CAPÍTULO 6 - repensarlaquimica.files.wordpress.com · Distinguir el impacto de las interacciones...

El enlace químico: uno de los grandes logros del intelecto humano

Silvia Bello Garcés

CAPÍ

TULO

6

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PRESENTACIÓN

Hablar del desarrollo histórico del concepto de enlace es hablar del desarrollo de la Química, es abordar uno de los conceptos que ha trascendido los límites de la disciplina, para llegar al gran público. ¿Quién no se ha preguntado al-guna vez cómo está formada la materia y qué es lo que la mantiene unida? Las respuestas a esta pregunta abarcan una gama enorme, que comprende desde lo religioso hasta lo poético, desde lo científico hasta lo político. Pero todas ellas encierran la secreta esperanza de conocer la materia para transformarla, para dominarla y ponerla al servicio del ser humano, uniendo y desuniendo –como dioses– sus pequeños fragmentos para producir nuevas sustancias que sean capaces de proporcionar alivio al dolor, satisfacción al hambre y, en fin, la fuente de la eterna juventud.

El propósito de esta unidad didáctica es compartir la experiencia obtenida a lo largo de numerosos años de docencia en la Facultad de Química de la UNAM, con miras a apoyar a los docentes para el desarrollo del tema, brindando información y sugerencias de actividades que les faciliten la conducción de sus alumnos hacia la ela-boración y desarrollo de sus propios modelos, así como la comprensión y aplicación de los modelos científicos de enlace químico. Se ha diseñado para el nivel educativo de licenciatura y está orientada a la asignatura de nombre Química Inorgánica I.

UBICACIÓN DEL TEMA Y CONTENIDOS CURRICULARES

Química Inorgánica I (clave 1310, 9 créditos) forma parte del tronco común, es obligatoria para las cinco carre-ras1 que ofrece la Facultad de Química; sin embargo, no se considera propedéutica, pues en cuatro de las cinco carreras es el único curso de Química Inorgánica comprendido en el currículo. En la carrera de Química, además de esta visión panorámica de la disciplina, se incluyen otras cuatro asignaturas del área.2

} Objetivos de la asignatura

En el programa oficial de Química Inorgánica I se incluyen los siguientes objetivos:

� Estudiar la periodicidad química (propiedades físicas y químicas de los elementos) como función de la estructura atómica de los elementos químicos.

� Describir a la materia desde el punto de vista estructural y de reactividad química, empleando para ello los modelos de interacción que mejor expliquen las propiedades observables.

� Explicar el comportamiento de las sustancias a partir de principios químicos fundamentales.

� Usar todo lo anterior para adquirir y asimilar información sobre el comportamiento de sustancias inorgá-nicas comunes.

1 Ingeniería Química Metalúrgica, Ingeniería Química, Química, Química Farmacéutico-Biológica y Química de Alimentos.

2 Química del Estado Sólido, Química Covalente, Química de Coordinación y Organometálica.

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CONTENIDOS TEMÁTICOS

} Previos al tema en la asignatura

Los planes de estudio señalan seriación obligatoria con Estructura de la Materia y seriación sugerida con Quími-ca General II. De ellas, se requiere que el alumno comprenda los conceptos de:

� Elemento, compuesto y mezcla.

� Átomo, molécula e ion.

� Configuraciones electrónicas de átomos e iones, distinguiendo electrones del core y de valencia.

� Tabla periódica.

� Propiedades periódicas atómicas: radio atómico, energía de ionización y afinidad electrónica.

� Elementos de electricidad y conductividad eléctrica.

� Ley de Coulomb, expresiones cualitativa y cuantitativa.

Además, el alumno debe conocer los principios y aplicar las reglas de la nomenclatura química inorgánica; es muy importante que comprenda y pueda aplicar la Ley de Coulomb, así como los fundamentos de la conducti-vidad eléctrica.

} Propios del tema en la asignatura

En el programa oficial están indicados dentro de la unidad 2, Interacciones químicas, con los siguientes apartados:

2.1 Enlace covalente. Modelo de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV). Teoría de enlace valencia. Materiales moleculares y redes covalentes.

2.2 Enlace metálico. Redes metálicas.

2.3 Enlace iónico. Redes iónicas.

2.4 Fuerzas intermoleculares.

} Subsecuentes a la asignatura

El currículo de la carrera de Química marca seriación obligatoria con Química Inorgánica II (Coordinación), Química Inorgánica III (Covalente), Química Inorgánica IV (Estado Sólido) y Química Inorgánica V (Organome-tálica).

} Objetivos de la Unidad Didáctica (demanda de aprendizaje)

El alumno deberá:

� Comprender la necesidad de generar modelos3 en ciencia y, en particular, modelos de interacciones quí-micas (fuertes: enlace químico y débiles: fuerzas intermoleculares).

� Distinguir el impacto de las interacciones fuertes y débiles en las propiedades macroscópicas y nanoscó-picas de la materia.

3 Ver los capítulos 1 y 2 de esta obra.

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� Explicar la relación de las propiedades periódicas atómicas, con el tipo de interacción resultante de la unión de dos o más átomos.

� Comprender que las moléculas están formadas por “fragmentos” de átomos (cores) y no por los átomos mismos, como ocurriría en una mezcla.

� Comprender que no toda la materia está formada por moléculas; también hay sustancias constituidas por otras partículas, como iones (por ejemplo las sales) o átomos (como los metales).

� Clasificar materiales a partir de sus propiedades e inferir la naturaleza estructural de los mismos.

� A partir del conocimiento de propiedades de diversas sustancias y materiales, escoger el modelo de enlace más adecuado para explicar y predecir dichas propiedades.

� Aplicar los modelos de las interacciones para predecir propiedades de sustancias comunes.

ESTRUCTURA DE LA UNIDAD DIDÁCTICA

Introducción

Escribimos estas unidades didácticas dirigidas a los docentes, pensando en nuestros alumnos, sus intereses, ne-cesidades, concepciones alternativas, etc., y su preparación para el trabajo profesional y para la vida.

El enlace químico es un concepto estructural, fundamental en el estudio de la Química, que se revisa en los pro-gramas de esta disciplina en el bachillerato y en diversas asignaturas en licenciatura.

Sin embargo, es un concepto difícil por el alto nivel de abstracción que exige su comprensión cabal, por la com-plejidad propia del tema, porque la aplicación de este conocimiento no es obvia y, además, resulta irrelevante para quien desconoce las propiedades de los materiales. Al desconocerlas, no se cae en la cuenta de la necesidad del ser humano de generar modelos, para explicar esa parte de la realidad y desarrollar recursos para transfor-marla.

Frecuentemente, se confunden los modelos de enlace con la realidad; por ejemplo, muchas veces se oye decir que el metano es tetraédrico porque el carbono tiene hibridación sp3. Y en muy pocas ocasiones se hace referen-cia al trabajo experimental que realizaron Werner y sus alumnos, en el siglo XIX que, cuando aún no se conocía al electrón como partícula, y mucho menos, la dualidad onda-partícula de la materia, los llevó a concluir que la molécula de metano debe ser tetraédrica, porque sólo se conoce un derivado disustituido.

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Figura 1. Alfred Werner (1866-1919). Ganador del Premio Nobel de Química en 1913, por su contribución a la elucidación del concepto de enlace químico, cuyo trabajo inició con su tesis doctoral alrededor de 1890.4

Los alumnos elaboran sus propias concepciones, alrededor de los conceptos que aprenden, que frecuentemente se alejan de las concepciones científicas (Taber, 1994, 2001; Kind, 2004; Bello, 2008), y no siempre son abordadas de forma adecuada en el currículo para construir concepcio-nes más cercanas a las de la comunidad científica. Los in-vestigadores las llaman concepciones alternativas o ideas previas de los estudiantes, y se piensa que es fundamental abordarlas explícitamente en el aula (Flores y Gallegos, 2008; Strike y Posner, 1985; Mortimer, 1995; Vosniadou, 1994; García Franco, 2007). En el proceso docente se considera fundamental conocer lo que el alumno ya sabe del tema, o cree que sabe, y cómo se lo explica a sí mismo, en sus propias palabras.

Esta propuesta parte del trabajo activo de los estudiantes para conocer las propiedades de algunas sustancias, que los lleve a elaborar sus propios modelos (explicaciones), para después discutirlos, negociarlos5 con otros compañeros y, finalmente, confrontarlos con versiones someras y breves de los modelos científicos, a que se ha hecho referencia en la temática del programa oficial de la asignatura. Por limitaciones de espacio y tiempo, esta propuesta se refiere únicamente a los puntos 2.1 y 2.4 de los contenidos temáticos del curso de Química Inorgánica I.

Sobre las concepciones alternativas

Las ideas previas o concepciones alternativas son construcciones personales que utilizamos para comprender los fenómenos que observamos y los conceptos que aprendemos, para movernos en el ambiente físico y social que nos rodea. Conocemos el mundo a través del filtro impuesto por nuestras ideas y expectativas. Comprender algo, implica activar una idea o conocimiento previo para organizar esa situación y darle sentido.

Originalmente, se pensó que las concepciones alternativas eran siempre incorrectas, y se les llamaba errores conceptuales o misconceptions, en inglés. Hoy se sabe que algunas son efectivamente incorrectas, pero otras son correctas y pueden ser incompletas o mal aplicadas. Algunas guardan cierta similitud con concepciones que sostenía la comunidad científica en otras épocas (por ejemplo, la oxidación es una reacción con el oxígeno).

El aprendizaje de la ciencia tiene como propósito promover el proceso de acercamiento de las concepciones alternativas hacia concepciones más amplias y profundas, que son aceptadas por la comunidad científica.

4 http://www.biografiasyvidas.com/biografia/w/werner_alfred.htm. Última consulta 26 de enero de 2016.

5 Modificar, enriquecer o abandonar las concepciones alternativas propias.

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Si no se sabe lo que piensan los alumnos y por qué opinan así, se tendrán escasas posibilidades de ejercer un impacto en sus concepciones con la enseñanza.

En la Facultad de Química se han realizado diversas investigaciones longitudinales sobre las concepciones alter-nativas de los estudiantes, relacionadas con el concepto de enlace, trabajando con alumnos de primero a noveno semestre, de distintas carreras (García, 2004; Herrera-Hernández, 2005; Velázquez, 2006; Bello et al., 2008).

En la Tabla 6.I se presentan algunas de las principales concepciones alternativas encontradas en alumnos de la Facultad de Química, relacionadas con las interacciones químicas. Como puede verse, hay concepciones erró-neas, otras incompletas y algunas coincidentes con las de los científicos.

Tabla 6.I Concepciones alternativas sobre enlace químico encontradas en alumnos de la Facultad de Química.

Todos los compuestos covalentes son insolubles en agua y tienen bajo punto de fusión.

Todos los compuestos iónicos son solubles en agua y tienen altos puntos de fusión.

Lo semejante disuelve a lo semejante.

Se desprende energía cuando se rompe un enlace químico.

Se absorbe energía para formar un enlace químico.

El enlace covalente es más débil que el iónico.

Los compuestos iónicos están formados por moléculas iónicas.

Los enlaces covalentes o iónicos se rompen cuando una sustancia cambia de estado.

En un enlace covalente, los electrones se encuentran más cerca del elemento más electronegativo.

La carga iónica determina la polaridad del enlace.

Los pares de electrones no enlazantes influyen en la posición de los pares compartidos y determinan la polaridad del enlace.

El átomo más grande es el que ejerce el mayor control sobre el par de electrones compartidos.

Las moléculas no simétricas con enlaces polares son polares.

Una molécula es polar porque tiene enlaces polares.

Moléculas del tipo OF2 (difluoruro de oxígeno) son polares porque los electrones no enlazantes del oxígeno

forman una carga parcial negativa.

Toda molécula de tipo AB3 es triangular plana y toda molécula o ion de tipo AB

4 es tetraédrica

El tetracloruro de carbono es tetraédrico porque tiene hibridación sp3

En la reacción de zinc con ácido clorhídrico se desprende un gas formado por H+

Los iones son idénticos a los átomos de los que provienen; es decir Na L Na+; Cl L Cl-

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En la Tabla 6.II se resume una interpretación de resultados y se vinculan las concepciones alternativas de los estudiantes con el tópico de referencia y los esquemas representacionales6 de los alumnos.

Tabla 6.II Esquemas representacionales de los estudiantes, relacionados con el concepto de enlace químico.

Tópico de referencia Esquema representacional

Unificación del enlaceVisión segmentada y superficial del enlace: “la unidad del enlace se pierde en la diversidad de sus manifestaciones” (Livage, 1981).

Estructura de un metal (Al)“Todo está formado por moléculas”; se desconoce la existencia de enlaces omnidireccionales y de otras formas de organización de las partículas (cristales).

Transferencia de propiedades macroscópicas a la escala nanoscópica.

Estructura de un no metal sólido (grafito)

Estructura de un compuesto iónico (NaCl)

Estructura de un gas (H2) Concepción deficiente y confusa de molécula.

Fuerzas intra-intermoleculares/ propiedades

Confusión entre diversos tipos de interacciones.Propiedades/enlace

Modalidades de enlace

Al comparar los resultados de nuestras investigaciones con otros datos publicados (Kind, 2004; Taber, 2001) se observa cierta madurez en los estudiantes de la Facultad de Química respecto a otros alumnos, porque en sus respuestas han eliminado algunos términos primitivos o antropomórficos. No obstante, se pueden identificar ciertos esquemas representacionales, que persisten a pesar de la instrucción (Tabla 6.II). Así, se ve que para los estudiantes no es claro el papel que juegan los electrones (y los orbitales) en la formación del enlace químico. Llama la atención que alumnos de este ciclo escolar sigan considerando que los átomos mantienen su identidad aun después de formar moléculas; lo que parece indicar que siguen sin distinguir las mezclas, los elementos y los compuestos.

Para profundizar en el estudio de las concepciones alternativas de estudiantes de este ciclo escolar, se reco-mienda revisar las referencias relacionadas con las investigaciones realizadas en la propia Facultad, arriba men-cionadas. En ellas se podrán encontrar, además, técnicas y herramientas para explorarlas, tales como sondeo en la clase en que se abordará el tópico, cuestionarios, representaciones teatrales, realización de experimentos a cargo del docente (Montagut et al., 2008), lecturas, videos, etc., e interpretación de todo ello por parte de los estudiantes.

6 Los esquemas representacionales pueden considerarse como el marco teórico de conjuntos de concepciones alternativas relacionadas entre sí.

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Es importante hacer notar que, al igual que muchos autores (Vosniadou, 1994; Kind, 2004), podemos consi-derar que la mayoría de las concepciones alternativas relacionadas con el concepto de enlace químico, tiene un origen escolar. Es decir, son construcciones que los individuos elaboran a partir de información obtenida en las aulas y del contacto con libros, videos y materiales didácticos.

Cabe aquí mencionar que es fundamental que el clima de la clase permita la libre expresión de las ideas de los es-tudiantes, sin estigmatizar o ridiculizar a quienes manifiesten puntos de vista muy alejados de las concepciones aceptadas por la comunidad científica y evitando discusiones intolerantes y agresivas entre los participantes.

Son tan numerosas y diversas las concepciones alternativas de los estudiantes (y muchas veces encontradas también en libros y otros materiales didácticos) que no se alcanzarán a abordar todas en esta unidad didáctica; únicamente se han seleccionado algunas, con la intención de mostrar la propuesta didáctica que aquí se expone.

DESARROLLO DE CONTENIDOS CIENTÍFICOS (ESTRATEGIAS DIDÁCTICAS)

Se considera muy importante que, antes de que el docente o los alumnos expongan los modelos de enlace quí-mico que deben abordarse en el curso, siguiendo el programa, se realice una exploración de las concepciones alternativas de los estudiantes y de sus conocimientos previos.7 Para ello, se propone la realización de las activi-dades 1, 2 y 3. La 1 y la 2 deberán realizarse en forma presencial, en el aula; mientras que la 3 se puede llevar a cabo en forma mixta, iniciándola en el aula, completando la discusión en forma presencial o a través de medios electrónicos y obtener las conclusiones en el salón de clase.

7 Conocimientos adquiridos en cursos anteriores o simultáneos. Aquí se consideran como los requisitos académicos necesarios para aprender un concepto. Es importante mencionar que otros autores manejan los términos concepciones alternativas y conocimientos previos como sinónimos.

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Actividad 1. Propiedades de algunas sustancias

El propósito de esta actividad es múltiple. Por un lado se trata de conducir a los alumnos a visualizar la necesidad del ser humano de elaborar explicaciones respecto a los fenómenos que observa; es decir, elaborar modelos. Por otra parte, esta actividad se puede usar para explorar tanto las concepciones alternativas de los estudiantes como el dominio que tienen de los conocimientos previos, que constituyen un requisito para abordar el tema que nos ocupa.

1. El docente realiza una experiencia de cátedra utilizando cuatro sustancias blancas y cristalinas, que nume-rará como 1, 2, 3 y 4, sin decir a los alumnos que se trata de 1) urea, 2) cloruro de sodio, 3) azúcar blanco y 4) carbonato de calcio. Distribuye entre los alumnos pequeñas muestras de las sustancias 1, 2, 3 y 4, para que las observen. Pide a los estudiantes que describan las características de las sustancias que ob-servan. Es frecuente que ellos traten de adivinar los nombres de las sustancias, en vez de describir cómo las ven; pero el docente debe insistir en que en esta etapa no pretendemos eso, lo que queremos es notar en qué se parecen y en qué se distinguen macroscópicamente.

2. Más adelante pregunta a los estudiantes qué piensan que ocurrirá al poner en contacto las sustancias con agua. Al partir de la idea de que “el agua es el disolvente universal”, la mayoría dirá que se disolverán todas. Al poner en contacto cada una de las muestras con agua deionizada, pide a los alumnos que observen si se disuelven las muestras, que las clasifiquen, en función de su solubilidad, y que comparen sus predicciones con lo observado.

3. Mide la conductividad del agua deionizada8 y hace notar a los estudiantes que no conduce. Toma las disoluciones de las muestras que se disolvieron y la mezcla de agua/CaCO

3, y pide a los alumnos que

hagan predicciones respecto a la conductividad eléctrica de las mismas. Procede a medirla y propone a los estudiantes que hagan una nueva clasificación, considerando ahora los parámetros de solubilidad y conductividad.

4. Con la información y la clasificación obtenidas, los alumnos elaborarán individualmente sus propios mo-delos, para explicar el comportamiento de las diferentes sustancias.

Como los alumnos ya han cursado Estructura de la Materia y Química General I seguramente clasificarán al clo-ruro de sodio (muestra 2) como iónico; a las muestras 1 (urea) y 3 (azúcar) como covalentes. Es muy probable que también clasifiquen al carbonato de calcio como covalente, dado que resulta insoluble en agua y dirán que no conduce en disolución, sin tomar en cuenta que no se ha disuelto.

Es importante que el docente haga hincapié en que en ciencia no se pueden sacar conclusiones con información insuficiente. Si no se disolvió en agua, NO PODEMOS DECIR que no conduce en disolución, puesto que ésta no se formó.

Seguramente muchos alumnos hablarán de iones y “moléculas iónicas”. En ese momento el docente puede pro-mover una discusión al respecto, sin llegar a una conclusión, dejando planteada la pregunta ¿existen moléculas iónicas? La pregunta se abordará más adelante, cuando el estudiante cuente con mayor información y haya reflexionado más profundamente sobre la naturaleza de las partículas que forman las sustancias y sus interac-ciones.

Conviene que no se asigne una calificación numérica a esta Actividad 1, para evitar la distorsión del ejercicio. En todo caso, se puede registrar solamente la realización o no del mismo.

8 Es necesario usar agua deionizada para asegurarse de que no conduce la corriente eléctrica, aunque frecuentemente basta con emplear agua bidestilada.

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Actividad 2. Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

Con esta actividad se pretende trabajar sobre la concepción alternativa que considera que los puntos de fusión altos son un parámetro unívoco, para clasificar a las sustancias como iónicas. A la vez, se profundiza en la gene-ración y función de los modelos.

1. El profesor proporciona a los alumnos la Tabla 6.III con los puntos de fusión y comportamientos frente al calor de las sustancias 1-4, aún sin identificarlas.

Tabla 6.III Punto de fusión y comportamiento de algunas sustancias frente al calor.

Sustancia Solubilidad en agua Conductividad en disolución Comportamiento frente al calor

1 (Urea) Sí NoFunde a 132.7°C. A mayor temperatura se quema

2 (NaCl) Sí Sí Funde a 801°C

3 (Azúcar) Sí No Se quema

4 (CaCO3) No --- Se descompone a 1170°C

Pide que analicen los datos en pequeños equipos y discutan los modelos que elaboraron en la Actividad 1, y la cotejen con esta nueva información. A muchos alumnos les sorprenderá el alto punto de descomposición del carbonato de calcio ya que, al no ser soluble en agua, lo habrán clasificado como covalente.

Finalmente, el docente identifica a las muestras 1-4 como urea, cloruro de sodio, azúcar blanco y carbonato de calcio, respectivamente, para que los alumnos contrasten su clasificación y sus modelos con la realidad. Deberá destacar la complejidad de la elaboración de modelos amplios y profundos y la enorme importancia que tiene la experimentación en su formulación.

En una gran mayoría de los textos que abordan las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes, se mencionan entre las propiedades infalibles de los iónicos la solubilidad en agua, los altos puntos de fusión y la conductividad en estado fundido o en disolución. En contraste, se marcan como propiedades –también infali-bles– de los covalentes la insolubilidad en agua y los bajos puntos de fusión. De modo que la experiencia con las actividades 1 y 2 puede funcionar como promotor del “conflicto cognitivo”9 (Strike y Posner, 1985).

Con el fin de complementar la función de los parámetros que se han usado en la construcción de modelos de enlace, se realiza la Actividad 3. Ésta funcionará, además, como una respuesta al “conflicto cognitivo” generado en las actividades 1 y 2.

9 El “conflicto cognitivo” es el proceso en el que se confronta una idea previa con información que resulta inexplicable al usarla, con miras a cuestionar y, eventualmente, modificar la concepción alternativa.

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Actividad 3. Sustancias con punto de fusión alto

El docente lleva al aula muestras de algunas de las sustancias contenidas en la Tabla 6.IV; pide a los alumnos que formen equipos, y les propone que observen cuidadosamente las muestras y sugieran el tipo de interacción química que se dará en cada caso. Para que se profundice en las propuestas, es conveniente que los alumnos realicen esta actividad como tarea y, se continúe el análisis en el aula, o por medios electrónicos. En la siguiente sesión se proporciona al grupo la Tabla 6.IV, se solicita a los estudiantes que analicen los datos contenidos en ella y cotejen su propuesta de interacciones.

En el material para el alumno (ver Actividad 3), se han incluido algunas preguntas que los conducirán a elaborar mejores modelos. Es importante que el docente revise cuidadosamente las respuestas y los dibujos elaborados por los alumnos. Asimismo, deberá hacer hincapié en que la información con la que se contaba en los siglos XIX y primera mitad del XX, condujo a la elaboración de diferentes y excluyentes modelos de enlace químico, para diferentes tipos de sustancias.

Tabla 6.IV Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada.10

SustanciaTemperatura de

fusión (oC)

¿Conduce la corriente en estado

sólido?11

¿Es soluble en agua?

¿Conduce en disolución acuosa?

Cloruro de sodio 801 No Sí Sí

Oro 1,064 Sí No ---

Diamante Aprox. 4000 No No ---

Cobre 1,084 Sí No ---

Nitrato de potasio 333 No Sí Sí

Dióxido de silicio 1,700 No No ---

Platino 1,768 Sí No ---

Carbonato de sodio 851 No Sí Sí

Sulfato de cobre pentahidratado

650 (se descompone)

No Sí Sí

Yoduro de potasio 677 No Sí Sí

Carburo de silicio Sublima a 2,700 No No ---

Plata 970 Sí No ---

11

10 Sosa et al., 2008. Ver referencias.

11 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.

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Actividad 4. Interacciones débiles y fuertes

El objetivo de esta actividad es comprender los cambios que ocurren, a nivel nanoscópico, en los cambios de estado y en las reacciones químicas, con el fin de abordar la concepción alternativa que supone el rompimiento de enlaces químicos (iónicos, covalentes o metálicos) al modificar el estado de agregación de una sustancia.

Para ello, el docente hace uso de la Tabla 6.V, tal como se presenta en el material para los alumnos (Tabla 6.4), es decir, sin las respuestas de la última columna, en la que se anota la interpretación nanoscópica del fenómeno (como se muestra aquí). Pide a los equipos de alumnos que expliquen en sus propias palabras qué ocurre a nivel nanoscópico cuando se somete cada una de las muestras a la acción del calor.

Tabla 6.V Procesos que ocurren en algunas sustancias por acción del calor.

Núm. Sustancia Cambio Cambios a nivel nanoscópico en el proceso de calentamiento

1 Cloruro de sodio Funde a 801°C Se alejan los iones entre sí

Pero NO se rompen los enlaces químicos (iónicos, covalentes, ni metálicos)

2 Oro Funde a 1064°C Se alejan los átomos entre sí

3 Cobre Funde a 1084°C Se alejan los átomos entre sí

4 Nitrato de potasio Funde a 333°C Se alejan los iones entre sí

5 Platino Funde a 1768°C Se alejan los átomos entre sí

6 Plata Funde a 970°C Se alejan los átomos entre sí

7 Agua Hierve a 100°C Se alejan las moléculas entre sí

8Carbonato de calcio

Se descompone a 1170°C

Se desprende un gasSe rompen unos enlaces químicos y, al mismo tiempo, se forman nuevos enlaces

9Sulfato de cobre pentahidratado

650°C (se descompone)

Se desprende agua y cambia de color azul a blanco

10 UreaFunde a 132.7°C; a mayor temperatura se quema

Hay una reacción de oxidación (combustión)

Es probable que numerosos equipos propongan que al cambiar el estado de agregación se rompan los enlaces químicos y que, como consecuencia, se desprenda gran cantidad de calor. Por otra parte, habrá también algu-nos que no identifiquen los cambios químicos que ocurren en el carbonato de calcio, en la urea [CO(NH

2)

2], al

quemarse, y en el sulfato de cobre pentahidratado:

CaCO3 (s)

→ CaO(s)

+ CO2 (g)

Z

2CO(NH2)

2(s) + 3O

2(g) → 2CO2 (g)

+ 2N2(g)

Z + 4H2O

(g) Z

[Cu(H2O)

4]SO

4.H

2O → CuSO

4 (s) + 5H

2O

(g) Z

Es función del docente proporcionar mayor información para explicar las diferencias que ocurren entre el grupo de fenómenos 1 a 7 y el grupo constituido por 8, 9 y 10, de la tabla anterior. Es importante hacer notar que en el primer grupo (1 a 7) se debilitan las atracciones entre átomos o moléculas, porque se alejan entre sí, pero NO se rompen los enlaces propiamente dichos. En cambio, en el segundo grupo (8 a 10) se están rompiendo unos enlaces al mismo tiempo que se van formando otros nuevos. El rompimiento de estos enlaces ocurre por acción del calor suministrado.

161


Para abundar en la interpretación de lo ocurrido en el primer grupo de sustancias (1 a 7), puede usar, por ejemplo, el caso del agua –que se evapora a cualquier temperatura– y a presión de 1 atmósfera hierve a 100°C; pero para separar los gases hidrógeno y oxígeno se requieren temperaturas de alrededor de 600°C. También se puede analizar una curva de Morse-Condon (Figura 2) para la formación de moléculas diatómicas de H

2.

H2

r/Αo

Ener

gía

Pote

ncia

l/kJ

mol

-1

FIGURA 2Figura 2. Curva de Morse-Condon para la formación de un mol de moléculas diatómicas de H2. Obsérvese que

a distancia infinita la energía potencial de los átomos aislados es cero, mientras que es mucho menor cuan-do los átomos forman moléculas; es decir, se desprende energía al formar el enlace. En cambio, si se desea romper el enlace es necesario suministrar energía.

Tabla 6.VI Energías de enlace12 en kJmol-1.

Sustancia Enlace Energía que se desprende al formar el enlace

H2

H-H 436

O2

O=O 49413

N2 N≡N 944.7

CH3 - CH

3C-C 350

H2N - NH

2N-N 160

H-O-O-H O-O 140

12

13

12 Cotton, A. y Wilkinson, G. (1999). Ver referencias.

13 Rayner-Canham (2000). Ver referencias.

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El análisis de la información contenida en las tablas 6.V y 6.VI es también un recurso adecuado para abordar la concepción alternativa que supone que se desprende energía cuando se rompen los enlaces químicos. Hacer no-tar a los estudiantes las altas temperaturas que se requieren para romper enlaces químicos (Tabla 6.V), puede llevarlos a comprender que al formar el enlace se desprendió gran cantidad de energía (Tabla 6.VI) y de allí, a visualizar la fortaleza del enlace.

En los casos 8, 9 y 10, se observa el desprendimiento de gases, lo cual indica que se están llevando a cabo cam-bios químicos; es decir, en ellos sí se están rompiendo unos enlaces y se forman otros. Es importante hacer notar que se ha requerido elevar la temperatura para que se lleven a cabo estas reacciones. Para explicarlos conviene revisar el Capítulo 3, Unidad didáctica sobre reacción química, y también ver en el Capítulo 1 la sección sobre historia de la reacción química, en esta misma obra.

Con esta información será importante retomar la pregunta que quedó planteada en la Actividad 1: ¿existen moléculas iónicas? Para ello propondrá la realización de la Actividad 5.

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Actividad 5. Ser o no ser una molécula

El docente solicitará a los alumnos la lectura individual del artículo de Nelson (1996) y la respuesta a las siguien-tes preguntas:

1. ¿Cómo defines el término molécula?

2. ¿Cuál es la diferencia entre molécula y red cristalina?

3. ¿Las sustancias covalentes pueden formar cristales?

4. ¿Cómo puedes saber si una sustancia cristalina es iónica o covalente?

5. ¿Existen moléculas iónicas?

6. ¿Qué modelos de enlace propones para explicar la estructura nanoscópica de las sustancias 4, 8 y 9 y de las 7 y 10 de la Tabla 6.V?

Las respuestas a estas preguntas pueden analizarse y discutirse por medios electrónicos. En la siguiente sesión presencial, el profesor escoge aleatoriamente a 3 o 4 alumnos, de equipos diferentes para analizar y concluir en el pleno del grupo las respuestas a estas preguntas. Sosa et al. (2008) han hecho una importante contribución didáctica para orientar la discusión y dar respuesta a estas preguntas. Se debe también destacar el hecho de que una molécula es una entidad discreta, formada por un número específico y finito de átomos y si se quita uno solo de ellos, la molécula deja de ser lo que era. Una molécula de agua (H

2O) está constituida por dos átomos

de hidrógeno y uno de oxígeno, en posiciones relativas fijas. Si se le quita uno solo de los átomos de hidrógeno, la fórmula cambia y deja de representar al agua, para convertirse en OH e H, o si se separa un ion hidrógeno se convierte en H+ y OH-. Por el contrario, si se le agrega un átomo de oxígeno, la fórmula se convierte en H

2O

2

pero esta fórmula representa otra sustancia, con propiedades diferentes a las del agua.

En cambio un cristal, al ser un arreglo tridimensional, periódico de átomos, iones o moléculas, está formado por un número indeterminado de estas entidades y se puede partir, pero los trozos obtenidos siguen teniendo las mismas propiedades intensivas que el ejemplar de origen.

Esta actividad también se puede aprovechar para abordar la concepción alternativa que dice: “La carga iónica determina la polaridad del enlace”, haciendo notar que cuando hay cargas iónicas ya no se habla de polaridad en el enlace. En este caso ya no sólo se trata de una distribución heterogénea de la densidad electrónica, como en una molécula polar; sino predominantemente de una transferencia de electrones.

Tras el análisis y discusión de las interacciones propuestas por los estudiantes, el docente expondrá modelos de interacciones químicas: débiles: fuerzas intermoleculares, y fuertes: enlace químico propiamente dicho.

Para ello se propone iniciar con una rápida revisión de la construcción histórica del concepto de enlace químico. Cabe destacar que aquí no se presentan los diversos modelos en orden cronológico, porque se propone abor-darlos en el curso en orden de complejidad (demanda cognitiva) creciente.

EVOLUCIÓN HISTÓRICA DEL CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

En el programa de la asignatura, no se ha planteado como tal el estudio de la evolución histórica del concepto que nos ocupa. No obstante, consideramos de suma importancia que, aunque sea someramente, se revise la formación y desarrollo de este concepto. Por un lado, pensamos que esto fortalecerá la comprensión del con-cepto mismo y ayudará a los estudiantes a comprender la naturaleza y desarrollo de la ciencia como empresa humana, sujeta a cuestiones ideológicas, históricas, sociales y tecnológicas. Por otra parte, ayudará al docente a

164


identificar algunas similitudes de las ideas previas o concepciones alternativas de los alumnos con concepciones aceptadas por la comunidad científica en otras épocas.

La historia del concepto de enlace está tan íntimamente ligada al desarrollo de la Química, que el surgimiento de sus propias ramas: la Orgánica y la Inorgánica, la Química de Coordinación y la Organometálica; sus áreas y aplicaciones –bélicas y pacíficas– han estado determinadas por los diversos estadíos de este concepto. No menos importante es el hecho de que al menos tres premios Nobel de Química se han otorgado a destacados investigadores: Werner en 1913, Langmuir en 1932 y Pauling en 1954, por sus contribuciones a la construcción científica de este concepto.

Como consecuencia, se dificulta la selección de las aportaciones más relevantes, por la enorme cantidad de información que existe al respecto (Asimov, 1974; Bauer, 1933; Cruz et al., 1986; Ihde, 1964; Moore, 1953, Thorpe, 1911).

Lo que salta a la vista es la gran relevancia que ha tenido la EXPERIMENTACIÓN en la construcción y desarrollo de este concepto. Ya mencionamos anteriormente la aportación de Werner y sus estudiantes en la elucidación de la geometría molecular del metano y, cabe destacar la elucidación que también realizaron de la estructura cuadrada del diclorodiaminoplatino(II) [Pt(NH

3)

2Cl

2] al reconocer la existencia de los isómeros cis y trans en

1893.14 Más tarde se supo que solo el cis tiene actividad antineoplásica.

No se puede dejar de lado que la interpretación de los fenómenos observados por los científicos en cada época, está íntimamente ligada a la teoría (creencias, concepciones alternativas, etc.) de la que se parte. Asimismo, la tecnología está estrechamente vinculada con la ciencia y su desarrollo ha orientado la naturaleza de los mode-los diseñados en cada época. No es lo mismo contar con una balanza -como lo hicieran Lavoisier y Marie Anne Pierret, su esposa- que contar con recursos espectroscópicos más o menos sofisticados, como ocurrió a fines del siglo XIX y durante el siglo XX.

También vale la pena considerar el hecho de que los primeros modelos fueron elaborados por individuos más o menos aislados; mientras que los más avanzados requirieron de la participación de grupos de investigadores y, en muchos casos, de involucrar instituciones.

En esta unidad didáctica se intenta clasificar los modelos elaborados a lo largo de la historia de este concepto, intento por demás difícil –y un tanto arbitrario– en virtud de que algunos modelos caben en más de una cate-goría, algunas categorías se traslapan y sólo se toman en cuenta los rasgos más relevantes de los modelos que se usarán en un curso introductorio de Química Inorgánica.

Entonces, en el desarrollo histórico que aquí se resume, se abordarán:

� Modelos previos al conocimiento del electrón, basados en una concepción intuitiva del átomo,

� Modelos que llamaremos “químicos”,

� Modelos electrónicos y

� Modelos cuánticos.

14 http://itech.dickinson.edu/chemistry/?tag=matthew-guss. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Modelos de enlace químico que se han usado históricamente

CLASE DE MODELO CARACTERÍSTICAS AUTORES

Previos al conocimiento del electrón

Antropomórfico

Empédocles, siglo V a.N.E. Glauber, siglo XVII

Guyton de Morveau (siglo XVIII) Berthollet (1748-1822)

MecánicoLeucipo y Demócrito,

siglos V y VI a.N.E. Lemery, 1718

“Químicos”

Concepto de afinidadGuyton de Morveau (siglo XVIII)

Berthollet 1848-1822

Concepción eléctrica del átomoDavy, 1748-1829

Berzelius, 1779-1848 Werner, 1866-1919

Modelos Electrónicos

El electrón partícula con carga Octeto de Lewis, 1916

El electrón partícula con carga negativa y spin

Gillespie y Nyholm, 1957 RPECV

Modelos cuánticos

El electrón dual: onda- partículaPauling y Slater, 1931

Enlace valencia

El electrón dual: onda- partículaHund, 1928 y Mulliken, 1932

Orbital molecular

MODELOS PREVIOS AL CONOCIMIENTO DEL ELECTRÓN, BASADOS EN UNA CONCEPCIÓN INTUITIVA DEL ÁTOMO:

Antropomórfico: Empédocles (495-435 a.N.E.) propuso que las partículas se unen o se separan en fun-ción de odios o amores entre ellas, y Glauber, en el siglo XVII retomó la idea. Así pues, no es extraño que muchos de los modelos que elaboran los alumnos para explicar la reacción química, el enlace, la termoquí-mica, etc., se sustenten en esta idea.

Guyton de Morveau (siglo XVIII) y Berthollet (1748-1822), cuyas contribuciones se mencionan también más adelante, plantearon sus modelos de afinidad con bases un tanto antropomórficas, ya que conside-raban que unas sustancias tienen en cierto modo un “apego por otras”; pero el modelo de Berthollet ya tenía una orientación cuantitativa.

Mecánico: Leucipo y Demócrito (siglos V y IV a.N.E.) propusieron la existencia de poros y picos en las par-tículas, penetrando éstos en aquéllos. Lemery (1718) revivió estas ideas proponiendo que la formación de una combinación [química] tiene lugar entre un cuerpo provisto de ojales (loops) y otro que tenga ganchos (algo semejante a lo que hoy conocemos como “velcro”).

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MODELOS “QUÍMICOS”

Concepto de afinidad: Guyton de Morveau (siglo XVIII, contemporáneo de Lavoisier) propuso que dos o más cuerpos se unen, a causa de la afinidad química, para dar lugar a un nuevo cuerpo cuyas propieda-des son completamente diferentes de los que le dieron origen. Berthollet (1748-1822) desarrolló más ampliamente el concepto de afinidad, en el siglo XVIII (véase la sección histórica en el Capítulo 1 de esta obra.

Basados en una concepción eléctrica del átomo:

Davy (1778-1829), maestro de Faraday, propuso que cuando dos átomos de dos sustancias se aproxi-man, toman cargas eléctricas opuestas y, finalmente acaban por unirse cuando las han neutralizado recí-procamente.

Berzelius (1779-1848) consideró un sistema dualista en el que toda sustancia está formada por una “par-tícula” con carga positiva y otra con carga negativa, que neutraliza a la primera. Así el metano (CH

4) es-

taría constituido por H+ y CH3

-. Su propuesta manifiesta su profunda intuición sobre el enlace químico, al incorporar interacciones electrostáticas en el mismo, que hoy día constituyen la esencia de este concepto. Sin embargo, esto no dio cabida a explicar el hecho de que no siempre se forman iones. Cabe recalcar que en su época no se conocía la estructura electrónica del átomo, con un núcleo con carga positiva y electrones con carga negativa.

Werner (1866-1919) se basa en su conocimiento y dominio de la conductividad eléctrica y de la electró-lisis15 y en el reconocimiento de que las relaciones entre las especies que constituyen un compuesto pue-den ser diferentes, aunque se trate de las mismas especies,16 para proponer la existencia de una valencia primaria y una secundaria. Hoy conocemos la primaria como iónica y la secundaria como covalente.

MODELOS ELECTRÓNICOS:

} Modelo del octeto de Lewis-Langmuir

En 1916, Lewis –conociendo el modelo atómico de Bohr y considerando al electrón como partícula con carga negativa– propuso uno de los más grandes logros en la construcción del concepto de enlace químico: un par de electrones forma un enlace, concepción que sigue vigente en la actualidad y es común en los muchos modelos de enlace químico que han surgido posteriormente.

Más adelante, Langmuir se le unió y promovió esta propuesta, con tanto entusiasmo, que le valdría la obtención del Premio Nobel en 1932.

El conocimiento químico de Lewis le permitió reconocer especies particularmente estables, como los iones de los metales alcalinos y los halogenuros. Con ello, construyó el modelo del octeto que, independientemente de las nu-merosas excepciones y sin la posibilidad de explicar la no repulsión de los electrones al formar pares, sigue siendo una de las mejores herramientas para entender el enlace en nuestros días y, a partir de éste, construir otros modelos más sofisticados.17

Es importante hacer hincapié en el aspecto energético de la formación electrónica del enlace y evitar enuncia-dos antropomórficos como “los átomos quieren, buscan, etc., completar su octeto”.

15 De allí la importancia de que los estudiantes tengan nociones de electricidad, conductividad eléctrica y conozcan las expresio-nes cualitativa y cuantitativa de la ley de Coulomb.

16 Por ejemplo entre el Cl- y el Co3+ en los cloruros de cobalto [Co(NH3)

3Cl

3] y [Co(NH

3)

4Cl

2]Cl.

17 http://www.chem1.com/acad/webtext/chembond/cb03.html#SEC1. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Actividad 6. Aplicaciones del modelo del octeto (Lewis, 1916)

Proponga a los alumnos que contesten las siguientes preguntas:

1. Sugiere una razón para explicar por qué los átomos unidos en un enlace, frecuentemente, presentan con-figuraciones electrónicas de gas noble.

2. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del segundo período (Li- F) de la tabla periódica.

3. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del tercer período (Na al Cl) de la tabla periódica.

4. Identifica los ácidos y las bases de Lewis entre los fluoruros de los incisos anteriores.

5. ¿Cuál es el ámbito de aplicabilidad de la regla del octeto? ¿En qué casos se rompe la regla?

6. Escribe las estructuras de Lewis de los iones carbonato (CO3

2-), nitrato (NO3

1-) y sulfato (SO4

2-).

Una dificultad que hemos encontrado entre los estudiantes, para escribir las fórmulas de Lewis, es el hecho de que les cuesta mucho trabajo definir cuál es el átomo central. Frecuentemente consideran que debe ser el más electronegativo; pero no se percatan de cuántos enlaces puede formar ese átomo. Por ejemplo, en el pentafluo-ruro de fósforo (PF

5); el F es ciertamente más electronegativo que el fósforo; pero solamente puede formar un

enlace, cuestión que hoy explicamos porque solo tiene un electrón desapareado. Además, en esa molécula hay 5 átomos de F, ¿cuál escogeríamos como átomo central? Entonces el átomo central debe ser aquel que pueda formar el mayor número de enlaces, y que se encuentre en menor número en la fórmula.

Figura 3. Irving Langmuir & Gilbert Newton Lewis, en un globo.18

18 http://www.minerva.unito.it/humor/Langmuir%20&%20Lewis.htm. Última consulta 21 de mayo de 2016.

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Este último ejercicio da pie para introducir el concepto de resonancia, partiendo de la información experimental, que nos indica que los enlaces sencillos son más largos que los dobles; sin embargo, en las estructuras de los iones incluidos se observa –también experimentalmente– que las longitudes de los tres enlaces en cada uno de los iones nitrato y carbonato, son iguales. Del mismo modo, las cuatro distancias S-O en el ion sulfato son iguales entre sí. Entonces se presenta a los alumnos el modelo de resonancia como una forma de resolver nuestra incapacidad para representar en el papel una estructura única que nos permita explicar los resultados experi-mentales, para cada uno de estos iones y de muchas otras especies.

Es importante hacer notar al estudiante que, a pesar de la sorprendente contribución de Lewis a la comprensión del enlace químico, su modelo presenta una contradicción interna y varias limitaciones:

� No puede explicar por qué siendo el electrón una partícula con carga eléctrica negativa, forma pares, sin que haya repulsión entre las dos partículas;

� Su aplicabilidad se restringe a los primeros catorce elementos (H - Si) y no explica, pero sí menciona, la expansión del octeto en elementos como P, S, y los halógenos;

� No explica la geometría molecular, que es tan relevante para comprender propiedades físicas y químicas de las sustancias;

� No permite explicar la formación del número y omnidireccionalidad de enlaces en cristales iónicos, como el NaCl (Taber, 1994, 2001).

El entendimiento de estas limitaciones propicia la necesidad de trabajar con modelos más avanzados. Por otro lado, el desarrollo del modelo atómico cuántico genera modelos de enlace también cuánticos.

Electronegatividad es una palabra que pertenece al vocabulario de todos los estudiantes de la Facultad y la usan con mucha frecuencia; sin embargo, es un concepto que no necesariamente aplican con propiedad. Hagamos un breve paréntesis para referirnos a ella.

Figura 4. Linus Pauling, Premio Nobel de Química en 1954 y Premio Nobel de la Paz en 1962.

Electronegatividad y enlace químico

Desde 1931, Pauling, profundamente involucrado en la mecá-nica cuántica, inició su trabajo con relación a la electronegati-vidad. En 1939, publicó su libro Naturaleza del Enlace Químico en el que define con precisión el concepto moderno de elec-tronegatividad, a partir de la medición de momentos dipolo en moléculas diatómicas (Pauling, 1939; Cruz et al., 1986), hace

la proposición de que hay átomos que atraen a los electrones del enlace con mayor fuerza que otros. Es decir, la electronegatividad (c) es la medida de la tendencia de un átomo para atraer los electrones del enlace. Después

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de muchos cálculos, propone valores numéricos, asignando al flúor el máximo valor de 4. Reconoce que la elec-tronegatividad depende de la carga nuclear efectiva del átomo, de su radio y de su configuración electrónica. Son muy numerosas las referencias en las que se puede hallar una tabla periódica con los valores de electrone-gatividad para cada elemento.

Pauling establece una ecuación que relaciona el porcentaje de carácter iónico de un enlace con la diferencia de electronegatividades de los átomos que lo forman. Como consecuencia clasifica al enlace en tres categorías distintas: covalente, iónico y metálico, pero reconociendo la unicidad del enlace (Livage, 1981). Pauling asigna valores específicos para definir ámbitos para las categorías.

∆c Categoría que predomina19

0 a 0.5 Covalente puro

0.5 a 1.7 Covalente polar

1.7 50% iónico 50% covalente

>1.7 Iónico

Así Pauling, además de incorporar el concepto de polaridad de un enlace, apunta las bases para entender que no existen compuestos 100% iónicos; que el CsF –donde se da la máxima diferencia de electronegatividades– tiene apenas alrededor de un 70% de carácter iónico y el NaCl –que con mucha frecuencia se usa para ilustrar los compuestos iónicos– tiene como un 60% de ionicidad.

19

19 Estos valores aparecen en el libro The Nature of the Chemical Bond, pero en otras fuentes se hallan valores diferentes.

170


Actividad 7. Uso del modelo de electronegatividad de Pauling, predicción y comparación de modalidades del enlace

El objetivo de esta actividad es que el estudiante comprenda que la electronegatividad (c) es un modelo y, como tal, es útil en la predicción de la modalidad de enlace que predomina cuando se forma esta interacción, pero no es infalible.

1. Solicite a los estudiantes que usen una tabla de electronegatividades de Pauling, para calcular las diferencias de electronegatividad que se dan al formar los fluoruros de los elementos del segundo período (Li al F) de la tabla periódica.

2. Proporcione a los estudiantes una tabla como la que aparece en los Materiales para los Alumnos (Tabla 6.5), sin llenar las columnas 2 a 5, para que ellos las completen.

3. Pida a sus alumnos que contrasten las diferencias de c con las propiedades de estado físico, solubilidad y conductividad eléctrica esperadas para los distintos fluoruros.

4. Posteriormente, proporcione datos de estado físico, solubilidad y conductividad eléctrica de los distintos fluoruros.

5. Junto con los alumnos, contraste lo esperado con la realidad.

6. Destaque el hecho de que en gran parte los resultados coinciden con la realidad, pero en muchos casos no es así.

7. Ahora solicite a los estudiantes que calculen las ∆c para los hidruros de los halógenos y realice los pasos 2 a 5 de la etapa anterior.

Tabla 6.VII ∆c y propiedades de algunos compuestos binarios.

Compuesto ∆c Modalidad de enlace Predicción Propiedades

LiF 4 – 1 = 3 Iónico Sólido iónicoSólido, insoluble en agua, conduce fundido

BeF2

4 – 1.5 = 2.5 Iónico Sólido iónico Gas no conductor

BF3

4 – 2 = 2 Iónico Sólido iónico Gas no conductor

CF4

4 – 2.5 = 1.5 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

NF3

4 – 3 = 1 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

OF2

4 – 3.5 = 1.5 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

F2

4 – 4 = 0 Covalente puro Gas no conductor Gas no conductor

HF 4 – 2.1 = 1.9 Iónico Gas no conductor Gas no conductor

HCl 3 – 2.1 = 0.9 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

HBr 2.8 – 2.1 = 0.7 Covalente polar Gas no conductor Gas no conductor

HI 2.5 – 2.1 = 0.4 Covalente puro Gas no conductor Gas no conductor

Se observa que entre los fluoruros hay cuatro aciertos y tres errores en la predicción; mientras que en los hidru-ros hay tres aciertos y un error.

171


Es frecuente que haya estudiantes que “predigan” que la molécula diatómica de flúor (F2) es iónica, por estar

formada por átomos de flúor, que es el elemento más electronegativo. Pero ellos no se han percatado de que, en ese caso, ∆c vale cero, por tratarse de dos átomos idénticos. Tampoco es raro que los alumnos piensen que la interacción entre el átomo central con cada uno de los otros átomos cambia si la molécula no es diatómica. A veces pretenden dividir la diferencia encontrada entre el número de átomos involucrados en la fórmula, por ejemplo en el amoniaco (NH

3), la diferencia es 3 – 2.1 = 0.9, y si se divide entre 3 –porque hay 3 átomos de H

en la molécula– quedaría 0.3. Es necesario hacer notar que las interacciones son entre cada par de átomos.

Para los estudiantes es difícil, en general, distinguir entre un enlace polar y uno iónico. Es importante mencionar que en el polar no hay cargas eléctricas, únicamente hay una distribución heterogénea de densidad electrónica; mientras que en el que llamamos iónico –que corresponde a una situación en la que predomina esta contribu-ción al enlace– SÍ HAY CARGAS y hay métodos experimentales para medirlas y distinguir en los casos extremos lo polar de lo iónico (ver Sosa et al., 2008).

Otro escollo en la aplicación del modelo de electronegatividad de Pauling estriba en la distinción entre enlace polar, molécula polar y compuesto polar. Para poder resolverlo es indispensable abordar la geometría molecular, que se revisará más adelante.

Van Arkel y Ketelaar (1949) (García et al., 2008; Shriver et al., 2008). El trabajo de Pauling generó una gran ac-tividad en la investigación e innovación y surgieron otras escalas de electronegatividad; estos autores diseñaron el triángulo del enlace, que es un buen recurso para comprender que el enlace es uno, pero las contribuciones iónica, covalente y metálica se pueden encontrar en distintas proporciones, dependiendo de los átomos invo-lucrados.

Plinio Sosa (Sosa et al., 2008), académico de la Facultad de Química, ha desarrollado un modelo tridimensional para clasificar las sustancias en covalentes moleculares y covalentes reticulares. A la vez, clasifica los retículos en covalentes, iónicos y metálicos, en función de sus propiedades macroscópicas. Encuentro que esta propuesta mejora la del triángulo de Van Arkel.

Hace más de 30 años, Livage (1981) publicó un innovador artículo en el que propone una manera diferente de abordar los modelos de enlace químico. No obstante, son muy numerosas las referencias en las que se sigue ignorando tanto los trabajos de Pauling, Van Arkel y Ketelaar y Sosa, y el enlace químico se presenta como tres modelos independientes, totalmente desvinculados entre sí y se asume que siempre se pueden clasificar las sustancias en una sola de las tres categorías propuestas por Pauling. Por ello proponemos la siguiente actividad.

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Actividad 8. ¿Consideras que existe una frontera que permite separar clara y tajantemente los enlaces iónicos, de los metálicos y de los covalentes? Es decir, ¿existen las sustancias 100% iónicas, otras 100% covalentes y otras más 100% metálicas?

Para contestar esta pregunta se propone que el docente organice un debate en el pleno del grupo. En primer lugar planteará la pregunta al grupo y pedirá que levanten la mano los alumnos que opinen que sí existe dicha frontera; y después solicitará que levanten la mano quienes consideren que no hay frontera y las sustancias no siempre se pueden clasificar como iónicas, covalentes o metálicas (ver Sosa, 2008). Ahora agrupará en un sec-tor del aula a los alumnos en función de su opinión. Es posible que tenga que formar tres grupos porque habrá estudiantes que no compartan plenamente ninguna de las dos posiciones.

Más adelante indicará que quienes opinan que sí existe la frontera, discutan con sus compañeros de equipo y busquen argumentos para convencer a los de los otros grupos de que NO EXISTE tal frontera. Y pedirá al otro grupo de opinión definida que defienda la opinión contraria a la suya (De Bono, 1985). ¿Le parece aberrante este ejercicio? Realícelo y se sorprenderá de las respuestas y el comportamiento del pleno del grupo.

Para finalizar esta actividad, solicite a los alumnos que lean el artículo de Livage (1981) y busquen cinco ar-gumentos para confirmar que no existe tal barrera, ya que hay numerosas sustancias cuyo enlace no se puede tipificar en uno de los tres extremos (vértices del triángulo de Van Arkel o vértices de los tetraedros de Sosa).

Después de este ejercicio en el que se trata –una vez más– de mostrar que la realidad es mucho más compleja que nuestros modelos y que usamos los modelos de enlace químico para explicar las propiedades de las sustan-cias y materiales, continuaremos revisando los modelos que consideran al electrón como partícula con carga y también con spin (Gillespie) o lo asumen en su dualidad partícula-onda (Pauling, enlace valencia).

Modelo de Gillespie: Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV) (el electrón como partícula con carga negativa y spin) Gillespie, R. J. (1996).

Si bien el modelo enlace valencia y el del orbital molecular surgen cronológicamente antes del de repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia (RPECV), se propone abordar este último a continuación, en virtud de que es mucho más sencillo desde el punto de vista didáctico y de la capacidad de abstracción que requiere.

Coincidimos con el profesor R. Gillespie, cuando opina que: “las moléculas son cuerpos tridimensionales ubica-dos en un universo tridimensional. Es difícil tomar conciencia de esto en un contexto en el que se acostumbra estudiarlas en dos dimensiones en el pizarrón, libros, revistas e, incluso, en materiales didácticos digitales. En rigor, hablando de la geometría molecular, se puede decir que sólo las más pequeñas moléculas tienen una geo-metría definida, ya que en la mayoría de las moléculas los átomos unidos por enlaces sencillos pueden rotar, dan-do lugar a muchas formas geométricas diferentes. No obstante, la geometría local (coordinación) de un átomo específico que se une covalentemente a sus vecinos, no cambia. La comprensión y la predicción de la geometría local (coordinación) es un área esencial de la Química. Numerosos investigadores –entre ellos muchos docen-tes– han contribuido a elucidar la geometría de coordinación de moléculas e iones poliatómicos. Ello ha per-mitido explicar propiedades macroscópicas de sustancias y ha conducido a la síntesis de nuevos compuestos”.

173


De hecho, es fundamental que el alumno comprenda que el conocimiento de la geometría molecular es esencial para entender y explicar las propiedades de los compuestos, que se derivan de las características de las molécu-las.20 Precisamente ese conocimiento ha permitido a la Química y a los y las químicas transformar la naturaleza y, siguiendo la epistemología característica de esta ciencia: crear realidad.

Anteriormente, mencionamos el trabajo de Werner y sus alumnos en la elucidación de la geometría del diaminodicloroplatino(II), que resultó ser una molécula cuadrada con isómeros cis y trans. Con este conocimien-to, y sabiendo que solo el cis tiene actividad antineoplásica, se han diseñado muchos otros anticancerígenos. Entre ellos la casiopeina, desarrollada por la Dra. Lena Ruiz Azuara, en esta Facultad de Química. Como éste, se podrían citar muchos ejemplos más.

Si un modelo de enlace químico no nos permite explicar las propiedades de las moléculas y, por ende, las de las sustancias, es un modelo con muy poca o ninguna utilidad.

Figura 5. El profesor emérito de la Universidad McMaster (Ontario, Canadá), Ronald Gillespie, ha hecho importantes contribuciones al conocimiento químico; sin embargo su aportación más popular es el modelo de geometría molecular, que se basa en la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, mejor conocido por el acrónimo RPECV (o VSEPR, por sus siglas en inglés). Celebró su cumpleaños número 75 el 21 de agosto de 1999 (Gillespie, 1996). 21

El modelo propuesto por el profesor Ronald Gillespie surge de un conocimiento pro-fundo de la mecánica cuántica, considera al electrón en su dualidad partícula-onda, pero no es estrictamente un modelo cuántico, pues no hace uso de funciones de

onda (Y) para explicar sus propiedades (Gillespie, 1996). Sin embargo, al visualizar al electrón dual, incorpora el spin y de este modo supera la contradicción de Lewis en la formación de pares de electrones sin que haya repulsión entre las dos partículas que forman el par, esta ausencia de repulsión surge del apareamiento de spines. Pero los pares de electrones sí se repelen entre sí.

Al igual que Lewis-Langmuir y Pauling, Gillespie distingue a los electrones del “core” o “kernel” de los de valen-cia, que son los de los niveles más externos y participan en la formación de enlaces.

Gillespie explica la geometría de iones y moléculas con base en la repulsión que ejercen entre sí los pares de electrones que forman los enlaces químicos. Por ello su modelo es conocido como el de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV, o bien, por sus siglas en inglés VSERP, valence shell electron pair repulsion). La repulsión de los pares electrónicos provoca que se alejen entre sí, dando como resultado la direc-cionalidad del enlace que por su orientación espacial, a su vez, da lugar a diversas estructuras moleculares.

20 Es claro que no todas las propiedades de los compuestos dependen de la suma de propiedades de todas y cada una de las moléculas. Pero independientemente de las llamadas propiedades emergentes, que van más allá de la suma de las características de cada individuo, hay otras, como las magnéticas, la masa, la conductividad eléctrica, etc., que sí se pueden derivar de la suma de propiedades. En ciencias sociales se maneja mucho el concepto de propiedades emergentes, pues las comunidades no son solamente la acumulación de los individuos. El comportamiento de los individuos (y también de las moléculas) depende en gran medida del contexto y de la cercanía con otros individuos del mismo grupo.

21 http://www.chemistry.mcmaster.ca/extracts/extracts99/ronald_gillespie/. Última consulta 24 de mayo de 2016.

174


Actividad 9. ¿En qué se parecen y en qué se diferencian el agua y el anhídrido carbónico?

En esta actividad se trata de destacar la importancia de la geometría molecular para explicar diferencias macros-cópicas físicas y químicas.

El docente planteará la pregunta anterior al pleno del grupo. A muchos alumnos les parecerá irrelevante al pen-sar que nada tienen que ver estas dos sustancias entre sí. Pero el profesor mostrará que ambas están formadas por moléculas de tipo AB

2; para el agua A es oxígeno y B es hidrógeno, mientras que para el dióxido de carbono

A es carbono y B es oxígeno.

A continuación proporcionará la siguiente información: las electronegatividades del C y del H son parecidas: c

C = 2.5 y c

H = 2.1, la del O c

O = 3.5; vemos que ambos enlaces A-B son polares. Pero en condiciones TPN, el

dióxido de carbono es un gas –que históricamente se llegó a pensar que es un gas permanente, dada la dificultad de licuarlo– en cambio, el agua es un líquido con alto punto de ebullición. Y de nuevo preguntará: ¿cómo explicar esto?

Seguramente, más de un estudiante expresará una respuesta relacionada con la geometría molecular, conside-rando que el CO

2 forma una molécula lineal O=C=O, en donde se cancelan los dipolos de ambos enlaces, mien-

tras que la molécula H2O tiene que ser angular, para poder explicar las propiedades del compuesto.

Hasta ahora el único argumento usado ha sido la electronegatividad, pero el docente hará hincapié en que no basta que una molécula esté formada por enlaces polares para que sea polar. Destacará la importancia de la geometría molecular, y partirá de aquí al modelo de RPECV de Gillespie, como una herramienta útil.

Son numerosas las referencias en las que se puede consultar el modelo de RPECV (Gillespie, 1996; Chang, 2007; Casabó, 1999; Shriver y Atkins, 2008; Housecroft, 2006; etc.). En la Tabla 6.VIII se presenta un resumen de la geometría de moléculas o iones en los que todos los pares de electrones son enlazantes y no existen pares libres o no compartidos (también llamados pares “solitarios”, en una clara referencia antropomórfica).

Tabla 6.VIII Geometría de moléculas e iones que solo tienen pares de e enlazantes.

Molécula tipo

Pares de e alrededor del átomo central

Ángulo entre pares de e

Geometría Ejemplo *

AB2

2 180° Lineal BeCl2

AB3

3 120° Triangular InF3

AB4

4 109° Tetraédrica SiH4, NH

4+

AB5

5 120° y 90° Bipirámide trigonal PCl5

AB6

6 90° Octaédrica SF6

* En todos los ejemplos que se refieren a moléculas se trata de sustancias en el estado gaseoso.

En el modelo de Gillespie se considera que los pares libres o no enlazantes ejercen mayor repulsión que los en-lazantes. Esto se puede explicar considerando que los pares libres sólo están sujetos a la atracción de un núcleo, mientras que los enlazantes o compartidos están sometidos a la interacción con dos núcleos. De aquí se deduce que el orden de repulsión es el siguiente:

par enlazante-par enlazante < par enlazante-par libre < par libre-par libre

175


Esto implica que los ángulos formados entre pares libres serán mayores que aquellos formados entre pares en-lazantes.

También es importante hacer notar que Gillespie se refiere a dominios o regiones electrónicas y en ellas considera tanto a los enlaces sencillos, como a los dobles y triples y a los pares de electrones no enlazantes. Así, en el caso del agua, el O está rodeado por 4 dominios (dos enlaces y dos pares libres), mientras que al C, en el CO

2, solo lo

rodean dos dominios (dos enlaces dobles).

Es interesante notar que, frecuentemente, los alumnos se refieren a los pares no enlazantes como “pares no apareados”, sin percatarse de la contradicción lingüística que ello implica. A veces es también difícil para ellos ¡contar el número total de pares que rodean al átomo central! El docente debe prestar atención en ambos casos, apoyando a los estudiantes a superar ambos obstáculos haciendo evidente la contradicción y destacando todos los electrones que participan en el enlace, tanto del átomo central como de los ligantes. Los pares de electrones libres en los ligantes (por ejemplo los del O en el CO

2) no son relevantes para definir la geometría molecular.

En la Tabla 6.IX se muestra la geometría de moléculas e iones en los que quedan pares de electrones no compar-tidos. Aquí hay que distinguir la distribución electrónica (que sólo implica electrones) y la geometría molecular (que solo implica átomos).

Tabla 6.IX Geometría de moléculas e iones con pares de electrones no compartidos.

Tipo de molécula o ion

Pares de e alrededor del átomo central

Pares de e Distribución de electrones

Geometría molecular

Ejemplos*Compartidos Libres

AB2

3 2 1 Trigonal Angular SO2

AB4

4 2 2Tetraédrica

distorsionadaAngular H

2O

AB4

4 3 1Tetraédrica

distorsionadaPirámide trigonal

PH3

AB5

5 4 1Bipirámide

trigonalBalancín IF

4+, SF

4

AB5

5 3 2Bipirámide

trigonalForma de T ICl

3

AB5

5 2 3Bipirámide

trigonalLineal ICl

2-

AB6

6 5 1 OctaédricaPirámide cuadrada

XeOF4

AB6

6 4 2 OctaédricaCuadrada

planaIF

4-

*En todos los ejemplos que se refieren a moléculas se trata de sustancias en el estado gaseoso.

176


Para el desarrollo de esta parte de la unidad didáctica, es importante que el docente use material didáctico que permita ver claramente la estructura tridimensional de moléculas e iones, ya que para los estudiantes es muy difícil visualizar las tres dimensiones cuando únicamente se presentan imágenes en perspectiva, pero en dos dimensiones. Para ello, se recomiendan videos22, maquetas e imágenes23 como las figuras 6 y 7.

Figura 6. Representación del ion IF6

- Figura 7. Maqueta del PCl5

(Shriver y Atkins, 2008). (Shriver y Atkins, 2008).

Con las herramientas de electronegatividad y geometría molecular, se puede regresar a revisar las interacciones débiles o fuerzas intermoleculares.

22 http://www.youtube.com/watch?v=i3FCHVlSZc4. Última consulta el 24 de mayo de 2016. https://www.youtube.com/watch?v=KJjNfsRfFXU. Última consulta el 24 de mayo de 2016.

23 Aunque hay que hacer énfasis en que las nubes electrónicas se traslapan y no existen entre ellas separaciones como las incluidas en estas imágenes.

177


Actividad 10. Aplicación conjunta de los modelos del octeto de Lewis y de RPECV

El propósito de esta actividad es, como su nombre lo dice, que los alumnos integren los conocimientos relacio-nados con el modelo del octeto de Lewis con los de RPECV, para predecir geometrías de algunas moléculas y algunos iones moleculares.

Tomaremos como ejemplo el siguiente ejercicio: Usa el modelo de RPECV para predecir y explicar la geometría molecular y distribución electrónica de cada una de las siguientes moléculas: trifluoruro de aluminio, trifluoruro de fósforo y trifluoruro de cloro (ver Tabla 6.I).

Lo primero que tiene que hacer el alumno es escribir las fórmulas correspondientes. Aunque se trata de especies muy sencillas, es frecuente que tengan dificultades para asociar un nombre con una fórmula.24 Una vez que se tienen las fórmulas: AlF

3, PF

3 y ClF

3, se procederá a escribir las estructuras de Lewis correspondientes de cada

especie. Ya mencionamos anteriormente las dificultades que tienen los alumnos al escoger el átomo central en una fórmula

FAl

F FF

FF

ClF F

F

P

ESTRUCTURAS DE LEWIS

No es raro que haya estudiantes que piensen que todas las especies serán triangulares, dado que en todos los casos se tiene un átomo central y tres ligantes.25 Aquí el docente debe hacer hincapié en que lo que se cuenta es el número de pares de electrones que están en la capa de valencia del átomo central. Para ello, es necesario ubicar al Al, P y Cl en la tabla periódica, para deducir el número de electrones de valencia que tiene cada uno y, sumado con los tres electrones que aportan los átomos de F, nos dará el número total de electrones en la capa de valencia. En el caso del Al son 3 + 3 = 6 = 3 pares enlazantes. Aquí no hay pares no compartidos, por lo tanto los pares de electrones se ubican en un plano, formando ángulos de 120°, la distribución electrónica es triangu-lar y esta molécula sí es triangular. Para el P son 5 + 3 = 8 = 4 pares, de los cuales 3 pares son enlazantes y uno es no compartido. La distribución electrónica es tetraédrica, pero como la repulsión es mayor entre un par libre y un par enlazante, que la repulsión par enlazante-par enlazante, la distribución que minimiza las repulsiones es la de una pirámide triangular, con los átomos de F en los vértices de la base (triángulo equilátero) y el par libre en el vértice de la pirámide.

Para el caso del ClF3 se tienen 7e de valencia del Cl + 3 de los átomos de F = 10 = 5 pares; de los cuales 3 son

enlazantes y 2 no compartidos. La distribución electrónica resultante es de bipirámide trigonal y la geometría molecular es T distorsionada.

Es importante que el alumno sea capaz de visualizar las diferencias entre los pares de electrones compartidos y no compartidos, para que sea capaz de explicar el porqué se predicen las geometrías específicas.

24 Por ello es importante que los estudiantes conozcan la nomenclatura química.

25 Recuérdese que es una de las concepciones alternativas halladas entre alumnos de la Facultad de Química.

178


Actividad 11. Aplicación del modelo de RPECV en la interpretación de propiedades

El objetivo de esta actividad es vincular el modelo con la realidad. Para ello se pide que se resuelva el siguiente ejercicio:

a) Investiga los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos de los grupos 14, 15, 16 y 17 de la tabla periódica.

b) Traza una gráfica de los puntos de ebullición anteriores contra el número del período en el que se encuen-tra el elemento que forma el hidruro; por ejemplo, el C está en el período 2, el Ge está en el 4, etc.

c) Utiliza los modelos de electronegatividad de Pauling y de RPECV, para explicar los valores inesperados que se encuentran en la gráfica que trazaste.

La gráfica que se solicita se puede encontrar en numerosas referencias, entre ellas en el Chang (1999: 423, Figu-ra 11.2, 6ª Ed.). En ella se observa claramente que los puntos de ebullición del amoniaco,26 el fluoruro de hidró-geno (líquido) y el agua, son por mucho mayores a lo esperado. La diferencia se puede explicar por la polaridad resultante en cada molécula por su geometría, la polaridad de cada enlace y la presencia de pares de electrones libres. Con esto conviene regresar a las interacciones débiles, es decir, a las fuerzas intermoleculares y reiterar la importancia de los puentes de hidrógeno, para explicar los altos puntos de ebullición de estos tres compuestos.

Por cierto, vale la pena recalcar que hoy día se sabe que los puentes de hidrógeno difícilmente se pueden consi-derar interacciones débiles. Es cierto que no tienen la fortaleza de un enlace o fuerza intramolecular propiamen-te dicho, pero sí son mucho más fuertes que otras interacciones dipolo-dipolo. En la química supramolecular los puentes de hidrógeno juegan un papel tan relevante, que puede decirse que compiten con las fuerzas intramo-leculares que se dan en esas especies y las propiedades de esas sustancias parecen más una consecuencia de los numerosos enlaces de hidrógeno que se presentan en ellas.

MODELOS CUÁNTICOS: el electrón en su dualidad partícula-onda.En el curso de Química Inorgánica I, se hace una revisión somera y cualitativa de estos modelos y se da mayor tiempo e importancia al de Enlace-Valencia.

Modelo Enlace-Valencia. Linus Pauling, 1931.

Ya mencionamos anteriormente el interés y profundo conocimiento de la Mecánica Cuántica de Pauling. Así que junto con Slater desarrolla desde 1931 este modelo, conocido como enlace valencia (EV) o unión valencia (UV). De nuevo, son numerosas las fuentes en donde se puede encontrar un tratamiento riguroso de la propuesta de Pauling y Slater (Casabó, 1999; Huheey, 2007; Housecroft, 2006; Shriver et al., 2008; etc.). Pero en el curso que nos ocupa, por cuestiones de tiempo y porque los alumnos ya llevaron un curso de Estructura de la Mate- ria, que está seriado obligatoriamente con nuestra asignatura, sólo se hace una revisión superficial y rápida y se pone énfasis en los aspectos cualitativos.

Sí se toma en cuenta que al considerar la dualidad corpuscular-ondulatoria del electrón, se debe recurrir al uso de funciones de onda (Y) para describir sus características. En este modelo –como en los de Lewis y Gillespie– se hace una diferenciación entre los electrones del core o kernel y los de valencia, que son los que participan en el enlace. Se hace énfasis en que la formación de un enlace implica un aumento en la densidad electrónica entre los núcleos (cores) de los átomos que forman el enlace. Para este tipo de unión, cada átomo aporta un orbital 26 Atención: es frecuente que los alumnos confundan el amoniaco (NH

3) con amonio (NH

4)+, conviene destacar la diferencia

entre ambas especies.

179


con un electrón. Entonces un enlace está constituido por un par (o dos, o tres pares) de electrones, sometidos a la interacción con dos núcleos. En ese sentido los átomos pierden su identidad, y ya no son idénticos a los átomos aislados.27

En el curso se inicia la revisión del modelo EV recordando las formas y signos de la parte angular de los orbitales y se considera al enlace como una suma de Ys (traslape de orbitales). Siempre es importante recordar a los estu-diantes que el enlace será tanto más fuerte cuanto mejor y más amplio sea el traslape de orbitales. Para alcanzar interferencias constructivas entre las funciones de onda, las Ys deben reunir las siguientes características:

− tener energía semejante,

− tener geometría compatible y, sobre todo,

− tener el mismo signo.

Así se puede explicar la direccionalidad del enlace covalente, que finalmente nos llevará a entender la geometría molecular y la electrónica.

En el modelo EV se asume que cada átomo puede formar tantos enlaces cuantos electrones desapareados tenga. Esto nos permite explicar, por ejemplo, la formación de los halogenuros de hidrógeno (moléculas diatómicas, que forman gases), de los trihalogenuros del nitrógeno, del agua, el sulfuro de hidrógeno, etc. Veamos el caso más simple, la formación de la molécula diatómica de hidrógeno. Conforme se acercan los átomos, va aumen-tando la densidad electrónica en el plano que contiene a los núcleos y, por ello, va disminuyendo la energía del sistema (ver Figura 2. Curva de Morse-Condon, de este mismo capítulo). La suma de dos funciones “s”, que son esféricas y positivas, nos va a dar una nueva función de onda, que es simétrica con respecto al plano que contie-ne a los núcleos y tiene máxima densidad electrónica en ese plano, la llamamos enlace s.

H + H → H2

1s1 + 1s1 → s

27 Los consideramos “fragmentos de átomos” y se dificulta mucho a los estudiantes distinguir un átomo o conjunto de átomos aislados de los fragmentos de átomos, que se unen entre sí formando moléculas.

180


Gran distancia

No hay interacción

enlace químico

ENLACE

FIGURA 2

a b

c d

Figura 8. Cambios en la distribución de densidad electrónica al formar un enlace. Tomado de Livage, (1981). Con esta imagen se trata de mostrar la pérdida de identidad de los átomos al formar moléculas, que ocurre porque los electrones del enlace están sujetos a la atracción de los dos o más núcleos y a la repulsión entre los electrones.

Cuando se forman las moléculas diatómicas de H2 hay un importante desprendimiento de energía, 436 kJ/mol

(ver Tabla VI); así que el nuevo sistema es más estable que los átomos de H aislados. Por eso el hidrógeno mo-lecular es menos reactivo que el que llamamos “hidrógeno naciente”, formado por átomos H aislados.

Para el caso de un halogenuro de hidrógeno, por ejemplo el HF, en el estado gaseoso, recordamos que la confi-guración del F, en estado basal es [He]2s22p5, con un electrón desapareado en uno de los orbitales “p”, que se puede orientar para traslapar su parte positiva con el orbital 1s del hidrógeno y se tendrá

H + F → HF

1s1 + 2p1 → s

Y, de nuevo, se forma un enlace s

181


El aspecto más interesante del modelo EV es el que nos permite explicar que un átomo que sólo tiene un elec-trón desapareado, como el B, pueda formar tres enlaces. Para ello se recurre al modelo de hibridación, enten-diendo ésta como una combinación lineal de orbitales atómicos, del mismo átomo, que sigue ciertas reglas. Hay que insistir en que la hibridación es un modelo, que usamos para explicar una parte de la realidad, por ejemplo la formación de un determinado número de enlaces, pero también la formación de ángulos específicos y geo-metrías de moléculas o iones moleculares. Por lo tanto, no es una propiedad; el metano no forma una molécula tetraédrica porque tiene hibridación sp3. Al contrario, sabemos por su química que esa molécula es tetraédrica y, por ello, usamos el modelo de hibridación para explicar la formación de ángulos de 109°.

Volviendo al caso del B, cuya configuración de los electrones de valencia, en el estado basal28 es 2s22p1, pero forma tres enlaces –por ejemplo en los trihalogenuros– y entonces proponemos una combinación lineal del orbital 2s con dos orbitales 2p:

s + 2p → 3sp2

Estos nuevos orbitales sp2 son tres y forman entre sí ángulos de 120°. Esto nos permite explicar la geometría de los trihalogenuros del B, de los demás trihalogenuros del grupo 13 y de muchas otras especies.

Es importante hacer notar que en la hibridación se forma el mismo número de orbitales híbridos que los orbi-tales puros que se sumaron en la combinación lineal.29 Además, se debe recordar que para poder hacer la com-binación, se tiene que respetar la regla limitante que indica que ∆n = 0, 1 (n = número cuántico principal de los orbitales); n solo puede permanecer constante (∆n = 0), o variar en una unidad ∆n = 1), y lo mismo ocurre con ∆l (l = número cuántico azimutal de los orbitales). Es decir, se pueden combinar orbitales “s” con “p”, “p” con “d”, pero no “s” directamente con “d” y al mismo tiempo, n puede ser igual o variar en una unidad. El número de electrones que haya en los orbitales puros que se usan para la hibridación, debe distribuirse en los orbitales hí-bridos. En el caso del B teníamos 2 electrones en 2s y 1 en p. La suma es 3, así que esos tres los acomodamos en los orbitales híbridos, que son idénticos en energía, siguiendo la regla de Hund de máxima multiplicidad. En la Tabla 6.X se ilustra un conjunto de hibridaciones y se dan ejemplos de aplicabilidad de ellas.

28 Los alumnos confunden estado basal con estado neutro; hay que hacer notar la diferencia entre ambos casos.

29 En este tema será muy útil que los alumnos visiten los siguientes sitios:• www.youtube.com/watch?v=Kb0mxAMHnfE&ebc=ANyPxKp9OvNBWnYnCWbLibElddkBZYo18CwS6tSFE7H_2vsuTu

gqAwNVhbRI4vE42vIvSFjFkOmlUkvJzZF4CnnzPijxty-7Xw. Última consulta 22 de febrero de 2016. • www.youtube.com/watch?v=XierFxyqZhg. Última consulta 22 de febrero de 2016.

182


Tabla 6.X Geometría molecular e hibridación de orbitales.

Orbitales puros Orbitales híbridos Ángulos que forman

Geometría molecular que explican

EjemplosTipo30 Número Tipo Número

s + p 2 sp 2 180° Lineal BeF2

s + 2(p) 3 sp2 3 120° Triangular BCl3

s + 3(p) 4 sp3 4 109° Tetraédrica SiH4

s + 2(p)+ d 4 dsp2 4 90° Cuadrada [Pt(NH3)

2Cl

2]

s + 3(p)+d 5 sp3d 5 90° y 120° Bipirámide trigonal IF3

s + 3(p) +2(d) 6sp3d2 o d2sp3

6 90° Octaédrica IF4

-

30

En el caso de que se desee explicar una geometría octaédrica, se puede hacer uso de una combinación de un orbital s, los tres orbitales p y dos orbitales d, todos pertenecientes al mismo nivel electrónico (todos tienen el mismo número cuántico principal), para obtener una hibridación sp3d2; o bien, los orbitales d pertenecen a un nivel de menor energía que los s y p. Por ejemplo, la estructura octaédrica del ion [FeCl

6]4-, que es paramagnéti-

co, se explica haciendo uso de un orbital 4s, los tres orbitales 4p y dos orbitales 4d. En cambio, para el caso del ion diamagnético [FeCN

6]4-, se usan dos orbitales 3d, el orbital 4s y los tres orbitales 4p, para dar una hibridación

d2sp3. Nótese que son las propiedades observables de las moléculas o iones, lo que nos orienta para escoger la hibridación que nos permite explicarlas.

30 El coeficiente de los orbitales representa el número de éstos que se usan para la hibridación. NO es el número cuántico principal de dichos orbitales.

183


Actividad 12. Aplicación del modelo EV para explicar geometrías moleculares

El objetivo de esta actividad es que el alumno pueda, como su nombre lo dice, explicar algunas geometrías de mo-léculas o de iones moleculares, haciendo uso del modelo EV. Para ello, el docente planteará el siguiente ejercicio:

Se tienen las siguientes moléculas31: tetracloruro de estaño(IV) (SnCl4), tetrafluoruro de azufre(IV) (SF

4)

y tetrafluoruro de xenón (XeF

4). Todas las especies están formadas por un átomo central y cuatro ligantes

halogenuro, pero la evidencia experimental indica que el tetracloruro de estaño(IV) debe ser tetraédrico, mien-tras que el tetrafluoruro de azufre no lo es y el compuesto de xenón debe ser cuadrado. ¿Cuál es, en cada caso la hibridación que te permite explicar estas propiedades?

El docente pregunta al grupo cómo piensan que debe resolverse este problema y los dirige hacia la tabla perió-dica. Les pide que ubiquen a los átomos centrales de estas especies en los grupos y periodos correspondientes y que, en cada caso, escriban la configuración electrónica de valencia, en estado basal:

Sn 5s25p2 2 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos de 109°

S 3s23p4 2 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos aproximados de 170° y 102°

Xe 5s25p6 0 e desapareados, pero la formación de 4 enlaces, con ángulos de 90°

Esta información hace evidente la necesidad de usar el modelo de hibridación. Los estudiantes acuden a la tabla anterior y fácilmente deducen que en el SnCl

4, la hibridación tiene que ser sp3, para que se formen 4 orbitales

híbridos, con ángulos de 109° entre sí. En esos 4 orbitales híbridos los 4 electrones de valencia quedan des-apareados. El S tiene 6 electrones de valencia, en el estado basal, pero sólo tiene 2e desapareados, se requiere proponer una hibridación que explique la forma disfenoidal;32 ello se logra con una hibridación sp3d y la distribu-ción final de los 6 electrones en los 5 orbitales híbridos implica 4 e desapareados en 4 de esos orbitales y un par libre (no compartido) en el quinto orbital. Por último, en el caso del XeF

4, el Xe no tiene electrones de valencia

desapareados en el estado basal; la geometría cuadrada y la formación de 4 enlaces se explican proponiendo una hibridación sp3d2. Los 8 e de valencia se distribuyen quedando 4 desapareados y 2 pares libres.

Si se toman en cuenta las distribuciones espaciales de los orbitales híbridos y el traslape con orbitales p –debidamente orientados– de los halógenos, se observa que todos los enlaces resultantes son de tipo s

sp3 + p → s

sp3d + p → s

sp3d2+ p → s

31 Las sustancias están en el estado gaseoso.

32 Casabó, 1999: 122. Una de las diversas maneras de distorsión de una bipirámide trigonal.

184


Energías de enlace y formación de enlaces p.

Regresemos a la Tabla 6.VI. Al revisar las energías de enlace correspondientes a las moléculas diatómicas de oxígeno (O

2) y nitrógeno (N

2), se observa que son particularmente altas. ¿Cómo explicamos esto haciendo uso

del modelo EV?

De nuevo partimos de las configuraciones electrónicas en estado basal:

O [He]2s22p4 2e desapareados

N [He]2s22p3 3e desapareados

Al traslapar dos orbitales p, en cada caso, logramos la formación de un enlace s. Pero los otros orbitales p forman un ángulo de 90°, con el que usamos para formar el enlace s, de modo que, necesariamente, el nuevo traslape tiene que ser perpendicular al anterior, formando un enlace p, en el caso del oxígeno y dos enlaces p en el del nitrógeno.

Los enlaces p, no son simétricos respecto al plano que contiene a los núcleos, y este es un plano nodal, es decir, es un plano en el que la función de onda vale cero y, por supuesto, la densidad electrónica también vale cero. Además, el enlace p, no es simétrico respecto al plano nodal, porque una parte tiene signo positivo y la otra tiene signo negativo. Todo esto explica que los enlaces p sean menos fuertes que los s, así que

(σ + p ) > σ solo, pero (σ + p) < 2 σ

185


Actividad 13. Integradora de EVALUACIÓN

El docente propone al grupo la resolución del siguiente cuestionario que, además de hacer una revisión de los tres modelos de enlace que hemos revisado, es útil para hacer una evaluación del aprendizaje. Se recomienda que este ejercicio se realice individualmente y, de preferencia, de manera presencial.

1. Usa el modelo puntual de Lewis para representar las siguientes especies: cloruro de galio anhidro (en estado gaseoso), ion fosfonio, ion sulfato, difluoruro de kriptón.

2. Define la geometría electrónica y molecular de cada una de las especies anteriores, usando el modelo de RPECV.

3. Propón una hibridación que te permita explicar cada una de las geometrías anteriores, la formación de enlaces s y, en su caso, la formación de enlaces p.

El GaCl3 tiene una estructura triangular porque el entorno del Ga es de tres pares de electrones, todos enlazan-

tes. Usamos hibridación sp2 para explicar esta geometría y resultan tres enlaces s del traslape sp2 + p.

El P en el ion fosfonio (PH4

+) tiene un entorno con 4 pares de electrones (5 de valencia + 3 de 3H + H+)33, según el modelo de RPECV, la geometría resultante es tetraédrica, con 4 pares de electrones enlazantes. Explicamos esto con una hibridación sp3 y, sp3 + s dan 4 enlaces s idénticos entre sí.

En el ion SO4

2-, el S está en un entorno de 4 regiones electrónicas y, aunque éstas no son iguales, porque dos corresponden a enlaces dobles y dos a enlaces sencillos, la geometría del ion es tetraédrica (Casabó, 1999: 120). Esto concuerda con los datos experimentales que indican que los cuatro enlaces son idénticos en energía y lon-gitud. Sin embargo,34 no podemos usar hibridación sp3 porque el S está formando 6 enlaces (4s y 2p), entonces tenemos que recurrir a una hibridación sp3d2; el ion molecular no resulta octaédrico por la presencia de los dos enlaces p. Los 4 enlaces s resultan del traslape frontal de híbridos sp3d2 del S con los p

x de los oxígenos. El S

forma dos dobles enlaces con dos átomos de oxígeno. Ahora los orbitales p que pueden usar estos oxígenos se encuentran en un plano perpendicular al anterior y el traslape es lateral, dando lugar a enlaces p.

Por último, en el KrF2 el Kr es el átomo central y queda en un entorno de 8+2 = 10e = 5 pares; la distribución

electrónica es de bipirámide trigonal y la molecular es lineal.

33 Se puede aprovechar para explicar la formación de un enlace covalente coordinado, por la combinación de la base de Lewis (PH

3) con el ácido de Lewis (H+), pero haciendo hincapié en que los cuatro enlaces resultantes son idénticos.

34 Es importante hacer notar que la anterior es una interpretación de la autora y existen otras, en las que se suponen dos enlaces de coordinación (covalencia “dativa”), donde el grupo hipotético SO

2 (no la molécula del dióxido de azufre) es el ácido de

Lewis y los iones O2- son las bases.

186


MATERIAL PARA EXPERIENCIA DE CÁTEDRA

} Recursos materiales (reactivos, materiales cotidianos, etc.)

− Urea, cloruro de sodio, azúcar blanco y carbonato de calcio.

− Agua deionizada.

− Conductímetro (puede ser un medidor de paso de corriente eléctrica, construido manualmente con un foco pequeño, un par de alambres recubiertos con aislante y las puntas descubiertas y una extensión eléctrica).

− Muestras de zinc, cobre, aluminio, plata, platino, etc.

} Instrumentos para la Evaluación de la UD

Se recomienda que un grupo de docentes utilice los que considere pertinentes, para revisar los avances de los grupos en que se aplique la unidad didáctica, en los siguientes rubros:

a) Aprendizaje

b) Materiales

c) Duración

d) Interés que despertó

e) Otros aspectos

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MATERIALES PARA LOS ALUMNOS

} Actividad 1. Propiedades de algunas sustancias

1. Observa cuidadosamente la experiencia de cátedra que realiza el docente y anota en la Tabla 6.1 tus ob-servaciones respecto a cada una de las muestras que utiliza:

Tabla 6.1 Propiedades de algunas sustancias.

Muestra ¿Soluble en agua? ¿Conduce en disolución?

1

2

3

4

2. Clasifica las muestras según su comportamiento frente al agua y frente al paso de corriente.

3. Contesta las siguientes preguntas individualmente:

� ¿Cómo puedes explicar el comportamiento de cada una de las muestras?

� ¿Qué piensas respecto a la estructura interna de cada una de ellas?

} Actividad 2. Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

1. Forma un equipo de 3 a 5 alumnos y analicen la información contenida en las tablas 6.1. y 6.2.

Tabla 6.2. Temperaturas de fusión de algunas sustancias.

Sustancia Temperatura de fusión, °C

Muestra 1 132.7

Muestra 2 801

Muestra 3 Se quema

Muestra 4 Se descompone entre 800 y 1000°C35

2. Ahora, ¿cómo puedes explicar el comportamiento de cada una de las muestras?35

3. Comparen las explicaciones que dieron individualmente en la Actividad 1 y observen si son iguales o dife-rentes.

4. Elaboren conjuntamente una explicación para el comportamiento de las sustancias en las actividades 1 y 2.

5. ¿Modificaste tu punto de vista? ¿En qué sentido?

35 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Ver referencias.

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} Actividad 3. Sustancias con punto de fusión alto

1. Analicen los datos de las siguientes tablas y propongan una explicación a la variación de los puntos de fusión, solubilidades y conductividades de las diversas sustancias contenidas en ellas.

Tabla 6.3. Propiedades de sustancias con temperatura de fusión elevada.36 / 37

SustanciaTemperatura de

fusión (oC)¿Conduce la corriente

en estado sólido?37

¿Es soluble en agua?

¿Conduce en diso-lución acuosa?

Cloruro de sodio 801 No Sí Sí

Oro 1,064 Sí No ----

Diamante Aprox. 4000 No No ----

Cobre 1,084 Sí No ----

Nitrato de potasio 333 No Sí Sí

Dióxido de silicio 1,700 No No ----

Platino 1,768 Sí No ----

Carbonato de sodio 851 No Sí Sí

Sulfato de cobre pentahidratado

650

(se descompone)No Sí Sí

Yoduro de potasio 677 No Sí Sí

Carburo de silicio Sublima a 2,700 No No ----

Plata 970 Sí No ----

2. Elaboren conjuntamente una explicación para el comportamiento de las sustancias.

3. ¿Ustedes piensan que la estructura interna de todas las sustancias de la Tabla 6.2 es igual?

4. Dibuja la estructura a nivel nanoscópico del oro, diamante, nitrato de potasio y fenol (p.f. 43°C, soluble en agua, no conductor).

5. ¿Cómo te imaginas la estructura a nivel nanoscópico de las muestras 1, 2, 3 y 4? Dibújalas.

6. ¿Se parecen a las representaciones de oro, diamante, nitrato de potasio y fenol que dibujaste anterior-mente?

36 Sosa, F. P. et al. (2008). Ver referencias.

37 Estas conductividades se refieren a las que se pueden medir en un laboratorio escolar ordinario.

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} Actividad 4. Interacciones débiles y fuertes

1. Completa la Tabla 6.4 y explica tus respuestas

2. Dibuja las partículas que forman cada sustancia antes y después de someterla a la acción del calor.

Tabla 6.4 Procesos que ocurren en las sustancias por acción del calor.

Núm. Sustancia Cambio Cambios a nivel nanoscópico

en el proceso de calentamiento

1 Cloruro de sodio Funde a 801°C

2 Oro Funde a 1,064°C

3 Cobre Funde a 1,084°C

4 Nitrato de potasio Funde a 333°C

5 Platino Funde a 1,768°C

6 Plata Funde a 970°C

7 Agua Hierve a 100°C

8 Carbonato de calcio Se descompone entre 800 y 1000°C38

9 Sulfato de cobre pentahidratado

Se descompone a 650°C

10 Urea Funde a 132.7°C; a mayor temperatura se quema

3. ¿Consideras que todas las sustancias están formadas por el mismo tipo de partículas, y que entre ellas se da el mismo tipo de interacciones?

4. En los casos 1 a 7 ¿ocurre el mismo tipo de cambio que en los casos 8 a 10? Explica tu respuesta.38

38 Kotz, J. C. & Treichel, P. (1996). Ver referencias.

190


} Actividad 5. Ser o no ser una molécula

Lee el artículo de Nelson (1996) y contesta individualmente las siguientes preguntas:

1. ¿Cómo defines el término molécula?

2. ¿Cuál es la diferencia entre molécula y red cristalina?

3. ¿Las sustancias covalentes pueden formar cristales?

4. ¿Cómo puedes saber si una sustancia cristalina es iónica o covalente?

5. ¿Existen moléculas iónicas?

6. ¿Qué modelos de enlace propones para explicar la estructura nanoscópica de las sustancias iónicas y de las covalentes?

7. Forma en la clase un equipo de 3 a 5 miembros. Discutan brevemente sus respuestas al cuestionario an-terior. Pon atención a las respuestas que dan en voz alta los alumnos seleccionados por el profesor. Si tu equipo puede agregar, comentar o corregir lo expresado por tus compañeros de grupo, solicita la palabra y expresa tu punto de vista y los argumentos que lo fundamentan.

} Actividad 6. Aplicaciones del modelo del octeto de Lewis

A) Contesta individualmente el siguiente cuestionario, por escrito:

1. Sugiere una razón para explicar por qué los átomos unidos en un enlace frecuentemente presentan configuraciones electrónicas de gas noble.

2. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del segundo período (Li-F) de la tabla periódica.

3. Escribe las estructuras de Lewis de los fluoruros de los elementos del tercer período (Na al Cl) de la tabla periódica.

4. Identifica los ácidos y las bases de Lewis entre los fluoruros de los incisos anteriores.

5. ¿Cuál es el ámbito de aplicabilidad de la regla del octeto? ¿En qué casos se rompe la regla?

6. Escribe las estructuras de Lewis de los iones carbonato (CO3

2-), nitrato (NO3

1-) y perclorato (ClO4

1-).

B) Forma un equipo de tres miembros para discutir las respuestas que dio cada uno de ellos al cuestionario anterior.

C) Entreguen un resumen de sus respuestas al docente, con los nombres de cada uno de los integrantes de equipo.

191


} Actividad 7. Uso del modelo de electronegatividad de Pauling, predicción y comparación de modalidades del enlace con propiedades de sustancias

El objetivo de esta actividad es que el estudiante comprenda que la electronegatividad (c) es un modelo y como tal es útil en la predicción de la modalidad de enlace que predomina cuando se forma esta interacción.

1. Usa una tabla de electronegatividades de Pauling, para calcular las diferencias de electronegatividad que se dan al formar los fluoruros de los elementos del segundo período (Li – F) de la tabla periódica.

2. Calcula también las diferencias de electronegatividad que se encuentran en cada uno de los hidruros de los halógenos (F – I).

3. Completa las columnas 2, 3 y 4 de la tabla siguiente.

4. Agrega una columna a la tabla. Investiga el estado físico, la conductividad y solubilidad de cada uno de los compuestos y completa tu última columna.

5. Compara y discute tus resultados con los de tus compañeros.

6. ¿Es útil el modelo de electronegatividad de Pauling para hacer predicciones de modalidad de enlace?

7. El modelo que nos ocupa ¿es infalible? ¿Algún otro modelo lo es?

Tabla 6.5 ∆c y propiedades de algunos compuestos binarios.

Compuesto ∆cModalidad de enlace

PropiedadesPredicción

acertada o no

LiF

BeF2

BF3

CF4

NF3

OF2

F2

HF

HCl

HBr

HI

192


} Actividad 8. ¿Consideras que existe una frontera que permite separar clara y tajantemente a las sustancias iónicas de las metálicas y de las covalentes? Es decir, ¿existen las sustancias 100% iónicas, otras 100% covalentes y otras más 100% metálicas?

Tu profesor planteará la pregunta anterior. Analízala y emite tu respuesta levantando la mano oportunamente. Reúnete con los compañeros que compartan tu opinión y busquen argumentos en pro y en contra.

Escriban los argumentos que hallaron en contra y utilícenlos para argumentar a favor de la opinión contraria.

Lee el artículo de Livage (1981), elabora un resumen, destaca y enuncia 5 argumentos a favor de la no exis-tencia de la barrera e inclúyelos en tu resumen. Entrega tu documento escrito al profesor en la clase siguiente o súbelo al foro correspondiente.

} Actividad 9. ¿En qué se parecen y en qué se distinguen el agua y el anhídrido carbónico?

1. Tu profesor planteará la pregunta anterior. Piensa en tu respuesta, tratando de imaginar cómo son las partículas de ambas sustancias y recordando lo que sepas de sus propiedades físicas y químicas. Escribe tu respuesta en tu cuaderno y coméntala con tus compañeros.

2. Analicen los datos de la tabla de electronegatividades y traten de encontrar en qué se parecen.

3. Ahora piensen por qué el CO2 es un gas y el H

2O es un líquido.

4. ¿Hace falta considerar algo más que la diferencia de electronegatividades y la masa molar para explicar las diferencias?

5. Entreguen sus conclusiones a la profesora.

} Actividad 10. Aplicación conjunta de los modelos del octeto de Lewis y de RPECV

Resuelve el siguiente ejercicio:

Usa el modelo de RPECV para predecir y explicar la geometría molecular y distribución electrónica de cada una de las siguientes moléculas: trifluoruro de aluminio, trifluoruro de fósforo y trifluoruro de cloro.

1. Escribe las fórmulas de cada uno de estos compuestos.

2. ¿Piensas que en el estado gaseoso las moléculas tendrán la misma geometría? Si es así, ¿cuál será esa geometría?

3. Identifica el átomo central en cada caso y ubícalo en la tabla periódica

4. ¿Cuántos pares de electrones forman el entorno de cada uno de los átomos centrales?

5. Revisa lo que respondiste en la pregunta 2 y refuerza o rechaza esa respuesta.

6. En estos tres casos, ¿todos los pares de electrones son enlazantes o hay pares libres?

7. ¿Cuál es la geometría molecular y la distribución electrónica en cada caso?

193


} Actividad 11. Aplicación del modelo de RPECV en la interpretación de propiedades

El objetivo de esta actividad es vincular el modelo con la realidad. Para ello se te pide que resuelvas el siguiente ejercicio:

a) Investiga los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos de los grupos 14, 15, 16 y 17 de la tabla periódica.

b) Traza una gráfica de los puntos de ebullición anteriores contra el número del período en el que se encuen-tra el elemento que forma el hidruro; por ejemplo, el C está en el período 2, el Ge está en el 4, etc.

c) ¿Notaste alguna tendencia general en el cambio de puntos de fusión con relación al número del período?

d) ¿Te sorprendieron algunos puntos de ebullición en el contexto de las tendencias encontradas?

c) Utiliza los modelos de electronegatividad de Pauling y de RPECV, para explicar los valores inesperados que encontraste en la gráfica que trazaste.

} Actividad 12. Aplicación del modelo de EV en la interpretación de propiedades

Se tienen las siguientes moléculas39: tetracloruro de estaño(IV), tetrafluoruro de azufre(IV) y tetrafluoruro de

xenón. Todas las especies están formadas por un átomo central y cuatro ligantes halogenuro, pero la evidencia experimental indica que el tetracloruro de estaño(IV) debe ser tetraédrico, mientras que el tetrafluoruro de azufre no lo es y el compuesto de xenón debe ser cuadrado. ¿Cuál es, en cada caso la hibridación que te permite explicar estas propiedades?

1. Escribe la fórmula de cada una de las moléculas.

2. Identifica el átomo central en cada una de ellas y ubícalo en la tabla periódica.

3. Escribe la configuración de los electrones de valencia de cada átomo central e identifica el número de enlaces que puede formar en el estado basal.

4. Todas estas moléculas tienen cuatro ligantes halógeno. ¿Puedes proponer la misma hibridación para to-das ellas? ¿Por qué?

5. Propón la hibridación que te permite explicar la geometría tetraédrica del tetracloruro de estaño, disfe-noidal del tetrafluoruro de azufre y cuadrada del tetrafluoruro de xenón.

6. En el foro compara tus resultados con los de tus compañeros.

39 Las sustancias están en el estado gaseoso.

194


} Actividad 13. EVALUACIÓN. Actividad integradora de modelos: del octeto, de RPECV y de EV

El objetivo de esta última actividad es que revisemos cuánto has aprendido y que veas cuáles son los aspectos que tienes que reforzar. Para ello, te pedimos que resuelvas el siguiente cuestionario, individualmente:

1. Usa el modelo puntual de Lewis para representar las siguientes especies: cloruro de galio anhidro (en estado gaseoso), ion fosfonio, ion sulfato, difluoruro de kriptón.

2. Define la geometría electrónica y molecular de cada una de las especies anteriores, usando el modelo de RPECV. No olvides indicar el número total de regiones o dominios electrónicos que están en el entorno de cada átomo central, también es muy importante que especifiques la naturaleza de los pares, ya sean enlazantes o no enlazantes.

3. Propón una hibridación que te permita explicar cada una de las geometrías que dedujiste en el inciso an-terior; explica la formación de enlaces s y, en su caso, la formación de enlaces p.

195


ACTIVIDADES

Núm. Nombre Objetivo Formato

1Propiedades de algunas sustancias

Identificar propiedades para vincularlas con necesidad de formular modelos de enlace

Presencial

2Interacciones químicas y comportamiento frente al calor

Vincular comportamiento frente al calor para completar necesidad de formular modelos

Presencial

3 Sustancias con p. f. altoReconocer que el p.f. no es un parámetro adecuado para inferir el tipo de enlace

Mixto: presencial y foro, blog o e-correo

4Interacciones débiles y fuertes

Explicar cambios a nivel nanoscópico en los cambios de estado y en las reacciones químicas


5 Ser o no ser una molécula Distinguir entre moléculas y cristales Foro, blog o e-correo

6Aplicaciones del modelo del octeto de Lewis-Langmuir

Aplicar el modelo y analizar sus fortalezas y debilidades en su época y en la actualidad


7

Modelo de Pauling de electronegatividad, predicción y comparación de modalidades de enlace

Usar y evaluar modelo de electronegatividad de Pauling


8 Livage: unicidad del enlaceAnalizar propiedades de sustancias diversas para comprender que la “unidad del enlace se pierde ante la diversidad de sus manifestaciones”


9¿En qué se parecen y en qué se diferencian el agua y el anhídrido carbónico?

Aplicar el modelo RPECV para explicar propiedades de sustancias a partir de estructuras de sus moléculas

Mixto: resencial y foro, blog o e-correo

10Aplicación de los modelos de Lewis-Langmuir y RPECV

Comprender y predecir la geometría de moléculas y de iones moleculares

Presencial

11Aplicación del modelo RPECV en la interpretación de propiedades

Vincular el modelo con la realidad Presencial

12Aplicación del modelo EV para explicar geometrías moleculares

Explicar geometrías de moléculas e iones moleculares, a través del modelo EV


13Actividad integradora de EVALUACIÓN

Reunir información de modelos de Lewis, Gillespie y Pauling para explicar propiedades de moléculas e iones moleculares

Presencial individual

205


205196

REFERENCIAS

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