl

2, por un

proceso de oxidación. Si reacciona el H+ se obtiene H

2, por un proceso de reducción.

A continuación, muéstreles nuevamente las disoluciones de manganeso en sus diferentes estados de oxidación, para que las tengan presentes. Una vez que los estudiantes asocian los colores de diferentes sustancias con su número de oxidación, procedan a balancear ecuaciones como la siguiente.

KMnO4 (ac) + H

2SO

4 (ac) + H

2O

2 (ac) → MnSO

4 (ac) + K

2SO

4 (ac) + O

2 (g) + H

2O (l)

Escriba la ecuación anterior en el pizarrón y pregunte a los alumnos qué se observará al llevarse a cabo la reac-ción. Podrán predecir que desaparecerá el violeta del permanganato de potasio y que se observará el despren-dimiento de un gas. Realice usted la reacción en un tubo de ensayo grande, de manera que sea visible para todo el grupo. Ahora los estudiantes podrán comprobar si sus predicciones fueron o no correctas. Cabe hacer notar que esta actividad, a pesar de ser tan sencilla, resulta muy del agrado de los alumnos.

Podrán decir también que el oxidante es el permanganato de potasio y que el agua oxigenada, que puede ser oxidante o reductor, en este caso será reductor. Al analizar el ácido sulfúrico, verán que el azufre está en su máximo estado de oxidación y el H+ también es oxidante y por lo tanto el ácido sulfúrico actúa como oxidante.

Para balancear una ecuación por el método del ion electrón en medio ácido, se hace lo siguiente:

1. Escribir la ecuación con las especies como se encuentran en disolución acuosa:

K+(ac) + MnO4

-(ac) + H+ +

SO

4 2- (ac) + H

2O

2 → Mn2+ + SO

42-(ac) + K+ +

SO

4 2- + O

2(g) + H

2O (l)


76

2. Identificar las especies en donde hay cambio en el número de oxidación y escribir las semi-ecuaciones correspondientes:

(agente oxidante) MnO4

-(ac) → Mn2+(ac) Semi-ecuación de reducción

(agente reductor) H2O

2 → O

2 (g) Semi-ecuación de oxidación

3. Realizar el balance de masa: los oxígenos se balancean con agua y los hidrógenos con H+

8H+ + MnO4

-(ac) → Mn2+(ac) + 4H2O

H2O

2 → O

2 (g) + 2H+

4. Efectuar el balance de carga. Las cargas se balancean agregando electrones del lado que sea necesario:

8H+ (ac) + MnO4

-(ac) + 5e- → Mn2+(ac) + 4H2O (l)

H2O

2 (l) → O

2 (g) + 2H+ (ac) +2e-

Haga notar a los alumnos que los cinco electrones agregados en la semi-ecuación de reducción son los que gana el permanganato, para que el manganeso pase de VII a II. De la misma forma, en la semi-ecuación de oxi-dación, cada molécula de peróxido de hidrógeno pierde dos electrones y el oxígeno pasa de estado de oxidación menos I a cero.

5. Como en un proceso redox, el número de electrones perdidos por una especie es el que gana la otra, es necesario igualar el número de electrones que se intercambian, multiplicando la ecuación de reducción por 2 y la de oxidación por 5:

8H+ (ac) + MnO4

-(ac) + 5e- → Mn2+(ac) + 4H2O (l) x 2

H2O

2 (l) → O

2 (g) + 2H+ (ac) +2e- x 5

6. Sumar las semi-ecuaciones:

16H+ (ac) + 2MnO4

-(ac) + 10e- → 2Mn2+(ac) + 8H2O (l)

5H2O

2 (l) → 5O

2 (g) + 10H+ (ac) +10e-

16H+ (ac) + 2MnO4

-(ac) + 10e- + 5H2O

2 (l) → 2Mn2+(ac) + 5O

2 (g) + 8H

2O + 10H+(ac) +10e-


77

7. Que se puede escribir, después de simplificar términos, de la siguiente manera:

6H+ (ac) + 2MnO4

-(ac) + 5H2O

2 (ac) → 2Mn2+ (ac) + 5O

2 (g) + 8H

2O (l)

8. Finalmente, se escribe la ecuación en forma molecular:

2KMnO4 (ac) + 3H

2SO

4 (ac) + 5H

2O

2 (ac) → 2MnSO

4 (ac) + K

2SO

4 (ac) + 5O

2 (g) + 8H

2O (l)

Pedir a continuación a los estudiantes que balanceen las siguientes ecuaciones (ver Anexo 7), después de reali-zarlas sobre una superficie plástica o bien en una caja petri de vidrio, utilizando una o dos gotas de cada uno de los reactivos indicados a continuación:

a. K 2

Cr2O

7 (ac)+ KI (ac) + H

2SO

4(ac) → Cr

2(SO

4)

3 (ac) + K

2SO

4(ac) + I

2(s) + H

2O(l)

b. KMnO4 (ac)+ H

2SO

4 (ac) +

Na

2C

2O

4 (ac) → MnSO

4 (ac)+ CO

2 (g)+ Na

2SO

4 (ac) + K

2SO

4 + H

2O(l)

c. H2SO

4 (ac) + (VO

2)

2SO

4 (ac)+ Zn(s) → VSO

4(ac) + ZnSO

4 (ac) + H

2O (l)

d. KMnO4 (ac)+ H

2SO

4 (ac)

+ FeSO

4 (ac)→ MnSO

4 (ac)+ K

2SO

4 (ac) + Fe

2(SO

4)

3(ac)+ H

2O (l)

Se puede hacer también en tubos de ensayo de forma demostrativa como experimento en el aula.

Para balancear ecuaciones redox por el método del ion electrón en medio básico, podemos seguir el procedi-miento descrito anteriormente, pero con cuidado de eliminar los H+ resultantes, agregando el número necesario de OH- en ambos lados de la ecuación química como se indica en el siguiente ejemplo:

Se propone realizar la reacción representada por la siguiente ecuación:

Na[Cr(OH)4] (ac) + H

2O

2 (l) + NaOH (ac) → Na

2CrO

4 (ac) +H

2O (l)

verde amarillo

Para obtener el Na[Cr(OH)4] , se agrega hidróxido de sodio a una disolución de alguna sal de cromo (III). Se ob-

tiene primero un precipitado de hidróxido de cromo (III), que al agregar unas gotas más de hidróxido de sodio, pasa a formar el complejo, que es soluble. La disolución queda de color verde. A esta disolución se le agrega agua oxigenada (al 10%) y se formará el cromato de sodio, de color amarillo.

Para balancear esta ecuación seguiremos los mismos pasos que se mencionaron anteriormente para el balanceo de ecuaciones en medio ácido:

1. Escribir la ecuación con las especies como se encuentran en disolución acuosa:

Na+(ac) + Cr(OH)4

- + H2O

2 + Na+ + OH- → Na+ + CrO

42- + H

2O


78

2. Identificar las especies en donde hay cambio en el número de oxidación y escribir las semi-ecuaciones correspondientes:

(agente reductor) Cr(OH)4

- → CrO4

2- Semi-ecuación de oxidación

(agente oxidante) H2O

2 →

H

2O Semi-ecuación de reducción

3. Realizar el balance de masa: los oxígenos se balancean con agua y los hidrógenos con H+

Cr (OH)4

- → CrO4

2- + 4H+

2H + + H2O

2 →

H

2O + H

2O

4. Efectuar el balance de carga: las cargas se balancean con electrones:

Cr(OH)4

- → CrO4

2- + 4H+ + 3e-

2e- + 2H + + H2O

2 →

H

2O + H

2O

5. Igualar el número de electrones que se intercambian, multiplicando por 2 la ecuación que representa la oxidación y por tres la de reducción, sumar la dos semi-ecuaciones y realizar las simplificaciones correspondientes:

Cr(OH)4

- → CrO4

2- + 4H+ + 3e- x 2

2e- + 2H + + H2O

2 →

H

2O + H

2O x3

Lo cual resulta:

2Cr(OH)4

- → 2CrO4

2- + 8H+ + 6e-

6e- + 6H + + 3H2O

2 +

6H

2O

2Cr(OH)4

- + 3H2O

2 → 2CrO

42- + 2H+ + 6H

2O

6. Para eliminar los protones, que en medio básico no pueden existir, agregar 2OH- de cada lado de la ecua-ción, quedando como:

2OH- + 2Cr(OH)4

- + 3H2O

2 → 2CrO

42- + 2H+ + 2OH- + 6H

2O

2H2O

s


79

7. Por último, escribir la ecuación ya balanceada, en forma molecular:

2NaOH + 2Na[Cr(OH)4] + 3H

2O

2 → 2Na

2CrO

4 + 8H

2O

De esta forma, los estudiantes sólo tienen que aprender un método para balancear las ecuaciones, ya sea en medio ácido o en medio básico.

Como última actividad para este tema, solicite a los alumnos que realicen el siguiente experimento, para el cual sólo necesitan colocar una lenteja de hidróxido de potasio sobre una servilleta de papel, que a su vez esté sobre un vidrio de reloj y agregarle una gota de permanganato de potasio. En la servilleta aparecerá un hermoso color verde, debido a la formación del ion manganato (MnO

42-). No se percibe el desprendimiento del oxígeno, debido

a la pequeña cantidad de sustancias utilizadas.

A continuación pídales que balanceen la ecuación para la reacción anterior:

KMnO4 (ac) + KOH (ac) → K

2MnO

4 (ac) + O

2 (g) + H

2O (l)

Para evaluar los aprendizajes de esta serie de actividades, habrá que fijarse en que los alumnos hagan prediccio-nes correctas asociando los números de oxidación de las especies con su color, así como que balanceen correc-tamente por el método del ion electrón.

Actividad 5. Evaluación final

Finalmente, se propone una evaluación final de los conceptos principales en esta secuencia, aplicando el cues-tionario que se muestra en el Anexo 8. Si se pidió a los alumnos que reunieran sus cuestionarios de cada ac-tividad, el profesor cuenta con un portafolios de evidencias de aprendizaje que se pueden revisar junto con el estudiante para detectar sus avances.

Se incluyen dos actividades experimentales más (Anexo 9) como propuestas para reconocer diferentes tipos de reacciones químicas (ácido base, óxido reducción, precipitación y formación de complejos) e identificar los productos formados a través de reacciones específicas. El manejo didáctico sugerido se explica en el Anexo 10.


80

REFERENCIAS

Atkins, P. W. (2005). “Skeletal chemistry”, Education in Chemistry, 42(1), 20 y 25.

Ben-Zvi, R., Eylon, B.S. y Silberstein, J. (1987). Students’ visualization of a chemical reaction, Education in Che-mistry, 24(4), 117-120.

Borsese, A. y Esteban, S. (1998). “Los cambios de la materia, ¿deben presentarse diferenciados como químicos y físicos?”, Alambique. Didáctica de las Ciencias Experimentales,17, julio, 85-92

Caamaño, A. (2003), La enseñanza y el aprendizaje de la química, en Enseñar ciencias, n° 176, Graó, Madrid, 212-221.

Garritz, A. (1997). La química y los contenidos escolares, pp. 19-38 en González, J., León, A. I. y Venegas, N. (Eds.) Contenidos Relevantes en Ciencias Naturales para la Educación Básica, México: Fundación SNTE para la Cultura del Maestro Mexicano (ISBN 970080074-1).

Garritz, A. (1998). Una propuesta de estándares nacionales para la educación científica en el bachillerato. La corriente educativa Ciencia-Tecnología-Sociedad, Ciencia (Academia Mexicana de Ciencias), 49(1), 27-34.

Garritz R., A., Gasque, L. y Martínez, A. (2005), Química Universitaria, Pearson Educación, México, capítulo 1.

Gillespie, R. J. (1997). The Great ideas of chemistry, Journal of Chemical Education, 74(7), 862-864.

Gómez Crespo, M. A. (1992), La estructura de los conocimientos previos en Química: una propuesta de núcleos conceptuales. Investigación en la Escuela,18, 23-40.

Hernández, G. y López, N.M. (2009). Obstáculos para la construcción del concepto reacción química. Una pro-puesta para superarlos. METL 2, papeles del Seminario de Investigación Educativa. México: Facultad de Química, UNAM. ISBN 978-607-02-1411-0

Hernández, G; Irazoque, G.; Carrillo, M.; López, N. y Nieto, E. (2010), Sorprender no es suficiente. 30 experimen-tos de aula. México: Facultad de Química, UNAM, ADN editores.

Johnstone, A. H. (1993), A changing response to changing demand. Journal of Chemical Education, 70(9), 701-705.

Kind, V. (2004), Más allá de las apariencias. Ideas previas de los estudiantes sobre conceptos básicos de química. México: Aula XXI, Santillana, capítulo 5.

Mortimer, E. F. y Miranda, L. C. (1995). Transformações: concepções dos estudantes sobre reações químicas, Química Nova na Escola, 2, 23-26.

Mortimer, E. F. (2000). Introduçao ao estudo da química, vol. 1. Universidade Federal de Minas Gerais, Belo Ho-rizonte, Brasil.

Mulhall, P.; Berry, A. y Loughran, J. (2003). “Frameworks for representing science teachers’pedagogical content knowledge”, Asia Pacific Forum on Science Learning and Teaching, 4(2), art. 2 (disponible en http://www.ied.edu.hk/apfslt/v4_issue2/mulhall/index.htm#contents). Consultado el 19 de mayo de 2016.

Reyes, F. y Garritz, A. (2006) Conocimiento Pedagógico Del Concepto De “Reacción Química” En Profesores Universitarios Mexicanos. Revista Mexicana de Investigación Educativa, octubre-diciembre, año/vol. 11, (031) Distrito Federal: COMIE, 1175-1205


81

Robinson, W.R. (1999), A view of the science education research literature: student understanding of chemical change, Journal of Chemical Education, 76(3), 297-298.

Sanmartí, N. (2007), 10 Ideas clave. Evaluar para aprender, Barcelona, España, Editorial Graó.

Schummer, J. (2004). Editorial: substances versus reactions, International Journal for Philosophy of Chemistry, 10 (1), 3-4.

Spencer, J. N. (1992). General chemistry course content, Journal of Chemical Education, 69(3), 182-186.

Taber, K. (2004), Chemical misconceptions – prevention, diagnosis and cure. Volume II: classroom resources. Lon-don, UK, Royal Society of Chemistry.


82

Anexo 1

Actividad 1. ¿Cambio físico o cambio químico?

1. Completa la siguiente tabla:

Fenómeno¿Hay un cambio

de color?

¿Se requiere energía

calorífica?

¿Hay cambio de estado?

¿Hay un cambio en la forma?

¿Se trata de un cambio físico

o químico?

Quemar madera o papel

Derretir hielo

Calentar hierro al rojo vivo

Mezclar alcohol con agua

Disolver sal de mesa en agua

Ennegrecimiento de una manzana

Hacer palomitas de maíz

2. Anota aquí las definiciones acordadas en tu grupo para:

a) Cambio físico

b) Cambio químico

3. De acuerdo con lo anterior, explica qué respuesta(s) cambiarías en la tabla.


83

Anexo 2

Actividad 2. ¿Cómo saber que ocurre una reacción química?

Después de escuchar la descripción del profesor acerca del experimento que realizará, responde a lo siguiente.

1. ¿Qué crees que va a ocurrir?

A continuación se llevará a cabo el experimento. Observa cuidadosamente lo que ocurre y registra todas tus observaciones.

2. Describe las características de los reactivos que se utilizaron.

3. Describe los cambios que ocurren en el interior del tubo.

4. ¿Cómo explicarías la presencia del polvo blanco dentro del tubo?


84

Anexo 3

Actividad 2. Representando a las reacciones químicas

1. Describe desde el punto de vista macroscópico (lo que percibiste), el proceso de formación del cloruro de amonio a partir del amoniaco y del cloruro de hidrógeno.

2. Representa por medio de un dibujo cómo ocurre la formación del sólido, utilizando el modelo cinético molecular (nivel nanoscópico).

3. Representa por medio de una ecuación química el cambio observado (nivel simbólico).


85

Anexo 4

Actividad 3. ¿Se conserva algo durante el cambio?

1. Como parte de su tarea, Rebeca debe balancear la ecuación química para la reacción de síntesis del agua (H

2O), así que la entrega escrita de la siguiente manera:

H2 (g) + O

2 (g) → H

2O

2 (l)

¿Estás de acuerdo con lo que hizo? ¿Por qué?

2. Observa los siguientes esquemas.

a)

b)Mg** Mg** Mg**Mg**

Mg** Mg** Mg** Mg**Mg**

Mg** Mg** Mg**Mg**

Mg** Mg** Mg** Mg**Mg**

Mg** Mg** Mg**Mg**

antes después

antes después

ESQUEMAS MODIFICADOS DE TABER

Esquemas modificados de Taber (2004).


86

¿Representan reacciones químicas? ¿Por qué?

3. Un alumno colocó ácido clorhídrico en un vaso de precipitados y disolución de nitrato de plata en otro vaso. Los pesó y registró que la masa total era de 95 gramos. Luego agregó el ácido al nitrato de plata y volvió a colocar el vaso vacío en la balanza. Observó que se formó un sólido de color blanco. ¿Cuál es la masa final del sistema?

a) Mayor a 95 g

b) Igual a 95 g

c) Menor a 95 g

Explica por qué elegiste esa respuesta:


87

Anexo 5

Actividad 4. Identificación de reacciones redox

1) Revisa las siguientes ecuaciones químicas e identifica a las que se refieran a procesos de óxido reducción. Explica cómo las identificaste.

i) Cr2O

7 2- (ac)+ OH- (ac) → 2 CrO

4 2- (ac)+ H+ (ac)

ii) KOH (ac) + HNO3 (ac) → KNO

3 (ac) + H

2O (l)

iii) CuSO4 (ac) + Zn (s) → Cu0 + ZnSO

4 (ac)

iv) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO

2 (g)

v) 2 H2 (g) + O

2 (g) → 2 H

2O (g)

vi) Cl2 (ac) + 2 KI (ac) → I

2 (s) + 2 KCl (ac)

2) De acuerdo con tu respuesta anterior, explica qué es una reacción de óxido reducción (o redox).


88

Anexo 6

Actividad 4. ¿Cuál es oxidante? ¿Cuál es reductor?

1. Clasifica a las siguientes especies químicas como oxidantes, reductoras u oxidantes y reductoras, explica por qué las identificas como tales.

Sustancia Oxidante Reductora Anfolito Explicación

K2Cr

2O

7

Zn°

H2O

2

H2SO

4

Fe3+

Fe2+

Na°

HCl

2. Indica tres ejemplos, diferentes a los de la tabla anterior, de sustancias oxidantes, reductoras o anfolitos, y explica los ejemplos elegidos.


89

Anexo 7

Actividad 4. Balanceo de ecuaciones por el método del ion electrón

1. Balancear las siguientes ecuaciones que representan reacciones en medio ácido, por el método del ion electrón, indicando en cada una de ellas cuál es el oxidante, el reductor y los procesos de oxidación y re-ducción. Anotar también los cambios que se observarían al realizar cada una de ellas (desprendimiento de gas, cambio de coloración, etcétera).

a. K2Cr

2O

7 (ac)+ KI (ac) + H

2SO

4(ac) → Cr

2(SO

4)

3 (ac) + K

2SO

4(ac) + I

2(s) + H

2O(l)

b. KMnO4 (ac)+ H

2SO

4 (ac) + Na

2C

2O

4 (ac) → MnSO

4 (ac)+ CO

2 (g)+ Na

2SO

4 (ac) + K

2SO

4 + H

2O (l)

c. H2SO

4 (ac) + (VO

2)

2SO

4 (ac)+ Zn(s) → VSO

4(ac) + ZnSO

4 (ac) + H

2O (l)

d. KMnO4 (ac)+ H

2SO

4 (ac) + FeSO

4 (ac) → MnSO

4 (ac)+ K

2SO

4 (ac) + Fe

2(SO

4)

3(ac)+ H

2O (l)

2. Balancear las siguientes ecuaciones, que representan reacciones que se llevan a cabo en medio básico, por el método del ion electrón, indicando en cada una de ellas cuál es el oxidante, el reductor y los procesos de oxidación y reducción. Anotar también los cambios que se observarían al realizar cada una de ellas (desprendimiento de gas, cambio de coloración, etcétera).

a. KMnO4 (ac) + KOH (ac) → K

2MnO

4 (ac) + O

2 (g) + H

2O (l)

b. KMnO4 (ac) + H

2O (l) + KI (ac) → MnO

2 (s) + KOH (ac) +KIO (ac)


90

Anexo 8

Actividad 5. Cuestionario final

1. Explica qué es una reacción química.

2. Cuatro moles de amoniaco gaseoso y siete moles de oxígeno molecular se unen para formar seis moles de agua líquida y cuatro moles de óxido de nitrógeno (IV).

a. Traduce el enunciado anterior a una ecuación química balanceada.

b. Dibuja cómo estarían las partículas de reactivos y productos en la reacción anterior.

3. Determina el número de oxidación del elemento que aparece en negritas en cada una de las siguientes fórmulas:

a) KMnO4 _________

b) As2S

5 _________

c) K4P

2O

7 _________

d) NaAuCl4 _________

e) Ca(ClO2)

2 _________


91

4. De las siguientes ecuaciones químicas, señala aquellas que se refieran a procesos de óxido reducción.

a) KOH (ac) + HNO3 (ac) → KNO

3 (ac) + H

2O (l)

b) CuSO4 (ac) + Zn (s) → Cu0 + ZnSO

4 (ac)

c) CaCO3 (s) → CaO (s) + CO

2 (g)

d) 2 H2 (g) + O

2 (g) → 2 H

2O (g)

e) Cr2O

7 2- (ac)+ OH- (ac) → 2 CrO

4 2- (ac)+ H+ (ac)

f) Cl2 (ac) + 2 KI (ac) → I

2 (s) + 2 KCl (ac)

5. Explica cómo es que las identificaste (¿por qué son reacciones redox?).

6. Identifica al elemento que se oxida y al que se reduce en la siguiente ecuación química. También indica qué sustancia es el agente oxidante y cuál es el agente reductor:

Hg (s) + HNO3 (ac) → Hg(NO

3)

2 (ac) + NO (g)

7. Completa la siguiente tabla con lo que se pide.

Tipo de reacción Ejemplo

Ácido-base

Zn + 2HCl → H2 + ZnCl

2

Descomposición

AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO

3

CoCl2 + 2 HCl → [CoCl

4]2- + 2 H+

Formación de un precipitado


92

8) Balancea la siguiente ecuación química por el método del ion-electrón en medio ácido.

KMnO4 (ac)+ H

2SO

4 (ac) + FeSO

4 (ac) → MnSO

4 (ac)+ K

2SO

4 (ac) + Fe

2(SO

4)

3(ac)+ H

2O (l)

9) Balancea la siguiente ecuación química por el método del ion-electrón en medio básico.

KI (ac) + KMnO4 (ac) + H

2O (l) → MnO

2 (s) + KOH (ac) +KIO (ac)


93

Anexo 9

Cuando no es evidente lo que se forma (alumno)

Reúnete en equipo y realicen los siguientes experimentos.

Necesitan: 2 cajas Petri, goteros, una hoja blanca, papel absorbente, blanqueador para ropa (NaClO al 5%), Na

2SO

3 0.4 M (recién preparada), KI 0.1M, H

2SO

4 1M, KSCN 0.1M, BaCl

2 0.2 M, Fe(NH

4)

2(SO

4)

2 0.1 M, amoniaco

concentrado y extracto de col morada o indicador universal.

Experimento N°1

Coloquen dentro de una caja Petri una gota de las siguientes disoluciones: sulfato ferroso amoniacal (Fe(NH

4)

2(SO

4)

2), sulfito de sodio (Na

2SO

3),

yoduro de potasio (KI), jugo de uva artificial y un trozo de pétalo

de una flor roja y en el centro de la caja dos gotas de blanqueador comercial (NaClO), como se muestra en la siguiente figura.

�1 gota de blanqueador + 1 gota de H2SO4

�Pétalo de flor

�Jugo de uva

�1 gota de Na2SO3(ac)

�1 gota de Fe2+(ac)�1 gota de Kl(ac)

MUESTRA

Enseguida agreguen una gota de ácido sulfúrico sobre la gota de blanqueador y tapen rápidamente la caja Petri,

esperen 10 minutos antes de destapar y registren lo que observaron.


94

De acuerdo con sus observaciones, ¿en cuál(es) experimentos ocurrió una reacción química?

Nº Combinaciones Evidencias de que ocurrió una reacción química

Experimento N°2

Después de terminar el experimento anterior, agreguen una gota de tiocianato de potasio en la gota Nº 2 y una gota de la disolución de cloruro de bario sobre la gota Nº 3.

Registren los cambios que observen.

¿Consideran que hubo reacciones químicas? ¿Por qué?

En la siguiente tabla escriban una ecuación balanceada para cada una de las reacciones que realizaron en los dos experimentos anteriores y clasifíquenlas como redox, ácido-base, formación de complejos o precipitación.

Reacción Ecuaciones químicas Tipo de reacción

1

2

3

4

5

6

7

8


95

Anexo 10

Cuando no es evidente lo que se forma (profesor)

Objetivos:

� Reconocer diferentes tipos de reacciones químicas (ácido base, óxido reducción, precipitación y forma-ción de complejos).

� Identificar los productos formados a través de reacciones específicas.

Se sugiere que los alumnos realicen esta actividad en el aula, trabajando en equipos y con la guía del profesor.

Pedir a cada equipo que realice el experimento Nº 1 de acuerdo con las indicaciones que se encuentran en la hoja del alumno (ver Anexo 9). Los alumnos contestarán cuáles combinaciones de reactivos dieron lugar a una reacción química, especificando las evidencias que fundamentan su respuesta.

En la siguiente figura se muestra cómo se aplicarán los reactivos en la caja Petri.

�1 gota de blanqueador + 1 gota de H2SO4

�Pétalo de flor

�Jugo de uva

�1 gota de Na2SO3(ac)

�1 gota de Fe2+(ac)�1 gota de Kl(ac)

MUESTRA

Aplicación de los reactivos en la caja Petri.

Reacción 1. La reacción que ocurre entre el hiploclorito de sodio y el ácido sulfúrico (centro de la caja) genera cloro gaseoso (Cl

2), que es la sustancia que al difundirse reacciona con todas las demás.

La ecuación iónica para la reacción 1 es:

ClO- + Cl- + 2H+ → Cl2 + H

2O


96

Los cambios notorios se dan en las reacciones 4 (decoloración del jugo), 5 (decoloración de la flor) y 6 (aparece coloración café). En las reacciones 2 y 3 no hay cambios perceptibles, por lo que será necesario realizar otras reacciones para identificar los productos que se forman, éste es el propósito del experimento Nº 2, en el que se agrega tiocianato de potasio al producto de la reacción 2 y cloruro de bario al resultado de la reacción 3.

A continuación se explican los cambios ocurridos en cada una de las seis reacciones.

Reacción 2: Oxidación del hierro (II) a hierro (III)

Ésta es una reacción de tipo redox, ya que el hierro cambia su número de oxidación de II (verde claro) a III (ama-rillo). La siguiente ecuación representa dicho cambio:

2 Fe2+(ac) + Cl2 (g) → 2 Fe3+ (ac) + 2 Cl- (ac)

Debido a que no se aprecia el cambio de coloración para el hierro, es necesario identificar al Fe3+ mediante una reacción específica, en este caso, con la adición de tiocianato de amonio o de potasio se forma un ion compuesto de coordinación de color rojo (tiocianatohierro (III)):

Fe3+ + SCN- → FeSCN2+

Ésta es una reacción de formación de complejos.

Reacción 3: Transformación de sulfito a sulfato

El sulfito de sodio se oxida a sulfato al contacto con el cloro:

SO3

2- + Cl2 + H

2O → SO

42- + 2 HCl

En esta reacción redox no hay cambios apreciables, por ello, la presencia del sulfato se confirma con la adición de cloruro de bario, produciendo un precipitado blanco:

Ba2 + SO4

2- → BaSO4 b

Éste es un ejemplo de reacción de precipitación.

Reacciones 4 y 5: Acción blanqueadora del cloro en colorantes vegetales

El cloro decolora los colorantes naturales de los jugos de frutas como fresas, cerezas, ciruelas, col morada, cebo-llas rojas, berenjenas y uvas que contienen antocianinas. El núcleo principal de las antocianinas son las antocia-nidinas, constituidas por tres anillos con dobles enlaces conjugados, los cuales son los responsables del color de las antocianinas. El cloro se adiciona en las dobles ligaduras dando lugar a sustancias incoloras. Éste también es un ejemplo de reacciones redox.

Reacción 6: Oxidación de yoduro a yodo

El yoduro se oxida a yodo de color café, de acuerdo con la siguiente ecuación:

I-(ac) + Cl2 (g) → I

2 (s) + Cl- (ac) Tipo de reacción: redox


97

ACTIVIDADES

Núm. actividad

Nombre Objetivo(s) Formato

1

¿Cambio físico o cambio químico?

Reconocer que no es fácil tipificar un fenómeno cono cambio físico o como cambio químico.

Presencial.

Anexo1. Ejercicio de indagación

2

¿Cómo saber que ocurre una reacción química?

Propiciar la construcción del concepto de reacción química, explicándolo inicialmente a nivel macroscópico y relacionándolo con el nivel nanoscópico y simbólico.

Hacer evidente la formación de nuevas sustancias, verificando el hecho mediante reacciones adicionales específicas.

Experiencia de cátedra (profesor)

Anexo 2. Actividad POE

Anexo3. Ejercicio de argumentación

3

¿Se conserva algo durante el cambio?

Mostrar que la masa se conserva durante una reacción química.

Representar los cambios químicos mediante ecuaciones balanceadas y usando el modelo cinético molecular.

Presencial.

Anexo 4. Ejercicio de argumentación

4

Balanceo de ecuaciones por el método de ion electrón

Identificar los números de oxidación que presentan los elementos en diferentes compuestos.

Identificar cuáles son reacciones de óxido-reducción.

Aprender a balancear ecuaciones químicas por el método del ion electrón.

Presencial con ejercicios

Anexo 5. Identificación de reacciones redox

Anexo 6. ¿Cuál es oxidante y cuál es reductor?

Anexo 7. Balanceo de ecuaciones

5Evaluación Evaluar lo aprendido en las cuatro actividades

anteriores.Presencial

Anexo 8. Cuestionario

6

Cuando no es evidente lo que se forma (actividad opcional)

Reconocer diferentes tipos de reacciones químicas (ácido base, óxido reducción, precipitación y formación de complejos).

Identificar los productos formados a través de reacciones específicas.

Presencial

Anexo 9. Trabajo grupal. Indagación

Los productos también reaccionan. El concepto de reversibilidad

Glinda Irazoque Palazuelos, Mercè Izquierdo i Aymerich

y Andoni Garritz Ruiz

CAPÍ

TULO

4


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PRESENTACIÓN

El equilibrio químico es un concepto de importancia central en el aprendizaje de la Química porque estructura conceptos químicos fundamentales como el de reacción química. Sin embargo, su enseñanza-aprendizaje sigue siendo un gran desafío. La frase de Hildebrand (1946, p. 589) con la que Van Driel y Gräber (2002) inician su escrito hace alusión a este respecto:

Parece que no existe tópico en la Química introductoria universitaria que presente más dificultades a los estudiantes que el del equilibrio químico. Después de tratar durante más de 30 años de dar respuestas claras a sus preguntas he llegado a lograr gran simpatía con ellos, dándome cuenta de que el tema es inherente-mente difícil.

Después de 70 años, los profesores seguimos considerando al equilibrio químico como uno de los conceptos más difíciles de enseñar y los estudiantes también lo tienen como uno de los más difíciles de aprender (Quílez, 2009).

Por lo anterior, el equilibrio químico es objeto de muchos estudios con objetivos muy diversos: conocer las difi-cultades de aprendizaje de los alumnos, los errores conceptuales, las concepciones alternativas, las explicacio-nes a estos errores, la superposición de los niveles de representación macroscópica y nanoscópica, etcétera. En su artículo Raviolo y Martínez (2003) hacen una revisión exhaustiva de los estudios empíricos reportados en la literatura, sobre las concepciones alternativas que presentan los estudiantes sobre este concepto.

Una buena parte de estos estudios (Raviolo y Martínez, 2005) indican que dos de las ideas antecedentes fun-damentales para la enseñanza del equilibrio químico son la de reversibilidad y la de equilibrio dinámico. En este mismo tenor, Laugier y Dumon (2000) precisan en su investigación que para que los alumnos puedan construir el concepto de equilibrio químico es necesario, entre otras cosas, que:

� acepten la existencia de uno de los reactivos después de que el sistema cambió,

� entiendan que la flecha en la ecuación química no es sinónimo de la desaparición de todos los reactivos,

� sepan que la ecuación química se puede usar para representar situaciones experimentales diferentes,

� imaginen que un sistema químico en el estado de equilibrio es una mezcla de todas las sustancias químicas escritas en la ecuación química.

Un análisis de los puntos anteriores nos hace ver que están muy relacionados con los conceptos antes menciona-dos y los resultados de la investigación educativa insisten en la necesidad de tratarlos con mayor detenimiento que el que comúnmente se le da en los programas de estudio. De hecho, se debe tener presente que, general-mente, en bachillerato y en licenciatura, es común que el tema de cambio químico se ilustre sólo con reacciones irreversibles.

Por lo anterior, nos dimos a la tarea de construir una secuencia de enseñanza-aprendizaje sobre el concepto de reversibilidad, misma que presentamos en este capítulo.


100


El concepto de reversibilidad se estudia en paralelo con el de equilibrio químico y, en la Facultad de Química de la UNAM, este último forma parte de los temarios de las asignaturas de Química General II y Termodinámica Química;1 pero sólo en el temario de Química General II se contempla explícitamente el concepto de reversibili-dad, por lo que nos ubicaremos en este programa.

Esta asignatura pertenece al segundo semestre del tronco común, es decir, se imparte a todos los estudiantes de la Facultad.

Los objetivos que plantea el programa oficial de la asignatura de Química General II, respecto a este tema, son:

� Establecer las condiciones que determinan los aspectos macroscópicos de un sistema en equilibrio y pre-decir cualitativamente el sentido del desplazamiento de la condición de equilibrio.

� Aplicar los conocimientos del equilibrio químico en la predicción de reactivos y productos.

� Desarrollar habilidades conceptuales, procedimentales y actitudinales a través de la integración del traba-jo teórico-práctico.

� A través del trabajo en el laboratorio se fomentará el trabajo en equipo, la resolución de problemas abier-tos y el respeto al medio ambiente.

El estudio de este tema es la segunda unidad del temario de la asignatura y se le dedican 15 horas; cinco de teoría y diez de laboratorio. Los contenidos temáticos en los que se contempla el concepto de reversibilidad son:

2. Equilibrio químico.

2.1 Reacciones cuantitativas. Reacciones no cuantitativas y reversibilidad.

2.4 Alteración de la condición de equilibrio. Aspectos cualitativos y tendencia al equilibrio químico. Temperatura, concentración, volumen, presión. Aspectos cuantitativos.

Si bien entendemos que la explicación de por qué el temario de Termodinámica Química no incluye explícita-mente el estudio de reversibilidad, nos parece conveniente que, antes de iniciar el tema de equilibrio químico, se le dedique al menos una sesión para identificar si los alumnos lo utilizan en la construcción de argumentos relativos al equilibrio químico y si hacen un uso científicamente aceptable del mismo. En caso contrario, nuestra recomendación es que, también en esta asignatura, se utilice esta secuencia de enseñanza-aprendizaje.

1 www.quimica.unam.mx, recuperado el 2 de febrero de 2016.


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El desarrollo de la secuencia incluye actividades relacionadas con los temas de conductividad eléctrica, iones, concentración molar, pH, etcétera, por lo que es importante que los alumnos tengan los conocimientos básicos del ciclo anterior y las asignaturas antecedentes, en particular los que se indican en la Figura 1.

Figura 1. Conocimientos conceptuales necesarios para el estudio del concepto de reversibilidad.

Como se observa, la reversibilidad es un concepto que para ser construido requiere de otros muy importantes, que también tienen asociadas serias dificultades de aprendizaje.

APRENDIZAJES ESPERADOS

Se debe tomar en cuenta que este concepto es totalmente nuevo para el alumno, ya que está acostumbrado a apreciar cambios químicos irreversibles y totales en donde se observa alguna manifestación visible.

Con el desarrollo de esta secuencia de enseñanza-aprendizaje, esperamos que los alumnos identifiquen:

� Que las reacciones irreversibles son más bien la excepción; la mayoría de las reacciones nunca terminan.

� Que la reacción química es un sistema en el que están presentes todas las sustancias que aparecen en la ecuación química.

� Que los productos también reaccionan.

� Que la doble flecha nos indica dos cambios químicos diferentes en el mismo recipiente de reacción.

� Que la situación experimental que se representa por la ecuación química no es una copia del modelo científico.


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CONSIDERACIONES DIDÁCTICAS

Como ya mencionamos, el estudio de la reacción química quedaría incompleto sin el concepto de equilibrio químico y éste requiere del de reversibilidad para ser aprendido. En los primeros cursos de Química, la reacción química se presenta como un fenómeno que se acaba, siempre va de reactivos a productos y se puede seguir observando algún cambio: formación de un precipitado, cambio de color, formación de un gas, absorción de energía en forma de calor, etcétera (Van Driel y Gräber, op. cit.). En contraste, cuando se introduce el equili-brio químico, es necesario poner en evidencia la reversibilidad de las reacciones químicas y la realidad de que la gran mayoría de reacciones químicas no terminan (ver Cuadro 1).

Cuadro 1. Cambios requeridos en las concepciones de los alumnos acerca de reacción química asociadas con la introducción del equilibrio químico y el concepto de reversibilidad.2

Concepto de reacción química en cursos introductorios

Concepto de reacción química después de la introducción del equilibrio químico

Una reacción química se lleva a cabo sólo en una dirección; los reactivos se convierten en productos. Aunque los elementos químicos se conservan durante este proceso, los productos obtenidos no pueden “re-transformarse” directamente en los reactivos originales.

Muchas reacciones químicas son reversibles, es decir, la conversión de reactivos en productos puede invertirse por una intervención “simple”, como por ejemplo, calentar el recipiente de reacción o cambiar su volumen.

Todas las reacciones químicas llegan a su fin. Los reactivos se convierten totalmente, mientras estén presentes, de acuerdo con una relación de masas fija.

En un estado de equilibrio químico, una reacción química nunca termina, es decir, todos los reactivos y productos están presentes en el sistema en equilibrio.

Las reacciones químicas están asociadas con cambios macroscópicos, que pueden ser observados directamente; cambios de color, etcétera, o con la ayuda de un instrumento específico: cambio de punto de fusión.

En un sistema en equilibrio químico, todas las propiedades macroscópicas son constantes. A pesar de que se están llevando a cabo simultáneamente dos reacciones opuestas a la misma velocidad; los efectos macroscópicos observables se cancelan entre sí. Por lo tanto, el equilibrio químico es un proceso dinámico.

Sin un entendimiento del concepto de reversibilidad, los alumnos no podrán construir el concepto de equilibrio químico y, en consecuencia, no lograrán formular explicaciones a fenómenos tan importantes como la forma-ción de estalactitas y estalagmitas, la formación de corales, el adelgazamiento de la capa de ozono y el mal de altura, entre otros.

2 Adaptado de Van Driel y Gräber (2002), p. 277.


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Concepciones alternativas y dificultades de aprendizaje

La investigación educativa menciona que, a diferencia de otros temas del currículo, una parte importante de las concepciones alternativas relativas al equilibrio químico se generan durante la instrucción y otras se heredan del aprendizaje de los conceptos antecedentes.

Los trabajos de investigación sobre enseñanza y aprendizaje del equilibrio químico (Wheeler y Kass, 1978; Quílez, 1995 y 2002; Raviolo y Martínez, 2003; Irazoque, 2009) ponen de manifiesto que este tema es uno de los que presentan más dificultad desde el punto de vista didáctico y reflejan una clara coincidencia en cuáles son los puntos de mayor conflicto.

Por la importancia conceptual del tema, la literatura es abundante en trabajos de investigación sobre las concep-ciones alternativas que presentan los alumnos de bachillerato y licenciatura al respecto. Huerta (2008) realiza un estudio exhaustivo de estas investigaciones y las clasifica en las que se heredan de la enseñanza de conceptos antecedentes, las que se generan por falta de los conocimientos conceptuales necesarios y las que se generan durante la instrucción. En la Figura 2, presentamos una selección de las que consideramos más importantes de tener en cuenta para el aprendizaje del concepto de reversibilidad, tema de esta propuesta:

Figura 2. Concepciones alternativas importantes de considerar en el aprendizaje del concepto de reversibilidad.

Como puede observarse, además de las dificultades heredadas del aprendizaje de los conceptos antecedentes, son muy importantes las relativas a las características de este estado termodinámico: sistema cerrado, proceso reversible, equilibrio dinámico, simultaneidad de procesos, etc.

Las investigaciones sobre el tema (Rocha, et al., 2000; Quílez y Solaz, 1995) coinciden en que el origen de varias de las concepciones alternativas mencionadas arriba, está relacionado, entre otros factores, con:

a) La experiencia, casi nula que los alumnos poseen en el trabajo con reacciones químicas reversibles.


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b) La importancia dada (en clase y en los libros de texto) a los cálculos estequiométricos, que ponen énfasis en los coeficientes de la ecuación química.

c) La utilización de analogías para explicar el equilibrio por parte de los docentes y de los libros de texto.

Por lo anterior, es necesario un replanteamiento a fondo de la forma en que se enseña tradicionalmente el concepto de equilibrio químico y darle relevancia al aprendizaje de los conceptos antecedentes: reversibilidad y equilibrio dinámico, muchas veces desconocidos para los alumnos al entrar a la universidad. Se recomienda también asegurarse de que los estudiantes hayan construido una caracterización científicamente aceptable del equilibrio químico antes de introducir situaciones que lo perturben y el Principio de LeChatelier.

Algunas recomendaciones didácticas

Por lo general, el tema de reversibilidad se enseña inmediatamente antes de introducir el concepto de equilibrio químico, sin dar suficiente tiempo a los alumnos de que lo “acomoden” y lo utilicen en la construcción de ex-plicaciones científicas de situaciones que les interesan. Como éste es uno los requisitos fundamentales para el aprendizaje del equilibrio químico, sugerimos que a lo largo de toda la secuencia de enseñanza-aprendizaje:

� Se tenga presente la dificultad que tienen los alumnos para comprender que existen dos reacciones dis-tintas en un mismo sistema.

� Se haga hincapié en el análisis sistémico de las reacciones químicas; sistemas cerrados, coexistencia de reactivos y productos y simultaneidad de procesos.

� Se representen simbólicamente los sistemas estudiados y se analice la representación con los alumnos.

Esta última idea la estudian Bradley, Gerrans y Long (1990, en Raviolo y Martínez (2003)), quienes afirman que los alumnos que mantienen un modelo nanoscópico inadecuado de la reacción química, pueden sostener concepciones alternativas, como considerar independientes las direcciones directa e inversa de la reacción.

Como la reversibilidad de las reacciones no se “ve”, es necesario ponerla en evidencia. La construcción de este concepto resultará de muchas observaciones, experimentos e inferencias, que si no se presentan en un contex-to adecuado y con las “reglas del juego” claras para los alumnos, no les será significativo y terminarán memori-zando y adivinando lo que el profesor desea escuchar.

Por lo anterior, a lo largo del conjunto de actividades de esta secuencia, le sugerimos permita que los alumnos construyan sus propias explicaciones de lo que observan en cada uno de los experimentos.

Haga todos los experimentos antes de presentarlos frente al grupo y tenga el material necesario preparado para que los alumnos realicen las actividades con éxito.


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BREVE DESCRIPCIÓN DE LAS ACTIVIDADES DE LA UNIDAD DIDÁCTICA

Cada una de las actividades que incluye la secuencia tiene propósitos específicos. Se pretende que los estudiantes logren construir el concepto de reversibilidad con base en argumentos macroscópicos (fenomenológicos), y se propone propiciar el desarrollo de habilidades científicas como la observación, la experimentación, la construc-ción de explicaciones, la construcción de modelos, etcétera. En todas las sesiones, permita que los alumnos expre- sen sus ideas y arriben a conclusiones ayudándoles a construir argumentos en función de lo estudiado hasta entonces y aproveche la oportunidad de promover su capacidad argumentativa.

Para darle mayor significancia al estudio de la reversibilidad rumbo a la construcción del concepto de equilibrio químico, elegimos iniciar con una actividad de contextualización sobre el estudio cualitativo del comportamien-to de las proteínas en función del valor del pH del medio en el que se encuentran, hecho observado ya por la mayoría de los estudiantes. La secuencia inicia con una actividad que tiene por objeto que los estudiantes recu-peren sus conocimientos del tema, asocien la estructura química con las condiciones ambientales y construyan explicaciones con argumentos científicos de lo que han observado en casa.

En la segunda actividad, proponemos que los estudiantes se involucren en una actividad experimental tipo POE (ver Capítulo 3 de esta obra) en la que observen el cambio en el comportamiento de una proteína cuando va y viene de un medio ácido a otro básico. La conclusión a la que se espera que lleguen los alumnos es que los productos también reaccionan para producir más reactivos y viceversa, y que estos dos procesos son química-mente distintos y se llevan a cabo en el mismo recipiente de reacción, por lo que todas las especies químicas involucradas están presentes.

La tercera actividad es experimental, y la sugerimos tipo demostrativa por parte del profesor para promover, fundamentalmente, la importancia de una observación de calidad por parte de los alumnos en la construcción de argumentos científicos. Otro de los objetivos es poner en evidencia que la conductividad eléctrica es la va-riable que se inventó para poner en evidencia los iones presentes en una disolución. Se sugiere construir la idea de que son los iones presentes en la disolución los responsables del valor del pH y del grado de conductividad eléctrica de ésta.

La actividad cuatro es una actividad experimental complementaria a la tres, cuyo objetivo se centra en el análisis de la concentración de las disoluciones, la concentración iónica y la importancia fundamental del agua en los valores de estas variables que caracterizan a las disoluciones.

En la actividad cinco, que es de lápiz y papel, el profesor recupera las ideas generadas en las actividades anteriores y es aquí en donde el docente tendrá la oportunidad de construir una conceptualización sistémica del concepto de reversibilidad. Es importante ir paso a paso con los alumnos para el éxito de la propuesta. El objetivo central es que los estudiantes construyan explicaciones a lo que observan en función del análisis iónico de los cambios químicos que se observan en los experimentos.

La última actividad que proponemos es la de evaluar si las concepciones de los alumnos se han reacomodado en la explicación de los cambios que se observan cuando las proteínas cambian de un ambiente ácido a otro básico. Se sugiere además recuperar, en forma de portafolios, las respuestas de los estudiantes a los ejercicios propues-tos hasta ahora, como evidencia del aprendizaje logrado por ellos.


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Actividad 1. La desnaturalización de las proteínas en función del valor del pH

Objetivo.

Revisar conceptos sobre las proteínas y su comportamiento en medios ácido y básico.

Se sugiere introducir esta actividad en los últimos minutos de la sesión de la clase anterior a la de introducción del concepto de reversibilidad.

Pida a los alumnos que revisen sus apuntes y la información que tengan a la mano sobre las proteínas. Que vean el video que se encuentra en la página:

http://www.youtube.com/watch?v=3IL_Df5ouUc&feature=related (última fecha de consulta el 25 de enero de 2016.

Para dirigir la tarea, recuerde rápidamente con ellos que las proteínas son polímeros de aminoácidos, con grupos importantes para analizar en los extremos de la cadena, que se comportan de diferente forma en medios ácidos y básicos, generalmente, la solubilidad de la proteína depende del pH. Muéstreles imágenes como la siguiente:

Estructura de una proteína en función del valor de pH

Estructura de una proteína en función del valor de ph

Proteína en ambiente básico Proteína en ambiente ácido

CO

pKa1=4

pKa2=11NH2

OC

OpKa1=4

pKa2=11NH3

+

O

Proteína

Proteína en ambiente básico Proteína en ambiente ácido

Pida a los alumnos que, con base en la revisión que hagan y a lo que observen en el video, hagan una maqueta para representar una proteína, con el material que tengan en casa; clips, pelotas de unicel, recortes de papel, etcétera.

Con el modelo de proteína que construyeron deben simular el comportamiento de las moléculas en medio básico y en medio ácido; tomar una foto de cada una de estas representaciones, pegarla en el cuadro que se encuentra en el Anexo 1 y entregarla al profesor al inicio de la siguiente sesión.


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Actividad 2. Los reactivos reaccionan, ¿y los productos?

Objetivo.

Poner en evidencia que los reactivos y productos forman un sistema termodinámico de reacción.

Ésta es una actividad experimental para que los alumnos la realicen en una sesión de dos horas.

Organice a los alumnos en equipos. Es recomendable que los integrantes no sean más de cuatro y que cada uno de ellos tenga un rol específico a lo largo de la actividad.

Antes de que realicen cada una de las partes del experimento, pida a los alumnos que escuchen con atención lo que harán y que verbalicen y acuerden con los miembros del equipo una predicción y la escriban en la parte correspondiente del cuadro del Anexo 2. Después de que realicen el experimento y observen con detenimiento y sentido crítico los cambios que se llevan a cabo, pida que construyan nuevamente explicaciones a lo observa-do y contrasten con las predicciones que escribieron. Finalmente, deben redactar una posible explicación de lo observado.

Experimento

Dé a cada equipo un vaso de leche tibia, 100 mL de disolución acuosa de ácido acético, 0.1M y 100 mL de diso-lución acuosa de hidróxido de sodio, 0.1M, agitador.

Primera parte. A medio vaso de leche tibia agregarán, poco a poco y sin dejar de agitar, disolución acuosa de ácido acético, hasta que observen algún cambio. Probablemente, los alumnos ya hayan observado en casa esta situación y la expliquen como que la leche se “cortó”. Pídales que busquen explicar este hecho con base en ar-gumentos científicos. Cuestiónelos también sobre los usos de esta sustancia. Pídales que anoten su predicción (Anexo 2).

Segunda parte. Agregar a ese mismo vaso de leche con disolución de ácido acético, también gota a gota y sin dejar de agitar, la disolución acuosa de hidróxido de sodio 0.1M, hasta que observen algún cambio. Nuevamente pida que construyan una predicción y que la anoten en el cuadro del Anexo 2.

Como a lo largo de toda la secuencia de actividades trabajaremos con disoluciones acuosas diluidas, haga observaciones al respecto y pregunte sobre cómo se prepara cada una de estas disoluciones para conseguir la concentración indicada. De esta forma podrá identificar si los alumnos tienen claros estos conceptos.

Después permita que realicen el experimento, observen los cambios con detenimiento. Si es necesario, que lo repitan. Y que contrasten con sus predicciones para arribar a una posible explicación del fenómeno.

Como se observa en el video anterior, la clara de huevo es también una proteína que se desnaturaliza al batirla para hacer merengues. Pida a los alumnos que respondan la siguiente pregunta y diseñen un experimento para contrastar su predicción con lo que observen al hacer el experimento.

¿Qué le pasará a la clara de huevo si la exponemos a un tratamiento similar al que hicieron con la leche?

Pregunte a los alumnos sobre el tipo de proteínas que contienen el huevo y la leche y pídales que investiguen sus estructuras químicas. El relacionar la estructura con los cambios observados es una de las habilidades científicas que deben desarrollarse.

Trabaje la siguiente pregunta como actividad de cierre antes de terminar la sesión:

¿Qué es lo que cambia cuando la proteína se encuentra en un medio ácido o en uno básico a la misma temperatura?


108

Es importante que los alumnos asuman al recipiente de reacción como un sistema termodinámico en el que coexisten reactivos y productos, en el que se efectúan dos procesos químicos diferentes, pero dependientes.

El experimento que se propone no es fácil, y por ello el objetivo no es llevarlo a sus últimas consecuencias y que los alumnos lo comprendan a la perfección. Se ha propuesto como una ocasión, a partir de un hecho cotidiano, de sembrar la necesidad y construir la posibilidad de formular explicaciones científicas. De observar que si se vuelven a formar los reactivos, entonces éstos no desaparecieron. Es ocasión también para reflexionar sobre cuáles son las especies que reaccionan y cuáles las que permanecen sin cambio, pero presentes e importantes.

Pida a los alumnos que, como tarea de preparación para la siguiente sesión, respondan el cuestionario que se encuentra en el Anexo 2.


109

Actividad 3. La conductividad eléctrica y el pH

Objetivos.

Presentar a la conductividad eléctrica como una variable que tiene sentido porque pone en evidencia la existen-cia de los iones presentes en una disolución.

Que los alumnos identifiquen que el valor del pH de una disolución está relacionado con la concentración de algunos de los iones presentes y no con la concentración de la disolución.

En esta sesión es importante recuperar lo que los alumnos saben sobre la conductividad eléctrica y recordar junto con ellos que, entre más pura sea una muestra de agua, menos conductora será.

En función de qué tan lejos se encuentre del temario el tema de ácidos y bases, se recomienda iniciar la sesión con una lluvia de ideas acerca de los conceptos fundamentales: pH: cómo se mide, qué escala tiene, con qué está relacionado, reacciones de neutralización, ácidos fuertes y débiles, etc. También es necesario recuperar los conceptos de molaridad y ecuación química.

Recupere los conceptos trabajados en las sesiones anteriores y los que se pidieron en el cuestionario de tarea.

Ésta es una actividad experimental para realizarse en una sesión de una hora y le sugerimos hacerla en forma demostrativa en el salón de clases.

Llegue al salón de clase con un conductímetro, un pHmetro o indicador universal y con las siguientes disolucio-nes preparadas:

� Disolución acuosa de ácido clorhídrico, HCl, 0.1M

� Disolución acuosa de ácido acético, CH3COOH, 0.1M

� Disolución acuosa de hidróxido de sodio, NaOH, 0.1M

� Disolución acuosa de cloruro de sodio, NaCl, 0.1M

� Disolución acuosa de acetato de sodio, CH3COONa, 0.1M

Comente con los alumnos la concentración a la que se encuentran y el procedimiento que realizó para hacerlas. Recupere las ideas de la tarea que le acaban de entregar.

Dibuje en el pizarrón el siguiente cuadro y pídale a los alumnos que hagan lo mismo en su cuaderno (Anexo 3):

Sustancia(s) Concentración Conductividad Valor del pH

Agua destilada

HCl 0.1M

CH3COOH 0.1M

NaOH 0.1M

CH3COONa 0.1M

NaCl 0.1M

Productos de la reacción: HCl + NaOH

Productos de la reacción: CH

3COOH + NaOH


110

Mida la conductividad y el valor del pH del agua destilada, de las disoluciones de ácido clorhídrico, acético y sosa. Las de acetato y sal déjelas para más tarde. Anote los valores en el cuadro.

En un vaso de precipitados coloque 10 mL de disolución de ácido clorhídrico 0.1M, añada indicador universal y, con ayuda de una bureta, añada disolución acuosa de NaOH, 0.1M, gota a gota sin dejar de agitar, hasta que observen un cambio. Anoten los mL de sosa empleados y mida la conductividad eléctrica y el pH de la disolución resultante.

Pregunte a los alumnos:

¿Cuál es la ecuación química que describe la reacción que acabamos de hacer?

¿Qué especies químicas están presentes ahora en el vaso de precipitados?

Con base en sus respuestas, pídales que predigan cuál será el pH de la disolución resultante y si ésta conducirá la electricidad o no.

¿Cómo explican la relación que hay entre los volúmenes de sosa utilizada y el volumen inicial de la disolución?

Si repitiéramos el procedimiento con la disolución de ácido acético 0.1M. ¿cuántos mililitros de sosa creen que serían necesarios para observar el mismo cambio que se observó con el ácido clorhídrico? Promueva la construc-ción de respuestas con base en argumentos científicos.

Repitan el procedimiento con el ácido acético 0.1M y contrasten con las predicciones formuladas. Pregunte nue-vamente a los alumnos acerca de la ecuación química, los iones presentes y el volumen de sosa utilizada hasta observar el mismo cambio que se tuvo con el HCl.

Nuevamente, con base en sus respuestas, pida que predigan cuál será el pH de la disolución final y si ésta con-ducirá o no la corriente eléctrica.

Realice las mediciones que restan y promueva la contrastación con sus propuestas para arribar a conclusiones.

Como no habrá tiempo suficiente para discutir los resultados obtenidos y analizar los datos en esta sesión, le sugerimos que como cierre de sesión deje a los alumnos para realizar en casa que, en el esquema del conductímetro que aparece en el Anexo 3, indiquen cuáles son los iones presentes y expliquen por qué prende el foco, para cada uno de los sistemas que se indican en el cuadro de datos. Como son ocho, le sugerimos que forme ocho equipos de trabajo y cada uno de ellos se encargue de uno de los sistemas. El objetivo es iden-tificar posibles concepciones alternativas que puedan ser un estorbo en el análisis de los resultados que se hará la siguiente sesión.


111

Actividad 4. La importancia de los iones en calidad y cantidad

Objetivo.

Trabajar con los alumnos la relación entre concentración iónica-concentración de la disolución-pH.

Comparar el comportamiento del ácido clorhídrico con el del ácido acético.

Recuperar los conceptos de ácidos fuertes y débiles, y su relación con los iones presentes en la disolución.

Haga una actividad de lluvia de ideas para recordar con los alumnos cómo cambia la concentración de una diso-lución cuando se realizan diluciones sucesivas.

De la misma forma, identifique de qué manera comprenden los alumnos la relación entre el valor del pH de las disoluciones y las concentraciones iónicas: [H

3O+] y [OH-]

Ésta es una actividad experimental pensada para que los alumnos la realicen en una sesión de laboratorio.

Pida a los estudiantes que lean con detenimiento la hoja del Anexo 4 y preparen todo lo que sea necesario para su trabajo en el laboratorio. Sugerimos que a lo largo de esta actividad el profesor sólo esté presente para aclarar dudas y proporcionar lo necesario para el trabajo de los alumnos.

Es importante que a lo largo del trabajo y la búsqueda de respuestas a las preguntas planteadas se trabajen a fondo las ecuaciones iónicas de los experimentos realizados y se ponga de relevancia la participación del agua en este tipo de procesos.


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Actividad 5. Pongamos todo junto

Objetivo.

Analizar los resultados obtenidos en la sesión anterior para arribar a conclusiones acerca del comportamiento químico de los sistemas estudiados y de los iones presentes en cada uno de ellos.

Ésta es una actividad de lápiz y papel, para realizarse en una sesión de una hora en el salón de clase.

Inicie el trabajo recuperando las tareas y analizando los esquemas que le entregaron los alumnos.

Promoviendo la participación activa de los alumnos, analice en el pizarrón cada una de las ecuaciones químicas, expréselas en forma iónica y haga los balances de carga correspondientes.

Complete las siguientes ecuaciones químicas:

HCl + NaOH →

CH3COOH + NaOH →

¿Cuál es la concentración de los productos?

Represente las ecuaciones químicas anteriores, pero ahora en forma iónica.

Haga los balances de carga.

Con base en el análisis de las ecuaciones anteriores, analice los resultados obtenidos: conductividad, concentración y pH. Propicie la reflexión de los alumnos respecto a las diferentes especies químicas presentes en cada uno de los momentos de la experimentación y compare los diferentes comportamientos de las dos disoluciones ácidas.

Algunas sugerencias didácticas:

La reacción entre el ácido acético y la sosa es:

CH3COOH(ac) + NaOH(ac) → NaCH

3COO(ac) + H

2O(l)

La expresión de la ecuación iónica es:

CH3COOH(ac) + Na+ (ac) + OH-(ac) → Na+ (ac) + CH

3COO-(ac) + H

2O(l)

En la reacción del ácido acético con el hidróxido de sodio, el ion acetato (CH3COO-) es la base conjugada en el

ácido acético, por ello reacciona con el agua de la siguiente manera:

CH3COO- (ac) + H

2O → CH

3COOH + OH-(ac)

La formación de iones OH- hace que el valor del pH de la disolución resultante sea mayor a siete.

En cambio, el ion sodio (Na+), por ser el ácido conjugado en el hidróxido de sodio, no reacciona con el agua y permanece en disolución.


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Para construir explicaciones a los cambios en los valores del pH observados, algunas preguntas que pueden servir de guía son:

� ¿Qué indica la diferencia en el valor del pH de estas mezclas?

� ¿Cuáles son las especies químicas que se encuentran en cada disolución?

� Con base en la concentración de cada una de las especies, expliquen el valor del pH de la disolución.

� ¿Qué explicación le dan a las diferencias de comportamiento que se observan entre los dos ácidos?

� ¿Por qué disminuye la conductividad eléctrica del agua destilada?

El análisis del agua reviste importancia fundamental, porque es la protagonista en escena, por ello se debe hacer un análisis particular del papel que juega en este tipo de sistemas químicos.

Hasta el agua más pura tiene una determinada conductividad eléctrica, que podemos medirla con aparatos de mayor precisión que los que se tienen comúnmente en los laboratorios escolares. Este hecho nos indica que el agua siempre está disociada en una proporción muy pequeña.

2 H2O ⇋ H

3O+ + OH-

La medición de la conductividad eléctrica de agua extremadamente pura a 25o C indica que:

[H3O+] = [OH-] = 10-7 M

El producto de estas concentraciones es una relación muy conocida denominada producto iónico del agua y a 25o C, siempre es constante e igual a:

Kw = [H

3O+] [OH-] = (10-7)( 10-7) = 10-14

Como la cantidad de agua disociada es muy pequeña, casi toda se encuentra formando moléculas y se puede considerar que su concentración es constante e igual a:

[H2O] = 55.6 M

Actividad 6. Evaluación

Como actividad de evaluación pida a los alumnos que regresen a la Actividad 1 y reconstruyan la explicación del comportamiento de las proteínas, del huevo y de la leche, utilizando lo aprendido a lo largo de la secuencia de enseñanza-aprendizaje.

Con los ejercicios y tareas realizadas hasta el momento, se dispone ya de un portafolios que le servirá como evidencia del aprendizaje de los alumnos.


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REFERENCIAS

Bradley, J. D., Gerrans, G. C. y Long, G. C., (1990). Views of some secondary school science teachers and student teachers about chemical equilibrium, South Afr. J. Educ., 10(1), 3-1, En Raviolo, A. y Martínez A. M. (2003). Una revisión sobre las concepciones alternativas de los estudiantes en relación con el equilibrio químico. Clasificación y síntesis de sugerencias didácticas, Educación Química, 14(3), 60-66.

Hildebrand, J. H. (1946). Catalyzing the approach to chemical equilibrium. Journal of Chemical Education, 23, 589-592.

Huerta, M. P. (2008). El equilibrio químico, una investigación de aula, tesis de maestría, Facultad de Química, UNAM, México.

Irazoque, G. (2009), La explicación del pH sanguíneo con base en el modelo de equilibrio químico, trabajo final del máster en Investigación en la Didáctica de las matemáticas y las ciencias, realizado bajo la asesoría de la Dra. Mercè Izquierdo Aymerich y presentado en la UAB el 17 de septiembre de 2009.

Laugier, A. & Dumon, A. (2000). Travaux pratiques en chimie et representation de la reaction chimique par l’equation-bilan dans les registres macroscopique et microscopique: Une etude en classe de seconde (15-16 ans). Chemistry Education: Research and Practice, 1, 61-75. [http://www.uoi.gr/cerp]

Quílez, J. y Solaz, J. J. (1995). Student´s and teacher´s missaplication of the Le Chatelier’s principle: implications for teaching of chemical equilibrium, Journal of Research in Science Teaching, 32(9), 939-957.

Quílez, J. (2002) From chemical forces to chemical rates: A Historical/Philosophical Foundation for the Tea-ching of Chemical Equilibrium, Science and Education 18, 1203-1251.

Raviolo, A. y Martínez A. M. (2005). El origen de las dificultades y de las concepciones alternativas de los alum-nos en relación con el equilibrio químico, Educación Química, 16 (número extraordinario), 159-166.

Raviolo, A. y Martínez A. M. (2003). Una revisión sobre las concepciones alternativas de los estudiantes en relación con el equilibrio químico. Clasificación y síntesis de sugerencias didácticas, Educación Química, 14(3), 60-66.

Rocha, A., Escandroli, N., Domínguez, J. M. y García-Rodeja, E. (2000). Propuesta para la enseñanza del equili-brio químico, Educación Química, 11(3), 343-352.

Van Driel, J. H. y Gräber, W. (2002). The Teaching and Learning of Chemical Equilibrium. En J. K. Gilbert et al. (eds.), Chemical Education: Towards Research-Based Practice, Kluwer: Dordrecht, 271-292.

Wheeler, A. E. y Kass, H. (1978). Student’s misconceptions in chemical equilibrium. Science Education, 62(2), 223-232.


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Anexo 1. Material para la Actividad 1

Las proteínas en acción.

MODELO DE UNA PROTEÍNA


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Anexo 2. Material para la Actividad 2

Primera parte.

Predicción Observación Explicación

Segunda parte.

Predicción Observación Explicación

Cuestionario de preparación de la Actividad 3.

Responde las siguientes preguntas y entrégalas a tu profesor antes de iniciar la siguiente sesión de clase.

1) El ácido muriático es una disolución acuosa de ácido clorhídrico, el vinagre es una disolución acuosa de ácido acético y el “quita cochambre” es una disolución acuosa (con espesantes y otros ingredientes) de hidróxido de sodio. Con base en el uso que se les da a estos productos, ¿podrías decir algo de su com-portamiento químico?

2) En la primera actividad experimental que haremos, usaremos las siguientes disoluciones:

a) Ácido clorhídrico en agua con una concentración de 0.1M

b) Ácido acético en agua, con una concentración de 0.1M


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Con esta información, ¿podrías mencionar algunas semejanzas y diferencias entre ellas?

SEMEJANZAS DIFERENCIAS

HCl, 0.1 M

CH3COO-H+, 0.1M

3) Describe el procedimiento que seguirías para preparar una disolución de ácido acético, otra de ácido clorhídrico y otra de hidróxido de sodio, todas con una concentración 0.1M

4) Usando los signos >, < e = compara las concentraciones de estos iones en cada uno de los tipos de disolución:

Tipo de disolución

Ácidas [H3O+] [OH-]

Neutras [H3O+] [OH-]

Básicas [H3O+] [OH-]

5) Si el pH está relacionado con la concentración de iones [H3O+], ¿cómo son las concentraciones de los io-

nes [OH-] en cada una de las disoluciones del punto 3?

6) ¿Cuál sería el pH de las disoluciones finales?

Disolución Predicción del valor del pH Explicación

HCl, 0.1 M

CH3COOH, 0.1M

NaOH, 0.1M

7) Completen las siguientes ecuaciones químicas:

HCl + H2O g

CH3COOH + H

2O g

NaOH + H2O g

NaCH3COO + H

2O g

H2O + H

2O g


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Anexo 3. Material de los alumnos para la Actividad 3

Sustancias Concentración Conductividad Valor del pH

Agua destilada

HCl 0.1M

CH3COOH 0.1M

NaOH 0.1M

CH3COONa 0.1M

NaCl 0.1M

Productos de la reacción: HCl + NaOH

Productos de la reacción: CH

3COOH + NaOH

En el siguiente esquema indica cuáles son los iones presentes y por qué enciende el foco.

ESQUEMA FOCO


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Anexo 4. Material de los alumnos para la Actividad 4

Haciendo diluciones de la disolución 0.1M de ácido clorhídrico, preparen 10 mililitros de dos mezclas con con-centración diferente y colóquenlas en vasos de precipitados. Preparen diluciones a las mismas concentraciones con el ácido acético.

Concentración (M)

Predicción (mL)

Comprobación (mL)

Concentración A de HCl

Concentración B de HCl

Concentración A de CH

3COOH

Concentración B de CH

3COOH

Si agregaran NaOH, 0.1M, gota a gota, como en la actividad pasada, a cada una de las diluciones preparadas, ¿con cuántos mL de hidróxido creen que se observará el cambio de color?

Realicen la actividad y contrasten con su predicción. ¿Se cumplió? Expliquen sus observaciones una vez que discutan las posibles explicaciones entre ustedes.

¿Observan algún patrón de comportamiento entre la concentración de la disolución y el volumen de hidróxido de sodio empleado hasta observar el cambio de color? Descríbanlo e interprétenlo.

¿Qué explicación le dan a las diferencias que observan cuando trabajan con el ácido clorhídrico y con el hidróxido de sodio?


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ACTIVIDADES


1 La desnaturalización de las proteínas en función del valor del pH

Elaborar el modelo de una proteína y representar con él su comportamiento en función del pH.

No presencial, de lápiz y papel y haciendo uso de la información de la web.

2 Los reactivos reaccionan, ¿y los productos?

Poner en evidencia que los reactivos y productos forman un sistema termodinámico de reacción.

Presencial, experimental-POE y haciendo uso de la información de la web.

3 La conductividad eléctrica y el pH

Presentar a la conductividad eléctrica como una variable que tiene sentido porque pone en evidencia la existencia de los iones presentes en una disolución.

Que los alumnos identifiquen que el valor del pH de una disolución está relacionado con la concentración de algunos de los iones presentes y no con la concentración de la disolución.

Presencial, experimental-demostrativa.

4 La importancia de los iones en calidad y cantidad

Diferenciar y encontrar posibles relaciones entre los conceptos: concentración iónica, concentración de la disolución y valor del pH.

Presencial, experimental.

5 Pongamos todo junto Analizar los resultados obtenidos en las sesiones anteriores para arribar a conclusiones acerca del comportamiento químico de los sistemas estudiados y de los iones presentes en cada uno de ellos.

Presencial, de lápiz y papel.

6 Evaluación Evaluar si, después de realizar las actividades, la explicación de un fenómeno se construye con más y mejores argumentos científicos.

Presencial, teórica.

Sobre la aplicación de las reacciones redox al análisis químico: bases teóricas

Margarita Rosa Gómez Moliné

CAPÍ

TULO

5


122

PRESENTACIÓN

Uno de los objetivos de la Química es conocer la composición de las mezclas, es decir, poder saber qué compuestos o elementos forman una muestra y en qué porcentajes están presentes, mediante la medición de propiedades físicas y/o llevando a cabo reacciones químicas. La elección de un tipo de análisis depende de la especificidad y cuantitatividad del método, del tiempo requerido para llevarlo a cabo, del equipo disponible y del costo.

Se puede enseñar a analizar sustancias desde dos posturas didácticas: la tradicional, repetir una receta al pie de la letra, que es lo que se hace en los cursos de análisis de rutina, o bien, estudiar las reacciones químicas que se llevan a cabo para poder aplicarlas en casos o compuestos diferentes.

En esta unidad se estudiarán únicamente las reacciones redox en disolución acuosa que forman parte de los métodos cuantitativos volumétricos.

UBICACIÓN DEL TEMA

El tema forma parte del primer curso de Química Analítica, que se ubica en el tercer semestre de las carreras de Química, Química Industrial, Ingeniería Química, Farmacia y Bioquímica Diagnóstica, con 3 horas de teoría y 2 a 4 horas de laboratorio semanales, en la Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán de la Universidad Nacional Autónoma de México.

JUSTIFICACIÓN DEL TEMA

Las reacciones redox son muy importantes. Podemos pasar sin comer muchos días, sin beber menos días, pero sin respirar sólo unos minutos.

En la respiración el oxígeno que inhalamos pasa a los pulmones y a la sangre y de allí a las células donde se efectúa una combustión de compuestos como la glucosa que proporcionan energía a la célula y se “queman” desprendiendo CO

2, que se exhala (Garritz, 2004). Es pues, la reacción más importante para los seres vivos.

Para trasladarnos quemamos gasolina y para producir electricidad quemamos combustóleo o carbón. En am-bos casos se producen grandes cantidades de CO

2. Es una reacción con desprendimiento de calor. En cambio la

reacción inversa, recuperar el carbono del CO2 no es tan fácil.

La fotosíntesis que elaboran los vegetales a partir de energía solar permite fijar el CO2 y formar madera, lignina,

celulosa, etc., que, si se calcinan en ausencia de oxígeno, producen carbón vegetal con lo que se cierra el ciclo. Hay que esperar que los árboles efectúen la fotosíntesis, nosotros sólo podemos pasar de la madera al carbón.

¿Quién va a descubrir el procedimiento rápido para eliminar el CO2 de la atmósfera y convertirlo en carbón? Es

para un premio Nobel.


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Las reacciones redox se llevan a cabo en campos muy diversos: para obtener metales a partir de minerales, para la obtención de compuestos orgánicos, para estudiar y evitar la corrosión, además, su estudio es el punto de partida para comprender la electroquímica, otro tema de gran relevancia en la purificación de metales y obten-ción de nuevas sustancias.

Las reacciones redox se emplean para identificar compuestos o elementos, para conocer el porcentaje de éstos en mezclas, para evaluar la calidad de un producto, etc. Es decir, son muy útiles en el campo de análisis químicos.

ANTECEDENTES DEL TEMA

Históricamente las reacciones redox y la electroquímica acabaron con el concepto del átomo indivisible, pues esta teoría no permitía explicar cómo un óxido metálico se convierte en metal o cómo en la pila Daniell se di-suelve el Zn y se deposita el Cu. ¿Qué se había intercambiado? Si eran e- entonces el átomo no era indivisible. ¿De qué estaba compuesto? Así empezaron nuevas investigaciones.

En la Antigüedad se obtenían metales a partir de sus minerales (carbonatos, óxidos y sulfuros, principalmente), con métodos empíricos y artesanales, tratándolos con carbón y con calor. A lo largo de la historia, conocer y controlar las reacciones redox ha sido la preocupación y la infatigable labor de numerosos investigadores.

La teoría de Stahl (1660-1734)1 se basaba en el flogisto, un principio que suponía formaba parte de las sustan-cias y que se desprendía durante la combustión y era el causante de la reducción de los minerales. Esta teoría perdió credibilidad cuando Lavoisier demostró la presencia de oxígeno en la combustión, mediante la medición de los pesos de las sustancias antes y después de la combustión y estableció que “la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”. La teoría del flogisto perdió vigencia, porque no se detectaba en las pesadas.

No fue sino hasta 1800 cuando Volta halló que dos metales podían disponerse de modo que generaran una corriente eléctrica, cuando se pudo relacionar la corriente eléctrica con las reacciones químicas. Ese flujo de electrones era lo que Stahl había intuido al considerar que una combustión se llevaba a cabo cuando el flogisto era capaz de oxidar y reducir a los elementos (Asimov, 1993).

Actualmente sabemos que los átomos pueden perder y ganar electrones, estos intercambios se llevan a cabo de acuerdo con potenciales característicos de cada elemento o ion; poseemos tablas de todos los elementos y sus-tancias conocidas, gracias a esos potenciales podemos predecir cuándo y qué tanto se lleva a cabo una reacción.

También conocemos que al calcular la constante de equilibrio (Keq

) de una reacción, podemos saber si una reac-ción se puede llevar a cabo y su cuantitatividad. La K

eq está relacionada con la energía libre mediante la ecuación

∆Gº = - RT ln Keq

, y se puede calcular a partir de las constantes termodinámicas.

OBJETIVOS DE ESTA UNIDAD

� Revisar las ideas previas o concepciones alternativas que los alumnos presentan al iniciar el curso para aclarar, si es necesario, los conceptos científicos involucrados.

� Mostrar la relación de los análisis químicos con las teorías fisicoquímicas y ayudar al estudiante a compren-der esta relación para aplicarla al diseño y realización de análisis químicos.

1 Ver el Capítulo 1 de esta obra, en la sección de “Introducción histórica a la reacción química”.


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CONTENIDOS TEMÁTICOS

Dentro del programa de la asignatura se eligió una parte del tema sobre las reacciones redox:

� Potenciales normales (Eo).

� Cálculo de la constante de equilibrio de la reacción, Keq

.

� Cálculo del potencial en el punto de equivalencia.

� Diseño de una valoración volumétrica redox.

Extensión

Las cuatro actividades propuestas pueden desarrollarse en cuatro sesiones de dos horas cada una.

Depende de los conocimientos previos de los estudiantes, su actividad y la habilidad para hacer las deducciones y explicaciones que se les piden.

CONTENIDOS TEMÁTICOS PREVIOS

Sería deseable que los estudiantes tuvieran conocimientos sobre álgebra, logaritmos, termodinámica básica, nomenclatura, estequiometría y cálculos para la preparación de disoluciones.

METODOLOGÍA GENERAL

Cuando al alumno se le pregunta sobre fenómenos químicos de la vida diaria y trata de explicarlos –como la combustión o la obtención de metales– aparecen respuestas que ponen en evidencia, en muchos casos, concep-ciones alternativas, o bien, desconocimiento del fenómeno y de los factores que intervienen en éste.

Es muy probable que el estudiante, en ese momento, sea susceptible de interesarse en el tema, lo confronte con conocimientos previos relacionados, acepte las respuestas y, posiblemente, pregunte sobre discrepancias o va-cíos que se le presenten. Si conseguimos esto, es factible que se desarrolle la metacognición y la autorregulación que permitan reforzar el proceso de aprendizaje.

Se desea que la actuación del profesor sea la de acompañante del alumno para que éste pueda aprender signi-ficativamente.

Este tipo de aprendizaje implica no solamente que recuerde lo que ha leído o le han explicado, sino que lo re-lacione con otros conocimientos y sea capaz de incorporarlo a su estructura cognitiva, de tal forma que pueda aplicarlo a resolver situaciones o problemas que se le presenten, vinculados con el tema.

Para lograr la asimilación, generalmente, se espera que el estudiante lo alcance por sí mismo, para lo cual se acostumbra dejar ejercicios de consolidación (que a veces hacen) y se les entregan calificados unos días después. Rara vez el tiempo permite reparar en qué es exactamente lo que el alumno no ha entendido o si trae concepciones alternativas que le impiden resolverlos adecuadamente, antes de dejar el aula.

No atender a los errores, ideas previas o concepciones alternativas es perder una oportunidad para ayudar al estudiante a entender e interpretar la ciencia (Astolfi, 1999).


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El profesor, mediante un diagnóstico previo, como el que se presenta en el Anexo 1, y con los resultados de algunos ejercicios, puede darse cuenta de dónde están las fallas de sus alumnos y corregirlas antes de que siga cometiendo errores.

Si en el diagnóstico previo se detectaron concepciones alternativas que son un obstáculo para el aprendizaje, no conviene seguir con el programa de la asignatura sin ayudar a esos alumnos, con asesorías o talleres porque difícilmente ellos solos podrán superarlos (Block et al., 1989; Bloom, 1988; Gentile, 2004; Huberman, 1988). En algún momento del curso hay que señalárselo, indicando sus fallas e implementar ejercicios para que las su-peren. El decirles que “deben estudiar” no soluciona el problema, puesto que no “saben estudiar”.

La labor del profesor, además de impartir una clase magistral, es estar atento al avance del alumno, guiarlo ade-cuadamente y enseñarle a argumentar, justificar, generalizar y construir modelos.

ORIENTACIONES METODOLÓGICAS GENERALES Y PARTICULARES

a) Modelos y modelaje. Generalmente, cuando se ha repetido una operación, un tipo de problemas un nú-mero de veces, se nos ocurre que debe de haber algo en común en todos ellos y nos interesamos por en-contrar una fórmula para generalizar. En esta forma agrupamos distintos fenómenos para sacar un patrón o modelo.

b) Orientaciones particulares,

i. POE: predecir, observar y explicar.2

ii. Trabajo colaborativo. Si es posible, se debe respetar la individualidad del alumno, aunque represente un gasto mayor de reactivos o de tiempo.

El trabajo en grupo es necesario para un proyecto grande, pero no lo es para expresar lo que se ha entendido.

iii. Manejo de ecuaciones para llegar a fórmulas o modelos.

iv. Argumentación.

Concepciones alternativas o ideas previas

Las dificultades y las concepciones alternativas relacionadas con el equilibrio químico3 y que permean los con-ceptos necesarios para explicar los análisis químicos son clasificados de acuerdo con su procedencia, según Raviolo y Martínez (2005), en:

A) Experiencias y lenguajes cotidianos.

Por ejemplo, la idea incorporada de equilibrio en general, muy relacionada con el equilibrio mecánico; el empleo de términos como “cambio”, “igualdad”, “perturbación” y “balanceo” pueden generar imágenes visuales en los alumnos según experiencias personales; también asocian los términos “equilibrio” e “inmo-vilidad”.

2 Consultar el Capítulo 3 de esta obra.

3 Remitirse al Capítulo 4 de este libro.


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B) Concepciones alternativas de los profesores y en los libros de texto.

Además de éstas, muchas surgen de las simplificaciones que se hacen en los primeros cursos de Química, cuando el alumno no tiene idea clara de lo que pretende el profesor.

C) Características de la enseñanza que han recibido los alumnos.

Las posibilidades son vastas: la resolución de problemas algorítmicos que no implican la comprensión de los conceptos involucrados, la realización de experimentos, la idea de equilibrio dinámico que se despren-de directamente de la evidencia empírica.

También Kind (2004) dedica un capítulo a las ideas de los alumnos sobre la corrosión, la combustión de una vela, del gas butano y de la gasolina, así como del papel que juega el oxígeno, poniendo en evidencia la necesidad de revisar y actualizar las ideas previas de los estudiantes.

En la Facultad de Estudios Superiores Cuautitlán de la UNAM, hemos diseñado y aplicado encuestas y exá- menes-diagnóstico para detectar confusiones en temas como:

� Sustancia oxidante y sustancia reductora.

� Número total de electrones intercambiados en una reacción.

� Significado de los valores de la Keq

.

También en nomenclatura, logaritmos, sistemas de dos ecuaciones con dos incógnitas, cálculos con disolucio-nes y concentraciones, principalmente.

Debido a la heterogeneidad del alumnado, dependerá del profesor identificar las áreas y los estudiantes que requieren refuerzo y del tiempo disponible para apoyarlos.

Sería beneficioso organizar talleres extracurriculares para regularizar los conocimientos, como lo recomienda el planteamiento de Mastery learning (Block, 1988; Bloom, 1988; Huberman, 1988 y Gentile, 2004).

EVALUACIÓN

Se desea conocer si el alumno ha logrado un aprendizaje significativo de los conceptos que se pretende enseñar, para lo cual cada actividad incluye una propuesta donde puede expresar sus ideas, opiniones y argumentacio-nes. La evaluación propiamente dicha se basa en ejercicios o preguntas en las que debe aplicar los conocimien-tos adquiridos, a un caso similar.

El tema a evaluar son los conceptos fisicoquímicos que permitan poder predecir y seleccionar la reacción más apropiada para una cuantificación y calcular el error del método en una valoración.

DESCRIPCIÓN DE LAS ACTIVIDADES

Identificar las principales concepciones alternativas sobre óxido reducción mediante encuestas o pláticas.

Agregar al programa tiempo necesario para discutir las concepciones alternativas y tomarlas en cuenta para aplicar estrategias.

En clase, explicar la evolución de algunos conceptos y relacionar la fisicoquímica con los análisis químicos.

Hacer los ejercicios propuestos y evaluarlos con los alumnos, el mismo día, antes de salir de clase.


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SOBRE LA POSICIÓN HISTÓRICA-FILOSÓFICA

En esta unidad de ha presentado un breve resumen de la evolución de las interpretaciones que se han dado para explicar las reacciones redox. La razón es que es más fácil interesarse en un tema cuanto más se conoce de su historia, importancia y aplicaciones.

Comprender el esfuerzo de tantos investigadores para interpretar y aprovechar los recursos de la naturaleza, como transformar minerales en metales y petróleo en plásticos; así como apreciar los cambios que han aportado inventos, como la máquina de vapor y la producción de electricidad, han motivado a muchas mentes a querer superarse.

SOBRE LA ENSEÑANZA EXPERIMENTAL

La formación de los futuros profesionistas de la Química contempla el desarrollo de habilidades para la mani-pulación del equipo de laboratorio, dado que esta ciencia básica es particularmente experimental y tanto el trabajo profesional como la investigación en este campo se basan en la obtención de datos provenientes de las reacciones químicas, que se llevan a cabo en las plantas industriales o en los laboratorios.

Por otra parte, la observación del cambio de los reactivos a productos, su apariencia, sus propiedades y las pre-guntas que surgen de esas observaciones facilitan el aprendizaje y despiertan la curiosidad del estudiante.

Una forma de aprender es cuestionar a la naturaleza provocando reacciones químicas, ejercicio en el que los alumnos descubren cualidades insospechadas de muchos compuestos químicos.

Se ha discutido ampliamente la importancia de la enseñanza experimental, por una parte, Del Carmen (2004) resume las ventajas que distintos investigadores atribuyen al trabajo experimental:

� Puede jugar un papel importante en el incremento de la motivación hacia las ciencias experimentales.

� Es una ayuda inestimable para la comprensión de los planteamientos teóricos de la ciencia y el desarrollo del razonamiento científico por parte de los alumnos.

� Facilita la comprensión de cómo se elabora el conocimiento científico y de su significado.

� Es insustituible para la enseñanza y el aprendizaje de procedimientos científicos.

� Puede ser una base sólida sobre la que se desarrollen algunas actitudes fundamentales relacionadas con el conocimiento científico (curiosidad, confianza en los recursos propios, apertura hacia los demás, etcétera).

Por otra parte, otros investigadores como Hodson (2004) se cuestionan sobre las ventajas descritas, ya que un considerable porcentaje de alumnos no las aprovecha o las considera sólo como recetas, sin relacionarlas con los conocimientos teóricos, por lo que recomienda menos práctica y más reflexión.


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PROPUESTA DIDÁCTICA

GUÍA DEL PROFESOR

Actividad 1. De la alquimia a la Química

Se trata de captar la atención del alumno y de recuperar los conocimientos que ha ido adquiriendo en cursos anteriores, así como detectar las concepciones alternativas que ha ido desarrollando.

Primero, el maestro lleva a cabo la actividad como demostración y después la repiten los alumnos. Tanto el do-cente como los estudiantes deben usar guantes en la realización de este experimento.

A una moneda de cobre se le agregan varias gotas de “elíxir alquímico”, primero por un lado y después por el otro, dejando la moneda sobre una servilleta de papel.

Se frota suavemente la moneda con la toalla de papel y se espera por tres minutos, mientras se recitan unas palabras cabalísticas. Entonces, la moneda presenta un brillante color plateado.

El alumno no sabe si toda la moneda se ha vuelto de plata o solo la superficie. Puede suponer que la capa es de plata. Quizás observe que el papel con que frotó la moneda está ligeramente azul, lo que prueba que algo de Cu se disolvió.

Puede proponer que se caliente la moneda, entonces la capa de “plata” se volatilizará, lo que no concuerda con el comportamiento de la plata. Se puede sugerir que el único metal capaz de volatilizarse es el Hg; pero posible-mente el alumno no tiene ese conocimiento. Ante la falta de argumentos, será necesaria más ayuda.

Explicación:

El “elíxir alquímico” es una disolución ácida de cloruro mercúrico al 10%. El Hg es el único metal líquido a tem-peratura ambiente y tiene la propiedad de amalgamarse (disolver) a otros metales.

La reacción que ocurre es HgCl2 + Cuº g Hgº + CuCl

2

El profesor puede explicar que se oxidó un poco de cobre de la moneda y se redujo la especie química (ion) de Hg2+ a Hgo metálico y que éste se amalgamó con el cobre.

Podemos establecer que experimentalmente se observó una reacción redox en donde el Hg2+ mostró ser más oxidante que el Cu2+ o bien que el Hgº es una especie menos reductora que el Cuº.

Se puede afirmar que siempre que hay una oxidación hay una reducción y viceversa, por lo tanto, van por pares de especies químicas que se llaman pares conjugados. Por ejemplo: Cu2+/Cuo y Hg2+/Hgº.

En estas escalas –usadas en los libros de Química General (Garritz, 2004) y en los de Química Analítica (Charlot, 1957; Cañizares, 2009 y Sandoval, 2011)– se colocan las dos especies de cobre y las dos del mercu-rio y los potenciales normales (Eo) en forma ordenada de menor a mayor, con lo cual se puede predecir si las reacciones redox se desplazan hacia la derecha.

Cu2+

Hg2+

Cuº Hgº

E0 0.33V E0 0.85V

oxidantes más fuertesPodemos expresarlos en una escala

reductores más fuertes


129

Esto ocurre cuando la especie oxidante tiene un Eo mayor que la especie reductora.

La reacción se llevará a cabo entre el oxidante más fuerte y el reductor más fuerte. Es decir, cuanto más separa-dos estén el oxidante y el reductor más espontánea será la reacción.

Pero, ¿qué son los Eo? Se describen a continuación.

El profesor leerá las ideas o hipótesis, comentará los aciertos y así como las hipótesis que no se apegan a la rea-lidad, explicará cuál es la respuesta correcta.

El profesor identificará algunas concepciones alternativas (generalmente hay confusión entre donador de elec-trones –reductor– y receptor de electrones –oxidante–, y entre el potencial E de cualquier mezcla y el E en el punto de equivalencia) y tendrá ocasión de discutir y aclarar las diferencias de dichas concepciones con las admitidas por la ciencia.

Actividad 2. Potenciales normales, escalas de potencial y predicción de las reacciones redox

En esta actividad, el alumno retomará la experiencia de cátedra y comprenderá la importancia de disponer de potenciales normales, los cuales corresponden a las mediciones hechas durante años por los químicos y los electroquímicos, que han sido recopiladas, ordenadas y publicadas en tablas que se encuentran en los libros de Química, como Potenciales Normales de Electrodo (semi-celda) o Potenciales estándar (Eo).

Son mediciones experimentales de la diferencia de potencial en voltios, entre un par conjugado en disolución acuosa y un electrodo de referencia formado por el par H+/H

2, al que se le ha adjudicado el valor de 0.00 voltios.

Las concentraciones de las especies deben ser 1 M, a la presión de 1 atmósfera para los gases y a la temperatura de 0ºC. Debido a la influencia del pH, los Eo se determinan a pH = 0, es decir, [H+] = 1 M.

Se puede construir una larga escala para la predicción de reacciones, donde los oxidantes más fuertes son el flúor, el oxígeno, el cerio IV, se ha acordado que aquellos que son menos oxidantes que el H+ lleven signo nega-tivo como el Fe2+/Feº, con Eo = -0.44 V.

El profesor proporcionará las referencias de los libros en los que aparecen las Tablas de Potenciales Normales.

La ordenación de estos Eo permite predecir las reacciones que se pueden llevar a cabo entre oxidantes y reduc-tores, también puede observarse cuáles serán más espontáneas (y cuantitativas) por la distancia entre ellos, observada en la escala.


130

Actividad 3. Bases teóricas. Cálculos de potenciales y Keq

Tiene por objeto mostrar la parte fundamental de todas las reacciones redox y proponer un modelo que sirva para explicar su relación con la fisicoquímica. Se pretende que a partir de conceptos fisicoquímicos, el estudian-te pueda deducir la K

eq de una reacción redox dada y el potencial de una reacción entre un oxidante y reductor

cuando se alcanza el equilibrio.

Es conveniente que el alumno se familiarice con el manejo de ecuaciones a fin de llegar a las expresiones que le permitan hacer los cálculos necesarios para un proyecto determinado.

Generalmente, el profesor es el que hace las deducciones para llegar a una fórmula fácil de aplicar y se pierde la oportunidad de desarrollar en el alumno la habilidad para hacerlo, por esta razón, aunque sea más tardado el procedimiento se recomienda que sea el estudiante quien desarrolle los pasos intermedios.

Ecuación general

¿Qué tienen en común las reacciones redox? En todas hay un reductor que se convierte en oxidante al ceder algunos de sus electrones y un oxidante que los adquiere.

Si generalizamos (o modelamos), tenemos que la parte fundamental de las reacciones redox es la presencia de un oxidante que al reaccionar se reduce y de un reductor que se oxida durante la reacción, lo podemos repre-sentar como

Ox1 + n e- ⇋ Red

1

Red2 − n e- ⇋ Ox

2

Ox1 + Red

2 ⇋ Red

1 + Ox

2

Donde se muestra cómo en cada reacción redox existen dos pares conjugados: Ox1/Red

1 y Ox

2/Red

2

Una expresión más general es pOx1 + q Red

2 ⇋ pRed

1 + qOx

2

Ecuación de Nernst

La constante de equilibrio Keq

(1) corresponde al final de la reacción cuando las concentraciones no varían, es decir, la relación de los productos y de los reactivos permanece constante.

(1)

Sin embargo, cuando unas concentraciones arbitrarias se mezclan para efectuar una reacción, su producto se representa por Q (2).

(2)


131

La diferencia entre Q y Keq

significa termodinámicamente una variación en el contenido de energía libre del sis-tema (representada por ∆G), que resulta una medida del desequilibrio,

∆G = RT ln Q – RT ln Keq

(3)

R = constante de los gases

T = Temperatura absoluta

∆G = cambio de energía libre

Cuando sólo se tienen los reactivos y no se han formado productos, el numerador de la ecuación es 0 y por lo tanto ∆G es negativo.

La reacción avanza hasta alcanzar las concentraciones correspondientes a la Keq

, por lo tanto avanzará de acuer-do al valor de la K

eq.

Según la Fisicoquímica, en una celda, que es el medio donde se realiza una reacción electroquímica, el valor de ∆G depende de la fuerza electromotriz E (voltios), así como del número n de electrones que intervienen en el fenómeno redox, de acuerdo con la siguiente igualdad (Villarreal, 1962):

∆G = - nFE celda

F es un Faraday, medida de la cantidad de electricidad. Al despejar y relacionar con la ecuación (3)

sustituyendo las ecuaciones (1) y (2)

Los dos primeros términos corresponden a los Eo de los pares 1 y 2, por lo que

Cada uno de los términos representa una ecuación, conocida como ecuación de Nernst, aplicada a un par conjugado.


132

O bien, según Cañizares (2009: 119-123)

∆G = ∆Gº + RT lnQ energía libre de reacción donde Q representa la relación [Red] / [Ox]

y ∆G = -nFE vincula E (diferencia de potencial entre dos electrodos de una celda electromotriz) con la energía libre de reacción, con F constante de Faraday y n electrones intercambiados.

Combinando las dos ecuaciones -nFE = ∆Gº + RT ln

Puesto que ∆Gº = -nF – n FE = -nFEº + RT ln cambiando los signos se transforma en

E = E° + Ecuación de Nernst

que se simplifica al sustituir los valores de R, T y F en: E = E° +

Esta ecuación permite calcular el potencial de cantidades arbitrarias de oxidante y reductor e, inversamente, conociendo esas cantidades se puede calcular el E.

Cálculo de la Keq

Se puede calcular recurriendo a diferentes datos:

a) Conociendo las concentraciones al equilibrio.

b) Recurriendo a los potenciales normales Eº (en tablas) y la ecuación de Nernst.

c) Recurriendo a la termodinámica.

a) Conociendo las concentraciones al equilibrio. Por ejemplo (Price, 1988):

¿Cuál es la constante de equilibrio para la siguiente reacción:

CH3COOH + CH3CH2OH ⇋ CH3CH2OOCCH3 + H2O

si las concentraciones de equilibrio son

[CH3COOH]= 0.302 M, [CH

3CH

2OH] = 0.428 M, [H

2O] = 0.654 M y

[CH3CH

2OOCCH

3]= 0.654 M

El proceso de la resolución es


133

b) Recurriendo a las tablas de potenciales normales y a la ecuación de Nernst. Como se plantea el ejemplo a continuación (Cañizares, 2009: 123-127):

Los Eo son, para el par Fe3+/Fe2+ = 0.77V y para el par Ce4+/Ce3+ = 1.70 V

La reacción que se lleva a cabo es Ce4+ + Fe2+ ⇋ Ce3+ + Fe3+ y la Keq

Aplicando la ecuación del Nernst al primer par E1 = 1.70 + 0.0592 log

Aplicando la ecuación del Nernst al segundo par E2

= 0.77 + 0.0592 log

Cuando se alcanza el equilibrio en el punto de equivalencia:

E1 = E

2 y las concentraciones han cambiado hasta satisfacer esa condición

1.70 + 0.0592 log = 0.77 + 0.0592 log ordenando se obtiene:

1.70 - 0.77 = 0.0592 log

Si realizamos la operación obtenemos Eº1 - Eº

2 = 0.0592 log K

eq

Para el caso general de intercambio de 1 e- quedará como log Keq

= = 15.71

Pero cuando se intercambian varios electrones hay que considerar el número total de electrones inter-cambiados. Por ejemplo:

MnO4

- + 5Fe2+ → Mn2+ + 5Fe3+

Se sigue el mismo desarrollo hasta llegar a

log Keq = = 62.50


134

c) Recurriendo a la termodinámica. La constante de equilibrio Keq

(1) se alcanza cuando las concentracio-nes no varían, es decir, la relación de los productos y de los reactivos permanece constante (Villarreal, 1962; Cañizares, 2009).

Sin embargo, se ha visto que cuando unas concentraciones arbitrarias se mezclan para efectuar una reac-ción, su producto se representa por Q (2)

Keq

= (1) Q= (2)

En Termodinámica, los valores de Keq

y la relación representada por Q, permiten calcular la energía libre de Gibbs (∆G), la cual indica la espontaneidad con que una reacción puede llevarse a cabo de izquierda a derecha, cuando ∆G tiene un valor negativo.

∆G = RT ln Q –RT ln Keq

(3)

Se puede calcular ∆Gº a partir de los valores de la entalpía y la entropía (en tablas) y la temperatura en grados Kelvin

∆Gº = ∆Hº - T∆Sº

Como a su vez ∆G = ∆Gº + RT ln Q

Sustituyendo en (3) ∆Gº + RT ln Q = RT ln Q – RT ln Keq

Queda ∆Gº = - RT ln Keq

De donde Keq

=

Como puede apreciarse, es más fácil calcular la Keq

a partir de los Eo, de los que se disponen directamente numerosos valores en tablas.


135

Actividad 4. Diseño de una valoración

Se pretende que el alumno reconozca la necesidad de comprender los conceptos vistos en las dos actividades anteriores diseñando una aplicación práctica, que puede ser parte de su trabajo profesional.

El profesor pondrá a disposición de los alumnos las tablas de potenciales normales para que puedan elegir los reactivos apropiados y una lista de indicadores redox con sus correspondientes Eo.

Esta actividad implica conocer y aplicar la estequiometría para calcular las cantidades resultantes de los produc-tos y reactivos al final de la reacción en milimoles y en concentración M, en vez de aplicar automáticamente la ecuación N

1V

1 = N

2V

2

Para calcular las pequeñas cantidades de reactivos que no alcanzan a reaccionar (e), empleará la Keq

. Esas pe-queñas cantidades en porcentaje indican el error del método que es independiente de los errores del material y de la manipulación.

Por ejemplo, en la reacción A + B → C + D, las concentraciones de A y B pueden ser muy pequeñas (e) cuando se alcanza el equilibrio y difíciles de medir. En este caso son iguales (porque es una reacción 1:1).

Las concentraciones C y D, en este caso también son iguales y dependen de la concentración del reactivo y del volumen final, a partir de K

eq o del E en el punto de equivalencia. Se pueden despejar e de cualquiera de las dos

expresiones

Keq

= E punto de equivalencia

= Eo + 0.006 log


136

GUÍA DEL ALUMNO

Actividad 1. De la alquimia a la Química

Los alquimistas decían que podían transmutar los metales corrientes en metales nobles, como oro y plata y hacían experimentos como éste:

A una moneda de cobre se le agregan varias gotas de elíxir alquímico.

Se frota suavemente la moneda con una toalla de papel y se espera tres minutos, mientras se recitan unas pala-bras cabalísticas.

La moneda presenta un brillante color plateado.

Según la alquimia el elíxir permite convertir un metal en otro.

Según la teoría de Stahl, el flogisto contenido en la moneda de cobre convierte una sustancia en otra, como el carbón en dióxido de carbono y el óxido de hierro en hierro metálico.

Pero ahora en 2016, ¿cómo explicamos actualmente lo que vimos?

Ustedes ya han estudiado algo de química.

¿Cómo podrían explicar lo que observaron?

Completen por escrito las frases siguientes:

Mi idea es que...

La evidencia para apoyar mi idea es…

Esta evidencia apoya mi idea porque…

Los argumentos en contra de mi idea son…

Quisiera convencer a quien no me cree de la manera siguiente…


137

Actividad 2. Potenciales normales, escalas de potencial y predicción de las reacciones redox

En la experiencia de cátedra se vio que la reacción que ocurre es

HgCl2 + Cuº → Hgº + CuCl

2

Lo que significa que el Hg2+ mostró ser más oxidante que el Cu2+, o bien, que el Hgº es una especie menos re-ductora que el Cuº. Se advierte que siempre que hay una especie oxidada es porque existe una especie reducida y se conoce como par conjugado. Si los pares conjugados se ordenan en una escala

En estas escalas se colocan los pares conjugados de las dos especies de cobre y las dos del mercurio, colocando en la parte superior las especies oxidadas y las reducidas en la parte inferior.

La reacción se llevará a cabo entre el oxidante más fuerte y el reductor más fuerte. Es decir, cuanto más separa-dos estén el oxidante y el reductor, más espontánea será la reacción.

A la izquierda se ubica el par más reductor y a la derecha el más oxidante. Así se puede trazar una flecha que indica que el Hg2+ reacciona con el Cuº y se puede apreciar que los productos de la reacción son el Cu2+ y el Hgº.

a) Objetivo:

Esta actividad está diseñada para que el alumno prediga las posibles reacciones redox de varias especies químicas.

b) Predicciones:

Reactivos: Laminilla de zinc, polvo de zinc, granalla de cobre, disolución de sulfato de cobre, ácido clorhí-drico y ácido nítrico.

Basándose en su experiencia cotidiana y la escala en la que están ordenados los pares redox de menor a mayor poder oxidante, deduzcan cuáles son las reacciones posibles y cuáles son las más espontáneas en la Tabla 5.1.

Oxidantes más fuertes

Zn2+ H+ Cu2+ NO3

-

l l l l Eo

l l l l

Znº H2

Cuº NO2

Reductores más fuertes

A la izquierda, el par más reductor y a la derecha el más oxidante.

Cu2+ Hg2+

Cuº Hgº

oxidantes más fuertesPodemos expresarlos en una escala

reductores más fuertes


138

Tabla 5.1 Predecir las reacciones posibles.

Tubo 0.1 g aprox. Si se agregan Predicción

1 Polvo de zinc 0.5 mL HCl 5 M

Ecuación balanceada:

2 Laminilla de zinc Se sumerge en 0.5 mL de CuCl

2 0.2 M, durante 20

minutos


3 Granalla de cobre 0.5 mL HNO3 5 M y

esperar 20 minutos


4 Granalla de cobre 0.5 mL HCl 5 M y esperar 20 minutos


El alumno llevará a cabo las reacciones y comparará los resultados obtenidos con las predicciones

c) Explicación

Mi idea es que...





d) Evaluación

Basándose en los potenciales normales de cada par conjugado de la Tabla 5.2, ordénelos de manera cre-ciente e indique qué ácidos pueden reaccionar con cada una de las especies propuestas

Tabla 5.2 Potenciales normales de reducción.

Ácido Potenciales normales Eº en V Especie Potenciales normales

Eº en V

H+ H+/H2 0.00 Au

(s) Au+/Auº 1.68

HCl H+/H2 0.00 Ag

(s) Ag +/Agº 0.79

HNO3

NO3

−/ NO(g) 0.96 Bi3+(ac)

Bi3+/Biº 0.32

H2SO

4 SO4=/SO

3= 0.17 Fe2+ Fe2+/Feº -0.44

HClO4

ClO4

− /Cl− 1.38 Hg2+ Hg2+/Hgº 0.85

Escribir las reacciones posibles y balancearlas.

Numerar las reacciones de acuerdo con su espontaneidad.


139

Actividad 3. Bases teóricas

a) Antecedentes

En la actividad anterior se proporcionaron los E° de varios pares conjugados para predecir las reacciones posibles.

Los Eo corresponden a las mediciones hechas durante años por los químicos y los electroquímicos que han sido recopiladas, ordenadas y publicadas en tablas que se encuentran en los libros de Química, como potenciales normales de electrodo (semi-celda) o potenciales estándar (Eo).

Son mediciones experimentales de la diferencia de potencial en voltios, entre una par conjugado en diso-lución acuosa y un electrodo de referencia formado por el par H+/H

2, al que se le ha adjudicado el valor

de 0.00 voltios.

Las concentraciones de las especies deben ser 1 M, a la presión de 1 atmósfera para los gases, y a la tem-peratura de 0ºC. Debido a la influencia del pH, los E° se determinan a pH = 0, es decir [H+] = 1 M.

Se puede construir una larga escala para la predicción de reacciones, donde los oxidantes más fuertes son el flúor, el oxígeno, el cerio4+. Se ha acordado que aquellos que son menos oxidantes que el H+ lleven signo negativo como el Fe2+/Fe0, con Eo = -0.44V.

A la izquierda, el par formado con la especie más reductora y a la derecha el par que contiene la especie más oxidante. Así se puede trazar una flecha que indica que el Hg2+ reacciona con el Cuº y se puede apre-ciar que los productos de la reacción son el Cu2+ y el Hgº.

Las reacciones redox se llevan a cabo en campos muy diversos: para obtener metales o compuestos orgá-nicos, pero también para identificar compuestos o elementos, para saber el porcentaje de éstos en mez-clas, para evaluar la calidad de un producto, etc. Es decir, también son muy útiles en el campo de análisis químicos.

b) Introducción

Por favor, escriba otras reacciones redox que haya tenido ocasión de conocer, por ejemplo:

¿Qué tienen en común estas reacciones? En todas hay un reductor que se convierte en oxidante al ceder algunos de sus electrones y un oxidante que los adquiere.

Por favor, identifique en cada ecuación los oxidantes, los reductores y el número de electrones intercam-biados.

Cómo podemos generalizar y escribir un modelo que sirva para todas las reacciones redox empleando

pOx1 + qRed

2 → pRed

1 + qOx

2


140

¿Cómo podemos indicar el número de electrones que se intercambian?

Obsérvese cómo en todas las reacciones redox existen dos pares conjugados: Ox1/Red

1 y Ox

2/Red

2

La constante de equilibrio Keq

(1) se calcula cuando las concentraciones no varían, es decir, la relación de los productos y de los reactivos permanece constante.

Sin embargo, cuando unas concentraciones arbitrarias se mezclan para efectuar una reacción, su produc-to se representa por Q (2)

Keq

= (1) Q= (2)

En la termodinámica, los valores de la Keq

y la relación representada por Q, permiten calcular la energía libre de Gibbs (∆G), la cual indica la espontaneidad con que una reacción puede llevarse a cabo de izquier-da a derecha, cuando ∆G tiene un valor negativo.

∆G = RTln Q – RT ln Keq

Cuando sólo se tienen los reactivos y no se han formado productos, el primer término de la ecuación es 0 y, por lo tanto, ∆G es negativo.

La reacción avanza hasta alcanzar las concentraciones correspondientes a la Keq

, por lo tanto avanzará de acuerdo al valor de la K

eq.

Cuando se conoce el E° de un par redox, pero las concentraciones no son 1 M, se puede calcular E (poten-cial de la solución) mediante la ecuación de Nernst.

E = E° + (1)

La importancia para los análisis volumétricos, de la ecuación de Nernst se debe a que permite calcular:

1. La constante de equilibrio, Keq

.

2. Con la Keq

se puede predecir la cuantitatividad de una reacción.

3. Con la Keq

se pueden calcular las concentraciones de todas las especies cuando se alcanza el equili-brio.

4. Con la Keq

se puede calcular el porcentaje de error en un método de valoración volumétrica.

5. A partir de la ecuación de Nernst se puede calcular el potencial en el punto de equivalencia.

6. Con el potencial en el punto de equivalencia se puede elegir el indicador adecuado para conocer el final de una valoración volumétrica.


141

c) Objetivo

Esta actividad está diseñada para que el alumno sea capaz de relacionar las constantes físico-químicas con los datos que se requieren para seleccionar y valorar una titulación volumétrica redox.

d) Ejercicios

1) La ecuación de Nernst

E = E° + (1)

Con frecuencia se emplea en su lugar la expresión simplificada

E = E° +

Sustituya los valores de R, T y F, compruebe si es correcta la simplificación.

2) La Keq

. Si se combina la ecuación de Nernst aplicada al sistema Ox1/Red

1 con la aplicada al sistema

Ox2/Red

2 se pueden alcanzar las expresiones

E = E° + (1) E = E° + (2)

Los potenciales de los dos sistemas se igualan cuando se alcanza el equilibrio y se obtiene la expresión

Eºox

- Eºred

= log Keq

Keq

=

Completa los pasos intermedios para confirmar la relación entre la Keq

y los potenciales normales de los pares conjugados involucrados.

3) El potencial E en el punto de equivalencia.

Es importante conocer el potencial en el punto de equivalencia para detectar el final de la reacción y para elegir un indicador que cambie de color en ese mismo potencial.


142

Se parte también de las ecuaciones (1) y (2) y se llega a la ecuación

Compruébalo sumando las expresiones (1) y (2)

e) Explicación

Mi idea es que...





f) Evaluación

Calcula las Keq

y los E en el punto de equivalencia de las nueve reacciones de la Actividad 2.


143

Actividad 4. Diseño de una valoración

a) Antecedentes

Las valoraciones volumétricas basadas en reacciones redox han servido, desde el siglo XIX, para cuantifi-car un compuesto químico o una parte del mismo, como un anión o un catión.

Por ejemplo, determinar:

� La molaridad de una disolución de Fe2+.

� La molaridad del Na2SO

3 en una disolución.

� La pureza de una muestra de oxalato de amonio (NH4)

2C

2O

4.

Los reactivos comúnmente empleados son disoluciones valoradas 0.1 M de yodo I2, dicromato de potasio

K2Cr

2O

7, yodato de potasio KIO

3, permanganato de potasio KMnO

4, sulfato de cobre(II) CuSO

4, cloruro

estanoso SnCl2 y sulfato cérico Ce(SO

4)

2.

Pero, ¿cómo conocemos el punto en que la reacción se ha completado sin que haya un exceso del oxidante? Para saberlo se emplean unas gotas de disolución de un indicador colorido que cambia de color a un po-tencial determinado. Si se elige un indicador que cambie con el E del punto de equivalencia, se detecta el final de la reacción.

b) Introducción

Hay libros que indican cómo hacer la valoración, desde preparar la muestra y el reactivo a emplear, hasta las condiciones en que se debe hacer la titulación. Son la Farmacopea, las normas mexicanas o el Ameri-can Standards for Testing Materials (ASTM), entre otros.

Sin embargo, no vienen todas las valoraciones posibles, por lo tanto hay que decidir desde la preparación de la muestra, el volumen, el reactivo y el indicador que se requieren.

c) Objetivo

Diseñar una valoración volumétrica redox.

Proponer el equipo, reactivo e indicador para determinar la concentración M de Fe2+ en una disolución. Explicar las razones de la propuesta.

Seleccionar y justificar el equipo, reactivo, indicador de final de valoración y condiciones y presentar la propuesta al profesor.

� Equipo: material para medir volúmenes

� Reactivo propuesto


144

� Reacción

� Keq

� E punto de equivalencia

� Condiciones: selección de un ácido no oxidante para ajustar pH=0

� Indicador seleccionado y Eo

Ejemplo de valoración cuando la reacción intercambia un solo electrón.

Tabla 5.3

Disol. problema (mL)

Concentración inicial

mL reactivo agregados 0.15 M

mmoles reactivo

Observaciones

10.0 x 1.0 0.15 incoloro

10.0 x 2.0 0.30 incoloro

10.0 x 3.0 0.45 incoloro

10.0 x 4.0 0.60 incoloro

10.0 x 5.0 0.75 incoloro

10.0 e 6.0 0.90 azul

Cálculos: (0.9 mmol)(0.15 M)/10.0 mL = 0.0135 M (concentración de la disolución problema)

Cuando la reacción intercambia un número mayor de electrones hay que considerar la estequiometría de la reac-ción para calcular el número de milimoles del compuesto problema que corresponden a los mmoles de reactivo gastado.

Por ejemplo, en una reacción 3 A + 2 B → C + 4 D


145

Si el volumen inicial era 25.0 mL y para llegar al punto de equivalencia se gastaron 9.5 mL 0.2 M, de B.

Calcular los mmoles de A contenidos en los 25.0 mL y la concentración molar inicial (si es necesario, revisar el tema de estequiometría).

d) Observaciones

e) Explicación

Mi idea es que...





f) Evaluación

Con el valor de Keq

y del E en el punto de equivalencia, determinar el volumen de reactivo gastado y las concentraciones de todas las especies al equilibrio.

Proponer los reactivos, indicadores y condiciones para calcular

� la molaridad del Na2SO

3 en una disolución.

� la pureza de una muestra de oxalato de amonio (NH4)

2C

2O

4


146

Anexo 1. Propuesta de diagnóstico previo de conocimientos para la Unidad I

Indicar si es verdadero o falso VERDADERO FALSO

Al resolver el sistema de dos ecuaciones x + y = 1.5 1.30 = 0.77 + 0.06 log Los valores obtenidos son x = 0.5 y = 1.0

x

La entalpía está relacionada con los cambios de calor de un sistema x

La fórmula del ácido fosfórico es HPO3

x

El nombre del H2SO

3 es ácido sulfuroso x

La ecuación Fe2O3 + 3 C ⇋ 2Fe + 3 CO

2 está balanceada x

La fórmula de sulfato férrico es FeSO4

x

De acuerdo con la reacción 2 FeO + C ⇋ 2 Feº + CO2

cuando reaccionan 7 moles de FeO con 3 de C se forman: 6 moles de Feº + 3 CO

2 y queda 1 mol de FeO

x

Para preparar 250 mL de disolución 0.1 M de ácido sulfúrico se necesitan 2.45 g de ese ácido

x

Una pipeta volumétrica de 10 mL tiene graduaciones para medir los mL uno a uno

x

Una reacción se desplaza hacia la derecha cuando la Keq

es grande x

Una Keq

= 1 indica que la reacción no se lleva a cabo x

Agradecimientos

A la Mtra. Silvia Bello por la revisión de este documento y las sugerencias pertinentes.

Al Q Everardo Tapia Mendoza, por su colaboración en la edición de las fórmulas y ecuaciones de este documento.


147

REFERENCIAS

Asimov, I. (1993) Breve historia de la Química. México: Alianza Editorial.

Astolfi, J.P. (1999). El “error” como medio para pensar. Sevilla: Diada.

Block, J.H., Efthim, H.E. and Burns, R.B. (1989). Building Effective Mastery Learning Schools. New York: Long-man.

Bloom, B. (1988). Le problème des deux sigmas: la recherché de méthodes d’enseignement en groupe aus-si efficaces que le préceptorat. En M. Huberman (Dir). Assurer la réussite des apprentissages scolaires. Paris: Delachaux&Niestle.

Cañizares, M.P. y Duarte, G.A. (2009) Fundamentos de Química Analítica. México: Facultad de Química, UNAM.

Del Carmen, L. (2004). Los trabajos prácticos. En: Chamizo, J.A. (2004). Coordinador. Antología de la Enseñan-za Experimental. México: Facultad de Química, UNAM.

Charlot, G. (1957) L’Analyse qualitative et les reactions en solution. Paris: Masson et Cie.18-24.

Garritz, A., Gasque, L. y Martínez, A. (2004) Química Universitaria. México: Facultad de Química, UNAM p.623-640.

Gentile, J.R. (2004). Assessing Fundamentals in Every Course Through Mastery Learning. Teaching and Learning, 100, 15-20.

Hodson, D. (2004). Hacia un enfoque más crítico del trabajo de laboratorio. En: Chamizo, J. A. (2004). Coordi-nador. Antología de la Enseñanza Experimental. México: Facultad de Química, UNAM.

Huberman, M. (1988). Les variantes de la pédagogie de maîtrise: critiques et perspectives. En M. Huberman (Dir) Assurer la réussite des apprentissages scolaires. Paris: Delachaux & Niestle.

Kind, V. (2004). Más allá de las apariencias. México: Santillana, p 75-87.

Price, J., Smoot, R.C. y Smith, R.G. (1988), Química: Un curso moderno. E.U: Glencoe/McGraw-Hill.

Raviolo, A. y Martínez, M.M. (2005). El origen de las dificultades y de las concepciones alternativas de los alum-nos en relación con el equilibrio químico. Educación Química, 16 [x], 159-166.

Sandoval, R. (2011). Equilibrios en disolución en química analítica. México: Facultad de Química, UNAM.

Villarreal, E. (1962). Fundamentos Electroquímicos de los métodos de óxido-reducción. México: Escuela Nacional de Ciencias Químicas, Laboratorio de Fisicoquímica y Análisis Instrumental.


148

ACTIVIDADES


1Una reacción alquímica Aprender a observar y a deducir. Presencial y correo

electrónico

2Escala de potenciales Observar y relacionar con escala de

potenciales normales. Argumentar y predecir.

Práctica laboratorio, presencial y correo electrónico

3

Bases teóricas de las ecuaciones aplicadas a reacciones redox

Deducir modelo general de reacciones redox.

Identificar pares redox.

Relacionar las ecuaciones para calcular Keq

, E peq con las constantes de equilibrio Químico, ec. de Nernst y energía libre.

Presencial, ejercicios, problemas y correo electrónico

4

Diseño y ejecución de una valoración redox

Seleccionar condiciones, material, reactivos e indicador basándose en la K

eq, E peq.

Proponer y ejecutar los cálculos para conocer la molaridad de una disolución.

Presencial, foro, resultados y correo electrónico

El enlace químico: uno de los grandes logros del intelecto humano

Silvia Bello Garcés

CAPÍ

TULO

6

150


PRESENTACIÓN

Hablar del desarrollo histórico del concepto de enlace es hablar del desarrollo de la Química, es abordar uno de los conceptos que ha trascendido los límites de la disciplina, para llegar al gran público. ¿Quién no se ha preguntado al-guna vez cómo está formada la materia y qué es lo que la mantiene unida? Las respuestas a esta pregunta abarcan una gama enorme, que comprende desde lo religioso hasta lo poético, desde lo científico hasta lo político. Pero todas ellas encierran la secreta esperanza de conocer la materia para transformarla, para dominarla y ponerla al servicio del ser humano, uniendo y desuniendo –como dioses– sus pequeños fragmentos para producir nuevas sustancias que sean capaces de proporcionar alivio al dolor, satisfacción al hambre y, en fin, la fuente de la eterna juventud.

El propósito de esta unidad didáctica es compartir la experiencia obtenida a lo largo de numerosos años de docencia en la Facultad de Química de la UNAM, con miras a apoyar a los docentes para el desarrollo del tema, brindando información y sugerencias de actividades que les faciliten la conducción de sus alumnos hacia la ela-boración y desarrollo de sus propios modelos, así como la comprensión y aplicación de los modelos científicos de enlace químico. Se ha diseñado para el nivel educativo de licenciatura y está orientada a la asignatura de nombre Química Inorgánica I.


Química Inorgánica I (clave 1310, 9 créditos) forma parte del tronco común, es obligatoria para las cinco carre-ras1 que ofrece la Facultad de Química; sin embargo, no se considera propedéutica, pues en cuatro de las cinco carreras es el único curso de Química Inorgánica comprendido en el currículo. En la carrera de Química, además de esta visión panorámica de la disciplina, se incluyen otras cuatro asignaturas del área.2

} Objetivos de la asignatura

En el programa oficial de Química Inorgánica I se incluyen los siguientes objetivos:

� Estudiar la periodicidad química (propiedades físicas y químicas de los elementos) como función de la estructura atómica de los elementos químicos.

� Describir a la materia desde el punto de vista estructural y de reactividad química, empleando para ello los modelos de interacción que mejor expliquen las propiedades observables.

� Explicar el comportamiento de las sustancias a partir de principios químicos fundamentales.

� Usar todo lo anterior para adquirir y asimilar información sobre el comportamiento de sustancias inorgá-nicas comunes.

1 Ingeniería Química Metalúrgica, Ingeniería Química, Química, Química Farmacéutico-Biológica y Química de Alimentos.

2 Química del Estado Sólido, Química Covalente, Química de Coordinación y Organometálica.

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CONTENIDOS TEMÁTICOS

} Previos al tema en la asignatura

Los planes de estudio señalan seriación obligatoria con Estructura de la Materia y seriación sugerida con Quími-ca General II. De ellas, se requiere que el alumno comprenda los conceptos de:

� Elemento, compuesto y mezcla.

� Átomo, molécula e ion.

� Configuraciones electrónicas de átomos e iones, distinguiendo electrones del core y de valencia.

� Tabla periódica.

� Propiedades periódicas atómicas: radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica.

� Elementos de electricidad y conductividad eléctrica.

� Ley de Coulomb, expresiones cualitativa y cuantitativa.

Además, el alumno debe conocer los principios y aplicar las reglas de la nomenclatura química inorgánica; es muy importante que comprenda y pueda aplicar la Ley de Coulomb, así como los fundamentos de la conducti-vidad eléctrica.

} Propios del tema en la asignatura

En el programa oficial están indicados dentro de la unidad 2, Interacciones químicas, con los siguientes apartados:

2.1 Enlace covalente. Modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Teoría de enlace valencia. Materiales moleculares y redes covalentes.

2.2 Enlace metálico. Redes metálicas.

2.3 Enlace iónico. Redes iónicas.

2.4 Fuerzas intermoleculares.

} Subsecuentes a la asignatura

El currículo de la carrera de Química marca seriación obligatoria con Química Inorgánica II (Coordinación), Química Inorgánica III (Covalente), Química Inorgánica IV (Estado Sólido) y Química Inorgánica V (Organome-tálica).

} Objetivos de la Unidad Didáctica (demanda de aprendizaje)

El alumno deberá:

� Comprender la necesidad de generar modelos3 en ciencia y, en particular, modelos de interacciones quí-micas (fuertes: enlace químico y débiles: fuerzas intermoleculares).

� Distinguir el impacto de las interacciones fuertes y débiles en las propiedades macroscópicas y nanoscó-picas de la materia.

3 Ver los capítulos 1 y 2 de esta obra.

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� Explicar la relación de las propiedades periódicas atómicas, con el tipo de interacción resultante de la unión de dos o más átomos.

� Comprender que las moléculas están formadas por “fragmentos” de átomos (cores) y no por los átomos mismos, como ocurriría en una mezcla.

� Comprender que no toda la materia está formada por moléculas; también hay sustancias constituidas por otras partículas, como iones (por ejemplo las sales) o átomos (como los metales).

� Clasificar materiales a partir de sus propiedades e inferir la naturaleza estructural de los mismos.

� A partir del conocimiento de propiedades de diversas sustancias y materiales, escoger el modelo de enlace más adecuado para explicar y predecir dichas propiedades.

� Aplicar los modelos de las interacciones para predecir propiedades de sustancias comunes.

ESTRUCTURA DE LA UNIDAD DIDÁCTICA

Introducción

Escribimos estas unidades didácticas dirigidas a los docentes, pensando en nuestros alumnos, sus intereses, ne-cesidades, concepciones alternativas, etc., y su preparación para el trabajo profesional y para la vida.

El enlace químico es un concepto estructural, fundamental en el estudio de la Química, que se revisa en los pro-gramas de esta disciplina en el bachillerato y en diversas asignaturas en licenciatura.

Sin embargo, es un concepto difícil por el alto nivel de abstracción que exige su comprensión cabal, por la com-plejidad propia del tema, porque la aplicación de este conocimiento no es obvia y, además, resulta irrelevante para quien desconoce las propiedades de los materiales. Al desconocerlas, no se cae en la cuenta de la necesidad del ser humano de generar modelos, para explicar esa parte de la realidad y desarrollar recursos para transfor-marla.

Frecuentemente, se confunden los modelos de enlace con la realidad; por ejemplo, muchas veces se oye decir que el metano es tetraédrico porque el carbono tiene hibridación sp3. Y en muy pocas ocasiones se hace referen-cia al trabajo experimental que realizaron Werner y sus alumnos, en el siglo XIX que, cuando aún no se conocía al electrón como partícula, y mucho menos, la dualidad onda-partícula de la materia, los llevó a concluir que la molécula de metano debe ser tetraédrica, porque sólo se conoce un derivado disustituido.

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Figura 1. Alfred Werner (1866-1919). Ganador del Premio Nobel de Química en 1913, por su contribución a la elucidación del concepto de enlace químico, cuyo trabajo inició con su tesis doctoral alrededor de 1890.4

Los alumnos elaboran sus propias concepciones, alrededor de los conceptos que aprenden, que frecuentemente se alejan de las concepciones científicas (Taber, 1994, 2001; Kind, 2004; Bello, 2008), y no siempre son abordadas de forma adecuada en el currículo para construir concepcio-nes más cercanas a las de la comunidad científica. Los in-vestigadores las llaman concepciones alternativas o ideas previas de los estudiantes, y se piensa que es fundamental abordarlas explícitamente en el aula (Flores y Gallegos, 2008; Strike y Posner, 1985; Mortimer, 1995; Vosniadou, 1994; García Franco, 2007). En el proceso docente se considera fundamental conocer lo que el alumno ya sabe del tema, o cree que sabe, y cómo se lo explica a sí mismo, en sus propias palabras.

Esta propuesta parte del trabajo activo de los estudiantes para conocer las propiedades de algunas sustancias, que los lleve a elaborar sus propios modelos (explicaciones), para después discutirlos, negociarlos5 con otros compañeros y, finalmente, confrontarlos con versiones someras y breves de los modelos científicos, a que se ha hecho referencia en la temática del programa oficial de la asignatura. Por limitaciones de espacio y tiempo, esta propuesta se refiere únicamente a los puntos 2.1 y 2.4 de los contenidos temáticos del curso de Química Inorgánica I.

Sobre las concepciones alternativas

Las ideas previas o concepciones alternativas son construcciones personales que utilizamos para comprender los fenómenos que observamos y los conceptos que aprendemos, para movernos en el ambiente físico y social que nos rodea. Conocemos el mundo a través del filtro impuesto por nuestras ideas y expectativas. Comprender algo, implica activar una idea o conocimiento previo para organizar esa situación y darle sentido.

Originalmente, se pensó que las concepciones alternativas eran siempre incorrectas, y se les llamaba errores conceptuales o misconceptions, en inglés. Hoy se sabe que algunas son efectivamente incorrectas, pero otras son correctas y pueden ser incompletas o mal aplicadas. Algunas guardan cierta similitud con concepciones que sostenía la comunidad científica en otras épocas (por ejemplo, la oxidación es una reacción con el oxígeno).

El aprendizaje de la ciencia tiene como propósito promover el proceso de acercamiento de las concepciones alternativas hacia concepciones más amplias y profundas, que son aceptadas por la comunidad científica.

4 http://www.biografiasyvidas.com/biografia/w/werner_alfred.htm. Última consulta 26 de enero de 2016.

5 Modificar, enriquecer o abandonar las concepciones alternativas propias.

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Si no se sabe lo que piensan los alumnos y por qué opinan así, se tendrán escasas posibilidades de ejercer un impacto en sus concepciones con la enseñanza.

En la Facultad de Química se han realizado diversas investigaciones longitudinales sobre las concepciones alter-nativas de los estudiantes, relacionadas con el concepto de enlace, trabajando con alumnos de primero a noveno semestre, de distintas carreras (García, 2004; Herrera-Hernández, 2005; Velázquez, 2006; Bello et al., 2008).

En la Tabla 6.I se presentan algunas de las principales concepciones alternativas encontradas en alumnos de la Facultad de Química, relacionadas con las interacciones químicas. Como puede verse, hay concepciones erró-neas, otras incompletas y algunas coincidentes con las de los científicos.

Tabla 6.I Concepciones alternativas sobre enlace químico encontradas en alumnos de la Facultad de Química.

Todos los compuestos covalentes son insolubles en agua y tienen bajo punto de fusión.

Todos los compuestos iónicos son solubles en agua y tienen altos puntos de fusión.

Lo semejante disuelve a lo semejante.

Se desprende energía cuando se rompe un enlace químico.

Se absorbe energía para formar un enlace químico.

El enlace covalente es más débil que el iónico.

Los compuestos iónicos están formados por moléculas iónicas.

Los enlaces covalentes o iónicos se rompen cuando una sustancia cambia de estado.

En un enlace covalente, los electrones se encuentran más cerca del elemento más electronegativo.

La carga iónica determina la polaridad del enlace.

Los pares de electrones no enlazantes influyen en la posición de los pares compartidos y determinan la polaridad del enlace.

El átomo más grande es el que ejerce el mayor control sobre el par de electrones compartidos.

Las moléculas no simétricas con enlaces polares son polares.

Una molécula es polar porque tiene enlaces polares.

Moléculas del tipo OF2 (difluoruro de oxígeno) son polares porque los electrones no enlazantes del oxígeno

forman una carga parcial negativa.

Toda molécula de tipo AB3 es triangular plana y toda molécula o ion de tipo AB

4 es tetraédrica

El tetracloruro de carbono es tetraédrico porque tiene hibridación sp3

En la reacción de zinc con ácido clorhídrico se desprende un gas formado por H+

Los iones son idénticos a los átomos de los que provienen; es decir Na L Na+; Cl L Cl-

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En la Tabla 6.II se resume una interpretación de resultados y se vinculan las concepciones alternativas de los estudiantes con el tópico de referencia y los esquemas representacionales6 de los alumnos.

Tabla 6.II Esquemas representacionales de los estudiantes, relacionados con el concepto de enlace químico.

Tópico de referencia Esquema representacional

Unificación del enlaceVisión segmentada y superficial del enlace: “la unidad del enlace se pierde en la diversidad de sus manifestaciones” (Livage, 1981).

Estructura de un metal (Al)“Todo está formado por moléculas”; se desconoce la existencia de enlaces omnidireccionales y de otras formas de organización de las partículas (cristales).

Transferencia de propiedades macroscópicas a la escala nanoscópica.

Estructura de un no metal sólido (grafito)

Estructura de un compuesto iónico (NaCl)

Estructura de un gas (H2) Concepción deficiente y confusa de molécula.

Fuerzas intra-intermoleculares/ propiedades

Confusión entre diversos tipos de interacciones.Propiedades/enlace

Modalidades de enlace

Al comparar los resultados de nuestras investigaciones con otros datos publicados (Kind, 2004; Taber, 2001) se observa cierta madurez en los estudiantes de la Facultad de Química respecto a otros alumnos, porque en sus respuestas han eliminado algunos términos primitivos o antropomórficos. No obstante, se pueden identificar ciertos esquemas representacionales, que persisten a pesar de la instrucción (Tabla 6.II). Así, se ve que para los estudiantes no es claro el papel que juegan los electrones (y los orbitales) en la formación del enlace químico. Llama la atención que alumnos de este ciclo escolar sigan considerando que los átomos mantienen su identidad aun después de formar moléculas; lo que parece indicar que siguen sin distinguir las mezclas, los elementos y los compuestos.

Para profundizar en el estudio de las concepciones alternativas de estudiantes de este ciclo escolar, se reco-mienda revisar las referencias relacionadas con las investigaciones realizadas en la propia Facultad, arriba men-cionadas. En ellas se podrán encontrar, además, técnicas y herramientas para explorarlas, tales como sondeo en la clase en que se abordará el tópico, cuestionarios, representaciones teatrales, realización de experimentos a cargo del docente (Montagut et al., 2008), lecturas, videos, etc., e interpretación de todo ello por parte de los estudiantes.

6 Los esquemas representacionales pueden considerarse como el marco teórico de conjuntos de concepciones alternativas relacionadas entre sí.

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Es importante hacer notar que, al igual que muchos autores (Vosniadou, 1994; Kind, 2004), podemos consi-derar que la mayoría de las concepciones alternativas relacionadas con el concepto de enlace químico, tiene un origen escolar. Es decir, son construcciones que los individuos elaboran a partir de información obtenida en las aulas y del contacto con libros, videos y materiales didácticos.

Cabe aquí mencionar que es fundamental que el clima de la clase permita la libre expresión de las ideas de los es-tudiantes, sin estigmatizar o ridiculizar a quienes manifiesten puntos de vista muy alejados de las concepciones aceptadas por la comunidad científica y evitando discusiones intolerantes y agresivas entre los participantes.

Son tan numerosas y diversas las concepciones alternativas de los estudiantes (y muchas veces encontradas también en libros y otros materiales didácticos) que no se alcanzarán a abordar todas en esta unidad didáctica; únicamente se han seleccionado algunas, con la intención de mostrar la propuesta didáctica que aquí se expone.

DESARROLLO DE CONTENIDOS CIENTÍFICOS (ESTRATEGIAS DIDÁCTICAS)

Se considera muy importante que, antes de que el docente o los alumnos expongan los modelos de enlace quí-mico que deben abordarse en el curso, siguiendo el programa, se realice una exploración de las concepciones alternativas de los estudiantes y de sus conocimientos previos.7 Para ello, se propone la realización de las activi-dades 1, 2 y 3. La 1 y la 2 deberán realizarse en forma presencial, en el aula; mientras que la 3 se puede llevar a cabo en forma mixta, iniciándola en el aula, completando la discusión en forma presencial o a través de medios electrónicos y obtener las conclusiones en el salón de clase.

7 Conocimientos adquiridos en cursos anteriores o simultáneos. Aquí se consideran como los requisitos académicos necesarios para aprender un concepto. Es importante mencionar que otros autores manejan los términos concepciones alternativas y conocimientos previos como sinónimos.

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Actividad 1. Propiedades de algunas sustancias

El propósito de esta actividad es múltiple. Por un lado se trata de conducir a los alumnos a visualizar la necesidad del ser humano de elaborar explicaciones respecto a los fenómenos que observa; es decir, elaborar modelos. Por otra parte, esta actividad se puede usar para explorar tanto las concepciones alternativas de los estudiantes como el dominio que tienen de los conocimientos previos, que constituyen un requisito para abordar el tema que nos ocupa.

1. El docente realiza una experiencia de cátedra utilizando cuatro sustancias blancas y cristalinas, que nume-rará como 1, 2, 3 y 4, sin decir a los alumnos que se trata de 1) urea, 2) cloruro de sodio, 3) azúcar blanco y 4) carbonato de calcio. Distribuye entre los alumnos pequeñas muestras de las sustancias 1, 2, 3 y 4, para que las observen. Pide a los estudiantes que describan las características de las sustancias que ob-servan. Es frecuente que ellos traten de adivinar los nombres de las sustancias, en vez de describir cómo las ven; pero el docente debe insistir en que en esta etapa no pretendemos eso, lo que queremos es notar en qué se parecen y en qué se distinguen macroscópicamente.

2. Más adelante pregunta a los estudiantes qué piensan que ocurrirá al poner en contacto las sustancias con agua. Al partir de la idea de que “el agua es el disolvente universal”, la mayoría dirá que se disolverán todas. Al poner en contacto cada una de las muestras con agua deionizada, pide a los alumnos que observen si se disuelven las muestras, que las clasifiquen, en función de su solubilidad, y que comparen sus predicciones con lo observado.

3. Mide la conductividad del agua deionizada8 y hace notar a los estudiantes que no conduce. Toma las disoluciones de las muestras que se disolvieron y la mezcla de agua/CaCO

3, y pide a los alumnos que

hagan predicciones respecto a la conductividad eléctrica de las mismas. Procede a medirla y propone a los estudiantes que hagan una nueva clasificación, considerando ahora los parámetros de solubilidad y conductividad.

4. Con la información y la clasificación obtenidas, los alumnos elaborarán individualmente sus propios mo-delos, para explicar el comportamiento de las diferentes sustancias.

Como los alumnos ya han cursado Estructura de la Materia y Química General I seguramente clasificarán al clo-ruro de sodio (muestra 2) como iónico; a las muestras 1 (urea) y 3 (azúcar) como covalentes. Es muy probable que también clasifiquen al carbonato de calcio como covalente, dado que resulta insoluble en agua y dirán que no conduce en disolución, sin tomar en cuenta que no se ha disuelto.

Es importante que el docente haga hincapié en que en ciencia no se pueden sacar conclusiones con información insuficiente. Si no se disolvió en agua, NO PODEMOS DECIR que no conduce en disolución, puesto que ésta no se formó.

Seguramente muchos alumnos hablarán de iones y “moléculas iónicas”. En ese momento el docente puede pro-mover una discusión al respecto, sin llegar a una conclusión, dejando planteada la pregunta ¿existen moléculas iónicas? La pregunta se abordará más adelante, cuando el estudiante cuente con mayor información y haya reflexionado más profundamente sobre la naturaleza de las partículas que forman las sustancias y sus interac-ciones.

Conviene que no se asigne una calificación numérica a esta Actividad 1, para evitar la distorsión del ejercicio. En todo caso, se puede registrar solamente la realización o no del mismo.

8 Es necesario usar agua deionizada para asegurarse de que no conduce la corriente eléctrica, aunque frecuentemente basta con emplear agua bidestilada.

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Actividad 2. Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

Con esta actividad se pretende trabajar sobre la concepción alternativa que considera que los puntos de fusión altos son un parámetro unívoco, para clasificar a las sustancias como iónicas. A la vez, se profundiza en la gene-ración y función de los modelos.

1. El profesor proporciona a los alumnos la Tabla 6.III con los puntos de fusión y comportamientos frente al calor de las sustancias 1-4, aún sin identificarlas.

Tabla 6.III Punto de fusión y comportamiento de algunas sustancias frente al calor.

Sustancia Solubilidad en agua Conductividad en disolución Comportamiento frente al calor

1 (Urea) Sí NoFunde a 132.7°C. A mayor temperatura se quema

2 (NaCl) Sí Sí Funde a 801°C

3 (Azúcar) Sí No Se quema

4 (CaCO3) No --- Se descompone a 1170°C

Pide que analicen los datos en pequeños equipos y discutan los modelos que elaboraron en la Actividad 1, y la cotejen con esta nueva información. A muchos alumnos les sorprenderá el alto punto de descomposición del carbonato de calcio ya que, al no ser soluble en agua, lo habrán clasificado como covalente.

Finalmente, el docente identifica a las muestras 1-4 como urea, cloruro de sodio, azúcar blanco y carbonato de calcio, respectivamente, para que los alumnos contrasten su clasificación y sus modelos con la realidad. Deberá destacar la complejidad de la elaboración de modelos amplios y profundos y la enorme importancia que tiene la experimentación en su formulación.

En una gran mayoría de los textos que abordan las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes, se mencionan entre las propiedades infalibles de los iónicos la solubilidad en agua, los altos puntos de fusión y la conductividad en estado fundido o en disolución. En contraste, se marcan como propiedades –también infali-bles– de los covalentes la insolubilidad en agua y los bajos puntos de fusión. De modo que la experiencia con las actividades 1 y 2 puede funcionar como promotor del “conflicto cognitivo”9 (Strike y Posner, 1985).

Con el fin de complementar la función de los parámetros que se han usado en la construcción de modelos de enlace, se realiza la Actividad 3. Ésta funcionará, además, como una respuesta al “conflicto cognitivo” generado en las actividades 1 y 2.

9 El “conflicto cognitivo” es el proceso en el que se confronta una idea previa con información que resulta inexplicable al usarla, con miras a cuestionar y, eventualmente, modificar la concepción alternativa.

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Actividad 3. Sustancias con punto de fusión alto

El docente lleva al aula muestras de algunas de las sustancias contenidas en la Tabla 6.IV; pide a los alumnos que formen equipos, y les propone que observen cuidadosamente las muestras y sugieran el tipo de interacción química que se dará en cada caso. Para que se profundice en las propuestas, es conveniente que los alumnos realicen esta actividad como tarea y, se continúe el análisis en el aula, o por medios electrónicos. En la siguiente sesión se proporciona al grupo la Tabla 6.IV, se solicita a los estudiantes que analicen los datos contenidos en ella y cotejen su propuesta de interacciones.

En el material para el alumno (ver Actividad 3), se han incluido algunas preguntas que los conducirán a elaborar mejores modelos. Es importante que el docente revise cuidadosamente las respuestas y los dibujos elaborados por los alumnos. Asimismo, deberá hacer hincapié en que la información con la que se contaba en los siglos XIX y primera mitad del XX, condujo a la elaboración de diferentes y excluyentes modelos de enlace químico, para diferentes tipos de sustancias.

Tabla 6.IV Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada.10

SustanciaTemperatura de

fusión (oC)

¿Conduce la corriente en estado

sólido?11

¿Es soluble en agua?

¿Conduce en disolución acuosa?

Cloruro de sodio 801 No Sí Sí

Oro 1,064 Sí No ---

Diamante Aprox. 4000 No No ---

Cobre 1,084 Sí No ---

Nitrato de potasio 333 No Sí Sí

Dióxido de silicio 1,700 No No ---

Platino 1,768 Sí No ---

Carbonato de sodio 851 No Sí Sí

Sulfato de cobre pentahidratado

650 (se descompone)

No Sí Sí

Yoduro de potasio 677 No Sí Sí

Carburo de silicio Sublima a 2,700 No No ---

Plata 970 Sí No ---

11

10 Sosa et al., 2008. Ver referencias.

11 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.

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Actividad 4. Interacciones débiles y fuertes

El objetivo de esta actividad es comprender los cambios que ocurren, a nivel nanoscópico, en los cambios de estado y en las reacciones químicas, con el fin de abordar la concepción alternativa que supone el rompimiento de enlaces químicos (iónicos, covalentes o metálicos) al modificar el estado de agregación de una sustancia.

Para ello, el docente hace uso de la Tabla 6.V, tal como se presenta en el material para los alumnos (Tabla 6.4), es decir, sin las respuestas de la última columna, en la que se anota la interpretación nanoscópica del fenómeno (como se muestra aquí). Pide a los equipos de alumnos que expliquen en sus propias palabras qué ocurre a nivel nanoscópico cuando se somete cada una de las muestras a la acción del calor.

Tabla 6.V Procesos que ocurren en algunas sustancias por acción del calor.

Núm. Sustancia Cambio Cambios a nivel nanoscópico en el proceso de calentamiento

1 Cloruro de sodio Funde a 801°C Se alejan los iones entre sí

Pero NO se rompen los enlaces químicos (iónicos, covalentes, ni metálicos)

2 Oro Funde a 1064°C Se alejan los átomos entre sí

3 Cobre Funde a 1084°C Se alejan los átomos entre sí

4 Nitrato de potasio Funde a 333°C Se alejan los iones entre sí

5 Platino Funde a 1768°C Se alejan los átomos entre sí

6 Plata Funde a 970°C Se alejan los átomos entre sí

7 Agua Hierve a 100°C Se alejan las moléculas entre sí

8Carbonato de calcio

Se descompone a 1170°C

Se desprende un gasSe rompen unos enlaces químicos y, al mismo tiempo, se forman nuevos enlaces

9Sulfato de cobre pentahidratado

650°C (se descompone)

Se desprende agua y cambia de color azul a blanco

10 UreaFunde a 132.7°C; a mayor temperatura se quema

Hay una reacción de oxidación (combustión)

Es probable que numerosos equipos propongan que al cambiar el estado de agregación se rompan los enlaces químicos y que, como consecuencia, se desprenda gran cantidad de calor. Por otra parte, habrá también algu-nos que no identifiquen los cambios químicos que ocurren en el carbonato de calcio, en la urea [CO(NH

2)

2], al

quemarse, y en el sulfato de cobre pentahidratado:

CaCO3 (s)

→ CaO(s)

+ CO2 (g)

Z

2CO(NH2)

2(s) + 3O

2(g) → 2CO2 (g)

+ 2N2(g)

Z + 4H2O

(g) Z

[Cu(H2O)

4]SO

4.H

2O → CuSO

4 (s) + 5H

2O

(g) Z

Es función del docente proporcionar mayor información para explicar las diferencias que ocurren entre el grupo de fenómenos 1 a 7 y el grupo constituido por 8, 9 y 10, de la tabla anterior. Es importante hacer notar que en el primer grupo (1 a 7) se debilitan las atracciones entre átomos o moléculas, porque se alejan entre sí, pero NO se rompen los enlaces propiamente dichos. En cambio, en el segundo grupo (8 a 10) se están rompiendo unos enlaces al mismo tiempo que se van formando otros nuevos. El rompimiento de estos enlaces ocurre por acción del calor suministrado.

161


Para abundar en la interpretación de lo ocurrido en el primer grupo de sustancias (1 a 7), puede usar, por ejemplo, el caso del agua –que se evapora a cualquier temperatura– y a presión de 1 atmósfera hierve a 100°C; pero para separar los gases hidrógeno y oxígeno se requieren temperaturas de alrededor de 600°C. También se puede analizar una curva de Morse-Condon (Figura 2) para la formación de moléculas diatómicas de H

2.

H2

r/Αo

Ener

gía

Pote

ncia

l/kJ

mol

-1

FIGURA 2Figura 2. Curva de Morse-Condon para la formación de un mol de moléculas diatómicas de H2. Obsérvese que

a distancia infinita la energía potencial de los átomos aislados es cero, mientras que es mucho menor cuan-do los átomos forman moléculas; es decir, se desprende energía al formar el enlace. En cambio, si se desea romper el enlace es necesario suministrar energía.

Tabla 6.VI Energías de enlace12 en kJmol-1.

Sustancia Enlace Energía que se desprende al formar el enlace

H2

H-H 436

O2

O=O 49413

N2 N≡N 944.7

CH3 - CH

3C-C 350

H2N - NH

2N-N 160

H-O-O-H O-O 140

12

13

12 Cotton, A. y Wilkinson, G. (1999). Ver referencias.

13 Rayner-Canham (2000). Ver referencias.

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El análisis de la información contenida en las tablas 6.V y 6.VI es también un recurso adecuado para abordar la concepción alternativa que supone que se desprende energía cuando se rompen los enlaces químicos. Hacer no-tar a los estudiantes las altas temperaturas que se requieren para romper enlaces químicos (Tabla 6.V), puede llevarlos a comprender que al formar el enlace se desprendió gran cantidad de energía (Tabla 6.VI) y de allí, a visualizar la fortaleza del enlace.

En los casos 8, 9 y 10, se observa el desprendimiento de gases, lo cual indica que se están llevando a cabo cam-bios químicos; es decir, en ellos sí se están rompiendo unos enlaces y se forman otros. Es importante hacer notar que se ha requerido elevar la temperatura para que se lleven a cabo estas reacciones. Para explicarlos conviene revisar el Capítulo 3, Unidad didáctica sobre reacción química, y también ver en el Capítulo 1 la sección sobre historia de la reacción química, en esta misma obra.

Con esta información será importante retomar la pregunta que quedó planteada en la Actividad 1: ¿existen moléculas iónicas? Para ello propondrá la realización de la Actividad 5.

163


Actividad 5. Ser o no ser una molécula

El docente solicitará a los alumnos la lectura individual del artículo de Nelson (1996) y la respuesta a las siguien-tes preguntas:

1. ¿Cómo defines el término molécula?

2. ¿Cuál es la diferencia entre molécula y red cristalina?

3. ¿Las sustancias covalentes pueden formar cristales?

4. ¿Cómo puedes saber si una sustancia cristalina es iónica o covalente?

5. ¿Existen moléculas iónicas?

6. ¿Qué modelos de enlace propones para explicar la estructura nanoscópica de las sustancias 4, 8 y 9 y de las 7 y 10 de la Tabla 6.V?

Las respuestas a estas preguntas pueden analizarse y discutirse por medios electrónicos. En la siguiente sesión presencial, el profesor escoge aleatoriamente a 3 o 4 alumnos, de equipos diferentes para analizar y concluir en el pleno del grupo las respuestas a estas preguntas. Sosa et al. (2008) han hecho una importante contribución didáctica para orientar la discusión y dar respuesta a estas preguntas. Se debe también destacar el hecho de que una molécula es una entidad discreta, formada por un número específico y finito de átomos y si se quita uno solo de ellos, la molécula deja de ser lo que era. Una molécula de agua (H

2O) está constituida por dos átomos

de hidrógeno y uno de oxígeno, en posiciones relativas fijas. Si se le quita uno solo de los átomos de hidrógeno, la fórmula cambia y deja de representar al agua, para convertirse en OH e H, o si se separa un ion hidrógeno se convierte en H+ y OH-. Por el contrario, si se le agrega un átomo de oxígeno, la fórmula se convierte en H

2O

2

pero esta fórmula representa otra sustancia, con propiedades diferentes a las del agua.

En cambio un cristal, al ser un arreglo tridimensional, periódico de átomos, iones o moléculas, está formado por un número indeterminado de estas entidades y se puede partir, pero los trozos obtenidos siguen teniendo las mismas propiedades intensivas que el ejemplar de origen.

Esta actividad también se puede aprovechar para abordar la concepción alternativa que dice: “La carga iónica determina la polaridad del enlace”, haciendo notar que cuando hay cargas iónicas ya no se habla de polaridad en el enlace. En este caso ya no sólo se trata de una distribución heterogénea de la densidad electrónica, como en una molécula polar; sino predominantemente de una transferencia de electrones.

Tras el análisis y discusión de las interacciones propuestas por los estudiantes, el docente expondrá modelos de interacciones químicas: débiles: fuerzas intermoleculares, y fuertes: enlace químico propiamente dicho.

Para ello se propone iniciar con una rápida revisión de la construcción histórica del concepto de enlace químico. Cabe destacar que aquí no se presentan los diversos modelos en orden cronológico, porque se propone abor-darlos en el curso en orden de complejidad (demanda cognitiva) creciente.

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

En el programa de la asignatura, no se ha planteado como tal el estudio de la evolución histórica del concepto que nos ocupa. No obstante, consideramos de suma importancia que, aunque sea someramente, se revise la formación y desarrollo de este concepto. Por un lado, pensamos que esto fortalecerá la comprensión del con-cepto mismo y ayudará a los estudiantes a comprender la naturaleza y desarrollo de la ciencia como empresa humana, sujeta a cuestiones ideológicas, históricas, sociales y tecnológicas. Por otra parte, ayudará al docente a

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identificar algunas similitudes de las ideas previas o concepciones alternativas de los alumnos con concepciones aceptadas por la comunidad científica en otras épocas.

La historia del concepto de enlace está tan íntimamente ligada al desarrollo de la Química, que el surgimiento de sus propias ramas: la Orgánica y la Inorgánica, la Química de Coordinación y la Organometálica; sus áreas y aplicaciones –bélicas y pacíficas– han estado determinadas por los diversos estadíos de este concepto. No menos importante es el hecho de que al menos tres premios Nobel de Química se han otorgado a destacados investigadores: Werner en 1913, Langmuir en 1932 y Pauling en 1954, por sus contribuciones a la construcción científica de este concepto.

Como consecuencia, se dificulta la selección de las aportaciones más relevantes, por la enorme cantidad de información que existe al respecto (Asimov, 1974; Bauer, 1933; Cruz et al., 1986; Ihde, 1964; Moore, 1953, Thorpe, 1911).

Lo que salta a la vista es la gran relevancia que ha tenido la EXPERIMENTACIÓN en la construcción y desarrollo de este concepto. Ya mencionamos anteriormente la aportación de Werner y sus estudiantes en la elucidación de la geometría molecular del metano y, cabe destacar la elucidación que también realizaron de la estructura cuadrada del diclorodiaminoplatino(II) [Pt(NH

3)

2Cl

2] al reconocer la existencia de los isómeros cis y trans en

1893.14 Más tarde se supo que solo el cis tiene actividad antineoplásica.

No se puede dejar de lado que la interpretación de los fenómenos observados por los científicos en cada época, está íntimamente ligada a la teoría (creencias, concepciones alternativas, etc.) de la que se parte. Asimismo, la tecnología está estrechamente vinculada con la ciencia y su desarrollo ha orientado la naturaleza de los mode-los diseñados en cada época. No es lo mismo contar con una balanza -como lo hicieran Lavoisier y Marie Anne Pierret, su esposa- que contar con recursos espectroscópicos más o menos sofisticados, como ocurrió a fines del siglo XIX y durante el siglo XX.

También vale la pena considerar el hecho de que los primeros modelos fueron elaborados por individuos más o menos aislados; mientras que los más avanzados requirieron de la participación de grupos de investigadores y, en muchos casos, de involucrar instituciones.

En esta unidad didáctica se intenta clasificar los modelos elaborados a lo largo de la historia de este concepto, intento por demás difícil –y un tanto arbitrario– en virtud de que algunos modelos caben en más de una cate-goría, algunas categorías se traslapan y sólo se toman en cuenta los rasgos más relevantes de los modelos que se usarán en un curso introductorio de Química Inorgánica.

Entonces, en el desarrollo histórico que aquí se resume, se abordarán:

� Modelos previos al conocimiento del electrón, basados en una concepción intuitiva del átomo,

� Modelos que llamaremos “químicos”,

� Modelos electrónicos y

� Modelos cuánticos.

14 http://itech.dickinson.edu/chemistry/?tag=matthew-guss. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Modelos de enlace químico que se han usado históricamente

CLASE DE MODELO CARACTERÍSTICAS AUTORES

Previos al conocimiento del electrón

Antropomórfico

Empédocles, siglo V a.N.E. Glauber, siglo XVII

Guyton de Morveau (siglo XVIII) Berthollet (1748-1822)

MecánicoLeucipo y Demócrito,

siglos V y VI a.N.E. Lemery, 1718

“Químicos”

Concepto de afinidadGuyton de Morveau (siglo XVIII)

Berthollet 1848-1822

Concepción eléctrica del átomoDavy, 1748-1829

Berzelius, 1779-1848 Werner, 1866-1919

Modelos Electrónicos

El electrón partícula con carga Octeto de Lewis, 1916

El electrón partícula con carga negativa y spin

Gillespie y Nyholm, 1957 RPECV

Modelos cuánticos

El electrón dual: onda- partículaPauling y Slater, 1931

Enlace valencia

El electrón dual: onda- partículaHund, 1928 y Mulliken, 1932

Orbital molecular

MODELOS PREVIOS AL CONOCIMIENTO DEL ELECTRÓN, BASADOS EN UNA CONCEPCIÓN INTUITIVA DEL ÁTOMO:

Antropomórfico: Empédocles (495-435 a.N.E.) propuso que las partículas se unen o se separan en fun-ción de odios o amores entre ellas, y Glauber, en el siglo XVII retomó la idea. Así pues, no es extraño que muchos de los modelos que elaboran los alumnos para explicar la reacción química, el enlace, la termoquí-mica, etc., se sustenten en esta idea.

Guyton de Morveau (siglo XVIII) y Berthollet (1748-1822), cuyas contribuciones se mencionan también más adelante, plantearon sus modelos de afinidad con bases un tanto antropomórficas, ya que conside-raban que unas sustancias tienen en cierto modo un “apego por otras”; pero el modelo de Berthollet ya tenía una orientación cuantitativa.

Mecánico: Leucipo y Demócrito (siglos V y IV a.N.E.) propusieron la existencia de poros y picos en las par-tículas, penetrando éstos en aquéllos. Lemery (1718) revivió estas ideas proponiendo que la formación de una combinación [química] tiene lugar entre un cuerpo provisto de ojales (loops) y otro que tenga ganchos (algo semejante a lo que hoy conocemos como “velcro”).

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MODELOS “QUÍMICOS”

Concepto de afinidad: Guyton de Morveau (siglo XVIII, contemporáneo de Lavoisier) propuso que dos o más cuerpos se unen, a causa de la afinidad química, para dar lugar a un nuevo cuerpo cuyas propieda-des son completamente diferentes de los que le dieron origen. Berthollet (1748-1822) desarrolló más ampliamente el concepto de afinidad, en el siglo XVIII (véase la sección histórica en el Capítulo 1 de esta obra.

Basados en una concepción eléctrica del átomo:

Davy (1778-1829), maestro de Faraday, propuso que cuando dos átomos de dos sustancias se aproxi-man, toman cargas eléctricas opuestas y, finalmente acaban por unirse cuando las han neutralizado recí-procamente.

Berzelius (1779-1848) consideró un sistema dualista en el que toda sustancia está formada por una “par-tícula” con carga positiva y otra con carga negativa, que neutraliza a la primera. Así el metano (CH

4) es-

taría constituido por H+ y CH3

-. Su propuesta manifiesta su profunda intuición sobre el enlace químico, al incorporar interacciones electrostáticas en el mismo, que hoy día constituyen la esencia de este concepto. Sin embargo, esto no dio cabida a explicar el hecho de que no siempre se forman iones. Cabe recalcar que en su época no se conocía la estructura electrónica del átomo, con un núcleo con carga positiva y electrones con carga negativa.

Werner (1866-1919) se basa en su conocimiento y dominio de la conductividad eléctrica y de la electró-lisis15 y en el reconocimiento de que las relaciones entre las especies que constituyen un compuesto pue-den ser diferentes, aunque se trate de las mismas especies,16 para proponer la existencia de una valencia primaria y una secundaria. Hoy conocemos la primaria como iónica y la secundaria como covalente.

MODELOS ELECTRÓNICOS:

} Modelo del octeto de Lewis-Langmuir

En 1916, Lewis –conociendo el modelo atómico de Bohr y considerando al electrón como partícula con carga negativa– propuso uno de los más grandes logros en la construcción del concepto de enlace químico: un par de electrones forma un enlace, concepción que sigue vigente en la actualidad y es común en los muchos modelos de enlace químico que han surgido posteriormente.

Más adelante, Langmuir se le unió y promovió esta propuesta, con tanto entusiasmo, que le valdría la obtención del Premio Nobel en 1932.

El conocimiento químico de Lewis le permitió reconocer especies particularmente estables, como los iones de los metales alcalinos y los halogenuros. Con ello, construyó el modelo del octeto que, independientemente de las nu-merosas excepciones y sin la posibilidad de explicar la no repulsión de los electrones al formar pares, sigue siendo una de las mejores herramientas para entender el enlace en nuestros días y, a partir de éste, construir otros modelos más sofisticados.17

Es importante hacer hincapié en el aspecto energético de la formación electrónica del enlace y evitar enuncia-dos antropomórficos como “los átomos quieren, buscan, etc., completar su octeto”.

15 De allí la importancia de que los estudiantes tengan nociones de electricidad, conductividad eléctrica y conozcan las expresio-nes cualitativa y cuantitativa de la ley de Coulomb.

16 Por ejemplo entre el Cl- y el Co3+ en los cloruros de cobalto [Co(NH3)

3Cl

3] y [Co(NH

3)

4Cl

2]Cl.

17 http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb03.html#SEC1. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Actividad 6. Aplicaciones del modelo del octeto (Lewis, 1916)

Proponga a los alumnos que contesten las siguientes preguntas:

1. Sugiere una razón para explicar por qué los átomos unidos en un enlace, frecuentemente, presentan con-figuraciones electrónicas de gas noble.

2. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del segundo período (Li- F) de la tabla periódica.

3. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del tercer período (Na al Cl) de la tabla periódica.

4. Identifica los ácidos y las bases de Lewis entre los fluoruros de los incisos anteriores.

5. ¿Cuál es el ámbito de aplicabilidad de la regla del octeto? ¿En qué casos se rompe la regla?

6. Escribe las estructuras de Lewis de los iones carbonato (CO3

2-), nitrato (NO3

1-) y sulfato (SO4

2-).

Una dificultad que hemos encontrado entre los estudiantes, para escribir las fórmulas de Lewis, es el hecho de que les cuesta mucho trabajo definir cuál es el átomo central. Frecuentemente consideran que debe ser el más electronegativo; pero no se percatan de cuántos enlaces puede formar ese átomo. Por ejemplo, en el pentafluo-ruro de fósforo (PF

5); el F es ciertamente más electronegativo que el fósforo; pero solamente puede formar un

enlace, cuestión que hoy explicamos porque solo tiene un electrón desapareado. Además, en esa molécula hay 5 átomos de F, ¿cuál escogeríamos como átomo central? Entonces el átomo central debe ser aquel que pueda formar el mayor número de enlaces, y que se encuentre en menor número en la fórmula.

Figura 3. Irving Langmuir & Gilbert Newton Lewis, en un globo.18

18 http://www.minerva.unito.it/humor/Langmuir%20&%20Lewis.htm. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Este último ejercicio da pie para introducir el concepto de resonancia, partiendo de la información experimental, que nos indica que los enlaces sencillos son más largos que los dobles; sin embargo, en las estructuras de los iones incluidos se observa –también experimentalmente– que las longitudes de los tres enlaces en cada uno de los iones nitrato y carbonato, son iguales. Del mismo modo, las cuatro distancias S-O en el ion sulfato son iguales entre sí. Entonces se presenta a los alumnos el modelo de resonancia como una forma de resolver nuestra incapacidad para representar en el papel una estructura única que nos permita explicar los resultados experi-mentales, para cada uno de estos iones y de muchas otras especies.

Es importante hacer notar al estudiante que, a pesar de la sorprendente contribución de Lewis a la comprensión del enlace químico, su modelo presenta una contradicción interna y varias limitaciones:

� No puede explicar por qué siendo el electrón una partícula con carga eléctrica negativa, forma pares, sin que haya repulsión entre las dos partículas;

� Su aplicabilidad se restringe a los primeros catorce elementos (H - Si) y no explica, pero sí menciona, la expansión del octeto en elementos como P, S, y los halógenos;

� No explica la geometría molecular, que es tan relevante para comprender propiedades físicas y químicas de las sustancias;

� No permite explicar la formación del número y omnidireccionalidad de enlaces en cristales iónicos, como el NaCl (Taber, 1994, 2001).

El entendimiento de estas limitaciones propicia la necesidad de trabajar con modelos más avanzados. Por otro lado, el desarrollo del modelo atómico cuántico genera modelos de enlace también cuánticos.

Electronegatividad es una palabra que pertenece al vocabulario de todos los estudiantes de la Facultad y la usan con mucha frecuencia; sin embargo, es un concepto que no necesariamente aplican con propiedad. Hagamos un breve paréntesis para referirnos a ella.

Figura 4. Linus Pauling, Premio Nobel de Química en 1954 y Premio Nobel de la Paz en 1962.

Electronegatividad y enlace químico

Desde 1931, Pauling, profundamente involucrado en la mecá-nica cuántica, inició su trabajo con relación a la electronegati-vidad. En 1939, publicó su libro Naturaleza del Enlace Químico en el que define con precisión el concepto moderno de elec-tronegatividad, a partir de la medición de momentos dipolo en moléculas diatómicas (Pauling, 1939; Cruz et al., 1986), hace

la proposición de que hay átomos que atraen a los electrones del enlace con mayor fuerza que otros. Es decir, la electronegatividad (c) es la medida de la tendencia de un átomo para atraer los electrones del enlace. Después

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de muchos cálculos, propone valores numéricos, asignando al flúor el máximo valor de 4. Reconoce que la elec-tronegatividad depende de la carga nuclear efectiva del átomo, de su radio y de su configuración electrónica. Son muy numerosas las referencias en las que se puede hallar una tabla periódica con los valores de electrone-gatividad para cada elemento.

Pauling establece una ecuación que relaciona el porcentaje de carácter iónico de un enlace con la diferencia de electronegatividades de los átomos que lo forman. Como consecuencia clasifica al enlace en tres categorías distintas: covalente, iónico y metálico, pero reconociendo la unicidad del enlace (Livage, 1981). Pauling asigna valores específicos para definir ámbitos para las categorías.

∆c Categoría que predomina19

0 a 0.5 Covalente puro

0.5 a 1.7 Covalente polar

1.7 50% iónico 50% covalente

>1.7 Iónico

Así Pauling, además de incorporar el concepto de polaridad de un enlace, apunta las bases para entender que no existen compuestos 100% iónicos; que el CsF –donde se da la máxima diferencia de electronegatividades– tiene apenas alrededor de un 70% de carácter iónico y el NaCl –que con mucha frecuencia se usa para ilustrar los compuestos iónicos– tiene como un 60% de ionicidad.

19

19 Estos valores aparecen en el libro The Nature of the Chemical Bond, pero en otras fuentes se hallan valores diferentes.

170


Actividad 7. Uso del modelo de electronegatividad de Pauling, predicción y comparación de modalidades del enlace

El objetivo de esta actividad es que el estudiante comprenda que la electronegatividad (c) es un modelo y, como tal, es útil en la predicción de la modalidad de enlace que predomina cuando se forma esta interacción, pero no es infalible.

1. Solicite a los estudiantes que usen una tabla de electronegatividades de Pauling, para calcular las diferencias de electronegatividad que se dan al formar los fluoruros de los elementos del segundo período (Li al F) de la tabla periódica.

2. Proporcione a los estudiantes una tabla como la que aparece en los Materiales para los Alumnos (Tabla 6.5), sin llenar las columnas 2 a 5, para que ellos las completen.

3. Pida a sus alumnos que contrasten las diferencias de c con las propiedades de estado físico, solubilidad y conductividad eléctrica esperadas para los distintos fluoruros.

4. Posteriormente, proporcione datos de estado físico, solubilidad y conductividad eléctrica de los distintos fluoruros.

5. Junto con los alumnos, contraste lo esperado con la realidad.

6. Destaque el hecho de que en gran parte los resultados coinciden con la realidad, pero en muchos casos no es así.

7. Ahora solicite a los estudiantes que calculen las ∆c para los hidruros de los halógenos y realice los pasos 2 a 5 de la etapa anterior.

Tabla 6.VII ∆c y propiedades de algunos compuestos binarios.

Compuesto ∆c Modalidad de enlace Predicción Propiedades

LiF 4 – 1 = 3 Iónico Sólido iónicoSólido, insoluble en agua, conduce fundido

BeF2

4 – 1.5 = 2.5 Iónico Sólido iónico Gas no conductor

BF3

4 – 2 = 2 Iónico Sólido iónico Gas no conductor

CF4

4 – 2.5 = 1.5 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

NF3

4 – 3 = 1 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

OF2

4 – 3.5 = 1.5 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

F2

4 – 4 = 0 Covalente puro Gas no conductor Gas no conductor

HF 4 – 2.1 = 1.9 Iónico Gas no conductor Gas no conductor

HCl 3 – 2.1 = 0.9 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

HBr 2.8 – 2.1 = 0.7 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

HI 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente puro Gas no conductor Gas no conductor

Se observa que entre los fluoruros hay cuatro aciertos y tres errores en la predicción; mientras que en los hidru-ros hay tres aciertos y un error.

171


Es frecuente que haya estudiantes que “predigan” que la molécula diatómica de flúor (F2) es iónica, por estar

formada por átomos de flúor, que es el elemento más electronegativo. Pero ellos no se han percatado de que, en ese caso, ∆c vale cero, por tratarse de dos átomos idénticos. Tampoco es raro que los alumnos piensen que la interacción entre el átomo central con cada uno de los otros átomos cambia si la molécula no es diatómica. A veces pretenden dividir la diferencia encontrada entre el número de átomos involucrados en la fórmula, por ejemplo en el amoniaco (NH

3), la diferencia es 3 – 2.1 = 0.9, y si se divide entre 3 –porque hay 3 átomos de H

en la molécula– quedaría 0.3. Es necesario hacer notar que las interacciones son entre cada par de átomos.

Para los estudiantes es difícil, en general, distinguir entre un enlace polar y uno iónico. Es importante mencionar que en el polar no hay cargas eléctricas, únicamente hay una distribución heterogénea de densidad electrónica; mientras que en el que llamamos iónico –que corresponde a una situación en la que predomina esta contribu-ción al enlace– SÍ HAY CARGAS y hay métodos experimentales para medirlas y distinguir en los casos extremos lo polar de lo iónico (ver Sosa et al., 2008).

Otro escollo en la aplicación del modelo de electronegatividad de Pauling estriba en la distinción entre enlace polar, molécula polar y compuesto polar. Para poder resolverlo es indispensable abordar la geometría molecular, que se revisará más adelante.

Van Arkel y Ketelaar (1949) (García et al., 2008; Shriver et al., 2008). El trabajo de Pauling generó una gran ac-tividad en la investigación e innovación y surgieron otras escalas de electronegatividad; estos autores diseñaron el triángulo del enlace, que es un buen recurso para comprender que el enlace es uno, pero las contribuciones iónica, covalente y metálica se pueden encontrar en distintas proporciones, dependiendo de los átomos invo-lucrados.

Plinio Sosa (Sosa et al., 2008), académico de la Facultad de Química, ha desarrollado un modelo tridimensional para clasificar las sustancias en covalentes moleculares y covalentes reticulares. A la vez, clasifica los retículos en covalentes, iónicos y metálicos, en función de sus propiedades macroscópicas. Encuentro que esta propuesta mejora la del triángulo de Van Arkel.

Hace más de 30 años, Livage (1981) publicó un innovador artículo en el que propone una manera diferente de abordar los modelos de enlace químico. No obstante, son muy numerosas las referencias en las que se sigue ignorando tanto los trabajos de Pauling, Van Arkel y Ketelaar y Sosa, y el enlace químico se presenta como tres modelos independientes, totalmente desvinculados entre sí y se asume que siempre se pueden clasificar las sustancias en una sola de las tres categorías propuestas por Pauling. Por ello proponemos la siguiente actividad.

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Actividad 8. ¿Consideras que existe una frontera que permite separar clara y tajantemente los enlaces iónicos, de los metálicos y de los covalentes? Es decir, ¿existen las sustancias 100% iónicas, otras 100% covalentes y otras más 100% metálicas?

Para contestar esta pregunta se propone que el docente organice un debate en el pleno del grupo. En primer lugar planteará la pregunta al grupo y pedirá que levanten la mano los alumnos que opinen que sí existe dicha frontera; y después solicitará que levanten la mano quienes consideren que no hay frontera y las sustancias no siempre se pueden clasificar como iónicas, covalentes o metálicas (ver Sosa, 2008). Ahora agrupará en un sec-tor del aula a los alumnos en función de su opinión. Es posible que tenga que formar tres grupos porque habrá estudiantes que no compartan plenamente ninguna de las dos posiciones.

Más adelante indicará que quienes opinan que sí existe la frontera, discutan con sus compañeros de equipo y busquen argumentos para convencer a los de los otros grupos de que NO EXISTE tal frontera. Y pedirá al otro grupo de opinión definida que defienda la opinión contraria a la suya (De Bono, 1985). ¿Le parece aberrante este ejercicio? Realícelo y se sorprenderá de las respuestas y el comportamiento del pleno del grupo.

Para finalizar esta actividad, solicite a los alumnos que lean el artículo de Livage (1981) y busquen cinco ar-gumentos para confirmar que no existe tal barrera, ya que hay numerosas sustancias cuyo enlace no se puede tipificar en uno de los tres extremos (vértices del triángulo de Van Arkel o vértices de los tetraedros de Sosa).

Después de este ejercicio en el que se trata –una vez más– de mostrar que la realidad es mucho más compleja que nuestros modelos y que usamos los modelos de enlace químico para explicar las propiedades de las sustan-cias y materiales, continuaremos revisando los modelos que consideran al electrón como partícula con carga y también con spin (Gillespie) o lo asumen en su dualidad partícula-onda (Pauling, enlace valencia).

Modelo de Gillespie: Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV) (el electrón como partícula con carga negativa y spin) Gillespie, R. J. (1996).

Si bien el modelo enlace valencia y el del orbital molecular surgen cronológicamente antes del de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), se propone abordar este último a continuación, en virtud de que es mucho más sencillo desde el punto de vista didáctico y de la capacidad de abstracción que requiere.

Coincidimos con el profesor R. Gillespie, cuando opina que: “las moléculas son cuerpos tridimensionales ubica-dos en un universo tridimensional. Es difícil tomar conciencia de esto en un contexto en el que se acostumbra estudiarlas en dos dimensiones en el pizarrón, libros, revistas e, incluso, en materiales didácticos digitales. En rigor, hablando de la geometría molecular, se puede decir que sólo las más pequeñas moléculas tienen una geo-metría definida, ya que en la mayoría de las moléculas los átomos unidos por enlaces sencillos pueden rotar, dan-do lugar a muchas formas geométricas diferentes. No obstante, la geometría local (coordinación) de un átomo específico que se une covalentemente a sus vecinos, no cambia. La comprensión y la predicción de la geometría local (coordinación) es un área esencial de la Química. Numerosos investigadores –entre ellos muchos docen-tes– han contribuido a elucidar la geometría de coordinación de moléculas e iones poliatómicos. Ello ha per-mitido explicar propiedades macroscópicas de sustancias y ha conducido a la síntesis de nuevos compuestos”.

173


De hecho, es fundamental que el alumno comprenda que el conocimiento de la geometría molecular es esencial para entender y explicar las propiedades de los compuestos, que se derivan de las características de las molécu-las.20 Precisamente ese conocimiento ha permitido a la Química y a los y las químicas transformar la naturaleza y, siguiendo la epistemología característica de esta ciencia: crear realidad.

Anteriormente, mencionamos el trabajo de Werner y sus alumnos en la elucidación de la geometría del diaminodicloroplatino(II), que resultó ser una molécula cuadrada con isómeros cis y trans. Con este conocimien-to, y sabiendo que solo el cis tiene actividad antineoplásica, se han diseñado muchos otros anticancerígenos. Entre ellos la casiopeina, desarrollada por la Dra. Lena Ruiz Azuara, en esta Facultad de Química. Como éste, se podrían citar muchos ejemplos más.

Si un modelo de enlace químico no nos permite explicar las propiedades de las moléculas y, por ende, las de las sustancias, es un modelo con muy poca o ninguna utilidad.

Figura 5. El profesor emérito de la Universidad McMaster (Ontario, Canadá), Ronald Gillespie, ha hecho importantes contribuciones al conocimiento químico; sin embargo su aportación más popular es el modelo de geometría molecular, que se basa en la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, mejor conocido por el acrónimo RPECV (o VSEPR, por sus siglas en inglés). Celebró su cumpleaños número 75 el 21 de agosto de 1999 (Gillespie, 1996). 21

El modelo propuesto por el profesor Ronald Gillespie surge de un conocimiento pro-fundo de la mecánica cuántica, considera al electrón en su dualidad partícula-onda, pero no es estrictamente un modelo cuántico, pues no hace uso de funciones de

onda (Y) para explicar sus propiedades (Gillespie, 1996). Sin embargo, al visualizar al electrón dual, incorpora el spin y de este modo supera la contradicción de Lewis en la formación de pares de electrones sin que haya repulsión entre las dos partículas que forman el par, esta ausencia de repulsión surge del apareamiento de spines. Pero los pares de electrones sí se repelen entre sí.

Al igual que Lewis-Langmuir y Pauling, Gillespie distingue a los electrones del “core” o “kernel” de los de valen-cia, que son los de los niveles más externos y participan en la formación de enlaces.

Gillespie explica la geometría de iones y moléculas con base en la repulsión que ejercen entre sí los pares de electrones que forman los enlaces químicos. Por ello su modelo es conocido como el de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV, o bien, por sus siglas en inglés VSERP, valence shell electron pair repulsion). La repulsión de los pares electrónicos provoca que se alejen entre sí, dando como resultado la direc-cionalidad del enlace que por su orientación espacial, a su vez, da lugar a diversas estructuras moleculares.

20 Es claro que no todas las propiedades de los compuestos dependen de la suma de propiedades de todas y cada una de las moléculas. Pero independientemente de las llamadas propiedades emergentes, que van más allá de la suma de las características de cada individuo, hay otras, como las magnéticas, la masa, la conductividad eléctrica, etc., que sí se pueden derivar de la suma de propiedades. En ciencias sociales se maneja mucho el concepto de propiedades emergentes, pues las comunidades no son solamente la acumulación de los individuos. El comportamiento de los individuos (y también de las moléculas) depende en gran medida del contexto y de la cercanía con otros individuos del mismo grupo.

21 http://www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/extracts99/ronald_gillespie/. Última consulta 24 de mayo de 2016.

174


Actividad 9. ¿En qué se parecen y en qué se diferencian el agua y el anhídrido carbónico?

En esta actividad se trata de destacar la importancia de la geometría molecular para explicar diferencias macros-cópicas físicas y químicas.

El docente planteará la pregunta anterior al pleno del grupo. A muchos alumnos les parecerá irrelevante al pen-sar que nada tienen que ver estas dos sustancias entre sí. Pero el profesor mostrará que ambas están formadas por moléculas de tipo AB

2; para el agua A es oxígeno y B es hidrógeno, mientras que para el dióxido de carbono

A es carbono y B es oxígeno.

A continuación proporcionará la siguiente información: las electronegatividades del C y del H son parecidas: c

C = 2.5 y c

H = 2.1, la del O c

O = 3.5; vemos que ambos enlaces A-B son polares. Pero en condiciones TPN, el

dióxido de carbono es un gas –que históricamente se llegó a pensar que es un gas permanente, dada la dificultad de licuarlo– en cambio, el agua es un líquido con alto punto de ebullición. Y de nuevo preguntará: ¿cómo explicar esto?

Seguramente, más de un estudiante expresará una respuesta relacionada con la geometría molecular, conside-rando que el CO

2 forma una molécula lineal O=C=O, en donde se cancelan los dipolos de ambos enlaces, mien-

tras que la molécula H2O tiene que ser angular, para poder explicar las propiedades del compuesto.

Hasta ahora el único argumento usado ha sido la electronegatividad, pero el docente hará hincapié en que no basta que una molécula esté formada por enlaces polares para que sea polar. Destacará la importancia de la geometría molecular, y partirá de aquí al modelo de RPECV de Gillespie, como una herramienta útil.

Son numerosas las referencias en las que se puede consultar el modelo de RPECV (Gillespie, 1996; Chang, 2007; Casabó, 1999; Shriver y Atkins, 2008; Housecroft, 2006; etc.). En la Tabla 6.VIII se presenta un resumen de la geometría de moléculas o iones en los que todos los pares de electrones son enlazantes y no existen pares libres o no compartidos (también llamados pares “solitarios”, en una clara referencia antropomórfica).

Tabla 6.VIII Geometría de moléculas e iones que solo tienen pares de e enlazantes.

Molécula tipo

Pares de e alrededor del átomo central

Ángulo entre pares de e

Geometría Ejemplo *

AB2

2 180° Lineal BeCl2

AB3

3 120° Triangular InF3

AB4

4 109° Tetraédrica SiH4, NH

4+

AB5

5 120° y 90° Bipirámide trigonal PCl5

AB6

6 90° Octaédrica SF6

* En todos los ejemplos que se refieren a moléculas se trata de sustancias en el estado gaseoso.

En el modelo de Gillespie se considera que los pares libres o no enlazantes ejercen mayor repulsión que los en-lazantes. Esto se puede explicar considerando que los pares libres sólo están sujetos a la atracción de un núcleo, mientras que los enlazantes o compartidos están sometidos a la interacción con dos núcleos. De aquí se deduce que el orden de repulsión es el siguiente:

par enlazante-par enlazante < par enlazante-par libre < par libre-par libre

175


Esto implica que los ángulos formados entre pares libres serán mayores que aquellos formados entre pares en-lazantes.

También es importante hacer notar que Gillespie se refiere a dominios o regiones electrónicas y en ellas considera tanto a los enlaces sencillos, como a los dobles y triples y a los pares de electrones no enlazantes. Así, en el caso del agua, el O está rodeado por 4 dominios (dos enlaces y dos pares libres), mientras que al C, en el CO

2, solo lo

rodean dos dominios (dos enlaces dobles).

Es interesante notar que, frecuentemente, los alumnos se refieren a los pares no enlazantes como “pares no apareados”, sin percatarse de la contradicción lingüística que ello implica. A veces es también difícil para ellos ¡contar el número total de pares que rodean al átomo central! El docente debe prestar atención en ambos casos, apoyando a los estudiantes a superar ambos obstáculos haciendo evidente la contradicción y destacando todos los electrones que participan en el enlace, tanto del átomo central como de los ligantes. Los pares de electrones libres en los ligantes (por ejemplo los del O en el CO

2) no son relevantes para definir la geometría molecular.

En la Tabla 6.IX se muestra la geometría de moléculas e iones en los que quedan pares de electrones no compar-tidos. Aquí hay que distinguir la distribución electrónica (que sólo implica electrones) y la geometría molecular (que solo implica átomos).

Tabla 6.IX Geometría de moléculas e iones con pares de electrones no compartidos.

Tipo de molécula o ion

Pares de e alrededor del átomo central

Pares de e Distribución de electrones

Geometría molecular

Ejemplos*Compartidos Libres

AB2

3 2 1 Trigonal Angular SO2

AB4

4 2 2Tetraédrica

distorsionadaAngular H

2O

AB4

4 3 1Tetraédrica

distorsionadaPirámide trigonal

PH3

AB5

5 4 1Bipirámide

trigonalBalancín IF

4+, SF

4

AB5

5 3 2Bipirámide

trigonalForma de T ICl

3

AB5

5 2 3Bipirámide

trigonalLineal ICl

2-

AB6

6 5 1 OctaédricaPirámide cuadrada

XeOF4

AB6

6 4 2 OctaédricaCuadrada

planaIF

4-

*En todos los ejemplos que se refieren a moléculas se trata de sustancias en el estado gaseoso.

176


Para el desarrollo de esta parte de la unidad didáctica, es importante que el docente use material didáctico que permita ver claramente la estructura tridimensional de moléculas e iones, ya que para los estudiantes es muy difícil visualizar las tres dimensiones cuando únicamente se presentan imágenes en perspectiva, pero en dos dimensiones. Para ello, se recomiendan videos22, maquetas e imágenes23 como las figuras 6 y 7.

Figura 6. Representación del ion IF6

- Figura 7. Maqueta del PCl5

(Shriver y Atkins, 2008). (Shriver y Atkins, 2008).

Con las herramientas de electronegatividad y geometría molecular, se puede regresar a revisar las interacciones débiles o fuerzas intermoleculares.

22 http://www.youtube.com/watch?v=i3FCHVlSZc4. Última consulta el 24 de mayo de 2016. https://www.youtube.com/watch?v=KJjNfsRfFXU. Última consulta el 24 de mayo de 2016.

23 Aunque hay que hacer énfasis en que las nubes electrónicas se traslapan y no existen entre ellas separaciones como las incluidas en estas imágenes.

177


Actividad 10. Aplicación conjunta de los modelos del octeto de Lewis y de RPECV

El propósito de esta actividad es, como su nombre lo dice, que los alumnos integren los conocimientos relacio-nados con el modelo del octeto de Lewis con los de RPECV, para predecir geometrías de algunas moléculas y algunos iones moleculares.

Tomaremos como ejemplo el siguiente ejercicio: Usa el modelo de RPECV para predecir y explicar la geometría molecular y distribución electrónica de cada una de las siguientes moléculas: trifluoruro de aluminio, trifluoruro de fósforo y trifluoruro de cloro (ver Tabla 6.I).

Lo primero que tiene que hacer el alumno es escribir las fórmulas correspondientes. Aunque se trata de especies muy sencillas, es frecuente que tengan dificultades para asociar un nombre con una fórmula.24 Una vez que se tienen las fórmulas: AlF

3, PF

3 y ClF

3, se procederá a escribir las estructuras de Lewis correspondientes de cada

especie. Ya mencionamos anteriormente las dificultades que tienen los alumnos al escoger el átomo central en una fórmula

FAl

F FF

FF

ClF F

F

P

ESTRUCTURAS DE LEWIS

No es raro que haya estudiantes que piensen que todas las especies serán triangulares, dado que en todos los casos se tiene un átomo central y tres ligantes.25 Aquí el docente debe hacer hincapié en que lo que se cuenta es el número de pares de electrones que están en la capa de valencia del átomo central. Para ello, es necesario ubicar al Al, P y Cl en la tabla periódica, para deducir el número de electrones de valencia que tiene cada uno y, sumado con los tres electrones que aportan los átomos de F, nos dará el número total de electrones en la capa de valencia. En el caso del Al son 3 + 3 = 6 = 3 pares enlazantes. Aquí no hay pares no compartidos, por lo tanto los pares de electrones se ubican en un plano, formando ángulos de 120°, la distribución electrónica es triangu-lar y esta molécula sí es triangular. Para el P son 5 + 3 = 8 = 4 pares, de los cuales 3 pares son enlazantes y uno es no compartido. La distribución electrónica es tetraédrica, pero como la repulsión es mayor entre un par libre y un par enlazante, que la repulsión par enlazante-par enlazante, la distribución que minimiza las repulsiones es la de una pirámide triangular, con los átomos de F en los vértices de la base (triángulo equilátero) y el par libre en el vértice de la pirámide.

Para el caso del ClF3 se tienen 7e de valencia del Cl + 3 de los átomos de F = 10 = 5 pares; de los cuales 3 son

enlazantes y 2 no compartidos. La distribución electrónica resultante es de bipirámide trigonal y la geometría molecular es T distorsionada.

Es importante que el alumno sea capaz de visualizar las diferencias entre los pares de electrones compartidos y no compartidos, para que sea capaz de explicar el porqué se predicen las geometrías específicas.

24 Por ello es importante que los estudiantes conozcan la nomenclatura química.

25 Recuérdese que es una de las concepciones alternativas halladas entre alumnos de la Facultad de Química.

178


Actividad 11. Aplicación del modelo de RPECV en la interpretación de propiedades

El objetivo de esta actividad es vincular el modelo con la realidad. Para ello se pide que se resuelva el siguiente ejercicio:

a) Investiga los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos de los grupos 14, 15, 16 y 17 de la tabla periódica.

b) Traza una gráfica de los puntos de ebullición anteriores contra el número del período en el que se encuen-tra el elemento que forma el hidruro; por ejemplo, el C está en el período 2, el Ge está en el 4, etc.

c) Utiliza los modelos de electronegatividad de Pauling y de RPECV, para explicar los valores inesperados que se encuentran en la gráfica que trazaste.

La gráfica que se solicita se puede encontrar en numerosas referencias, entre ellas en el Chang (1999: 423, Figu-ra 11.2, 6ª Ed.). En ella se observa claramente que los puntos de ebullición del amoniaco,26 el fluoruro de hidró-geno (líquido) y el agua, son por mucho mayores a lo esperado. La diferencia se puede explicar por la polaridad resultante en cada molécula por su geometría, la polaridad de cada enlace y la presencia de pares de electrones libres. Con esto conviene regresar a las interacciones débiles, es decir, a las fuerzas intermoleculares y reiterar la importancia de los puentes de hidrógeno, para explicar los altos puntos de ebullición de estos tres compuestos.

Por cierto, vale la pena recalcar que hoy día se sabe que los puentes de hidrógeno difícilmente se pueden consi-derar interacciones débiles. Es cierto que no tienen la fortaleza de un enlace o fuerza intramolecular propiamen-te dicho, pero sí son mucho más fuertes que otras interacciones dipolo-dipolo. En la química supramolecular los puentes de hidrógeno juegan un papel tan relevante, que puede decirse que compiten con las fuerzas intramo-leculares que se dan en esas especies y las propiedades de esas sustancias parecen más una consecuencia de los numerosos enlaces de hidrógeno que se presentan en ellas.

MODELOS CUÁNTICOS: el electrón en su dualidad partícula-onda.En el curso de Química Inorgánica I, se hace una revisión somera y cualitativa de estos modelos y se da mayor tiempo e importancia al de Enlace-Valencia.

Modelo Enlace-Valencia. Linus Pauling, 1931.

Ya mencionamos anteriormente el interés y profundo conocimiento de la Mecánica Cuántica de Pauling. Así que junto con Slater desarrolla desde 1931 este modelo, conocido como enlace valencia (EV) o unión valencia (UV). De nuevo, son numerosas las fuentes en donde se puede encontrar un tratamiento riguroso de la propuesta de Pauling y Slater (Casabó, 1999; Huheey, 2007; Housecroft, 2006; Shriver et al., 2008; etc.). Pero en el curso que nos ocupa, por cuestiones de tiempo y porque los alumnos ya llevaron un curso de Estructura de la Mate- ria, que está seriado obligatoriamente con nuestra asignatura, sólo se hace una revisión superficial y rápida y se pone énfasis en los aspectos cualitativos.

Sí se toma en cuenta que al considerar la dualidad corpuscular-ondulatoria del electrón, se debe recurrir al uso de funciones de onda (Y) para describir sus características. En este modelo –como en los de Lewis y Gillespie– se hace una diferenciación entre los electrones del core o kernel y los de valencia, que son los que participan en el enlace. Se hace énfasis en que la formación de un enlace implica un aumento en la densidad electrónica entre los núcleos (cores) de los átomos que forman el enlace. Para este tipo de unión, cada átomo aporta un orbital 26 Atención: es frecuente que los alumnos confundan el amoniaco (NH

3) con amonio (NH

4)+, conviene destacar la diferencia

entre ambas especies.

179


con un electrón. Entonces un enlace está constituido por un par (o dos, o tres pares) de electrones, sometidos a la interacción con dos núcleos. En ese sentido los átomos pierden su identidad, y ya no son idénticos a los átomos aislados.27

En el curso se inicia la revisión del modelo EV recordando las formas y signos de la parte angular de los orbitales y se considera al enlace como una suma de Ys (traslape de orbitales). Siempre es importante recordar a los estu-diantes que el enlace será tanto más fuerte cuanto mejor y más amplio sea el traslape de orbitales. Para alcanzar interferencias constructivas entre las funciones de onda, las Ys deben reunir las siguientes características:

− tener energía semejante,

− tener geometría compatible y, sobre todo,

− tener el mismo signo.

Así se puede explicar la direccionalidad del enlace covalente, que finalmente nos llevará a entender la geometría molecular y la electrónica.

En el modelo EV se asume que cada átomo puede formar tantos enlaces cuantos electrones desapareados tenga. Esto nos permite explicar, por ejemplo, la formación de los halogenuros de hidrógeno (moléculas diatómicas, que forman gases), de los trihalogenuros del nitrógeno, del agua, el sulfuro de hidrógeno, etc. Veamos el caso más simple, la formación de la molécula diatómica de hidrógeno. Conforme se acercan los átomos, va aumen-tando la densidad electrónica en el plano que contiene a los núcleos y, por ello, va disminuyendo la energía del sistema (ver Figura 2. Curva de Morse-Condon, de este mismo capítulo). La suma de dos funciones “s”, que son esféricas y positivas, nos va a dar una nueva función de onda, que es simétrica con respecto al plano que contie-ne a los núcleos y tiene máxima densidad electrónica en ese plano, la llamamos enlace s.

H + H → H2

1s1 + 1s1 → s

27 Los consideramos “fragmentos de átomos” y se dificulta mucho a los estudiantes distinguir un átomo o conjunto de átomos aislados de los fragmentos de átomos, que se unen entre sí formando moléculas.

180


Gran distancia

No hay interacción

enlace químico

ENLACE

FIGURA 2

a b

c d

Figura 8. Cambios en la distribución de densidad electrónica al formar un enlace. Tomado de Livage, (1981). Con esta imagen se trata de mostrar la pérdida de identidad de los átomos al formar moléculas, que ocurre porque los electrones del enlace están sujetos a la atracción de los dos o más núcleos y a la repulsión entre los electrones.

Cuando se forman las moléculas diatómicas de H2 hay un importante desprendimiento de energía, 436 kJ/mol

(ver Tabla VI); así que el nuevo sistema es más estable que los átomos de H aislados. Por eso el hidrógeno mo-lecular es menos reactivo que el que llamamos “hidrógeno naciente”, formado por átomos H aislados.

Para el caso de un halogenuro de hidrógeno, por ejemplo el HF, en el estado gaseoso, recordamos que la confi-guración del F, en estado basal es [He]2s22p5, con un electrón desapareado en uno de los orbitales “p”, que se puede orientar para traslapar su parte positiva con el orbital 1s del hidrógeno y se tendrá

H + F → HF

1s1 + 2p1 → s

Y, de nuevo, se forma un enlace s

181


El aspecto más interesante del modelo EV es el que nos permite explicar que un átomo que sólo tiene un elec-trón desapareado, como el B, pueda formar tres enlaces. Para ello se recurre al modelo de hibridación, enten-diendo ésta como una combinación lineal de orbitales atómicos, del mismo átomo, que sigue ciertas reglas. Hay que insistir en que la hibridación es un modelo, que usamos para explicar una parte de la realidad, por ejemplo la formación de un determinado número de enlaces, pero también la formación de ángulos específicos y geo-metrías de moléculas o iones moleculares. Por lo tanto, no es una propiedad; el metano no forma una molécula tetraédrica porque tiene hibridación sp3. Al contrario, sabemos por su química que esa molécula es tetraédrica y, por ello, usamos el modelo de hibridación para explicar la formación de ángulos de 109°.

Volviendo al caso del B, cuya configuración de los electrones de valencia, en el estado basal28 es 2s22p1, pero forma tres enlaces –por ejemplo en los trihalogenuros– y entonces proponemos una combinación lineal del orbital 2s con dos orbitales 2p:

s + 2p → 3sp2

Estos nuevos orbitales sp2 son tres y forman entre sí ángulos de 120°. Esto nos permite explicar la geometría de los trihalogenuros del B, de los demás trihalogenuros del grupo 13 y de muchas otras especies.

Es importante hacer notar que en la hibridación se forma el mismo número de orbitales híbridos que los orbi-tales puros que se sumaron en la combinación lineal.29 Además, se debe recordar que para poder hacer la com-binación, se tiene que respetar la regla limitante que indica que ∆n = 0, 1 (n = número cuántico principal de los orbitales); n solo puede permanecer constante (∆n = 0), o variar en una unidad ∆n = 1), y lo mismo ocurre con ∆l (l = número cuántico azimutal de los orbitales). Es decir, se pueden combinar orbitales “s” con “p”, “p” con “d”, pero no “s” directamente con “d” y al mismo tiempo, n puede ser igual o variar en una unidad. El número de electrones que haya en los orbitales puros que se usan para la hibridación, debe distribuirse en los orbitales hí-bridos. En el caso del B teníamos 2 electrones en 2s y 1 en p. La suma es 3, así que esos tres los acomodamos en los orbitales híbridos, que son idénticos en energía, siguiendo la regla de Hund de máxima multiplicidad. En la Tabla 6.X se ilustra un conjunto de hibridaciones y se dan ejemplos de aplicabilidad de ellas.

28 Los alumnos confunden estado basal con estado neutro; hay que hacer notar la diferencia entre ambos casos.

29 En este tema será muy útil que los alumnos visiten los siguientes sitios:• www.youtube.com/watch?v=Kb0mxAMHnfE&ebc=ANyPxKp9OvNBWnYnCWbLibElddkBZYo18CwS6tSFE7H_2vsuTu

gqAwNVhbRI4vE42vIvSFjFkOmlUkvJzZF4CnnzPijxty-7Xw. Última consulta 22 de febrero de 2016. • www.youtube.com/watch?v=XierFxyqZhg. Última consulta 22 de febrero de 2016.

182


Tabla 6.X Geometría molecular e hibridación de orbitales.

Orbitales puros Orbitales híbridos Ángulos que forman

Geometría molecular que explican

EjemplosTipo30 Número Tipo Número

s + p 2 sp 2 180° Lineal BeF2

s + 2(p) 3 sp2 3 120° Triangular BCl3

s + 3(p) 4 sp3 4 109° Tetraédrica SiH4

s + 2(p)+ d 4 dsp2 4 90° Cuadrada [Pt(NH3)

2Cl

2]

s + 3(p)+d 5 sp3d 5 90° y 120° Bipirámide trigonal IF3

s + 3(p) +2(d) 6sp3d2 o d2sp3

6 90° Octaédrica IF4

-

30

En el caso de que se desee explicar una geometría octaédrica, se puede hacer uso de una combinación de un orbital s, los tres orbitales p y dos orbitales d, todos pertenecientes al mismo nivel electrónico (todos tienen el mismo número cuántico principal), para obtener una hibridación sp3d2; o bien, los orbitales d pertenecen a un nivel de menor energía que los s y p. Por ejemplo, la estructura octaédrica del ion [FeCl

6]4-, que es paramagnéti-

co, se explica haciendo uso de un orbital 4s, los tres orbitales 4p y dos orbitales 4d. En cambio, para el caso del ion diamagnético [FeCN

6]4-, se usan dos orbitales 3d, el orbital 4s y los tres orbitales 4p, para dar una hibridación

d2sp3. Nótese que son las propiedades observables de las moléculas o iones, lo que nos orienta para escoger la hibridación que nos permite explicarlas.

30 El coeficiente de los orbitales representa el número de éstos que se usan para la hibridación. NO es el número cuántico principal de dichos orbitales.

183


Actividad 12. Aplicación del modelo EV para explicar geometrías moleculares

El objetivo de esta actividad es que el alumno pueda, como su nombre lo dice, explicar algunas geometrías de mo-léculas o de iones moleculares, haciendo uso del modelo EV. Para ello, el docente planteará el siguiente ejercicio:

Se tienen las siguientes moléculas31: tetracloruro de estaño(IV) (SnCl4), tetrafluoruro de azufre(IV) (SF

4)

y tetrafluoruro de xenón (XeF

4). Todas las especies están formadas por un átomo central y cuatro ligantes

halogenuro, pero la evidencia experimental indica que el tetracloruro de estaño(IV) debe ser tetraédrico, mien-tras que el tetrafluoruro de azufre no lo es y el compuesto de xenón debe ser cuadrado. ¿Cuál es, en cada caso la hibridación que te permite explicar estas propiedades?

El docente pregunta al grupo cómo piensan que debe resolverse este problema y los dirige hacia la tabla perió-dica. Les pide que ubiquen a los átomos centrales de estas especies en los grupos y periodos correspondientes y que, en cada caso, escriban la configuración electrónica de valencia, en estado basal:

Sn 5s25p2 2 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos de 109°

S 3s23p4 2 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos aproximados de 170° y 102°

Xe 5s25p6 0 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos de 90°

Esta información hace evidente la necesidad de usar el modelo de hibridación. Los estudiantes acuden a la tabla anterior y fácilmente deducen que en el SnCl

4, la hibridación tiene que ser sp3, para que se formen 4 orbitales

híbridos, con ángulos de 109° entre sí. En esos 4 orbitales híbridos los 4 electrones de valencia quedan des-apareados. El S tiene 6 electrones de valencia, en el estado basal, pero sólo tiene 2e desapareados, se requiere proponer una hibridación que explique la forma disfenoidal;32 ello se logra con una hibridación sp3d y la distribu-ción final de los 6 electrones en los 5 orbitales híbridos implica 4 e desapareados en 4 de esos orbitales y un par libre (no compartido) en el quinto orbital. Por último, en el caso del XeF

4, el Xe no tiene electrones de valencia

desapareados en el estado basal; la geometría cuadrada y la formación de 4 enlaces se explican proponiendo una hibridación sp3d2. Los 8 e de valencia se distribuyen quedando 4 desapareados y 2 pares libres.

Si se toman en cuenta las distribuciones espaciales de los orbitales híbridos y el traslape con orbitales p –debidamente orientados– de los halógenos, se observa que todos los enlaces resultantes son de tipo s

sp3 + p → s

sp3d + p → s

sp3d2+ p → s

31 Las sustancias están en el estado gaseoso.

32 Casabó, 1999: 122. Una de las diversas maneras de distorsión de una bipirámide trigonal.

184


Energías de enlace y formación de enlaces p.

Regresemos a la Tabla 6.VI. Al revisar las energías de enlace correspondientes a las moléculas diatómicas de oxígeno (O

2) y nitrógeno (N

2), se observa que son particularmente altas. ¿Cómo explicamos esto haciendo uso

del modelo EV?

De nuevo partimos de las configuraciones electrónicas en estado basal:

O [He]2s22p4 2e desapareados

N [He]2s22p3 3e desapareados

Al traslapar dos orbitales p, en cada caso, logramos la formación de un enlace s. Pero los otros orbitales p forman un ángulo de 90°, con el que usamos para formar el enlace s, de modo que, necesariamente, el nuevo traslape tiene que ser perpendicular al anterior, formando un enlace p, en el caso del oxígeno y dos enlaces p en el del nitrógeno.

Los enlaces p, no son simétricos respecto al plano que contiene a los núcleos, y este es un plano nodal, es decir, es un plano en el que la función de onda vale cero y, por supuesto, la densidad electrónica también vale cero. Además, el enlace p, no es simétrico respecto al plano nodal, porque una parte tiene signo positivo y la otra tiene signo negativo. Todo esto explica que los enlaces p sean menos fuertes que los s, así que

(σ + p ) > σ solo, pero (σ + p) < 2 σ

185


Actividad 13. Integradora de EVALUACIÓN

El docente propone al grupo la resolución del siguiente cuestionario que, además de hacer una revisión de los tres modelos de enlace que hemos revisado, es útil para hacer una evaluación del aprendizaje. Se recomienda que este ejercicio se realice individualmente y, de preferencia, de manera presencial.

1. Usa el modelo puntual de Lewis para representar las siguientes especies: cloruro de galio anhidro (en estado gaseoso), ion fosfonio, ion sulfato, difluoruro de kriptón.

2. Define la geometría electrónica y molecular de cada una de las especies anteriores, usando el modelo de RPECV.

3. Propón una hibridación que te permita explicar cada una de las geometrías anteriores, la formación de enlaces s y, en su caso, la formación de enlaces p.

El GaCl3 tiene una estructura triangular porque el entorno del Ga es de tres pares de electrones, todos enlazan-

tes. Usamos hibridación sp2 para explicar esta geometría y resultan tres enlaces s del traslape sp2 + p.

El P en el ion fosfonio (PH4

+) tiene un entorno con 4 pares de electrones (5 de valencia + 3 de 3H + H+)33, según el modelo de RPECV, la geometría resultante es tetraédrica, con 4 pares de electrones enlazantes. Explicamos esto con una hibridación sp3 y, sp3 + s dan 4 enlaces s idénticos entre sí.

En el ion SO4

2-, el S está en un entorno de 4 regiones electrónicas y, aunque éstas no son iguales, porque dos corresponden a enlaces dobles y dos a enlaces sencillos, la geometría del ion es tetraédrica (Casabó, 1999: 120). Esto concuerda con los datos experimentales que indican que los cuatro enlaces son idénticos en energía y lon-gitud. Sin embargo,34 no podemos usar hibridación sp3 porque el S está formando 6 enlaces (4s y 2p), entonces tenemos que recurrir a una hibridación sp3d2; el ion molecular no resulta octaédrico por la presencia de los dos enlaces p. Los 4 enlaces s resultan del traslape frontal de híbridos sp3d2 del S con los p

x de los oxígenos. El S

forma dos dobles enlaces con dos átomos de oxígeno. Ahora los orbitales p que pueden usar estos oxígenos se encuentran en un plano perpendicular al anterior y el traslape es lateral, dando lugar a enlaces p.

Por último, en el KrF2 el Kr es el átomo central y queda en un entorno de 8+2 = 10e = 5 pares; la distribución

electrónica es de bipirámide trigonal y la molecular es lineal.

33 Se puede aprovechar para explicar la formación de un enlace covalente coordinado, por la combinación de la base de Lewis (PH

3) con el ácido de Lewis (H+), pero haciendo hincapié en que los cuatro enlaces resultantes son idénticos.

34 Es importante hacer notar que la anterior es una interpretación de la autora y existen otras, en las que se suponen dos enlaces de coordinación (covalencia “dativa”), donde el grupo hipotético SO

2 (no la molécula del dióxido de azufre) es el ácido de

Lewis y los iones O2- son las bases.

186


MATERIAL PARA EXPERIENCIA DE CÁTEDRA

} Recursos materiales (reactivos, materiales cotidianos, etc.)

− Urea, cloruro de sodio, azúcar blanco y carbonato de calcio.

− Agua deionizada.

− Conductímetro (puede ser un medidor de paso de corriente eléctrica, construido manualmente con un foco pequeño, un par de alambres recubiertos con aislante y las puntas descubiertas y una extensión eléctrica).

− Muestras de zinc, cobre, aluminio, plata, platino, etc.

} Instrumentos para la Evaluación de la UD

Se recomienda que un grupo de docentes utilice los que considere pertinentes, para revisar los avances de los grupos en que se aplique la unidad didáctica, en los siguientes rubros:

a) Aprendizaje

b) Materiales

c) Duración

d) Interés que despertó

e) Otros aspectos

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MATERIALES PARA LOS ALUMNOS

} Actividad 1. Propiedades de algunas sustancias

1. Observa cuidadosamente la experiencia de cátedra que realiza el docente y anota en la Tabla 6.1 tus ob-servaciones respecto a cada una de las muestras que utiliza:

Tabla 6.1 Propiedades de algunas sustancias.

Muestra ¿Soluble en agua? ¿Conduce en disolución?

1

2

3

4

2. Clasifica las muestras según su comportamiento frente al agua y frente al paso de corriente.

3. Contesta las siguientes preguntas individualmente:

� ¿Cómo puedes explicar el comportamiento de cada una de las muestras?

� ¿Qué piensas respecto a la estructura interna de cada una de ellas?

} Actividad 2. Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

1. Forma un equipo de 3 a 5 alumnos y analicen la información contenida en las tablas 6.1. y 6.2.

Tabla 6.2. Temperaturas de fusión de algunas sustancias.

Sustancia Temperatura de fusión, °C

Muestra 1 132.7

Muestra 2 801

Muestra 3 Se quema

Muestra 4 Se descompone entre 800 y 1000°C35

2. Ahora, ¿cómo puedes explicar el comportamiento de cada una de las muestras?35

3. Comparen las explicaciones que dieron individualmente en la Actividad 1 y observen si son iguales o dife-rentes.

4. Elaboren conjuntamente una explicación para el comportamiento de las sustancias en las actividades 1 y 2.

5. ¿Modificaste tu punto de vista? ¿En qué sentido?

35 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Ver referencias.

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} Actividad 3. Sustancias con punto de fusión alto

1. Analicen los datos de las siguientes tablas y propongan una explicación a la variación de los puntos de fusión, solubilidades y conductividades de las diversas sustancias contenidas en ellas.

Tabla 6.3. Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada.36 / 37

SustanciaTemperatura de

fusión (oC)¿Conduce la corriente

en estado sólido?37

¿Es soluble en agua?

¿Conduce en diso-lución acuosa?

Cloruro de sodio 801 No Sí Sí

Oro 1,064 Sí No ----

Diamante Aprox. 4000 No No ----

Cobre 1,084 Sí No ----

Nitrato de potasio 333 No Sí Sí

Dióxido de silicio 1,700 No No ----

Platino 1,768 Sí No ----

Carbonato de sodio 851 No Sí Sí

Sulfato de cobre pentahidratado

650

(se descompone)No Sí Sí

Yoduro de potasio 677 No Sí Sí

Carburo de silicio Sublima a 2,700 No No ----

Plata 970 Sí No ----

2. Elaboren conjuntamente una explicación para el comportamiento de las sustancias.

3. ¿Ustedes piensan que la estructura interna de todas las sustancias de la Tabla 6.2 es igual?

4. Dibuja la estructura a nivel nanoscópico del oro, diamante, nitrato de potasio y fenol (p.f. 43°C, soluble en agua, no conductor).

5. ¿Cómo te imaginas la estructura a nivel nanoscópico de las muestras 1, 2, 3 y 4? Dibújalas.

6. ¿Se parecen a las representaciones de oro, diamante, nitrato de potasio y fenol que dibujaste anterior-mente?

36 Sosa, F. P. et al. (2008). Ver referencias.

37 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.

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} Actividad 4. Interacciones débiles y fuertes

1. Completa la Tabla 6.4 y explica tus respuestas

2. Dibuja las partículas que forman cada sustancia antes y después de someterla a la acción del calor.

Tabla 6.4 Procesos que ocurren en las sustancias por acción del calor.

Núm. Sustancia Cambio Cambios a nivel nanoscópico

en el proceso de calentamiento

1 Cloruro de sodio Funde a 801°C

2 Oro Funde a 1,064°C

3 Cobre Funde a 1,084°C

4 Nitrato de potasio Funde a 333°C

5 Platino Funde a 1,768°C

6 Plata Funde a 970°C

7 Agua Hierve a 100°C

8 Carbonato de calcio Se descompone entre 800 y 1000°C38

9 Sulfato de cobre pentahidratado

Se descompone a 650°C

10 Urea Funde a 132.7°C; a mayor temperatura se quema

3. ¿Consideras que todas las sustancias están formadas por el mismo tipo de partículas, y que entre ellas se da el mismo tipo de interacciones?

4. En los casos 1 a 7 ¿ocurre el mismo tipo de cambio que en los casos 8 a 10? Explica tu respuesta.38

38 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Ver referencias.

190


} Actividad 5. Ser o no ser una molécula

Lee el artículo de Nelson (1996) y contesta individualmente las siguientes preguntas:

1. ¿Cómo defines el término molécula?

2. ¿Cuál es la diferencia entre molécula y red cristalina?

3. ¿Las sustancias covalentes pueden formar cristales?

4. ¿Cómo puedes saber si una sustancia cristalina es iónica o covalente?

5. ¿Existen moléculas iónicas?

6. ¿Qué modelos de enlace propones para explicar la estructura nanoscópica de las sustancias iónicas y de las covalentes?

7. Forma en la clase un equipo de 3 a 5 miembros. Discutan brevemente sus respuestas al cuestionario an-terior. Pon atención a las respuestas que dan en voz alta los alumnos seleccionados por el profesor. Si tu equipo puede agregar, comentar o corregir lo expresado por tus compañeros de grupo, solicita la palabra y expresa tu punto de vista y los argumentos que lo fundamentan.

} Actividad 6. Aplicaciones del modelo del octeto de Lewis

A) Contesta individualmente el siguiente cuestionario, por escrito:

1. Sugiere una razón para explicar por qué los átomos unidos en un enlace frecuentemente presentan configuraciones electrónicas de gas noble.

2. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del segundo período (Li-F) de la tabla periódica.

3. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del tercer período (Na al Cl) de la tabla periódica.

4. Identifica los ácidos y las bases de Lewis entre los fluoruros de los incisos anteriores.

5. ¿Cuál es el ámbito de aplicabilidad de la regla del octeto? ¿En qué casos se rompe la regla?

6. Escribe las estructuras de Lewis de los iones carbonato (CO3

2-), nitrato (NO3

1-) y perclorato (ClO4

1-).

B) Forma un equipo de tres miembros para discutir las respuestas que dio cada uno de ellos al cuestionario anterior.

C) Entreguen un resumen de sus respuestas al docente, con los nombres de cada uno de los integrantes de equipo.

191


} Actividad 7. Uso del modelo de electronegatividad de Pauling, predicción y comparación de modalidades del enlace con propiedades de sustancias

El objetivo de esta actividad es que el estudiante comprenda que la electronegatividad (c) es un modelo y como tal es útil en la predicción de la modalidad de enlace que predomina cuando se forma esta interacción.

1. Usa una tabla de electronegatividades de Pauling, para calcular las diferencias de electronegatividad que se dan al formar los fluoruros de los elementos del segundo período (Li – F) de la tabla periódica.

2. Calcula también las diferencias de electronegatividad que se encuentran en cada uno de los hidruros de los halógenos (F – I).

3. Completa las columnas 2, 3 y 4 de la tabla siguiente.

4. Agrega una columna a la tabla. Investiga el estado físico, la conductividad y solubilidad de cada uno de los compuestos y completa tu última columna.

5. Compara y discute tus resultados con los de tus compañeros.

6. ¿Es útil el modelo de electronegatividad de Pauling para hacer predicciones de modalidad de enlace?

7. El modelo que nos ocupa ¿es infalible? ¿Algún otro modelo lo es?

Tabla 6.5 ∆c y propiedades de algunos compuestos binarios.

Compuesto ∆cModalidad de enlace

PropiedadesPredicción

acertada o no

LiF

BeF2

BF3

CF4

NF3

OF2

F2

HF

HCl

HBr

HI

192


} Actividad 8. ¿Consideras que existe una frontera que permite separar clara y tajantemente a las sustancias iónicas de las metálicas y de las covalentes? Es decir, ¿existen las sustancias 100% iónicas, otras 100% covalentes y otras más 100% metálicas?

Tu profesor planteará la pregunta anterior. Analízala y emite tu respuesta levantando la mano oportunamente. Reúnete con los compañeros que compartan tu opinión y busquen argumentos en pro y en contra.

Escriban los argumentos que hallaron en contra y utilícenlos para argumentar a favor de la opinión contraria.

Lee el artículo de Livage (1981), elabora un resumen, destaca y enuncia 5 argumentos a favor de la no exis-tencia de la barrera e inclúyelos en tu resumen. Entrega tu documento escrito al profesor en la clase siguiente o súbelo al foro correspondiente.

} Actividad 9. ¿En qué se parecen y en qué se distinguen el agua y el anhídrido carbónico?

1. Tu profesor planteará la pregunta anterior. Piensa en tu respuesta, tratando de imaginar cómo son las partículas de ambas sustancias y recordando lo que sepas de sus propiedades físicas y químicas. Escribe tu respuesta en tu cuaderno y coméntala con tus compañeros.

2. Analicen los datos de la tabla de electronegatividades y traten de encontrar en qué se parecen.

3. Ahora piensen por qué el CO2 es un gas y el H

2O es un líquido.

4. ¿Hace falta considerar algo más que la diferencia de electronegatividades y la masa molar para explicar las diferencias?

5. Entreguen sus conclusiones a la profesora.

} Actividad 10. Aplicación conjunta de los modelos del octeto de Lewis y de RPECV

Resuelve el siguiente ejercicio:

Usa el modelo de RPECV para predecir y explicar la geometría molecular y distribución electrónica de cada una de las siguientes moléculas: trifluoruro de aluminio, trifluoruro de fósforo y trifluoruro de cloro.

1. Escribe las fórmulas de cada uno de estos compuestos.

2. ¿Piensas que en el estado gaseoso las moléculas tendrán la misma geometría? Si es así, ¿cuál será esa geometría?

3. Identifica el átomo central en cada caso y ubícalo en la tabla periódica

4. ¿Cuántos pares de electrones forman el entorno de cada uno de los átomos centrales?

5. Revisa lo que respondiste en la pregunta 2 y refuerza o rechaza esa respuesta.

6. En estos tres casos, ¿todos los pares de electrones son enlazantes o hay pares libres?

7. ¿Cuál es la geometría molecular y la distribución electrónica en cada caso?

193


} Actividad 11. Aplicación del modelo de RPECV en la interpretación de propiedades

El objetivo de esta actividad es vincular el modelo con la realidad. Para ello se te pide que resuelvas el siguiente ejercicio:

a) Investiga los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos de los grupos 14, 15, 16 y 17 de la tabla periódica.

b) Traza una gráfica de los puntos de ebullición anteriores contra el número del período en el que se encuen-tra el elemento que forma el hidruro; por ejemplo, el C está en el período 2, el Ge está en el 4, etc.

c) ¿Notaste alguna tendencia general en el cambio de puntos de fusión con relación al número del período?

d) ¿Te sorprendieron algunos puntos de ebullición en el contexto de las tendencias encontradas?

c) Utiliza los modelos de electronegatividad de Pauling y de RPECV, para explicar los valores inesperados que encontraste en la gráfica que trazaste.

} Actividad 12. Aplicación del modelo de EV en la interpretación de propiedades

Se tienen las siguientes moléculas39: tetracloruro de estaño(IV), tetrafluoruro de azufre(IV) y tetrafluoruro de

xenón. Todas las especies están formadas por un átomo central y cuatro ligantes halogenuro, pero la evidencia experimental indica que el tetracloruro de estaño(IV) debe ser tetraédrico, mientras que el tetrafluoruro de azufre no lo es y el compuesto de xenón debe ser cuadrado. ¿Cuál es, en cada caso la hibridación que te permite explicar estas propiedades?

1. Escribe la fórmula de cada una de las moléculas.

2. Identifica el átomo central en cada una de ellas y ubícalo en la tabla periódica.

3. Escribe la configuración de los electrones de valencia de cada átomo central e identifica el número de enlaces que puede formar en el estado basal.

4. Todas estas moléculas tienen cuatro ligantes halógeno. ¿Puedes proponer la misma hibridación para to-das ellas? ¿Por qué?

5. Propón la hibridación que te permite explicar la geometría tetraédrica del tetracloruro de estaño, disfe-noidal del tetrafluoruro de azufre y cuadrada del tetrafluoruro de xenón.

6. En el foro compara tus resultados con los de tus compañeros.

39 Las sustancias están en el estado gaseoso.

194


} Actividad 13. EVALUACIÓN. Actividad integradora de modelos: del octeto, de RPECV y de EV

El objetivo de esta última actividad es que revisemos cuánto has aprendido y que veas cuáles son los aspectos que tienes que reforzar. Para ello, te pedimos que resuelvas el siguiente cuestionario, individualmente:

1. Usa el modelo puntual de Lewis para representar las siguientes especies: cloruro de galio anhidro (en estado gaseoso), ion fosfonio, ion sulfato, difluoruro de kriptón.

2. Define la geometría electrónica y molecular de cada una de las especies anteriores, usando el modelo de RPECV. No olvides indicar el número total de regiones o dominios electrónicos que están en el entorno de cada átomo central, también es muy importante que especifiques la naturaleza de los pares, ya sean enlazantes o no enlazantes.

3. Propón una hibridación que te permita explicar cada una de las geometrías que dedujiste en el inciso an-terior; explica la formación de enlaces s y, en su caso, la formación de enlaces p.

195


ACTIVIDADES

Núm. Nombre Objetivo Formato

1Propiedades de algunas sustancias

Identificar propiedades para vincularlas con necesidad de formular modelos de enlace

Presencial

2Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

Vincular comportamiento frente al calor para completar necesidad de formular modelos

Presencial

3 Sustancias con p. f. altoReconocer que el p.f. no es un parámetro adecuado para inferir el tipo de enlace

Mixto: presencial y foro, blog o e-correo

4Interacciones débiles y fuertes

Explicar cambios a nivel nanoscópico en los cambios de estado y en las reacciones químicas


5 Ser o no ser una molécula Distinguir entre moléculas y cristales Foro, blog o e-correo

6Aplicaciones del modelo del octeto de Lewis-Langmuir

Aplicar el modelo y analizar sus fortalezas y debilidades en su época y en la actualidad


7

Modelo de Pauling de electronegatividad, predicción y comparación de modalidades de enlace

Usar y evaluar modelo de electronegatividad de Pauling


8 Livage: unicidad del enlaceAnalizar propiedades de sustancias diversas para comprender que la “unidad del enlace se pierde ante la diversidad de sus manifestaciones”


9¿En qué se parecen y en qué se diferencian el agua y el anhídrido carbónico?

Aplicar el modelo RPECV para explicar propiedades de sustancias a partir de estructuras de sus moléculas

Mixto: resencial y foro, blog o e-correo

10Aplicación de los modelos de Lewis-Langmuir y RPECV

Comprender y predecir la geometría de moléculas y de iones moleculares

Presencial

11Aplicación del modelo RPECV en la interpretación de propiedades

Vincular el modelo con la realidad Presencial

12Aplicación del modelo EV para explicar geometrías moleculares

Explicar geometrías de moléculas e iones moleculares, a través del modelo EV


13Actividad integradora de EVALUACIÓN

Reunir información de modelos de Lewis, Gillespie y Pauling para explicar propiedades de moléculas e iones moleculares

Presencial individual

205


205196

REFERENCIAS

Asimov, I. (1974). Asimov on Chemistry. New York: Doubleday & Company, pp. 123-136.

Bauer, H. (1933). Historia de la Química. Barcelona: Labor, S. A.

Bello, S. (2008). La búsqueda. Id eas previas en el nivel universitario, evolución y persistencia. En Bello, S. (Coord.) Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, pp. 35-56. (PAPIME EN 208203).

Casabó, G. J. (1999). Estructura atómica y enlace químico. Barcelona: Reverté.

Chang, R. (2007). Química. 7ª Edición. México: McGraw Hill Book, Co.

Cotton, A. F., Wilkinson, G., Murillo, C. A. & Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic Chemistry, New York: John Wiley & Sons.

Cruz, D., Chamizo, J. A. y Garritz, A. (1986). Estructura atómica, un enfoque químico. México: Fondo Educativo Interamericano, pp. 212-231.

De Bono, E. (1985). Six thinking hats. Boston: Little, Brown and Company.

Flores, F. y Gallegos, L. (2008). “El cambio conceptual, su origen, desarrollo y significado en la enseñanza de la ciencia”. En: Bello, S. (coordinadora) (2008). Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta cons-tructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, pp. 35-56. (PAPIME EN 208203).

García, C. A. (2004). El curso de las ideas previas en el aprendizaje del enlace químico a nivel licenciatura. Tesis de licenciatura. México: Facultad de Química, UNAM.

García Franco, A. (2007). Representaciones múltiples sobre estructura de la materia en estudiantes de secundaria y bachillerato. Tesis de doctorado. México: Facultad de Filosofía y Letras, UNAM.

García Franco, A., Garritz, R. A., Chamizo, G. J. A. (2008). “Enlace químico. Una aproximación constructivista a su enseñanza”. En: Bello, S. (coordinadora). Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta cons-tructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p. 91-148. (PAPIME EN 208203).

Gillespie, R. J. and Nyholm, R. S. (1957). Quart. Rev., 11, 339. En Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 61.

Gillespie, R. J. (1960). Journal of the American Chemical Society, 82, 5978. En Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 61.

Gillespie, R. J. (1963). Journal of Chemical Education, 40, 295. En Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 61.

Gillespie, R. J. (1996). Bonding without orbitals. Education in Chemistry. 33(Julio), 103-106.

Herrera-Hernández, A. C. (2005). Modelos mentales en los estudiantes sobre la modalidad covalente del enlace y sus repercusiones académicas. Tesis de licenciatura. México: Facultad de Química, UNAM.

Huheey, J. E., Keiter, e. H. & Keiter, R. L. (2006). Química Inorgánica. Principios de Estructura y Reactividad. New York: Oxford University Press.

Hund, F. (1928). Z. Physik., 51, 788, 793. En: Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 71.

Housecroft, C. E. & Sharpe, A. G. (2006). Química Inorgánica. 2ª Edición. México: Pearson Educación.

197


Ihde, A. J. (1964). The development of modern Chemistry. London: Harper & Row.

Kind, V. (2004). Más allá de las apariencias. Ideas previas de los estudiantes sobre conceptos básicos de química. México: Coedición Santillana-Facultad de Química, UNAM.

Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Chemistry & Chemical Reactivity, 3rd Edition. New York: Saunders College Publishing, p. 806.

Livage, J. (1981). El enlace químico. Mundo científico, 1(1), 56-63.

Montagut, B. P. et al. (2008). “Estrategias experimentales para la enseñanza del enlace químico”. En Bello, S. Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el aprendizaje en bachi-llerato y licenciatura. México: UNAM, pp. 149-176.

Moore, F. J. (1953). Historia de la Química. México: Salvat Editores.

Mortimer, E. (1995). Conceptual change or conceptual profile change? Science and Education, 4, 267-285. En: Bello, S. (2007). Coordinadora. Cambio conceptual. ¿Una o varias teorías? México: UNAM, Facultad de Química, Centro de Ciencias Aplicadas y Desarrollo Tecnológico (CCADET).

Mulliken, R. S. (1931). Chem. Rev., 9, 347. En: Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 71.

Nelson, P. (1996). To be a molecule or not to be. Education in Chemistry, Septiembre, 129-130.

Pauling, L. (1931). Journal of the American Chemical Society, 53, 1367. En: Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 53.

Pauling, L. (1939). The nature of the chemical bond. New York: Purcell University Press.

Rayner-Canham, G. (2000). Química Inorgánica Descriptiva. México: Pearson Educación.

Slater, J. C. (1931). Phys. Rev. 37, 481. En: Douglas, B. E. and McDaniel, D. H. (1965). Concepts and Models of Inorganic Chemistry. Toronto: Blaisdell Pub. Co., 53.

Shriver, D. F., Atkins, P. W., Overton, T., Rourke, J., Weller, M. & Armstrong, F. (2008). Química Inorgánica, 4a Edición. México: McGraw Hill Interamericana Editores. 44

Sosa, F. P., Hernández, M. G., Nieto, C. E. y Padilla, M. K. (2008). “De las propiedades de las sustancias a las inte-racciones químicas”. En Bello, S. Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p. 60. (PAPIME PE208203).

Strike, K. & Posner, G. (1985). Conceptual change view of learning and understanding. En Pines & West (1986). Cognitive structure and conceptual change. New York: Academic Press. 211-232.

Taber, K. S. (1994). Misunderstanding the ionic bond. Education in Chemistry, 31(4)100-103.

Taber, K. (2001). Shifting sands: A Case Study of Conceptual Development as Competition Between Alternati-ve Conceptions, International Journal of Science Education, 23(7), pp. 731-753.

Thorpe, E. (1911). Essays in historical Chemistry. London: McMillan.

Vosniadou, S. (1994). Capturing and modeling the process of conceptual change. En: Bello, S. (ed.) (2007). Cambio conceptual ¿Una o varias teorías? México: Facultad de Química-CCADET, UNAM.

Velázquez, L. (2006). Repercusiones de la investigación sobre cambio conceptual en la enseñanza de la Química: El enlace iónico, el enlace metálico y el ingeniero químico. Tesis de Licenciatura (Ingeniería Química). México: Facultad de Química. UNAM.

198


Aleación: mezcla homogénea que consta de varias sustancias, de las cuales al menos una de ellas es una sustan-cia metálica. Se consideran disoluciones sólido−sólido.

Cantidad de sustancia: la cantidad física “cantidad de sustancia” o “cantidad química” es proporcional al número de entidades elementales –especificadas por una fórmula química– de las cuales la sustancia está com-puesta. El factor de proporcionalidad es el recíproco de la constante de Avogadro (6.022 x 1023 mol–1). Las entidades elementales deben ser especificadas, pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos determinados de tales partículas. La unidad que usan los químicos para esta entidad es el mol. Unidades tales como el “átomo-gramo”, la “molécula-gramo”, el “equivalente-gramo”, el “equivalen-te”, el “ion-gramo” y la “fórmula-gramo” son todas obsoletas.

Composición elemental de una sustancia: indica qué elementos y en qué proporción están los componentes que forman a la sustancia. Se acostumbra expresar como una fórmula que incluye el símbolo químico de cada elemento y un subíndice que indica cuántas veces aparece ese elemento.

Composición sustancial de una mezcla homogénea: indica qué sustancias y en qué proporción están las sustan-cias que forman una mezcla homogénea.

Concepciones alternativas o ideas previas: son construcciones personales que se utilizan para comprender los fenómenos que se observan y los conceptos que se aprenden, para moverse en el ambiente físico y social en el que se vive. Se denominan “alternativas” por ser diferentes a las ideas científicas.

Constituyentes de las sustancias: son las pequeñas unidades que integran una sustancia. Están constituidas por un cierto número de núcleos (con carga eléctrica positiva) interactuando con un cierto número de elec-trones (con carga eléctrica negativa). Pueden ser átomos (partículas mononucleares neutras), moléculas (partículas polinucleares neutras) o iones (partículas cargadas mono o polinucleares).

Disolución: materia formada por varias sustancias que posee un aspecto homogéneo tanto a simple vista como a través del microscopio. Consta de dos partes, el soluto y el disolvente. Las sustancias que están en menor proporción se llaman solutos y la que se encuentra en mayor cantidad se denomina disolvente.

Electrón1: es la parte con carga negativa de una entidad química. Se distribuye alrededor de los núcleos en zonas de diferente energía.

1 Ver el Capítulo 2 de esta obra.

GLOS

ARIO

Glosario

199

Elemento químico: hay dos acepciones para este concepto:

1. un tipo de átomo; todos los átomos con el mismo número de protones en el núcleo atómico;

2. una sustancia química compuesta de átomos con el mismo número de protones en su núcleo atómico. En ocasiones a este concepto se le llama sustancia elemental, para diferenciarla del elemento químico definido en 1, aunque la mayor parte de las veces el término elemento químico se utiliza para denominar ambos conceptos.

Cada elemento tiene un nombre y un símbolo químico (una abreviatura de una o dos letras, aunque los ele-mentos cuyo número atómico (Z) es superior a 112, reciben tres letras como símbolo). Los elementos se agrupan en la llamada Tabla Periódica de los Elementos.

Materia: es todo lo que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Material: es una porción de materia a la cual le damos una utilidad intencional.

Mezcla: materia formada por dos o más sustancias.

Mezcla heterogénea: materia formada por dos o más sustancias en la cual se distinguen las distintas sustancias a simple vista (de ahí su aspecto heterogéneo).

Mezcla homogénea: materia formada por dos o más sustancias en la cual no se distinguen las distintas sustan-cias a simple vista (de ahí su aspecto homogéneo). A simple vista se perciben dos tipos de mezclas homo-géneas: las disoluciones y los coloides.

Modelo: es una representación, basada generalmente en analogías, que se construye contextualizando cierta porción del mundo con un objetivo específico. Se utiliza para explicar, representar o reproducir una porción definida de la naturaleza. Puede ser de tipo mental, matemático o físico.

Nanoscópico: materia cuya dimensión se expresa convenientemente en nanómetros. El nanómetro es una uni-dad de longitud que equivale a una milmillonésima parte de un metro.

Núcleo: es la parte con carga positiva de una entidad química que concentra la mayor parte de su masa. Está formado por protones (con carga positiva) y neutrones (sin carga).

Química: es un proceso humano que a través de la historia se ha dedicado al estudio de las sustancias y de sus transformaciones en otras sustancias. Su estudio integra los modelos sobre la preparación, las propiedades, la estructura y las reacciones de las sustancias.

Reacción de descomposición química: es un proceso en el cual una sustancia, sin interaccionar con otras, se transforma en otra u otras más simples.2

Reacción química: es un proceso en el cual una sustancia o varias sustancias se forman a partir de otra u otras en un tiempo determinado. Durante la transformación de las sustancias siempre se conserva la cantidad de materia.

2 Ver el Capítulo 3 de esta obra para hallar otros tipos de reacciones químicas, como las redox, ácido-base, etc.

Glosario

200

Sustancia: es materia de aspecto homogéneo constituida de un solo tipo de componente químico. Cada sustan-cia posee un conjunto de propiedades específicas e invariables en un tiempo determinado, que la distin-guen de las demás sustancias. Los constituyentes de las sustancias pueden ser iones, moléculas o átomos. Todas las sustancias se pueden representar con una fórmula determinada, porque tienen una composición química constante.

Sustancia covalente: es materia de aspecto homogéneo formada por moléculas o redes con enlaces covalentes.

Sustancia iónica: es materia de aspecto homogéneo formada por iones positivos y negativos.

Sustancias compuestas: son aquéllas cuya estructura química consta de átomos de distinto tipo.

Sustancias elementales: son aquellas cuya estructura química consiste de un solo átomo o el mismo átomo repetido dos o más veces. Están formadas únicamente de átomos del mismo tipo (con el mismo número de protones).

211201

Silvia Bello Garcés

Química, de la Facultad de Química de la UNAM, con estudios de Maestría en Química Inorgánica, en la Univer-sidad de Illinois. Tiene más de 51 años de trabajo académico en docencia, investigación y difusión; alrededor de 45 cursos de actualización o superación impartidos a profesores de nivel secundaria, bachillerato y licenciatura, en México y en otros países; carca de 100 trabajos de investigación presentados en congresos nacionales e in-ternacionales. Cuenta con artículos en revistas nacionales e internacionales arbitradas y capítulos de libros. Ha coordinado la publicación de libros para formación docente. En 2009, recibió la distinción Sor Juana Inés de la Cruz, que otorga la UNAM por trayectoria académica destacada y, en 2013, la medalla al Mérito Universitario por 50 años de labor académica.

[email protected]


Ingeniera Química de formación, profesora de bachillerato y doctora en Pedagogía por la Facultad de Filosofía y Letras de la UNAM. Sus principales intereses se encuentran en la investigación sobre los procesos de aprendi-zaje de los estudiantes de secundaria y bachillerato en el área de química y en la formación de profesores para la enseñanza preuniversitaria.

[email protected]

† Andoni Garritz Ruiz (1948-2015)

Ingeniero Químico, maestro en Ciencias Químicas (Fisicoquímica) y doctor en Ciencias Químicas por la UNAM. Fue director de la Facultad de Química de la UNAM de 1993 a 1997, donde acumuló más de 40 años dando clase. Dedicado a la investigación en didáctica de la Química desde 1984, dirigió la revista Educación Química a partir de su creación en 1989. Entre muchas otras distinciones, recibió el Premio Andrés Manuel del Río 1988, de la Sociedad Química de México (SQM); el que otorga el Colegio Nacional de Ingenieros Químicos y Quími-cos (CONIQQ), Ernesto Ríos del Castillo, en 1995, y el Universidad Nacional en el área de Docencia en Ciencias Naturales, en 1996. Miembro de la Academia de Ingeniería desde noviembre de 1996, alcanzó el nivel III en el Sistema Nacional de Investigadores.

SOBR

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ORES

Sobre los autores

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Margarita Rosa Gómez Moliné

Química, egresada de la Escuela Nacional de Ciencias Químicas de la UNAM y Doctora en Didáctica de las Cien-cias por la Universidad Autónoma de Barcelona. Profesora de la Facultad de Estudios Superiores (FES) de Cuau-titlán (UNAM) de Química Analítica y de Química General desde 1974. Ha impartido cursos para formación de profesores en Enseñanza de las Ciencias. Las líneas de investigación que sigue son: Identificación de obstáculos de tipo cognitivo en los estudiantes de la FES-Cuautitlán: Propuestas para su superación y Los ejes transversales en los nuevos currículos. Los resultados se han presentado en congresos y en publicaciones especializadas.

[email protected]

Gisela Hernández Millán

Estudió la carrera de Química y la Maestría en Fisicoquímica en la Facultad de Química de la UNAM. Durante más de 20 años ha participado en programas de actualización y formación de profesores del nivel bachillerato y licenciatura de todo el país. Ha diseñado programas de diplomados y maestrías dirigidos a docentes de estos niveles. Ha impartido más de 40 cursos a profesores de toda la República, con énfasis en la didáctica de la disciplina. Ha escrito libros de teoría y laboratorio, para el nivel secundaria y superior. Tiene publicaciones nacionales e internacionales en revistas arbitradas. Es subdirectora de la revista Educación Química y participa como árbitro de otras revistas latinoamericanas. Ha presentado más de cien trabajos en congresos relacionados con la edu-cación, tanto nacionales como internacionales. Recibió el reconocimiento Sor Juana Inés de la Cruz en 2016, por su brillante trayectoria académica.

[email protected]

Glinda Irazoque Palazuelos

Estudió la licenciatura en Ingeniería Química y la Maestría en Ciencias Químicas (Fisicoquímica) en la Facultad de Química de la UNAM. Doctorada en Didáctica de las Ciencias y las Matemáticas por la Universidad Autónoma de Barcelona. Es profesora de la Facultad de Química desde 1976 y se dedica a la educación y la divul- gación de las ciencias desde 1995. Fue Coordinadora de Educación Preuniversitaria y Divulgación de la Química en la Facultad de Química; es asesora de la Sala de Química del Museo de las Ciencias Universum y del Museo de la Luz, ambos de la UNAM. Las líneas de investigación en las que está interesada son enseñanza experimental, secuencias de enseñanza-aprendizaje y resolución de problemas.Tiene varias publicaciones; 10 libros de texto y divulgación, tres capítulos de libros, más de 20 artículos en revistas nacionales e internacionales y ha impartido cerca de 100 conferencias.

[email protected]

Sobre los autores

203

Mercé Izquierdo i Aymerich

Tiene amplia experiencia en el departamento de Didáctica de las Matemáticas y de las Ciencias Experimentales de la Facultad de Ciencias de la Educación en la Universidad Autónoma de Barcelona, España.

Licenciada en Ciencias (Químicas) por la Universidad de Barcelona, en octubre de 1963; Doctora en Química por la Universidad Autónoma de Barcelona, en marzo de 1982.

Empezó su actividad profesional como profesora de Física y Química de la enseñanza secundaria y es desde 2000 catedrática de universidad.

Ha cultivado las siguientes líneas de investigación educativa: Fundamentación epistemológica y axiológica de la enseñanza de las ciencias; Historia de las ciencias y enseñanza; Formación de profesores; Lenguaje y Ciencia Escolar. Ha dirigido un buen número de proyectos de investigación financiada desde 1998 y ha hecho estancias académicas en Chile, Alemania, Francia y Bélgica.

[email protected]

Norma Mónica López Villa

Profesora de la Facultad de Química de la UNAM desde hace más de 20 años. Es egresada de la carrera de Química y pasante de la Maestría en Docencia para la Educación Media Superior (MADEMS) en la misma insti-tución. Ha impartido numerosos cursos y talleres sobre contenidos básicos de Química y sobre la didáctica de dicha disciplina a profesores que atienden la secundaria y el nivel medio superior en varios estados de México. Es coautora de libros de Química para secundaria y miembro activo de la Academia Mexicana de Profesores de Ciencias Naturales desde el año 2000.

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Ana María Martínez Vázquez

La doctora Ana María Martínez Vázquez es profesora investigadora, combina su labor de investigación con la do-cencia y la divulgación de la ciencia. Como parte de su trabajo de investigación ha publicado más de 88 artículos internacionales. En la labor docente y de divulgación ha escrito y publicado 22 libros, tres para el nivel universi-tario, tres de divulgación, 15 de Química y Física para los niveles de secundaria y bachillerato, y uno de Biología para el primer año de secundaria. En 2003, le fue otorgado el Reconocimiento Juana Ramírez de Asbaje. En los últimos cinco años, la doctora Martínez ha publicado seis libros (tres de texto para secundaria y tres de Química para el bachillerato), dos artículos de docencia y más de 40 artículos de investigación. Además ha dirigido seis tesis de licenciatura, dos de maestría y dos de doctorado. Actualmente, es la directora del Instituto de Investiga-ciones en Materiales de la UNAM.

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Sobre los autores

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Elizabeth Nieto Calleja

Cursó la licenciatura en Química y la Especialización en Docencia en Química Analítica en la Facultad de Química de la UNAM. Es profesora de la Facultad desde 1974, ha impartido cursos de actualización a profesores de nivel básico, bachillerato y licenciatura. Ha publicado artículos en revistas mexicanas y extranjeras arbitradas, libros de texto para secundaria y ha desarrollado trabajos en enseñanza experimental en licenciatura. Ha participado en numerosas comisiones de evaluación de la labor docente en el nivel bachillerato y fue consejera técnica en la Facultad de Química. Es experta en evaluación del aprendizaje.

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Flor de María Reyes Cárdenas

Doctora en Pedagogía por la UNAM y egresada de la maestría en Pedagogía en el 2006 y de la licenciatura en Ingeniería Química en 1998. Es profesora de la Facultad de Química de la UNAM desde el año 2008 y se ha de-dicado desde 1998 a la educación en Ciencias y en Matemáticas. Ha colaborado en diversos proyectos e inves-tigaciones relevantes para la educación en México y como resultado de esto cuenta con materiales educativos, artículos y capítulos de libros publicados. Ha laborado en diversas organizaciones educativas como la UNAM, la Universidad Pedagógica Nacional (UPN), Programa Adopte Un Talento (PAUTA) y el Instituto Latinoamericano de la Comunicacion Educativa (ILCE). Actualmente es profesora en la UNAM y en la UPN; su investigación se centra en el saber pedagógico del contenido y la indagación en ciencias naturales con énfasis en Química.

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Pilar Rius de la Pola

Licenciatura, maestría y doctorado en Educación en Química. Directora de la Escuela de Farmacia de la Uni-versidad Femenina de México. Tiene más de 300 cursos curriculares impartidos en 58 años de docencia, desde secundaria, hasta posgrado; alrededor de 100 cursos de formación y actualización. Ha dirigido 60 tesis de li-cenciatura y carreras técnicas. Profesor invitado en las universidades Johns Hopkins y Complutense. Suma más de 50 trabajos y dos plenarias en Congresos Nacionales e Internacionales, 40 publicaciones en investigación y difusión. Premio Nacional de Química Andrés Manuel del Río 1987, en docencia. En 2007, recibió la distinción Sor Juana Inés de la Cruz que otorga la UNAM a académicas destacadas.

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Sobre los autores

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Plinio Jesús Sosa Fernández

Cursó la licenciatura, la maestría y el doctorado en la Facultad de Química de la UNAM. Su trayectoria académi-ca, iniciada en 1981, incluye la impartición de un sinnúmero de cursos tanto para bachillerato, licenciatura y posgrado, así como para la formación de profesores; el diseño y revisión de cursos y planes de estudios en todos los niveles; y el arbitraje de libros, artículos y ponencias en Química y en educación. Tiene más de 60 publicacio-nes (12 libros y más de 49 artículos sobre Química y divulgación de la Química).

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DIDÁCTICA DE LA QUÍMICA UNIVERSITARIA Unidades didácticas en temas torales de la Química

es una obra editada por la Facultad de Química.

La publicación de esta obra fue posible gracias al apoyo de la Coordinación de Comunicación, a través de los Departamentos Editorial y de Información.

El cuidado de la edición estuvo a cargo de

Lic. Brenda Álvarez Carreño

Diseño de portada: DG Norma Castillo Velázquez.

Diseño de interiores: Maricela Hernández Casasola.

Publicación autorizada por el Comité Editorial de la Facultad de Química.

Julio de 2016

didÁctica de la quÍmica universitariadepa.fquim.unam.mx/sieq/didactica.pdf · didÁctica de la...

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