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CAPÍTULO 7
El enlace químico
Uno de los grandes logros del intelecto humano
Silvia Bello Garcés 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 alguna 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, 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 elaboración 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.
UBICACIÓN DEL TEMA Y CONTENIDOS CURRICULARES
Química Inorgánica I (clave 1310, 9 créditos) forma parte del tronco común, y es obligatoria para
las cinco carreras1 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, que se describen más adelante.
Objetivos de la asignatura
En el programa oficial de esta asignatura se incluyen los siguientes objetivos
1 Ingeniería Química Metalúrgica, Ingeniería Química, Química, Química Farmacéutica Biológica y Química
de Alimentos
2
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 inorgánicas comunes.
Contenidos temáticos
Previos al tema en la asignatura
Los planes de estudio señalan seriación obligatoria con Estructura de la Materia y, seriación
sugerida con Química General II. De ellas, se requiere que el alumno comprenda los conceptos de:
Elemento, compuesto y mezcla
Átomo, molécula y ion
Configuraciones electrónicas de átomos y iones; distinguiendo electrones del core y de
valencia
Tabla periódica
Propiedades periódicas atómicas: radio atómico, energía de ionización y afinidad
electrónica
Además, el alumno debe conocer los principios y aplicar las reglas de la nomenclatura
química inorgánica, conocer y comprender la Ley de Coulomb y contar con elementos de
conductividad 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 (Organometálica).
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Objetivos de la Unidad Didáctica (Demanda de aprendizaje)
El alumno deberá:
- Comprender la necesidad de generar modelos en ciencia y, en particular, modelos de
interacciones químicas (fuertes: enlace químico y, débiles: fuerzas intermoleculares).
- Distinguir el impacto de las interacciones fuertes y débiles en las propiedades
macroscópicas y nanoscópicas de la materia.
- 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.
- 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, necesidades, 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 programas 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 complejidad 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 transformarla.
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 referencia 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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Alfred Werner (1866-1919). Ganador del Premio Nobel en 1913 por su contribución a la
elucidación del concepto de enlace químico
Los alumnos elaboran sus propias concepciones, alrededor de los conceptos que aprenden,
que frecuentemente se alejan de las concepciones científicas (Taber, 1994, 2001; Flores et al, 2002;
Kind, 2004; Bello, 2008), y no siempre son adecuadamente abordadas en el currículo para construir
concepciones más cercanas a las de la comunidad científica. Los investigadores las llaman
concepciones alternativas, ideas previas, etc. de los estudiantes, y se piensa que es fundamental
abordarlas explícitamente en el aula. (Flores y Gallegos, 2008; Strike y Posner, 1985; Mortimer,
Vosniadou, 1994; García Franco, ). 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, negociarlos2 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.
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.
2 Modificar, enriquecer o abandonar las concepciones alternativas propias
5
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.
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 ideas previas de los estudiantes, relacionadas con el concepto de enlace, trabajando con alumnos
de primero a noveno semestre, de distintas carreras (García, 2004; Herrera, 2005; Velázquez, 2006;
Bello et al, 2008).
En la Tabla I se presentan algunas de las principales ideas previas encontradas en alumnos
de la Facultad de Química, relacionadas con las interacciones químicas.
Tabla I. Ideas previas 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 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 AB4 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 Na+; Cl Cl
-
6
En la Tabla II se resume una interpretación de resultados y se vinculan las ideas previas de
los estudiantes con el tópico de referencia y los esquemas representacionales3 de los alumnos
Tabla II. Esquemas representacionales de los estudiantes, relacionados con el concepto de
enlace químico
Tópico de referencia Esquema representacional
Unificación del enlace Visión 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 de molécula
Fuerzas intra-
intermoleculares/ propiedades
Confusión entre diversos tipos de interacciones Propiedades/enlace
Modalidades de enlace
Papel de los electrones de
valencia en el enlace
Concepción del enlace ajena a la interacción electrostática
entre núcleos y electrones. Papel de la electronegatividad
en el enlace
Al comparar los resultados de nuestras investigaciones con otros datos publicados (Flores et
al, op cit; 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 algunos esquemas
representacionales, que persisten a pesar de la instrucción (Tabla 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 recomienda revisar las referencias relacionadas con las investigaciones realizadas en la
propia Facultad, arriba mencionadas, y consultar la página http://ihm.ccadet.unam.mx/ideasprevias/.
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.
3 Los esquemas representacionales pueden considerarse conjuntos de ideas previas relacionadas entre sí.
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Es importante hacer notar que, al igual que muchos autores (Vosniadou, 1994; Kind, op. cit,
2004), se puede considerar 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 estudiantes, 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.
Por cuestiones de espacio y tiempo, no se abordarán en esta unidad didáctica todos los
rubros comprendidos en la Unidad 2: “Interacciones Químicas”, del programa oficial de la
asignatura.
DESARROLLO DE CONTENIDOS CIENTÍFICOS (ESTRATEGIAS DIDÁCTICAS)
Se considera muy importante que, antes de que el docente o los alumnos expongan los modelos de
enlace químico que deben abordarse en el curso, siguiendo el programa, se realice una exploración
de las concepciones alternativas de los estudiantes y de sus conocimientos previos4. Para ello, se
propone la realización de las actividades 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.
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 ideas previas 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 numerará 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 observan. Es frecuente
4 Conocimientos adquiridos en cursos anteriores o simultáneos.
8
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.
2. Más adelante pregunta a los estudiantes qué piensan que ocurrirá el 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. La maestra pone en contacto cada una de las muestras
con agua deionizada y 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 deionizada5 y hace notar a los estudiantes que no conduce.
Toma las disoluciones de las muestras que se disolvieron y la mezcla de agua/CaCO3, y
pide a los alumnos 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 modelos, para explicar el comportamiento de las diferentes sustancias.
Como los alumnos ya han cursado Estructura de la Materia y Química General seguramente
clasificarán al cloruro 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 promover 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 interacciones.
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.
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 generación y función de los modelos.
1. El profesor proporciona a los alumnos una tabla con los puntos de fusión y
comportamientos frente al calor de las sustancias 1-4,
5 Es importante usar agua deionizada para asegurarse que no conduce la corriente eléctrica, aunque
frecuentemente basta con emplear agua bidestilada.
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Sustancia Solubilidad en
agua
Conductividad
en solución
Comportamiento frente al calor
1 (Urea) Sí No Funde a 132.7 °C. A mayor
temperatura se quema
2 (NaCl) Sí Sí Funde a 801
3 (Azúcar) Sí No Se quema
4 (CaCO3) No --- Se descompone a 1170°C
Pide que analicen los datos en pequeños equipos y discutan y cotejen con esta nueva
información, los modelos que elaboraron en la actividad 1. 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, 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 infalibles- 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”6 (Strike y Posner, 1982).
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.
Actividad 3. Sustancias con punto de fusión alto
El docente lleva al aula muestras de algunas de las sustancias contenidas en la Tabla 2; pide a
los alumnos que formen equipos de 3 a 5 miembros 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 2, 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
6 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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respuestas y los dibujos elaborados por los alumnos. Así mismo 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 modelos de enlace químico, para diferentes tipos de sustancias.
Tabla 2. Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada7
SUSTANCIA TEMPERATURA DE
FUSIÓN (oC)
¿Conduce la
corriente en estado
sólido?8
¿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 Si
Yoduro de potasio 677 No Sí Sí
Carburo de silicio Sublima a 2,700 No No ----
Plata 970 Sí No ----
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 idea previa 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 3, tal como se presenta en el material para los
alumnos, es decir, sin las respuestas de la última columna, como se observa aquí, en la que se anota
la interpretación nanoscópica del fenómeno. 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.
7 Sosa, F. P. et al (2008). De las propiedades de las sustancias a las interacciones químicas. En Bello, G. S.
(2008). Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el
aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p 60.
8 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.
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Tabla 3. 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 Se alejan los iones entre sí
Pero NO se rompen los
enlaces químicos
(iónicos, covalentes, ni
metálicos)
2 Oro Funde a 1,064 Se alejan los átomos entre sí
3 Cobre Funde a 1,084 Se alejan los átomos entre sí
4 Nitrato de potasio Funde a 333 Se alejan los iones entre sí
5 Platino Funde a 1,768 Se alejan los átomos entre sí
6 Plata Funde a 970 Se alejan los átomos entre sí
7 Agua Hierve a 100 Se alejan las moléculas entre sí
8 Carbonato de calcio Se descompone
a 1170
Se desprende un gas
Se rompen unos enlaces
químicos y, al mismo
tiempo, se forman
nuevos enlaces
9 Sulfato de cobre
pentahidratado
650 (se
descompone)
Se desprende agua
10 Urea Funde a 132.7°;
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 algunos que no identifiquen los cambios químicos que ocurren en el
carbonato de sodio, en la urea [CO(NH2)2], al quemarse, y en el sulfato de cobre pentahidratado:
CaCO3 (s) CaO(s) + CO2 (g)
CO(NH2)2(s) + O2(g) CO2 (g) + H2O(g)
[Cu(H2O)4]SO4.H2O CuSO4 (s) + 5H2O(g)
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 alejan los átomos o moléculas 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.
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 1) para la formación de moléculas diatómicas de H2.
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Figura 1. 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 cuando 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 4. Energías de enlace9 en kJmol
-1
Sustancia Enlace Energía que se desprende al
formar el enlace
H2 H-H 436
O2 O-O 49410
N2 NN 944.7
CH3 - CH3 C-C 350
H2N - NH2 N-N 160
H-O-O-H O-O 140
El análisis de la información contenida en las Tablas 3 y 4, es también un recurso adecuado
para abordar la idea previa que supone que se desprende energía cuando se rompen los enlaces
químicos. Al hacer notar a los estudiantes las altas temperaturas que se requieren para romper
enlaces químicos (Tabla 3), los puede llevar a comprender que al formar el enlace se desprendió
gran cantidad de energía (Tabla 4) y de allí, a visualizar la fortaleza del enlace.
9 Cotton, A. y Wilkinson, G.
10 Rayner-Canham (2000)
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En los casos 8, 9 y 10, se observa el desprendimiento de gases, lo cual indica que se están
llevando a cabo cambios 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 la Unidad Didáctica sobre Reacción Química de
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.
Actividad 5. Ser o no ser una molécula
Solicitará a los alumnos la lectura individual del artículo de Nelson (1996) y la respuesta a 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
4, 8 y 9 y de las 7 y 10 de la Tabla 3?
Las respuestas a estas preguntas, pueden analizarse y discutirse por medios electrónicos. En la
siguiente sesión presencial, el profesor escoge aleatoriamente a 3 ó 4 alumnos, de equipos diferentes
para analizar y concluir en el pleno del grupo las respuestas a estas preguntas.
Esta actividad también se puede aprovechar para abordar la idea previa 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 solo se trata de una distribución heterogénea de
la densidad electrónica; sino fundamentalmente 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.
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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 concepto 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 identificar algunas
similitudes de las ideas previas 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. 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 del cis-platino en 189311
.
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, ideas previas, etc.) de la
que se parte. Asimismo, la tecnología está estrechamente vinculada con la ciencia y su desarrollo ha
orientado la naturaleza de los modelos diseñados en cada época. No es lo mismo contar con una
balanza, como lo hicieran Lavoisier y 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 en virtud de que algunos modelos caben en más de una
categoría y algunas categorías se traslapan.
Entonces, en el desarrollo histórico que aquí se resume, se abordarán:
Modelo previos al conocimiento del electrón, basados en una concepción intuitiva del
átomo:
11 http://itech.dickinson.edu/chemistry/?tag=matthew-guss
15
Antropomórfico: odios y amores entre partículas, (Empédocles (495-435 a. NE;
Glauber, S. XVII).
Guyton de Morveau (Siglo XVIII) y Berthollet (1748-1822), cuyas contribuciones
se mencionan también más adelante, proponen sus modelos de afinidad con bases un tanto
antropomórficas, ya que consideran que unas sustancias tienen en cierto modo un “apego
por otras”; pero el modelo de Bethollet ya tiene una orientación cuantitativa.
Mecánico: agujeros y picos en las partículas; loops (ojales) y ganchos. Leucipo y
Demócrito (Siglos V y IV a. NE), poros y picos. Lemery (1718), revive las ideas de
Leucipo y Demócrito proponiendo que la formación de una combinación [química] tiene
lugar entre un cuerpo provisto de poros y otro que termine en puntas, penetrando éstas en
aquellos.
Modelos “químicos”
Concepto de afinidad: Guyton de Morveau (Siglo XVIII, contemporáneo de
Lavoisier). Dos o más cuerpos se unen, a causa de la afinidad química, para dar
lugar a un nuevo cuerpo cuyas propiedades son completamente diferentes de las de
los que le dieron origen. Berthollet (1748-1822) desarrolla más ampliamente el
concepto de afinidad, en el siglo XVIII
Basados en una concepción eléctrica del átomo:
Davy (1778-1829). El maestro de Faraday, propuso que cuando dos átomos de dos
sustancias se aproximan, toman cargas eléctricas opuestas y, finalmente acaban por
unirse cuando las han neutralizado recíprocamente.
Berzelius (1779-1848). Sistema dualista en el que toda sustancia está formada por
una “partícula” con carga positiva y otra con carga negativa, que neutraliza a la
primera. Así el metano (CH4) estaría constituido por H+ y CH3
-
Werner. Propone 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 (el electrón como partícula con carga negativa)
Modelo de Gillespie: RPECV (el electrón como partícula con carga negativa y spin)
Modelo del campo cristalino (el electrón como partícula con carga negativa y spin)
Modelos cuánticos: enlace valencia y elementos de orbital molecular para
comprender grosso modo la teoría de bandas.
16
Modelo del octeto de Lewis-Langmuir
En 1916 Lewis –conociendo el modelo atómico de Bohr y considerando al electrón como
partícula con carga negativa- propone uno de los más grandes logros en la construcción del
concepto de enlace químico: un par de electrones forma un enlace. Más adelante Langmuir se une y
promueve esta propuesta, que le valdría la obtención del Premio Nobel.
El conocimiento químico de Lewis y Langmuir les permite reconocer especies
particularmente estables, como los iones de los metales alcalinos y los halogenuros. Con ello,
construyen el modelo del octeto que, independientemente de las numerosas 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 él construir otros
modelos más sofisticados12
.
Es importante hacer hincapié en el aspecto energético de la formación electrónica del enlace
y evitar enunciados antropomórficos como “los átomos quieren, buscan, etc. completar su octeto”
Actividad 6. Aplicaciones del modelo del octeto (Lewis-Langmuir, 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 configuraciones electrónicas de gas noble.
2. ¿Cuál es el ámbito de aplicabilidad de la regla del octeto? ¿En qué casos se rompe la regla?
3. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del segundo período (Li-
F) de la tabla periódica.
4. Identifica los ácidos y las bases de Lewis entre los fluoruros de la pregunta anterior.
Es importante hacer notar al estudiante que, a pesar de la importante 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.
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. Si bien el modelo enlace valencia y el del orbital molecular surgen
12 http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb03.html#SEC1 Última consulta 270711
17
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.
Irving Langmuir & Gilbert Newton Lewis, en un globo
Electronegatividad y enlace químico
L. Pauling (Premio Nobel de Química y Premio Nobel de la Paz).
18
En 1939 propone el concepto moderno de electronegatividad en su libro (Pauling)13
.
Según este modelo hay átomos que atraen a los electrones del enlace con mayor fuerza que otros.
Como consecuencia clasifica al enlace en tres categorías distintas: covalente, iónico y metálico.
Es importante hacer notar a los estudiantes que el propio Pauling apunta las bases para entender que
no existen compuestos 100% iónicos, y que el CsF tiene apenas alrededor de un 70% de carácter
iónico y el NaCl como una 60% de ionicidad
Van Arkel. Triángulo del enlace (Garritz, et al, 2008;
<electronegativity.swf(application/x-shockwave-flash Objeto)>
Modelo de Gillespie: RPECV (el electrón como partícula con carga negativa y spin)
Gillespie, R. J. (1996).
Las moléculas son cuerpos tridimensionales ubicados 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 solo las más pequeñas moléculas tienen una
geometría definida, ya que en la mayoría de las moléculas los átomos unidos por enlaces sencillos
pueden rotar, dando 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
Química14
. Numerosos investigadores -entre ellos muchos docentes- han contribuido a elucidar la
geometría de coordinación de moléculas y iones poliatómicos. Ello ha permitido explicar
propiedades macroscópicas de sustancias y ha conducido a la síntesis de nuevos compuestos (cis-
platino/casiopeina).
El profesor emérito, Ronald Gillespie, celebró su cumpleaños número
75 el 21 de agosto de 1999. El profesor 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). (Gillespie, 1996).
Tomado de
http://www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/extracts99/ronald_gillespie/
El modelo propuesto por el profesor Ronald Gillespie, considera al electrón en su dualidad
partícula-onda, pero no es estrictamente un modelo cuántico, pues no hace uso de funciones de onda
() para explicar sus propiedades. 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
13 Pauling, L. (1939). The nature of the chemical bond. New York: Purcell University Press.
14 http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb05.html.
19
repulsión entre las dos partículas que forman el par, que 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 valencia, 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 direccionalidad del enlace que por su
orientación espacial, a su vez, da lugar a diversas estructuras moleculares.
Son numerosas las referencias en las que se puede consultar el modelo de RPECV
(Gillespie, op. cit.; Chang, Casabó; Shriver y Atkins, Housecroft, etc.). En la Tabla 5 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 5. Geometría de moléculas o 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, NH4+
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 enlazantes. Esto se puede explicar considerando que los pares libres solo 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:
20
par enlazante-par enlazante < par enlazante-par libre < par libre-par libre
Esto implica que los ángulos formados entre pares libres serán mayores que aquellos formados entre
pares enlazantes.
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 e que participan en el enlace,
del átomo central y de los ligantes.
En la Tabla 6 se muestra la geometría de moléculas e iones en los que quedan pares de
electrones no compartidos. Aquí hay que distinguir la distribución electrónica (que solo implica
electrones) y la geometría molecular (que solo implica átomos).
Tabla 6. 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 2 Tetraédrica
distorsionada
angular H2O
AB4 4 3 1 Tetraédrica
distorsionada
pirámide
trigonal
PH3
AB5 5 4 1 Bipirámide
trigonal
Balancín IF4+, SF4
AB5 5 3 2 Bipirámide
trigonal
Forma de
T
ICl3
AB5 5 2 3 Bipirámide
trigonal
lineal ICl2-
AB6 6 5 1 Octaédrica Pirámide
cuadrada
XeOF4
AB6 6 4 2 Octaédrica Cuadrada
plana
IF4-
*En todos los ejemplos que se refieren a moléculas se trata de sustancias en el estado gaseoso
21
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 los videos o imágenes como las Figuras 2 y 3
Figura 2. Representación del ion IF6-
Actividad 7. Aplicación del modelo de RPECV
Visiones unificadoras del enlace
Livage
Tetraedro de las sustancias de Plinio Sosa (Sosa et al, op cit)
Los estudiantes revisarán los modelos que han elaborado en las actividades, en el pleno del
grupo y, con la conducción del docente, los contrastarán con versiones breves de los modelos
científicos de: Lewis-Langmuir (modelo del octeto), Gillespie (RPECV), enlace valencia, modelos
del “mar de electrones” y teoría de bandas, para los metales.
Asimismo podrán aplicar los modelos revisados para predecir y explicar propiedades de
moléculas, cristales y sustancias.
MATERIAL PARA EXPERIENCIA DE CÁTEDRA
Instrumentos para la Evaluación de la UD
22
a) Aprendizaje
b) Materiales
c) Duración
d) Interés que despertó
e) Otros aspectos
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,
Referencias
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persistencia. Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para
mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p. 35-56. (PAPIME EN
208203).
Casabó, G. J. (1999). Estructura atómica y enlace químico. Barcelona: Reverté, S.A.
Chang, R. (2007). Química. 7ª Edición. México: McGraw Hill Book, Co.
Cotton, A. F., Wilkinson, G., Murillo, C. A. & Bochmann, M. (1999). Advanced Inorganic
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enseñanza de la ciencia. En: Bello, S. (coordinadora) (2008). Hacia el cambio conceptual en el
enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura.
México: UNAM, p. 35-56. (PAPIME EN 208203).
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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
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Housecroft
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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
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Montagut, B. P.et al (2008). Completar referencia del Cap. 5 del libro “Hacia el cambio
conceptual…”
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enseñanza de la Química: El enlace iónico, el enlace metálico y el ingeniero químico. Tesis de
Licenciatura (Ingeniería Química). México: Facultad de Química. UNAM.
24
Videos
Chemistry: Electronic and Molecular Geometry – You Tube – Windows Internet Explorer
Chemistry VSEPR Theory – You Tube – Windows Internet Explorer
MATERIALES PARA LOS ALUMNOS
Actividad 1
1. Observa cuidadosamente la experiencia de cátedra que realiza el profesor y anota tus
observaciones respecto a cada una de las muestras que utiliza:
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.
Contesta las siguientes preguntas individualmente:
3. ¿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
1. Forma un equipo de 3 a 5 alumnos y analicen la información contenida en la
Tabla 1
Tabla 1 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°C15
2. Ahora, ¿cómo puedes explicar el comportamiento de cada una de las muestras?
15 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Chemistry & Chemical Reactivity, 3rd Edition. New York: Saunders
College Publishing, p. 806
25
3. Comparen las explicaciones que dieron individualmente en la actividad 1 y
observen si son iguales o diferentes.
4. Elaboren conjuntamente una explicación para el comportamiento de las
sustancias en la actividad 1 y en esta actividad 2.
5. ¿Modificaste tu punto de vista? ¿En qué sentido?
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 2. Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada16
SUSTANCIA TEMPERATURA DE
FUSIÓN (oC)
¿Conduce la
corriente en estado
sólido?17
¿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 Si
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 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
anteriormente?
Actividad 4. Interacciones débiles y fuertes
16 Sosa, F. P. et al (2008). De las propiedades de las sustancias a las interacciones químicas. En Bello, G. S.
(2008). Hacia el cambio conceptual en el enlace químico. Propuesta constructivista para mejorar el
aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p 60.
17 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.
26
1. Completa la Tabla 3 y explica tus respuestas
2. Dibuja las partículas que forman cada sustancia antes y después de someterla a la acción del
calor.
27
Tabla 3. 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
2 Oro Funde a 1,064
3 Cobre Funde a 1,084
4 Nitrato de potasio Funde a 333
5 Platino Funde a 1,768
6 Plata 970
7 Agua Hierve a 100
8 Carbonato de calcio Se descompone entre 800 y
1000°C18
9 Sulfato de cobre
pentahidratado
650 (se descompone)
10 Urea Funde a 132.7°; a mayor
temperatura se quema
3. ¿Consideras que todas las sustancias están formadas por el mismo tipo de partículas?
4. En los casos 1 a 7 ¿ocurre el mismo tipo de cambio que en los casos 8 a 10? Explica tu
respuesta.
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
iónica y de las covalentes?
Forma en la clase un equipo de 3 a 5 miembros, y discutan brevemente sus respuestas al
cuestionario anterior. Pon atención a las respuestas que dan en voz alta, los alumnos
seleccionados por la maestra. Si tu equipo puede agregar, comentar o corregir lo expresado por
18 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Chemistry & Chemical Reactivity, 3rd Edition. New York: Saunders
College Publishing, p. 806
28
tus compañeros de grupo, solicita la palabra y expresa tu punto de vista y los argumentos que lo
fundamentan.
29
ACTIVIDADES
Número Nombre Objetivo Formato
1 Propiedades de
algunas sustancias
Identificar propiedades
para vincularlas con
necesidad de formular
modelos de enlace
Presencial
2 Propiedades de
algunas sustancias
Vincular
comportamiento frente
al calor para completar
necesidad de formular
modelos
Presencial
3 Sustancias con p. f.
alto
Reconocer que el p.f.
no es un parámetro
adecuado para inferir
el tipo de enlace
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo
4 Interacciones débiles
y fuertes
Explicar cambios a
nivel nanoscópico en
los cambios de estado
y en las reacciones
químicas
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo
5 Ser o no ser una
molécula
Distinguir entre
moléculas y sus
cristales
Foro, blog o e-
correo
6 Modelo del Octeto Analizar fortalezas y
debilidades del
modelo, en su época y
en la actualidad
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo
7 Modelo RPECV Comprender y predecir
la geometría de
moléculas y iones
moleculares
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo
8 ¿Unidad del enlace?
(Livage)
Reconocer naturaleza
electrónica de todo
tipo de interacción
química
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo
9 Modelo EV Comprender y predecir
la estabilidad de
moléculas y iones
moleculares
Mixto:
Presencial y foro,
blog o e-correo