1 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). 3 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. 4 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 Unificación del enlace Esquema representacional 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 Estructura de un no metal existencia de enlaces omnidireccionales y de otras formas de organización de las partículas (cristales). sólido (grafito) Estructura de un compuesto Transferencia de propiedades macroscópicas a la escala nanoscópica iónico (NaCl) Estructura de un gas (H2) Concepción deficiente de molécula Fuerzas intraintermoleculares/ 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 Papel de la electronegatividad entre núcleos y electrones. 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. 7 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. 9 Sustancia 1 (Urea) Solubilidad agua Sí 2 (NaCl) 3 (Azúcar) 4 (CaCO3) Sí Sí No en Conductividad en solución No Sí No --- Comportamiento frente al calor Funde a 132.7 °C. A mayor temperatura se quema Funde a 801 Se quema 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. 10 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 Cloruro de sodio Oro Diamante Cobre Nitrato de potasio Dióxido de silicio Platino Carbonato de sodio Sulfato de cobre pentahidratado Yoduro de potasio Carburo de silicio Plata TEMPERATURA FUSIÓN (oC) DE 801 1,064 Aprox.4000 1,084 333 1,700 1,768 851 650 (se descompone) 677 Sublima a 2,700 970 ¿Conduce la Conduce en ¿Es soluble corriente en estado disolución en agua? sólido?8 acuosa No Sí Sí Sí No ---No No ---Sí ---No No Sí Sí No No ---Sí No ---No Sí Sí No Sí Si No No Sí Sí No No Sí ------- 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. 11 Tabla 3. Procesos que ocurren en algunas sustancias por acción del calor Núm Sustancia Cambio 1 2 3 4 5 6 7 8 Cloruro de sodio Oro Cobre Nitrato de potasio Platino Plata Agua Carbonato de calcio 9 Sulfato de pentahidratado Urea Funde a 801 Funde a 1,064 Funde a 1,084 Funde a 333 Funde a 1,768 Funde a 970 Hierve a 100 Se descompone a 1170 650 (se descompone) Funde a 132.7°; a mayor temperatura se quema 10 cobre Cambios a nivel nanoscópico en el proceso de calentamiento Se alejan los iones entre sí Se alejan los átomos entre sí Pero NO se rompen los Se alejan los átomos entre sí enlaces químicos Se alejan los iones entre sí (iónicos, covalentes, ni Se alejan los átomos entre sí metálicos) Se alejan los átomos entre sí Se alejan las moléculas entre sí Se desprende un gas Se desprende agua Hay una reacción de oxidación (combustión) Se rompen unos enlaces químicos y, al mismo tiempo, se forman nuevos enlaces 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. 12 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 H2 O2 N2 CH3 - CH3 H2N - NH2 H-O-O-H H-H O-O NN C-C N-N O-O Energía que se desprende al formar el enlace 436 49410 944.7 350 160 140 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) 13 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. 14 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: 11 Modelo previos al conocimiento del electrón, basados en una concepción intuitiva del átomo: 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 CH3Werner. 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 (LiF) 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 <electronegativity.swf(application/x-shockwave-flash Objeto)> (Garritz, et al, 2008; 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 (cisplatino/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 http://www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/extracts99/ronald_gillespie/ de 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 Compartidos Libres Distribución de electrones Geometría molecular Ejemplos* 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) b) c) d) e) Aprendizaje Materiales Duración Interés que despertó 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 Asimov, I. (1974). Asimov on Chemistry. New YorK : Doubleday & Company, p 123-136. Bauer, H. (1933). Historia de la Química. Barcelona: Labor, S. A. Bello, S. (2008). La búsqueda. Ideas previas en el nivel universitario, evolución y 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 Chemistry, New York: John Wiley & Sons. Cruz, D., Chamizo, J. A. y Garritz, A. (1986. Estructura atómica, un enfoque químico. México: Fondo Educativo Interamericano, p. 212-231. Electronegativity triangle.mht Flores, F. et al. (2002). http://ihm.ccadet.unam.mx/ideasprevias/ Última consulta 020811. Flores, F. y Gallegos, L. 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 constructivista para mejorar el aprendizaje en bachillerato y licenciatura. México: UNAM, p. 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. Gillespie, R. J. (1996). Bonding without orbitals. Education in Chemistry. 33(Julio), 103- 23 106. 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. Housecroft 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). Completar referencia del Cap. 5 del libro “Hacia el cambio conceptual…” Moore, F. J. (1953). Historia de la Química. México: Salvat Editores. Nelson, P. (1996). To be a molecule or not to be. Education in Chemistry, Septiembre, 129130. Rayner-Canham, G. (2000). Química Inorgánica Descriptiva. México: Pearson Educación. Shriver y Atkins Taber, K. S. (1994). Misunderstanding the ionic bond. Education in Chemistry, 31(4)100103. Taber, K. (2001). Shifting sands: A Case Study of Conceptual Development as Competition Between Alternative 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 QuímicaCCADET, UNAM. http://www.aci.uzh.ch/coord/aw.html Trabajo de Werner 230611 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. 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 1 2 3 4 ¿Soluble en agua? ¿Conduce en disolución? 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 132.7 801 Se quema Se descompone entre 800 y 1000°C15 ° Muestra 1 Muestra 2 Muestra 3 Muestra 4 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 Cloruro de sodio Oro Diamante Cobre Nitrato de potasio Dióxido de silicio Platino Carbonato de sodio Sulfato de cobre pentahidratado Yoduro de potasio Carburo de silicio Plata TEMPERATURA FUSIÓN (oC) DE 801 1,064 Aprox.4000 1,084 333 1,700 1,768 851 650 (se descompone) 677 Sublima a 2,700 970 ¿Conduce la Conduce en ¿Es soluble corriente en estado disolución en agua? 17 sólido? acuosa No Sí Sí Sí No ---No No ---Sí ---No No Sí Sí No No ---Sí No ---No Sí Sí No Sí Si No No Sí Sí No No Sí ------- 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 1 2 3 4 5 6 7 8 Cloruro de sodio Oro Cobre Nitrato de potasio Platino Plata Agua Carbonato de calcio 9 Sulfato de pentahidratado Urea 10 Cambio Cambios a nivel nanoscópico en el proceso de calentamiento Funde a 801 Funde a 1,064 Funde a 1,084 Funde a 333 Funde a 1,768 970 Hierve a 100 Se descompone entre 800 y 1000°C18 cobre 650 (se descompone) 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 1 Propiedades de Identificar propiedades algunas sustancias para vincularlas con necesidad de formular modelos de enlace 2 Propiedades de Vincular algunas sustancias comportamiento frente al calor para completar necesidad de formular modelos 3 Sustancias con p. f. Reconocer que el p.f. alto no es un parámetro adecuado para inferir el tipo de enlace 4 Interacciones débiles Explicar cambios a y fuertes nivel nanoscópico en los cambios de estado y en las reacciones químicas 5 Ser o no ser una Distinguir molécula moléculas cristales 6 Modelo del Octeto 7 Modelo RPECV 8 ¿Unidad del enlace? (Livage) 9 Modelo EV y Formato Presencial Presencial Mixto: Presencial y foro, blog o e-correo Mixto: Presencial y foro, blog o e-correo entre Foro, blog o esus correo Analizar fortalezas y debilidades del modelo, en su época y en la actualidad Comprender y predecir la geometría de moléculas y iones moleculares Reconocer naturaleza electrónica de todo tipo de interacción química Mixto: Presencial y foro, blog o e-correo Mixto: Presencial y foro, blog o e-correo Mixto: Presencial y foro, blog o e-correo Comprender y predecir Mixto: la estabilidad de Presencial y foro, moléculas y iones blog o e-correo moleculares