COMPILACION MDQ - UPN

Diciembre 03

Ya han transcurrido varias sesiones en las cuales se han hecho diversos desarrollos sobre cuáles son los problemas que rodean la formulación de estructuras y de funciones quimicas para explicar las reacciones quimicas? En este sentido se presenta el compendio de ensayos que recogen las diversas reflexiones y las múltiples rutas de indagación que han seguido los participantes del Seminario Conceptos Quimicos e Implicaciones Didácticas de la Maestria en Docencia de la Quimica de la Universidad Pedagogica Nacional.

COMPILACIÓN ENSAYOS MDQ - CONCEPTOS E IMPLICACIONES DIDACTICAS

El nacimiento de la química orgánica y cómo ésta es presentada en los textos de enseñanza

Natalia Astrid Castrillón

Resumen

Este ensayo presenta un recuento histórico de la Química Orgánica,  donde presenta  cómo se construyeron las bases de dicha ciencia y cómo todo este proceso se pierde a la hora de enseñarlo, ya que la mayoría de docentes orientamos nuestras explicaciones basados únicamente en los textos de enseñanza  presentando reduccionismos y deformaciones que pueden estar obstaculizando una correcta orientación de la enseñanza.

Palabras Claves: Química Orgánica, estructura química, teoría de valencia, Kekulé

Introducción

La química orgánica como ciencia experimental nace desde que se descubre que  la materia viva animal y vegetal están formados principalmente por los elementos de carbono, hidrógeno y oxígeno,  y que algunas de estas sustancias contienen nitrógeno. Con  este hallazgo surge una inquietud ¿Cómo es posible que tan diversos y complejas sustancias están formados tan solo por C, H, y O y en cambio el mundo mineral está compuesto por las combinaciones de 54 elementos?

Los químicos del siglo XIX  tratan de contestar esta pregunta y lo hacen desde el conocimiento que tienen de las sustancias inorgánicas para equipararlas a la naciente Química Orgánica.

En búsqueda de la composición de las sustancias de la materia viva

Los científicos encuentran una similitud entre el comportamiento de los elementos químicos asociados en grupos y los compuestos orgánicos agrupados en funciones químicas ya que se comportan de manera similar teniendo las mismas propiedades químicas, esta idea fue tomada por Berzelius que creía que las moléculas orgánicas estaban formadas de radicales (funciones químicas), igual que las moléculas inorgánicas estaban formadas de átomos individuales, y llegó a pensar que los radicales eran casi tan indivisibles e inmutables como los propios átomos (Fillon, P. 1991).

Berzelius mantuvo que la fuerza que une a los átomos en una molécula inorgánica o en un radical orgánico era de naturaleza eléctrica (lo que finalmente acabaría siendo cierto). Cada molécula, pues, debía contener una parte positiva y una parte negativa, ya que sólo existía atracción entre los elementos de cargas opuestas.

Para las sustancias inorgánicas simples como el cloruro sódico, este concepto de positivo y negativo demostró finalmente concordar con los hechos. Para que esto se cumpliese en las sustancias orgánicas, Berzelius tuvo que insistir en que los radicales consistían en carbono e hidrógeno solamente, siendo el carbono negativo y el hidrógeno positivo. Por tanto, mantuvo que el radical benzoílo (C7H ₅ 0) no contenía ni podía contener oxígeno, lo que se contradecía con los estudios realizados sobre este radical, además  Berzelius estaba seguro  de que era imposible sustituir un elemento negativo por otro positivo sin cambiar drásticamente las propiedades del compuesto.

Auguste Laurent (1807-53),  dejó de lado la teoría de las fuerzas eléctricas de Berzelius, el creía que una molécula orgánica tenía un núcleo (que podía ser un solo átomo) al que se enlazaban los diferentes radicales. Las moléculas orgánicas podían agruparse así en familias o tipos (de ahí el nombre de teoría de los tipos). Todos los miembros de un tipo tendrían un núcleo idéntico al cual podía unirse cualquiera de una serie de radicales semejantes; y dentro de los radicales existían muchas posibilidades de variación.

La teoría de los tipos ganó popularidad debido a que podía usarse para organizar el número cada vez mayor de compuestos orgánicos que se estaban estudiando. El químico ruso-germano Friedrich Konrad Beilstein (1838-1906) publicó en 1880 un vasto compendio de compuestos orgánicos y utilizó la teoría de los tipos de Laurent para organizar dichos compuestos dentro de un orden racional.

En 1852 Edward Frankland desarrolló el concepto de atomicidad, que equivale a lo que hoy se conoce como valencia, investigando sobre las propiedades de compuestos organometálicos. Sugirió que cada elemento formaba compuestos con cantidades definidas de otros elementos, ya que cada uno tiene una “atomicidad” fija, considerando esta como la capacidad de combinación de los átomos de cada elemento, en comparación con la del hidrógeno que siempre es una, .además  Frankland concluyó, de los resultados de sus experimentos, que el nitrógeno, el fósforo, el antimonio y el arsénico exhiben la tendencia a formar compuestos que contienen 3 y 5 equivalentes de otros elementos, es decir, presentan dos números de atomicidad diferentes. Los trabajos y teorías de Frankland sirvieron de base para la tabla periódica que propuso Mendeleev, en la cual relacionó la valencia de los elementos con su posición en la tabla.

Friedrich Kekulé (1865) propuso la estructura cíclica del benceno, basándose en la teoría de la atomicidad de los elementos de Frankland y en el conocimiento, construido en trabajos propios anteriores, del carbono como elemento tetratómico; pudo explicar la estructura de muchos compuestos del carbono, particularmente de aquellos a los que llamaba cuerpos grasos (conocidos hoy como compuestos alifáticos). Estaba seguro de poder aplicar estos mismos principios a los compuestos aromáticos, a pesar de que había algunos científicos que habían expresado que la composición de estos compuestos no se podía explicar por la teoría de la atomicidad e, incluso, que existía un grupo hexatómico formado por seis átomos de carbono, sin interesarles cómo se unían estos.  Kekule,   nombró al átomo de carbono tetratómico (luego tetravalente) y constitución atomística de los compuestos (a lo que luego se conoció como estructura molecular). Kekule presentó “fórmulas gráficas” de algunas sustancias para que fuera mejor comprendida su propuesta  (Gallego B,  Pérez  R. 1999)

La idea de Kekulé de asignar ciertos átomos a ciertas posiciones dentro de la molécula, y esquemáticamente de conectarlas que usan lo que él llamó las unidades de la afinidad, ahora llamadas valencias, fueron basados en gran parte por la  evidencia de las reacciones químicas, más  que en los métodos instrumentales que podrían mirar con fijeza directamente en la molécula, por ejemplo Cristalografía de la radiografía. Tales métodos físicos de determinación estructural todavía no habían sido desarrollados, así que los químicos de la  época de Kekulé tuvieron que confiar, esta teoría fue modificada después del descubrimiento de los electrones (1897) y del desarrollo de los mecánicos del quántum (en los años 20).

El número de valencias de un elemento dado era invariante, era un componente dominante de la versión de Kekulé de la química estructural. Esta generalización sufrió de muchas excepciones, y fue substituida posteriormente por la sugerencia que las valencias eran fijas en ciertos estados de la oxidación. Por ejemplo, ácido periódico según la estructura de Kekulé, la teoría se podía representar por la estructura de cadena I-O-O-O-O-H. Por el contrario, la estructura moderna de (meta) ácido periódico tiene cuatro átomos de oxígeno el rodear del yodo en una geometría tetraédrica.

Con respecto a las relaciones de los isómeros aromáticos. Kekulé propuso que  para su estructura se debía considerar el número de los isómeros observados para los derivados del benceno. Para cada mono derivado del benceno (C₆H₅X, donde X = Cl, OH, CH₃, NH₂, el etc.) solamente un isómero fue encontrado siempre, implicando que los seis carbones son equivalentes, de modo que la substitución en cualquier carbón dé solamente un solo producto posible. Para los di-derivados tales como, amino-toluenos C₆H₄(NH₂) (CH₃), tres isómeros fueron observados, para los cuales Kekulé propuso las estructuras con los dos átomos de carbón substituidos separados por un, dos y tres enlaces del carbón-carbón, nombrados más adelante como: orto, meta y para isómeros respectivamente.

La cuenta de los isómeros posibles para los di-derivados sin embargo fue criticada por Albert Ladenburg, un ex-estudiante de Kekulé, que discutió que la estructura de Kekulé 1865 implicara dos estructuras “orto” distintas, dependiendo de si los carbones substituidos son separados por un enlace solo o doble. Puesto que los derivados orto del benceno nunca fueron encontrados realmente en más de una forma isomérica, Kekulé modificó su propuesta en 1872 y sugirió que la molécula del benceno oscila entre dos estructuras equivalentes, de una manera tal que los enlaces solos y dobles intercambien continuamente posiciones. Esto implica que los seis enlaces del carbón-carbón son equivalentes, como cada uno es sola mitad del tiempo y mitad doble del tiempo. Una base teórica más firme para una idea similar fue propuesta más adelante en 1928 cerca Linus Pauling, de que substituyó la oscilación de Kekulé por el concepto resonancia entre las estructuras quántum-mecánicas.

Esta representación permitió ver muy claramente por qué las moléculas orgánicas eran, en general, mucho más grandes y complejas que las moléculas inorgánicas. De acuerdo con la idea de Kekulé, los átomos de carbono podían enlazarse unos con otros por medio de uno o más de sus cuatro enlaces de valencia, para formar largas cadenas, lineales o ramificadas. Ningún otro átomo parecía disfrutar de esa propiedad en un grado tan marcado como el carbono.

Las fórmulas estructurales hacían gala de una utilidad tan obvia que muchos químicos las aceptaron inmediatamente, quedando desfasados por completo todos los intentos de representar las moléculas orgánicas como estructuras construidas a partir de radicales. Ahora podría construirse nada menos que una representación átomo por átomo además esta teoría se solidificaba por su comprobación experimental.

(http://www.worldlingo.com/ma/enwiki/es/Friedrich_August_Kekul%C3%A9_von_Stradonitz, 2010)

La historia de la química ha pasado por toda una serie de caminos tortuosos, errores y extravíos que reflejan la confusión que se manifiesta en la historia del desarrollo del espíritu humano.  En el mundo antiguo el hombre mantenía en  secreto los saberes que poseían de la naturaleza para resolver sus necesidades más perentorias, pero a medida que pasaban los años y crecían estas necesidades, el desarrollo  de la ciencia se debe a la decisión de la escolarización de la misma y  la construcción  en  colectivo e interdisciplinaridad  para ser utilizada  para su propio beneficio  (Gagliardi, R y Giordan, A 1986).

Haciendo este recuento histórico cabe destacar  la importancia en la  inclusión de la historia de las ciencias en su enseñanza donde se  puede establecer un hilo conductor que da cuenta del progreso científico y, a su vez, identificar los conceptos estructurantes que dan valides a los conceptos químicos que se enseñan; sin embargo esto va en contravía  en lo referente a los textos escolares donde la actividad científica se presenta rígida, neutra, acumulativa y positivista además los textos de enseñanza tienen los siguientes inconvenientes:

·         No hay un rastreo histórico y epistemológico de los conceptos

·         Son versiones reduccionistas, de fuentes secundarias y a veces lejos  los escritos originales

·         Presenta el conocimiento científico como verdadero, universal y único

·         Todos los descubrimiento son lineales y exitosos

·         Presenta los contenidos como productos y hechos probados

·         No incorpora investigación actual de la química

·         No relaciona el conocimiento común, científico y escolar

A manera de conclusión

Es importante, combatir la imagen distorsionada de la ciencia y de la actividad científica, incorporar en la enseñanza de la química el estudio histórico con el fin de que estas se presenten como un proceso de investigación (Solves y Traver, 1996), seleccionando aquellos contenidos estructurantes que permitan al estudiante abordar problemas significativos, generando ámbitos pedagógicos y didácticos, planteando situaciones que posibiliten, por parte de dichos estudiantes, la reconstrucción permanente de sus estructuras conceptuales y metodológicas relacionadas con los conocimientos científicos

En los textos de química los conceptos simplemente aparecen y son presentados como verdades, datos y aseveraciones que deben ser aprendidos; pero, ¿qué explican estos conceptos?, ¿en qué teorías están enmarcados?, ¿a qué problemas responde?, ¿cómo se llegó a su construcción?, ¿qué problemas se planteó la comunidad científica al respecto? No se plantea en los textos respuesta a estos interrogantes

Así que el docente debe cuestionarse y contestarse todos estos interrogantes cada vez que enfrente un nuevo  contenido de química,  de este modo se favorecería la práctica docente y así  aproximarse a concepciones epistemológicas más correctas, susceptibles de incidir positivamente en el aprendizaje de las ciencias.

Referencias Bibliográficas

Barona, J. L. (1994). Ciencia e historia. Debates y tendencias en la historiografía de la ciencia. Valencia: Guada  p. 256

Brock , W. H. (1998). Historia de la química. Madrid: Alianza. p. 260

Gallego B., R.; Pérez, M., R. El problema del cambio en las concepciones epistemológicas, pedagógicas y didácticas. Bogotá: Universidad Pedagógica Nacional, 1999.

Fillon, P. (1991). Histoire des sciences et réflexion épistémologiques des élèves. Aster, 12, pp. 91-120

García Cruz, C.M. (1991). La historia de la ciencia en la futura enseñanza secundaria: Reflexiones en torno al diseño curricular base. Enseñanza de las Ciencias, 10(1), pp. 115-117.

Gagliardi, R. y Giordan, A. (1986). La historia de las ciencias: Una herramienta para la enseñanza. Enseñanza de las ciencias, 4(3), pp. 253-258.

http://www.worldlingo.com/ma/enwiki/es/Friedrich_August_Kekul%C3%A9_von_Stradonitz: Tomado el 28 de Noviembre de 2010

El atomismo ¿una verdad absoluta?

Dein Jeinman Cruz Leiva

El estudio de los comportamientos químicos de las diferentes sustancias, ha sido fundamental en la determinación de sus características o propiedades, de su composición, estructura y función química. Todo este conocimiento que se ha logrado obtener hasta el momento, ha surgido a través de un estudio experimental y sistemático de los procesos o reacciones de las sustancias estudiadas,  dando como resultado el planteamiento de conceptos, postulados, leyes o teorías, representadas mediante modelos y plasmados en lo que llamamos “ documentos originales”, es decir un cuerpo de conocimiento expresado y plasmado directamente por el científico, sin modificaciones o interpretaciones hechas por otras personas.

Precisamente por la complejidad del lenguaje, se hace necesario una transposición de este saber  sabio al saber enseñado  (Chevallard, 1997), dando lugar a una problemática encaminada en dos aspectos:  el primero es el reduccionismo  o fragmentación en el conocimiento que permitió llegar al planteamiento de los modelos científicos o postulados frente a la composición estructura y función de las sustancias,  como objetos de discusiones este trabajo  y el segundo aspecto tiene relación con la enseñanza y aprendizaje de este  conocimiento.

Lo anterior nos permite plantearnos dos preguntas: ¿Qué tipo de química enseñamos? Y ¿Qué garantiza, que esta química o modelos que enseñamos, presenta una estructura coherente, que permita llevar a cabo un adecuado proceso de enseñanza  – aprendizaje? Lo que nos conduce a cuestionarnos frente a la vigilancia epistemológica que se ha llevado cabo en la transposición didáctica de estos conocimientos.   Si nos remitimos a los textos universitarios y de secundaria, como fuentes didácticas, nos encontramos con una diferencia bien notable: el texto universitario como saber enseñado, posee un cuerpo de conocimiento mayor que el texto de secundaria.  Una de las razones frente a esta diferencia, es  precisamente  el contexto y el nivel de conocimiento que existe entre un estudiante universitario y uno de secundaria.  Pero, un aspecto importante y ya mencionado anteriormente es la simplificación o reduccionismo al que son sometidos los conceptos o modelos, debido a que los textos actuales son simplemente copias hechas a partir de los textos anteriores, los cuales  van perdiendo su sentido epistemológico.  Moreno (2006) afirma “La fragmentación del conocimiento ha tenido una influencia decisiva en los sistemas educativos que quizá empiezan a notar los achaques de aquella fragmentación decimonónica y hayan de adentrarse en propuestas más unificadoras”.

Además, los conceptos o modelos planteados en los libros de texto frente a la temática en discusión, son presentados como verdades absolutas y terminales, sin dar lugar a la incertidumbre y dejando de lado los aspectos que dieron lugar al planteamiento o desarrollo de dichos modelos.  Un ejemplo de lo anterior  es la determinación de la formula del benceno, en donde se menciona en los libros de texto de secundaria, el científico que la determinó y el producto final correspondiente a la formula  y estructura de este compuesto, sin tener en cuenta su desarrollo histórico y epistemológico que permitió llegar a plantear este modelo.  Por tal motivo dando respuesta a la primera pregunta, la química que  enseñamos está  basada en productos  o modelos terminales,  plasmados en nuestra herramienta didáctica “el  libro de texto”, sobre lo cual podríamos desarrollar una extensa discusión sobre los aspectos positivos y negativos que estos tienen, con respecto al contenido y calidad del conocimiento plasmado en ellos. 

Estos modelos plasmados en los libros, no dan lugar a discusiones frente a su consistencia, precisamente porque se consideran verdades absolutas y son la única herramienta que da lugar a la explicación de los fenómenos o comportamientos estudiados, sin abordar el proceso  y las inconsistencias que se presentaron en desarrollo de dicho modelo. Si nos remitimos al concepto de enlace en los libros de texto, se presenta mediante una serie de pasos que determinan el tipo de enlace que formaría y el mecanismo de reacción, planteamientos que dan como resultado una única y absoluta respuesta, sin dar lugar a cuestionamientos. Sin embargo este modelo atomista que pretende dar explicación al enlace, no fue de total aceptación por  otras corrientes como la energetista. 

Pero ¿Qué es el atomismo?, ¿una verdad absoluta que da explicación a los diferentes comportamientos de la materia a partir de la existencia de unas partículas llamadas átomos?   Esta teoría, o hipótesis como algunos científicos la han llamado, durante la historia de la química,  ha ganado opositores y seguidores que defienden esta verdad.  Sin embargo, olvidamos que  el atomismo en realidad es un modelo científico que ha tratado de explicar  ese comportamiento de las sustancias, sin convertirse en una única verdad.  Boltzmann considera las teorías científicas como «una imagen mental puramente íntima» de los fenómenos. Según él y referenciado por Moreno, (2006), las teorías científicas deberían ser vistas como imágenes conceptuales o representaciones del mundo más que descripciones directas basadas en hipótesis realistas. Entonces,  ¿Cuál ha sido la versión de química que se ha enseñado y difundido durante los últimos siglos?, ¿se sigue pensando en esas esferas redondeadas alrededor de las cuales giran los electrones? Quizás esto resulte ilógico para muchos científicos, pero durante siglos se pretendido dar una explicación racional de muchos de los comportamientos que presentan las sustancias y finalmente se ha llegado al planteamiento de unas representaciones: en forma esférica, dibujando caminos u orbitas imaginarias, puntos que representan los electrones que hay alrededor de un núcleo, líneas que dan explicación a las uniones o lo que conocemos actualmente como enlace, pero , finalmente todo lo anterior se traducen a modelos científicos, representaciones que han diseñado los químicos y físicos para dar esa explicación.  Pero, entonces ¿en que radica la problemática?

En este articulo, no se trata de derrocar un modelo científico, sino, se trata de mostrar que no existe un solo modelo para dar explicación al comportamiento de las sustancias, sino por el contrario, y la historia no lo muestra, se han presentado un gran numero de modelos, que han tratado de explicar el hecho de que las sustancias se puedan combinar de diferente manera y  de esta forma, determinar la relaciones que existe entre  las sustancias, dando como resultado diferencias y semejanzas entre ellas.  Lo anterior ha permitido desarrollar una serie de planteamientos y teorías, dando como resultado los modelos científicos, frente al enlace químico, estructura y composición de las sustancias. 

Si analizamos el comportamiento que presentan las sustancias para combinarse con otras, se ha propuesto la existencia de una afinidad química, sin embargo, este planteamiento, no ha sido suficiente; dando paso a nuevas experimentaciones y teorías que han tratado de complementar o de explicar de forma más detallada, lo que la anterior no logró.  Chamizo, en su trabajo titulado “Modelos de enlace Químico”, muestra que el  modelo propuesto por Berzelius, a pesar de su aceptación en Europa, no  daba  explicación a otros fenómenos experimentados por otros químicos como  A. Laurent. En el modelo de Berzelius,  los átomos pueden ser positivos y otros negativos,  ejerciéndose una  atracción y neutralización entre las cargas opuestas, a parir de lo anterior se lograba dar  explicación a  la afinidad o enlace químico, sin embargo en el momento de explicar la razón por la cual el H podía ser sustituido por halógenos en compuestos aromáticos, el modelo de Berzelius sobre la naturaleza eléctrica del enlace, no lo permitía. De esta manera se da un cambio de paradigma (Kuhn, 1972), en donde el modelo anterior no es suficiente para dar explicación a todos los fenómenos, por tal motivo se cambia de modelo.

Además de este cambio de paradigma, podríamos enunciar otros, tales como, el paso de la teoría de los radicales al de los  tipos, luego al de valencia, enlace electrostático y así sucesivamente hasta llegar al  de modelo de  orbitales moleculares apoyado en la mecánica cuántica. Sin embargo, a pesar de los cambios que muestra la historia, seguimos basándonos en modelos que ya han sufrido una transformación y los enseñamos como una verdad absoluta, sin lugar a cuestionamientos.

En algunos libros de química inorgánica (Santillana inorgánica), abordan el concepto de enlace, desde el atomismo, dando explicación a los enlaces iónico, covalente y metálico. Desde el lado de la orgánica, para dar explicación al gran numero de compuestos orgánicos que se pueden formar a partir de C e H, se remiten al modelo de orbitales moleculares. Lo anterior nos permite determinar,  que no existe un único modelo para explicar los fenómenos químicos. Los modelos propuestos en la química mineral o inorgánica, no han sido suficientes para dar, de forma general o unificada, esa explicación a las diferencias existentes entre lo orgánico  y lo inorgánico.  Estas controversias o inconsistencias, han dado paso a otras corrientes que han tenido gran aceptación, tales como  el energetismo,  desde el cual, se pretende dar explicación de todos los fenómenos, tomando como elemento fundamental  la energía y dejando de lado  el átomo.

El energetismo, defendido fuertemente por Ostwald y Mach, también ha presentado grandes controversias, que han dado lugar de nuevo  a la aceptación del  atomismo.  Sin embargo, las aportaciones de atomismo y energetismo a pesar de las controversias, han consolido un cuerpo estructural de la química, la física y la termodinámica, necesarias para dar explicación a esos fenómenos naturales.

Finalmente,  tendríamos que cuestionarnos como docentes, con respecto a los modelos científicos y de enseñanza que  estamos aplicando en nuestras aulas y sobre el papel que jugamos en el desarrollo de  nuevas estrategias didácticas que garanticen un verdadero aprendizaje de los modelos científicos y en sí de la química y finalmente replantear la forma como enseñamos los modelos o conceptos científicos, no como verdades absolutas, sino, como modelos que están sujetos a la incertidumbre y al análisis de los factores que permitieron su desarrollo.  Por consiguiente es necesario replantear el uso de textos y buscar fuentes didácticas que estén orientadas en contrarrestar las deficiencias que presentas estos libros.

Bibliografía

Chamizo, J.A., (1992) Modelos de enlace químico, Elementos, 2, 28-32.

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

Moreno,  G.A.  (2006) ATOMISMO versus ENERGETISMO: Controversia científica a finales del siglo XIX.  Enseñanza de las ciencias.  24(3). pp. 411–428

Kuhn, T. S. (1972). La estructura de las revoluciones científicas, México, Fondo de Cultura Económica.

Dieguez, A.J (1995).  Realismo y antirrealismo en la discusión sobre la existencia de los átomos. Universidad de Málaga. Philosophica Malacitana. 8: 49-65

Chevallard,  Y.  (1997).  La transposición didáctica.  Del saber sabio al saber enseñado.  AIQUE.

Cómo se aborda la teoría del enlace químico y estructura en la enseñanza-aprendizaje

Emiro Espitia Rincón

En el estudio de la química orgánica o inorgánica se observa que frecuentemente se inicia con una generalización para su estudio desde una visión macroscópica hasta llevarla a lo microscópico, siendo lo macroscópico mas fácil de explicar ya que al ser tangible y medible permite acercar a representar como está constituida la materia internamente, siendo así, que se puede medir su densidad, masa, volumen, temperatura, medir su pH, entre otras.

Para seguir profundizando, el análisis de las propiedades físicas y químicas de las sustancias cuando se someten a procesos de reacción, como el caso de la combustión, conductividad eléctrica, reacciones químicas de acido-base o neutralización, de precipitación y redox. Teniendo ya establecidas estas características se empieza a diferenciar los componentes y responsables de que se presenten estos fenómenos, siendo la intención de estos estudios aproximarlos a cuestionarse y responderse a si mismos.

Es cuando se entra a justificar mediante los átomos y moléculas el mundo microscópico, dándole una ubicación en la continuidad del estudio de la materia como sustancias puras,  diferenciándola de las mezclas propiamente dichas y de las disoluciones, se revisan unidades de medida de concentración para las disoluciones, se habla de peso atómico y molecular, se aplican formulas matemáticas para hallarlos y se establecen símbolos y formulas para los elementos y compuestos incluyendo los gases.

Para abordar la explicación de la tabla periódica y la información que ella contiene, se entra a explicar el átomo como la unidad constitutiva de la materia, se inicia con los modelos atómicos citándose a Leucipo, Demócrito, Thomson, Rutherford y profundizando su estudio en el modelo atómico de N. Bohr en lo que se refiere a la explicación de los niveles. Se recurre a relacionarlo con fenómenos como la luz, electricidad y radiactividad, mediante prácticas y análisis de dichos fenómenos donde se trata de establecer su naturaleza, las diferentes teorías que las definen y la relación entre onda-partícula para introducir los números cuánticos, el modelo atómico de De Broglie y el de A. Sommerfeld, así, como dar explicaciones sobre la teoría de la Incertidumbre propuesta por W. Heisenberg.

Se llega así a la configuración electrónica de los elementos y a partir de allí se ubican los electrones basados en las teorías de Pauli, la Regla de Hund y el diagrama de Moeller, con esta configuración se establecen las bases que se tienen en cuenta para la clasificación de la tabla periódica moderna y a su vez permite establecer conceptos como valencia relacionándola con el grupo o cantidad de electrones presentes en el ultimo nivel de energía.

Pero, ¿Cómo se relacionan las teorías anteriores cuando se aborda el problema de los enlaces y que bases teóricas refuerzan este concepto?

Como se puede ver hasta este punto no se ha hecho una distinción entre la teoría atomista y la energetista, más bien se han complementado las dos, por no decir se ha hecho un hibrido de diversas teorías para explicar la presencia del átomo, manifestadas por eventos que no se pueden percibir fácilmente a nivel microscópico, pero que se evidencian, como se hizo al inicio del análisis de los comportamientos químicos de la materia a nivel macroscópico.

Mediante la configuración electrónica se adapta la Teoría de G. N. Lewis para explicar los electrones de valencia y la regla del octeto, estas dos teorías se fundamentan, dando como resultado que los átomos a partir de esa valencia traten de cumplir con completar los ocho electrones en el ultimo nivel, con sus excepciones, todo esto se complementa con ejercicios donde se halla la configuración electrónica, grupo y electrones del ultimo nivel de energía, así mismo, se diseñan estructuras de Lewis y se elaboran estructuras tridimensionales de moléculas con modelos de barras y esferas o modelos compactos, haciéndose énfasis en las valencias como poder combinante, la tendencia a completar los ocho electrones y las estructuras geométricas que se presentan al formar estos modelos, permitiendo seguir diferenciando los tipos de comportamientos que se presentan a nivel químico.

Es en este punto cuando se estudia y explican los enlaces químicos, para ello se referencia lo estudiado anteriormente y se emplea la teoría de la electronegatividad no tomándose como una propiedad atómica invariable y relacionándola con los estados de oxidación, a fin de que no se entre en confusiones cuando un elemento presente distintas electronegatividades dependiendo del tipo de molécula en la que se encuentre e introduciendo la idea de fuerza de atracción cuando se toma como referente los diferentes valores de electronegatividad según las escalas de Pauling y la Escala de Mulliken. Para explicar los valores de la electronegatividad se utiliza la tabla periódica, haciéndose énfasis sobre el tamaño y volumen atómico, esto es, mientras más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad, así mismo se hacen analogías para explicar las nubes electrónicas en cuanto si es mayor la nube de electrones del átomo, mayor será la repulsión que sienten los electrones adicionales, y por tanto, con mayor facilidad serán atraídos por otro átomo y viceversa. En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formara en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de estos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Pauling: iónico, covalente polar y covalente no polar.

A partir de la electronegatividad se puede hablar de energías de enlaces, las predicciones de la polaridad de los enlaces y las moléculas y, también, en la racionalización de los tipos de reacciones que pueden experimentar las especies químicas. En la práctica para diferenciar los enlaces se recurren a ejercicios bien sean estos matemáticos o experiencias propias con el manejo de sustancias, entre ellas: observar la conductividad eléctrica en disoluciones, polaridad, magnetismo y observación de cristales, formas de reacción, entre otras.

Así entonces el enlace covalente se amplia cuando se estudia la hibridación de orbitales y la resonancia, teoría esta que se basa en la Teoría de  los pares de Lewis y la Teoría de Heitler- London. Al final la teoría del enlace de valencia se complementa con la teoría de los Orbitales Moleculares y de ahí se explican propiedades para aproximarlos a entender su naturaleza como lo es las propiedades magnéticas.

Esta es una de las formas clásicas de enseñar los enlaces quimicos, desde el momento de revisar las propiedades de la materia hasta llegar al punto de explicar como se organiza y cuales son las características que se manifiestan y que dan cuenta de la presencia de los átomos.

A modo de reflexión

- Al no diferenciar las teorías nuevas de las concepciones clásicas, sin mostrar la existencia de una ruptura entre ambas, así como el no tener claros los limites de validez, generan errores en torno a conceptos claves sobre los enlaces químicos? (Solbes y Vilches, 1991)

- Si decimos que la descripción cuántica es válida para explicar el enlace covalente, el iónico, metálico, etc. y que los diversos tipos de enlace son debidos a una única interacción: la electromagnética, por lo que no puede explicarse clásicamente, cómo se demuestra? (Solbes y Vilches, 1991)

- Hasta qué punto es válido afirmar que si se utiliza el modelo clásico para explicar los enlaces hace que sea necesario abordar otros determinados problemas-  como la resonancia, geometría molecular-, para la cual es necesario añadir hipótesis suplementarias, híbridos de resonancia, teoría de la repulsión de los pares electrónicos de valencia, resultando más complejo dicho modelo que el correcto, tal  como sucede también con el modelo atómico de Bohr (orbitas de Sommerfeld) para mantenerlos pese a las anomalías registradas? (Solbes y Vilches, 1991)

- Hasta qué punto es comprensible cuando se explica sobre las fuerzas intermoleculares como el caso de las fuerzas de Van der Waals y los enlaces de hidrógeno, se cita sólo para quede explícita la unión entre los átomos para formar la molécula pero no que quede suficientemente clara la relación que existe entre las diferentes moléculas. (Posada, 1999)

- Quizás la única forma de explicar los enlaces químicos concreta se debe hacer analizando los diferentes comportamientos químicos como propiedades físicas: punto de fusión, punto de ebullición, dureza, etc y las propiedades químicas: la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar, nos permitan hacer enseñable este modelo. Para el enlace químico, se debe generar una nueva estructura conceptual que trate de explicar de un modo más simple que la mecánica cuántica algo tan complejo como las uniones químicas”

Bibliografía

De Posada, J. (1999). Concepciones de los alumnos sobre el enlace químico antes, durante y después de la enseñanza formal. Problemas de aprendizaje. Enseñanza de las Ciencias, 17 (2), 227-245

Solbes, J. y Vilches, A. (1991). Análisis de la introducción de la teoría de enlaces y bandas. Enseñanza de las Ciencias, 9(1), pp. 53-58.

Propuesta Pedagógica Basada en Problemas: una alternativa para la enseñanza de la composición, la estructura y la función química

Luis Alberto Navarrete Murcia.

Enseñar química en las aulas de clase no es una tarea nada fácil cuando se pretende que los estudiantes aprendan significativamente ciertos conceptos, que para muchos resulta compleja y limitada a fórmulas o ecuaciones que dependen de problemas que de la misma manera son obsoletos y mecanicistas porque abordan un sentido abstracto que no le permite al estudiante involucrarse en su mundo o quehacer diario para poderlo comprender y tomar decisiones acertadas.

No enseñamos química para que el estudiante acumule todo el conocimiento asimilado sino para producir un cambio en él, para moverlo y hacerlo participe de los problemas sobretodo a nivel medioambiental, se trata pues, de hacer que una situación sencilla se convierta en una oportunidad para aprender y ser un ciudadano comprometido, que logre transformar por ejemplo el tema de enlaces en una experiencia didáctica que de explicación al ¿Qué noción de enlace químico enseñar? ¿Para qué enseñar esa noción de enlace químico?¿Cómo enseñar a hablar y a escribir esa noción de enlace químico para esos aprendizajes, con base en la Resolución de Problemas?¿Por qué algunas bolsas resisten más que otras? ¿Qué tiene que ver que sea biodegradable con los enlaces de carbono? o plantearse desde diferentes disciplinas ¿Por qué la piel envejece?, ¿por qué el azúcar produce llama? entre otros casos temáticos como la estructura, función, composición química se relaciona directamente con hechos que vivimos y que es primordial partir de dichas cuestiones llamativas para centrar la atención del estudiante y comenzar a inferir el posible o los posibles significados de algunos términos que en principio muchas veces lo damos por entendido y resultan más bien difíciles de mostrar por la ausencia de ejercicios desde los más sencillos hasta los más complejo.

Los planteamientos de Dumas, Liebig y Kekulé ponen a manera de reflexión implícita la idea de que la química es tan importante para la vida que no importa si se habla de inorgánico o orgánico, natural o sintético, divalente o tetravalente, saturado o insaturado, en fin, lo que prevalece mas allá de su estudio conceptual, es si ese conocimiento ha sido simplemente transmitido a nuestros estudiantes como una mera receta o si por lo contrario se está tratando de transformar esas maneras de dar a conocer los conocimientos a partir de estrategias que aportan las herramientas  necesarias para hacer fiables, motivadoras y eficaces a la hora de comprender un tema en particular, es decir, no solo es substancial saber química sino también hacer que el estudiante la vea fácil aunque en algunas ocasiones no lo parezca; ese es el reto porque en realidad los textos que usamos en clase muchas veces son aproblémicos y reducidos a definiciones. 

Entre tanto, hay que tener en cuenta al desarrollo cognitivo del estudiante, pues no es lo mismo hablar de fuerzas en primaria que en secundaria, o tratar el concepto de compuestos en grado quinto como en grado once; partiendo del nivel, entonces entraríamos a significar esos conceptos desde la pregunta base: ¿Cómo se puede favorecer en estudiantes de química el aprendizaje conceptual y metodológico?­­­ entre otras alternativas propongo, y aunque no es nada nuevo pero funciona, algo que yo llamaría Propuesta Pedagógica Basada en Problemas el cual debe ser abordado desde situaciones cotidianas y con herramientas didácticas que refuercen el concepto para hacer de éste un significado favorable, llamativo para el aprendiz, innovador para su vida y sobretodo cambiante, es decir, no limitarse al problema como único sino proponer el uso de analogías y saber que así como Kekulé, Liebig, Dumas, Franklan, Butrelow, Couper, Berzelius, entre otros, en su tiempo tenían necesidades y querían representar con sus estudios las formas, los valores y demás acontecimientos químicos que surgían, los estudiantes puedan ver la importancia de la química junto con sus implicaciones en su entorno ya sea en el colegio, en la casa, en la calle, o en cualquier otra situación donde puedan percibir la química más que una asignatura como una oportunidad para reforzar, aprender y compartir esos conocimientos que resultan confusos en algunos textos y dejan mucho por reflexionar.

En consideración a lo anteriormente expuesto, cabe citar que para la enseñanza de la química los autores aportan diversas temáticas en los artículos que hoy en día pueden ser explicados de manera didáctica siguiendo el modelo de cuestiones problémicas; por un lado Dumas y Liebig (1837) centran la atención en lo que corresponde a la organización o sistematización de las sustancias, el comportamiento de la materia viva y la mineral en la naturaleza con intervención de las leyes de combinación, la diversidad de compuestos derivados tanto de la mineral como la orgánica; por otro lado Kekulé (1865), enfatiza la importancia del carbono y su significativo aporte para la estructura del benceno, llegando a considerar conceptos como atomicidad que hoy en día se conoce como valencia, tetravalencia del carbono como las cuatro valencias, atomista que serian las moléculas, cuerpos grasos como compuestos alifáticos y otros como unidades de afinidad, compuestos aromáticos y su composición. No podemos dejar atrás los escritos de Chamizo (1987), quien pone en manifiesto el tratado sobre el enlace químico como modelo el cual resulta a veces complejo para el aprendizaje de nuestros estudiantes.

Pues bien, la idea es cambiar la forma de enseñanza establecida tradicionalmente haciendo que el trabajo práctico experimental y la discusión en grupos pequeños sea el eje alrededor del cual gire el desarrollo del proceso de enseñanza y aprendizaje teniendo en cuenta que (como lo acabo de mencionar), el laboratorio sea también una ayuda indispensable en el momento de manipular los conceptos y hacerlos más creíbles y demostrables. De esta manera, el aprendizaje basado en problemas es una orientación que exige a los estudiantes resolver un problema genuino, de la "vida real" a partir de la indagación y el pensamiento reflexivo. Los docentes facilitan este proceso poniendo a prueba, cuestionando y desafiando creativamente a sus estudiantes para lograr niveles más elevados de comprensión. propiciar la actividad creadora en los estudiantes, ya que el profesor traslada el legado histórico cultural de la humanidad no de forma acabada sino que sitúa al estudiante ante tareas que lo lleven a buscar vías y medios para su solución.

A manera más explícita se puede mostrar que la efectividad de este tipo de alternativas en el aula se convierte en una oportunidad para que los temas antes expresados por los diferentes autores sean motivo de puesta en común y en lo que se refiere a nivel general como composición, estructura y función química. Es una sólida base causal, por ejemplo; Los físicos, químicos, médicos, abogados, se acostumbran a observar las manifestaciones externas de un fenómeno oculto, y a partir de las manifestaciones externas, diagnosticar la existencia de un desorden. Luego, a partir del diagnóstico, establecen las causas del problema. Establecer las causas del desorden les permite formular las recomendaciones prácticas en cuanto al tratamiento y la solución del problema; como vemos, también se requiere habilidad docente.

Entre tanto, para fundamentar un poco más, pero sin ánimo de extenderme y ser más preciso, citaré algunos casos que han resultado llamativos por su aplicación.

·         El proyecto inglés Química Salters ofrece a los estudiantes una aproximación al estudio de la química mucho más atractiva que la que ofrecen los cursos tradicionales, basada en aprender la química a partir de sus aplicaciones.(1999)

·         Experiencia: (2005) Jornadas sobre la Enseñanza de la Química, Palma de Mallorca. El aprendizaje basado en problemas y la evaluación continuada: herramientas metodológicas para la enseñanza de la Química, realizado por la Universidad Autónoma de Barcelona.

·         Experiencia: (2006) Desarrollo de una unidad didáctica: El estudio del enlace químico en el bachillerato, Universidad Nacional Autónoma de México.

Por último, me parece muy pertinente unificar la idea en la química, en especial con relación a los artículos puesto que al final siempre quedan y han de quedar preguntas para reflexionar y sin responder, en tal caso espero que tanto los conceptos erróneos de los textos como los que tenemos en nuestras mentes en muchas ocasiones sean renovados y puestos en debate con la participación de esta alternativa que al igual que la estructura del enlace o el benceno resultan complejas de asimilar o acaso ¿esas figuras que hacemos en el tablero son verdaderamente reales?¿son fuerzas, combinaciones, propiedades especiales, sustancias definidas del imaginario, características lógicas y continuas?¿vivimos en constante relación con la química sin darnos cuenta?

Referencias

André-Dumas & Von-Liebig, J. (1837). Note on the Present State of Organic Chemistry. En línea:  www.lemoyme.edu

Chamizo, J., (1987). Modelos del enlace químico. Departamento de química inorgánica, Facultad de química UNAM.

Kekulé. (1865). Studies on Aromatic Compounds. Annalen der Chemie, 137: 129 – 196. En línea: http://home.clara.net/rod.beavon/benzene2.htm 

En línea: http://aportes.educ.ar/quimica/nucleo-teorico/tradiciones-de-ensenanza/como-ensenamos/aprendizaje_basado_en_proyecto.php

¿Cuáles son los comportamientos químicos que se estudian  y que son explicados cuando enseñamos estructura, enlace o función química?

Beatriz Niño Palacios

La estructura atómica, la estructura de las moléculas y el enlace químico, son tres conceptos fundamentales de la química contemporánea que se enseñan muy mal  a los estudiantes  de bachillerato. A pesar de haber sido desarrollados  en los últimos 70 años estos conceptos como objetos matemáticos con una elaboración precisa que aun es tema de investigación, los estudiantes de bachillerato son puestos frente a un sustituto ignorante.

Estos conceptos deben presentasen a los estudiantes en una forma adecuada a su edad correspondiente a los modelos que constituyen el núcleo fuerte de la química  hoy en día.  El principal obstáculo para esta tarea proviene de un miedo a la teoría cuantica que domina a la mayoría de los docentes, totalmente injustificado y que tiene como única causa  la enorme ignorancia que tienen de ella.

La forma en que se enseña entre nosotros hoy está enmarcada por varias causas, entre los cuales sin duda, se destacan dos: la influencia de las Facultades de Educación y las Licenciaturas en Química y la influencia de los libros de texto que circulan corrientemente. No son las únicas causas. Cabe señalar que sobre el trasfondo coman generado por estas dos  se encuentras varas diferencias. Diferencias, que en primer lugar, proviene de la naturaleza de la heterogeneidad  de las facultades de Educación  y de los libros de texto y, en segundo lugar, vienen del trabajo de grupos de docentes que han asumido el problema y han ido generando diversas maneras de entenderlo y desarrollarlo, con variados resultados.

Al comenzar el siglo XX hubo una revolución científica que  tuvo varios componentes, entre los cuales descuellan La teoría de la Relatividad  y la Mecánica cuantica. Se sabe que entre los móviles de la tal revolución  descollaron las nuevas radiaciones, X, alfa, beta, YY, y el desarrollo de las técnicas de análisis espectral. Se recuerda menos que el perfeccionamiento de la tabla periódica, la formulación de la teoriza de Arrhenius de la ionizacion de las soluciones y el descubrimientos de los gases nobles también fueron fundamentales en este proceso. Se conoce que esta revolución tuvo importantes consecuencias epistemológicas: dio al traste con las nociones viejas la causalidad y determinismo y puso coto al número de variables que se pueden medir simultáneamente o, mejor a la precisión, de que pueden ser medidas  todas ellas en un estado dado en cualquier sistema físico. Dicho de manera más general, la imagen mecanicista del mundo, con masas puntuales  que obedecen leyes Newtonianas  y se comporta como pelotillas o resortitos, construida en los tres siglos anteriores mostró no ser más que una aproximación burda.

Hace cien años se entendió que había que cambiar nuestra concepción  de la naturaleza y todo el siglo XX estuvo consagrado en esa tarea. La cuantica paso a ser la teoría fundamental y permitió el desarrollo de la microelectrónica y la óptica no lineal.  La química estuvo profundamente ligada al nacimiento de nuevas teorías. 

Fue en química que se plantearon los problemas fundamentales de la subteoria atómica que condujeron primero al modelo atómico de Thomson y luego a la explicación de Bohr de espectro del átomo de hidrogeno.

Fue la química la que planteé  los problemas fundamentales de la estructura de las moléculas  de la mecánica cuántica primitiva no pudo resolver, y estuvo por lo tanto, entre las motivaciones que llevaron a la nueva formulación de la teoría cuántica entre 1925 y 1926. Fue el tratamiento de la molécula de hidrogeno hecho en 1927 por Heitler y Lodón.

Si las teorías sobre la estructura atómica y molecular contemporáneas son teorías basadas en la cuántica, que generan modelos matemáticos para estos conceptos fundamentales de la química, es necesario presentarlos como tales a los estudiantes.  Lo que hay que enseñar en el bachillerato es algo que  permita entender los átomos, electrones,  núcleos y moléculas son objetos Cuánticos, lo que eso implica como a partir de allí se realizo el gran desarrollo científico tecnológico del siglo XX.

Muchos de los docentes ignoran por completo la Teoría cuántica y quienes saben algo de ella se sienten incómodos  e incapaces de manejarla.  Para avanzar en la solución de este problema es que los profesores de química conozcan  bien la teoría atómica y molecular basada en la Mecánica cuántica  y tengan habilidad operacional con ella.

Hay que llevar al estudiante de bachiller a un conocimiento riguroso y a un dominio  operativo de los conceptos básico de la estructura del átomo, de la estructura de las moléculas  y del enlace químico, en la forma en que son aceptados al terminar el siglo XX.

Pienso que el desarrollo de estos conceptos antes de 1900 se debe trabajar con los estudiantes. Se debe analizar el surgimiento de la idea del  átomo en la antigüedad clásica y su surgimiento en la edad moderna. Los fundamentos empíricos, teóricos y epistemológicos  del tema y la manera como e fueron forjando  modelos y encontrando problemas con ellos.

Hay una gran cantidad de trabajo sobre el surgimiento de la química con Lavoisier, la relación entre el lenguaje y ciencia, la afinidad creciente entre las ideas de elementos y átomos. Luego se analiza el gran paso de Dalton al lograr pesar los átomos  y dotarlos de masa, la cualidad física por excelencia.

Luego se prosigue,  en una presentación general de la mecánica cuántica. Se requieren unas bases muy generales de calculo diferencial y geometría analítica y unos elementos muy generales  de mecánica clásica, sin embargo, se analizan completamente los postulados de la teoría cuántica, se concretan en la formulación de Schrodinger y se hacen unos ejemplos típicos, como las partículas en cajas uni, bi  y tridimensionales así como circulares, que permiten de una vez hacer algunos juegos con modelos elementales de las moléculas orgánicas  conjugadas o de estado solidó.

La metodología de trabajo hasta este punto es la de leer los textos originales  y analizar con cuidado la forma  en que se fueron desarrollando los conceptos.

John Dalton, a principios del siglo XIX, describió los átomos como partículas materiales indivisibles que tenían unos puntos de unión, por medio de los cuales se ligaban, unos con otros, para formar todos los compuestos presentes en la naturaleza. De acuerdo con su teoría atómica, los puntos de unión variaban considerablemente de un elemento a otro, siendo esto característico de los átomos de cada elemento. Los átomos de hidrógeno parecían tener un solo punto de unión, mientras que los de oxígeno parecían tener dos, usualmente, y los del carbono cuatro. Algunos elementos tenían una capacidad variable para unirse, dependiente del otro elemento con el cual se uniera (Thomson T., 1813).

Al respecto, Thomas Thomson (1813), quien se refirió a la teoría de las proporciones definidas como construcción de J. Dalton aunque, realmente la contrucción teórica se debió a J. L. Proust, la considera el más grande paso que la química ha dado en su desarrollo como ciencia. Thomson hizo alusión a algunos experimentos, elaborados y realizados por Berzelius, con los cuales confirmó la doctrina de Dalton y dedujo leyes para determinar la constitución de los cuerpos. También, se propuso exponer la naturaleza de la teoría de Dalton y sus fundamentos, además de elaborar una tabla que mostrara las proporciones numéricas en las cuales se combinan las sustancias, deducidas de la aplicación de la ley Daltoniana a los resultados de los análisis hechos. Se refirió a los átomos de los elementos como puntos físicos indivisibles rodeados de esferas de atracción y repulsión, que se unen para formar compuestos, que contienen proporciones constantes de sus constituyentes (el agua es universalmente compuesta por una parte de hidrógeno y 7,5 partes de oxígeno, por peso). Dijo que la única manera de explicar esta permanencia de los compuestos químicos se debía, exclusivamente, a que un número determinado de los átomos de un elemento se unían con un número determinado de los átomos del otro elemento.

Edward Frankland (1852) desarrolló el concepto de atomicidad, que equivale a lo que hoy se conoce como valencia, investigando sobre las propiedades de compuestos organometálicos. Sugirió que cada elemento formaba compuestos con cantidades definidas de otros elementos, ya que cada uno tiene una “atomicidad” fija, considerando esta como la capacidad de combinación de los átomos de cada elemento, en comparación con la del hidrógeno que siempre es una.  Frankland nombró como elementos electro-negativos al cloro, bromo y yodo, así como al etilo y otros radicales (a cuyas partículas nombraba como átomos) y como electro-positivos a los elementos metálicos, aunque no esbozó ninguna definición de estos términos.  Frankland concluyó, de los resultados de sus experimentos, que el nitrógeno, el fósforo, el antimonio y el arsénico exhiben la tendencia a formar compuestos que contienen 3 y 5 equivalentes de otros elementos, es decir, presentan dos números de atomicidad diferentes. Los trabajos y teorías de Frankland sirvieron de base para la tabla periódica que propuso Mendeleev, en la cual relacionó la valencia de los elementos con su posición en la tabla.

Friedrich Kekulé (1865) propuso la estructura cíclica del benceno, basándose en la teoría de la atomicidad de los elementos de Frankland y en el conocimiento, construido en trabajos propios anteriores, del carbono como elemento tetratómico; pudo explicar la estructura de muchos compuestos del carbono, particularmente de aquellos a los que llamaba cuerpos grasos (conocidos hoy como compuestos alifáticos). Estaba seguro de poder aplicar estos mismos principios a los compuestos aromáticos, a pesar de que había algunos científicos que habían expresado que la composición de estos compuestos no se podía explicar por la teoría de la atomicidad e, incluso, que existía un grupo hexatómico formado por seis átomos de carbono, sin interesarles cómo se unían estos. En este artículo (Kekule, 1865) se continúa llamando atomicidad a lo que poco más adelante se conoció como valencia, de tal manera que nombró al átomo de carbono tetratómico (luego tetravalente) y constitución atomística de los compuestos (a lo que luego se conoció como estructura molecular). Kekule presentó “fórmulas gráficas” de algunas sustancias para que fuera mejor comprendida su propuesta.

Sin embargo, era poco lo que se podía avanzar sin conocer la estructura atómica. Fue luego de que los electrones fueron identificados que se empezó a pensar en el enlace químico de una manera diferente, en la que estos eran sus directos responsables. Fue el alemán Richard Abegg, quien en 1904 fue el primero en relacionar la valencia química con la distribución de los electrones en el átomo. Según él, cada elemento tiene una valencia (+) y una contravalencia (-), cuya suma siempre debe ser ocho, para parecerse a los átomos estables de los gases nobles. Notó que la valencia de un elemento correspondía al grupo en la tabla periódica. Abegg murió en 1910 en un accidente de globo y no vió cómo sus ideas fueron desarrollándose. A partir de este momento, se entiende por valencia de un átomo el número de electrones de su capa más externa. Paul Drude sugirió que el número de valencia de Abegg era el número de electrones que tenía el átomo para enlazarse y el de contravalencia era el número de electrones de otros átomos que aquel podía remover o atraer más firmemente hacia si (Laidler, 1993).

En esta misma época, J. J. Thomson (1904) desarrolló su modelo atómico en el cual los electrones se encontraban distribuidos en capas o anillos concéntricos alrededor del centro de la esfera de carga positiva, y que únicamente los del anillo más externo estarían involucrados en un enlace; incluso, concluyó que debería haber una repetición periódica de las estructuras de los anillos más externos y que los gases nobles deberían tener este anillo completo. Este modelo y lo que implicaba, permitió un gran avance en las ideas respecto del enlace químico.

En 1913 fue adjudicado el Premio Nobel de Química al alemán Alfred Werner (1913) por su trabajo sobre la unión de los átomos para formar moléculas, por considerarse que daría nuevas luces sobre las anteriores investigaciones y que abriría nuevos campos de investigación, especialmente en la química inorgánica. Toda la teoría química moderna estaba basada en el concepto de valencia, que Werner concibió de una manera diferente a la convencional. Se asumía que las fuerzas de enlace de un átomo brotaban del centro del átomo, atrayendo uniformemente en todas las direcciones, y se expresaban con un número dado de líneas, igual a la valencia; Werner asumió que las fuerzas de enlace estaban distribuidas en una superficie esférica. Diferenció entre valencias primarias y secundarias, siendo las primeras las que tienen los átomos o grupos de átomos que se presentan como iones, y las segundas aquellas cuyo contenido de energía es menor que el de las primarias, pero que no difieren mucho de ellas, que producen complejos atómicos que no presentan iones independientes, como el agua o el amoniaco. Werner llamó número de coordinación al número de átomos o grupo de estos que se pueden unir en una primera esfera con un átomo de un elemento que funciona como centro.

El físico alemán Walter Kossel (1916) desarrolló una teoría del enlace, basada en la teoría de Abegg, introduciendo el concepto de electrovalencia, que explica la transferencia completa de electrones desde un átomo hasta otro para formar iones con estructura electrónica de gas noble, que se unen luego por atracciones electrostáticas. La aplicó exitosamente a enlaces polares, pero tuvo problemas cuando la quiso aplicar a enlaces no polares, por lo que vió que la teoría requería modificaciones. Su mayor acierto consistió en asegurar que todos los átomos al enlazarse buscaban tener estructura electrónica de gases nobles.

Por la misma época, Gilbert N. Lewis (1916) estableció la teoría del enlace químico por compartición de pares de electrones y explicó que la diferencia esencial entre una molécula polar y otra no polar es que, en la primera, uno o más electrones son atraídos con suficiente fuerza para lograr que se desplacen de su lugar original en el átomo, produciéndose en la molécula un dipolo de alto momento eléctrico y llegando, en un caso extremo, a pasar completamente al otro átomo, caso en el cual se forman iones; mientras que en una molécula no polar los electrones permanecen en su posición original, igualmente compartidos por los dos átomos. Es importante comentar que, tres años antes de la publicación del artículo que se mencionó, Lewis (1913) en otro artículo propuso que se clasificaran los compuestos químicos como polares y no polares, en vez de como inorgánicos y orgánicos, aduciendo que las dos clasificaciones estaban relacionadas, ya que los compuestos orgánicos son no polares, mientras que la mayoría de los inorgánicos son más o menos polares. Sin embargo, aclaró que existen compuestos inorgánicos no polares y compuestos orgánicos con cierta parte de la molécula fuertemente polar.

En su artículo de 1916, Lewis dio a conocer su teoría de la estructura atómica externa, la teoría del cubo, en la cual representó los electrones de la capa más externa del átomo, que debían ser máximo ocho (haciendo alusión a la ley de valencia de Abegg), en las aristas de un cubo. Con este modelo pudo representar átomos de diferentes elementos y, también, moléculas sencillas, en las cuales dos cubos compartían uno o más electrones. No tuvo problema para explicar la diferencia entre los compuestos polares y no polares, con su modelo de los cubos: Los enlaces en los cuales un electrón puede ser propiedad común de las capas atómicas de dos átomos diferentes (lo que luego se conoció como enlace covalente) y los compuestos muy polares, en los cuales un átomo tiende a ceder los electrones, formando iones positivos, mientras que el otro átomo recibe los electrones, formando iones negativos. Explicó, luego, la atracción eléctrica de los iones de carga contraria para formar sólidos. Pudo explicar el enlace doble, pero le quedó imposible explicar el triple. Aseguró que esta propuesta la tenía desde 1902, no con el ánimo de reclamar prioridad sobre otras teorías, sino para reforzar que la suya fue desarrollada independientemente de esas otras.

Lewis (1916) utilizó el concepto de kernel, significando con este el número de cargas positivas en el núcleo del átomo que neutralicen las cargas de los electrones de la última capa. Postuló que un grupo de ocho electrones en la capa más externa es muy estable; en el caso del átomo de neón, con un kernel de ocho cargas positivas, tiene ocho electrones en la capa externa, mientras que un ión fluoruro, con ocho electrones en la capa externa (-8), tiene un kernel de +7, lo que hace que se le asigne un “número polar” de -1. El ión Na+, sin electrones en su capa externa y un kernel de +1, tiene un número polar de +1. Propuso usar los símbolos del kernel, en vez del símbolo ordinario del elemento, rodeando cada símbolo con un número de puntos igual a la valencia del átomo. Así pudo escribir las fórmulas estructurales de la siguiente manera: H:H, H:Ö:H, :Ï:Ï: .

Irving Langmuir (1919) propuso una teoría, a la que él mismo consideró como una extensión de la teoría del átomo cúbico de Lewis, y la llamó Teoría del Octeto de Valencia, expresada en términos de la siguiente ecuación: e = 8 n – 2 p, en la cual e es el número total de  valencias (electrones en la capa externa) de los átomos de la molécula, n es el número de octetos y p el número de pares de electrones comprometidos en un enlace. Propuso que se definiera valencia como el número de pares de electrones que un átomo dado comparte con otros; y en vista de que la palabra valencia se usaba para expresar cosas diferentes, recomendó usar la palabra covalencia, origen del término enlace covalente.

Los físicos se mantuvieron mucho tiempo sin reconocer la importancia de la teoría del enlace de Lewis objetando, principalmente, el que Lewis parecía limitar a los electrones a una posición fija, además de que el par de electrones compartido, según ellos, no tendría suficiente fuerza para mantener unidos los átomos. Sin embargo, cuando Lewis publicó su libro “Valence and the Structure of Atoms and Molecules”, en 1923, mostró ideas completamente consistentes con las de los físicos (Laidler, 1993).

Valencias (electrones en la capa externa) de los átomos de la molécula, n es el número de octetos y p el número de pares de electrones comprometidos en un enlace. Propuso que se definiera valencia como el número de pares de electrones que un átomo dado comparte con otros; y en vista de que la palabra valencia se usaba para expresar cosas diferentes, recomendó usar la palabra covalencia, origen del término enlace covalente.

Todas las teorías desarrolladas alrededor del concepto de valencia, hasta este momento, no tenían en cuenta los principios de la mecánica cuántica. Consideraban el átomo tal como lo describió Bohr en su modelo (1913), en el cual los electrones giraban alrededor del núcleo en diferentes órbitas. A raiz de la publicación de la ecuación de Schrödinger, se aplicó esta a los electrones implicados en la formación de enlaces covalentes para calcular las estructuras más estables. La palabra órbita vino a ser remplazada por la de orbital, para referirse a una función de onda que relacionara a un electrón simple con un átomo o una molécula. Este cambio era indispensable, puesto que, desde la mecánica cuántica, se vio que era imposible conocer el recorrido de un electrón alrededor del núcleo que permitiera especificar una órbita.

La molécula de H₂, que se puede considerar como el prototipo del enlace totalmente no polar, se convirtió en el objeto de investigación desde las teorías de la mecánica cuántica. Los físicos alemanes Walter Heitler y Fritz Lodón, en 1927, publicaron un artículo resultante de sus investigaciones, en el cual desarrollaron la que después llamaron teoría del enlace de valencia. En este, construyeron una función de onda para la molécula de hidrógeno, desde las funciones de onda de los dos átomos separados. Encontraron que la energía relacionada con un enlace covalente es de dos tipos: energía culómbica y energía de intercambio.

El químico estadounidense Linus Pauling (1927) continuó trabajando con la teoría de Heitler y London, conciente de la importancia de la formulación de Schrödinger para la química. Comparó las distancias entre los iones calculadas desde las teorías de la mecánica cuántica con las determinadas mediante la aplicación de rayos X sobre los cristales iónicos, y vió que coincidían. También trabajó sobre la molécula de hidrógeno y publicó dos artículos sobre su trabajo (Pauling, 1928 ). Publicó una serie de siete artículos llamada “The Nature of Chemical Bond”, que introduce nuevos conceptos como el de resonancia, electronegatividad relativa, enlace iónico y enlace covalente, y del cual se publicó un capítulo en el Journal of American Chemical Society (Pauling, 1932). Sobre el mismo tema, y junto con otros científicos, publicó, más adelante, otros artículos relacionados con el enlace químico y las estructuras de los compuestos, proponiendo la teoría del orbital molecular para explicar los enlaces. Por la cantidad y calidad de los trabajos de Linus Pauling en este campo del saber, se le reconoce el haber transformado el campo de la química al introducir las teorías de la mecánica cuántica en el concepto de enlace químico, aunque no fue el primero en tener este interés. 

El año de 1926 marca el comienzo de una nueva era en la física y la química. El físico austriaco Erwin Schrödinger introduce la Mecánica Cuántica, con lo que supera una descripción estática-pictórica mediante un modelo matemático-dinámico del enlace químico.

En el periodo transcurrido entre 1926- 1929 se construyen los cimientos del la física y la química: la química cuántica. El 17 de diciembre de 1926, O. Burrau, por invitación de Niels Böhr, presenta ante la Real Academia Danesa de Ciencias el trabajo titulado A calculation of the H+ 2 ion in its groundstate, cuya importancia radica en que muestra la consistencia teórico-experimental entre un cálculo teórico basado en la Quimica  Cuantica  y los resultados experimentales del enlace químico entre dos núcleos de hidrógeno. El trabajo de Burrau se publica en marzo de 1927. Tres meses más tarde, en junio, aparece el texto de Heitler y London, al cual se conoce como la piedra angular de la química. En él se halla la formulación matemática-dinámica del enlace covalente de Lewis, se introduce lo que posteriormente se conocerá como el “método de enlace de valencia”, y también se resuelve el problema del enlace en una molécula de hidrógeno. Por su parte, el científico norteamericano E. U. Condon resuelve en el mismo año el problema de la molécula de hidrógeno utilizando Quimica Cuantica y creando lo que actualmente se conoce como el “método del orbital molecular”.

J. C. Slater trabajó en la solución del problema de construir funciones de onda asociadas a sistemas de muchos electrones en las que se incorporaran las ideas de simetría de Heisenberg y Dirac con el propósito de hacer estudios prácticos de espectroscopía. Slater descubrió además que la introducción desde el principio de un cálculo del spin electrónico y la función de onda en forma de determinante –conocido como el “determinante de Slater”– simplificaba enormemente el trabajo. Sus resultados se publicaron en 1929.

Especial importancia reviste el trabajo desarrollado conjuntamente por el matemático inglés Douglas Hartree y el físico ruso Vladimir Fock. A partir de 1929 producen la teoría del campo autoconsistente –a la que hoy día se conoce como la “teoría de Hartree-Fock”– para poder estudiar sistemas moleculares con muchos electrones. Estos trabajos son algunos ejemplos del comienzo, hace ya más de setenta años, de lo que se denomina Química Cuántica.

Desde el punto de vista práctico, manipular la matemática inherente a la aplicación de la Química Cuántica  para describir el comportamiento de moléculas “más grandes” que la del hidrógeno resultó, para aquella época, imposible. Tal problema fue planteado en 1929 de manera magistral por el físico inglés P. A. M. Dirac en su famoso enunciado acerca de lo que todo físico siente que es cierto y todo químico teme que pueda serlo: “Las leyes fundamentales necesarias para el tratamiento matemático de gran parte de la física y la química entera son completamente conocidas, y la dificultad reside sólo en el hecho de que las aplicaciones de estas leyes conducen a ecuaciones que resultan demasiado complejas para ser resueltas”.

En la actualidad, tal dificultad ya se ha superado hasta cierto punto debido al avance de la computación, pero aún existe lo que se podría llamar la dificultad conceptual: la incredulidad de obtener buenos resultados al utilizar una computadora como única herramienta de investigación. ¿Cómo es posible obtener conocimiento de un mundo molecular complejo mediante ajustes matemáticos en vez de observar ese mundo directamente?

Se debe entender que la química cuántica no tiene como objetivo sustituir al experimento; debe verse y aceptarse como una herramienta más del estudioso de las moléculas que, junto con la teoría y el experimento, puede aportar mucho al conocimiento de la naturaleza.

El aspecto revolucionario de la química cuántica es que no estudia a las moléculas directamente, lo que contrasta con la práctica observacional-descriptiva tradicional de la química. En efecto, el énfasis de tal práctica privilegia la observación sobre la teoría, pero, de hecho, la práctica de la química cuántica contradice lo ya aceptado: que el conocimiento científico debe obtenerse a partir de la observación; sin embargo, desde 1960 tal privilegio tendió a desaparecer con base en lo que en ese año fueron las

Nuevas ideas de la filosofía de la ciencia.

El programa de la química cuántica se podría indicar de la siguiente manera: Una molécula en un estado particular de sus electrones puede existir de acuerdo con varios arreglos geométricos de sus núcleos; cada uno de estos arreglos está asociado con un conjunto particular de fuerzas entre núcleos y electrones (energía potencial) de la molécula. Un mapa de estas fuerzas, dibujado en función del arreglo nuclear para un estado electrónico dado, se llama superficie de energía potencial. Toda la información de la estructura y la energía molecular y el comportamiento dinámico de la molécula está contenida en las superficies de energía potencial. Las superficies de energía potencial (las fuerzas que actúan dentro de una molécula) se pueden construir mediante el formalismo de la M C. Por consiguiente, la información acerca de la estructura y propiedades de las moléculas, así como su relación, se puede determinar mediante tal formalismo.

La aplicación del método de la química cuántica en etapas tempranas dio la impresión de que se trataba esencialmente de interpretar más que de descubrir hechos químicos. En el año de 1970, Albert Pullman comentaba: “Da la impresión de que su objetivo esencial es reproducir mediante métodos inciertos resultados conocidos, en contraste con otras ciencias cuya meta es usar métodos bien definidos para la búsqueda de verdades desconocidas.

De manera irónica, es también en 1970 que se establece por primera vez que la mecánica cuántica molecular puede producir cálculos lo suficientemente exactos como para dar resultados antes, y, por lo tanto, motivar al experimento: el caso conocido como el “paradigma del metileno”. Entre 1962 y 1970 existía el acuerdo científico de que la molécula de metileno era lineal, tal y como concluyó, a partir de resultados experimentales, el brillante espectroscopista G. Herzberg. Pero el cálculo de Bender y Schaefer basado en la Quimica Cuántica  sugirió que la estructura de metileno no era tal, sino que sus enlaces formaban un ángulo de 136°. Rápidamente apareció evidencia experimental consistente con tal estructura del metileno, seguida por una reinterpretación de los resultados espectroscópicos que confirmó lo predicho por la teoría. Este hecho es trascendental en la química cuántica al evidenciar que la teoría puede estar a la par del experimento en la búsqueda de verdades desconocidas, y al mismo tiempo contribuye con evidencia a la confiabilidad de la aplicación de la Mecánica  cuántica molecular en la quimica.

Únicamente en el grupo del profesor Schaefer hay por lo menos 23 casos en los que las conclusiones experimentales fueron revisadas para concordar con las predicciones teóricas.

Un ejemplo más basado en resultados experimentales: hasta 1978 se aceptó que la glicina tenía un confórmero con estructura estable determinada; pese a ello, el cálculo teórico de Vishveshwara y Pople predijo la existencia de otro aún más estable, pero posiblemente más difícil de detectar por tener un momento dipolar mucho más pequeño. No fue sino hasta 1980 que Suenram y Lovas reportaron haber detectado tal estructura predicha por la teoría. Este resultado es de mucha importancia para la detección de la glicina en los medios interestelares, con las consiguientes

Implicaciones en el origen de la vida.

El problema central en las aplicaciones de la química cuántica es el de resolver la ecuación de Schrödinger. Hoy día se cuenta con dos metodologías para hacerlo. Una de ellas utiliza el concepto de función de onda, y la otra —algo así como “la hermana menor”— se basa en la teoría de la funcional de la densidad. En 1964, Hohenberg y Kohn demostraron que si la “hermana menor” se conduce adecuadamente, se obtiene exactamente la misma información que con su “vieja hermana”, con la gran ventaja de que la funcional de la densidad es mucho más fácil de instrumentar computacionalmente.

El trabajo teórico posterior del físico austriaco W. Kohn sobre la teoría de la funcional de la densidad sienta las bases para simplificar dicha instrumentación computacional para resolver la ecuación de Schrödinger al proponer que no es necesario considerar el movimiento de cada electrón individual dentro de una molécula, pues basta conocer el número promedio de electrones localizados en un punto en el espacio. Ello hace posible estudiar moléculas “muy grandes”, cuyo tratamiento con la teoría de la función de onda es, aun para nuestros días, prácticamente imposible de hacer.

Se debe al matemático inglés John Pople el diseño de los algoritmos matemáticos y los programas de cómputo que ayudan a resolver la ecuación de Schrödinger y que incluyen desde principios de los años noventa los relacionados con la teoría funcional de la densidad. Por estas contribuciones, ambos, Khon y Pople, fueron galardonados con el premio Nobel de quimica en 1998.

Actualmente, la Mecánica  Cuantica , junto con los métodos computacionales para resolver la ecuación de Schrödinger, permiten hacer simulaciones de procesos químicos que involucran compuestos ya conocidos apoyándose en modelos muy confiables, además de que predicen los de algunos otros formados con moléculas que Apenas serán creadas artificialmente en el futuro.

Entender cómo responden los enlaces químicos entre las distintas moléculas de un compuesto ha sido un sueño largamente perseguido por científicos en campos que van de la biología molecular a la industria farmacéutica, pasando por la astroquímica. El puente construido entre la física y la química hace más de setenta años permite que el sueño vaya siendo realidad al tener amplias posibilidades de aplicación en campos del conocimiento que abarcan los de relevancia industrial y biomédica, el diseño de fármacos y hasta el análisis de la estructura de moléculas interestelares de importancia en la radioastronomía.

Se estudia con detalle el ejemplo del átomo de hidrogeno dentro del marco de la teoría cuántica.  La justificación para hacerlo  con mucho detalle proviene de muchas razones:

¨              En primer lugar,  porque es el sistema mas sencillo  que puede empezar a llamarse  de enteres químico, al cual se puede aplicar la  metodología  teoría cuántica.

¨              En segundo lugar, porque gran cantidad de la teoría desarrollada  sobre átomos y moléculas  desde 1930 hasta nuestros días  se fundamenta en las soluciones de la ecuación de Schrodinger para el átomo de hidrogeno.

¨              En el tercer lugar, porque en el proceso de generación del lenguaje sobre atamos y moléculas  que se han basado en el átomo de hidrogeno y en la difusión de los resultados  de este proceso a través de los libros de texto, se han generado una cantidad de ideas imprecisas de conceptos.

Por eso es importante que el estudiante se familiarice desde el comienzo con las soluciones completas del átomo de hidrogeno, vea como nacen los números cuánticos, que son los orbitales, de dónde sale la simetría  esférica de los orbitales s, la cilíndrica de los p, entre otros.

El tratamiento cuántico del átomo de hidrogeno  es un tratamiento matemático. Consiste en  resolver una ecuación diferencial y analizar las soluciones.  Esto puede hacerse  bien en el ámbito de las matemáticas. y solo haciendo bien el tratamiento matemático completo  y analizando sus detalles  podremos entender lo que pasa. Las sucesivas aproximaciones  pueden ayudar a entender  de qué se trata,  pero nada nos exime de ver el tratamiento completo.

Luego, se prosigue al tratamiento de los átomos poli electrónicos y las moléculas, la teoría de los orbitales moleculares y su aplicación a múltiples ejemplos de la química. 

Nosotros como docente de química, podemos apoyarnos en programas de cómputo de uso corriente,  como el Hyperchem,  el Gaussian o el Gamess y así los estudiantes quedan en posibilidad  de hacer ellos mismos cálculos  de estructuras, optimizaciones de geometría, estudio de reacciones sencillas.

Conclusión

Los profesores de química deben tener por lo menos un conocimiento igual sobre  la estructura del átomo, de la estructura de las moléculas  y del enlace químico.  Habría que comenzar  modificando el currículo en licenciatura de quimica para que los jóvenes adquieran este conocimiento y lo puedan enseñar a sus futuros estudiantes.

La enseñanza  del tema de enlace químico  resulta muy compleja y es importante que los profesores  sean muy cuidadosos en el desarrollo de contenido científico, con el fin de que los estudiantes puedan ir  construyendo un modelo de enlace químico que tenga sentido para ellos, en donde el énfasis se haga  en la compresión del fenómeno electrostática y en la utilidad de los modelos  de enlace para la explicación y predicción de las propiedades  macroscopicas presentes en la naturaleza.

Bibliografía

Castelazo, Ayala Luís. Un puente entre la física y la química. Revista de divulgación científica y tecnológica de la Universidad de Veracruz. V. XVIII. Nº 1.

Chamizo, J.A. (1988) Enlace por puente de hidrógeno en Chamizo J. A. Antología para la actualización de los profesores de licenciatura, Química Inorgánica I. unam-Porrua, México.

Chamizo, J.A., (1992) Modelos de enlace químico, Elementos, 2, 28-32.

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

Cruz, D.; Chamizo, D.; Garrtz A. “Estrutura atômica. UN enfoque químico”. Fondo educativo  interamericano 1986.

Rómulo Gallego Badillo, Royman Pérez Miranda, María V. Uribe Beltrán, Luigi

Cuéllar Fernández y Rafael Y. Amador Rodríguez. El concepto de valencia: su construcción histórica y epistemológica y la importancia en la inclusión en la enseñanza. Ciência & Educação, v. 10, n. 3, p. 571-583, 2004.

¿Cuáles son los comportamientos químicos que se estudian y que son explicados cuando enseñamos estructura, enlace o función Química?

Elizabeth Casallas Rodríguez

Generalmente cuando enseñamos química tenemos la convicción de que estamos enseñando ciencia, pero nos hemos cuestionado acerca de ¿Qué concepción de Ciencia tenemos como docentes?, tal vez no, y muy seguramente tampoco nos habremos planteado preguntas como ¿Qué versión de ciencia enseñamos en nuestra aulas? o ¿Cómo enseñamos ciencia?, y ¿Cuánto y Qué debemos enseñar? Si hacemos un alto en nuestro que hacer docente e intentamos formular y dar respuesta a los anteriores cuestionamientos, estaremos colocando el dedo sobre la llaga y muy seguramente ocasionaremos malestar a más de uno.

El objetivo de éste ensayo no es dar respuesta a ninguno de los anteriores cuestionamientos, ni mucho menos solucionar las dificultades que enfrenta hoy en día la enseñanza de las ciencias, sino más bien, hacer una reflexión en torno a nuestra labor en el aula y a intentar responder a la pregunta ¿Cuáles son los comportamientos químicos que se estudian y que son  explicados cuando enseñamos estructura, enlace o función química a nuestros estudiantes?

En una primera parte, se presentará el análisis realizado por Fernández y otros (2002), sobre las visiones deformadas de la actividad científica que se presentan en la literatura y que los autores han visto reflejadas en el quehacer docente habitual. La segunda parte, está relacionada con la versión de ciencia que enseñamos en el aula, esta hace alusión principalmente a la versión de ciencia que presentan los libros de texto, en cuanto a que estos son empleados ampliamente como principales y en ocasiones únicas fuentes primarias de conocimiento. En la tercera parte, se abordará algunos elementos relacionados con los modelos que se emplean en la enseñanza de la química y finalmente, empleando estos criterios, es decir, la visión de ciencia que tenemos los docentes, la versión de ciencia que se enseña en el aula y el empleo de modelos, se presentará una respuesta aproximada a  la pregunta con que inicia este ensayo. 

¿Qué visión de ciencia tienen los docentes?

Para los investigadores en didáctica de las ciencias, en las últimas décadas,  ha venido cobrando importancia  la visión de ciencia que manejan los docentes. A este respecto me permito citar a Fernández, Isabel, Gil, Daniel y otros (2002) quienes hacen un análisis de siete visiones deformadas de la actividad científica y que se muestra en un estudio que se ha realizado a cerca del tema (Fernández, 2000), las cuales, incluyen reduccionismos y deformaciones que de cierta manera están obstaculizando la orientación de la ciencia (Fernández. 2002) la primera corresponde a una concepción empiro-  inductivista y ateórica, en la que se resalta el papel de la observación y de la experimentación libres de ideas apriorísticas; en segundo lugar, la visión de una concepción rígida de la actividad científica, en la que se muestra al método científico como un conjunto de etapas a seguir de forma mecánica, intentando incluso contra la duda, la invención y  la creatividad; en tercer lugar, una concepción aproblemática y ahistórica de la ciencia, en cuanto a que se transmiten conocimientos ya elaborados desconociendo las problemáticas que dieron origen a su construcción;  una cuarta visión es la concepción exclusivamente analítica (poco tratada tanto por docentes como por investigadores. Fernández,2002); en quinto lugar, una concepción meramente acumulativa del desarrollo científico, donde se muestra  los avances del conocimiento científico, como un crecimiento lineal, acumulativo (Izquierdo, Sanmartí y Espinet, 1999); como séptima visión, se presenta la concepción individualista y elitista de la ciencia, la cual hace referencia a que los conocimientos científicos se presentan como resultado del trabajo individualista de genios, se desconoce el trabajo de la comunidad científica como tal; y finalmente, una visión descontextualizada, socialmente neutra de la actividad científica, donde las relaciones CTSA son muy poco tratadas, o se ignoran.

¿Qué versión de ciencia se presenta en los libros de texto?

Los libros de texto se han convertido en un apoyo para la práctica docente en todos los niveles educativos de los diferentes ámbitos de enseñanza aprendizaje. Este recurso –si se quiere llamar así-   es utilizado indistintamente tanto por los estudiantes como por los profesores,  quienes lo emplean casi que como único medio para acercarse al conocimiento científico.

Quienes escriben los libros textos se apoyan en lineamientos curriculares y en unas normas para la elaboración de las unidades didácticas que lo conforman, las cuales, requieren  tener en cuenta para su elaboración, el nivel de escolaridad al que van  dirigidas. Por otra parte, el libro texto posee una estructura interna que se evidencia a través de la lectura metódica que se hace de él (Selander, 1990)

La utilización de los libros texto empleados en la enseñanza de los diferentes campos del saber y de la Química en particular, está considerada como una problemática, puesto que  se emplean sin el análisis de cómo y desde qué posición epistemológica y didáctica abordan las temáticas, objeto de estudio en el aula. A este respecto, se debe considerar que la elaboración de los textos corresponde a una transposición externa (Chevallard, 1985.), donde el saber generado por los científicos (saber sabio) debe ser transformado en un lenguaje entendible para los estudiantes, ya que originalmente, se produjo en un contexto, se dio a conocer en un lenguaje y ocurrió en un tiempo histórico determinado; que si es presentado tal cual a los estudiantes, para ellos no sería comprensible. Es por esta razón, que la noosfera realiza un trabajo con este conocimiento científico el cual consiste en la elaboración de un nuevo texto, dando como resultado el currículo oficial, en este proceso, el conocimiento es transformado, despojado de su contexto y de su historia. En esa transformación, los autores (as) interpretan los modelos científicos con base en sus concepciones histórico-epistemológicas, didácticas y pedagógicas, en otras palabras, será su versión de ciencia,  lo que de esta se deba enseñar y la intencionalidad educativa que ha de perseguir, lo que en últimas contendrán los textos (Herreño, 2009). Una vez “puesta” en el currículo a través de la noosfera esta noción de ciencia y los elementos ya mencionados, las editoriales lo retoman para elaborar los textos, transformándolo nuevamente. En este proceso, se cometen errores como ya se ha demostrado en muchas investigaciones  que al respecto se han realizado. Algunas de ellas son: Herreño, 2009; Furio, 2005; Gallego, 2004; Calvo, 2005 y López, 200, entre otras.

¿Qué modelos se emplean en la enseñanza de la Química?

En la enseñanza de la química se emplean modelos, los cuales son para Bunge, (1976), una construcción imaginaria de un objeto o proceso que de cierta manera reemplaza a un aspecto de la realidad con el objetivo de realizar un estudio a nivel teórico empleando teorías y leyes usuales; también es considerado como una representación simplificada que facilitará la comprensión de lo modelado (conocimiento), en este sentido, el modelo puede ser un aparato, un prototipo, un dibujo, un diagrama, etc. En el caso de la química en particular, como lo citan Minerva Guevara S. y Ricardo Valdez G. (2004) son tres los propósitos del empleo de modelos, estos son, en primer lugar, ayudar a los fenómenos químicos; en segundo lugar, favorecer la predicción de los comportamientos de sistemas químicos bajo condiciones establecidas;  y finalmente, establecer las correlaciones entre conjuntos de datos (bien determinados) experimentales y  cálculos teóricos.

Por otra parte, para Izquierdo Merino (2008), es posible clasificar los modelos en mentales,  curriculares,  de enseñanza y pedagógicos, entre otros, cada uno con un objetivo y un papel en la enseñanza de la química. Estos autores proponen el término ‘modelo teórico’ para hacer referencia todo aquello que permite establecer relaciones entre los fenómenos químicos concretos y los principios de la química (Izquierdo, 2008). Todo modelo encierra una estructura conceptual que sustenta varios conceptos correspondientes al sistema formal que interpreta. Las estructuras internas de un modelo son la conceptual, la didáctica y la epistemológica; de acuerdo a ellas, se caracteriza cada tipo de modelo.

¿Cuáles son los comportamientos químicos que se estudian y que son  explicados cuando enseñamos estructura, enlace o función química a nuestros estudiantes?

Es importante tener en cuenta que en la práctica docente, cuando se va a enseñar un concepto, este se abordará a partir de la utilización de un modelo, el cuál dependerá de la concepción de ciencia que  tenga el docente

Como ya se mencionó anteriormente, cada docente prepara su clase, apoyándose en fuentes (libros de texto, software o textos universitarios, que en el mejor de los casos apenas si contemplan el contexto histórico de  los conceptos, que para ésta reflexión son la estructura, el enlace o la función química. Por lo general, todos estos conceptos se presentan en los libros de texto de una manera resumida, como algo terminado y verdadero y bajo la concepción de ciencia de las personas que lo elaboraron, por lo tanto, es de esa misma manera como los enseñamos a nuestros estudiantes.

por otra parte, me atrevo a decir, que el común de los docentes de química, no han tenido acceso a los originales, entendidos estos como los documentos donde los investigadores han venido publicando sus trabajos: logros, fracasos e intentos por mejorar invenciones y descubrimientos, de tal manera que se limitan a repetir la misma información que se encuentra en los libros de texto, tal vez, lo único que se ha logrado modificar es la metodología, en este sentido, se innova en el aula, se repiten prácticas de laboratorio ya establecidas y se  emplean  tecnologías de comunicación, entre otras estrategias. Con todo esto, muy seguramente se logra que los estudiantes se motiven y cambien su actitud frente a las clases de química, pero el problema de la compresión de los conceptos ya mencionados sigue latente.

Respondiendo a la pregunta que motiva el presente ensayo, puedo decir que en algunos libros de texto, el concepto  enlace químico  se explica a partir del atomismo y en otros, bajo la visión del energitismo. Por falta de conocimiento, por parte de los docentes, no se suele hacer esta distinción; por otra parte,  se hace una clasificación de enlaces y se presentan como tipos de enlace: iónico, covalente y metálico, en este sentido, tampoco se explica los alcances de cada uno de ellos, ni los acontecimientos por los cuales se hace esta distinción. De cualquier manera, cuando se enseña el concepto de enlace iónico, se  analiza el comportamiento que tienen las sustancias clasificadas como inorgánicas a  partir de  sus características a nivel de electrones  (transferencia de electrones); y cuando se estudia el enlace covalente, se analiza el comportamiento de las sustancias clasificadas como orgánicas a partir de la capacidad que tienen para compartir pares de electrones.

Bibliografía

Fernández, Isabel, Gil, Daniel, Carrascosa, Jaime,  Cachapuz, António. Visiones deformadas de la ciencia transmitidas por la enseñanza. Historia y epistemología de las ciencias. Enseñanza de las ciencias, 2002, 20 (3), 477-488.

López. R., Saldarriaga. J., Tamayo. O. (2007). análisis de representaciones gráficas en libros de texto de Química. latinoam.estud.educ. Manizales (Colombia), 3 (2): 61 – 86.

Furió, C., Solbes. J.,  Furió. Carles. (2005) ¿Cómo se presentan los conceptos y modelos en la enseñanza de la termoquímica? Visiones distorsionadas de la ciencia en libros de texto. Enseñanza de las Ciencias. Número extra. VII congreso. 1-6

Gallego. B., Pérez. R., Uribe. M., Cuellar. L., Amador. R. (2004). El concepto de valencia: su construcción histórica y epistemológica y la importancia de su inclusión en la enseñanza. Ciência & Educação, v. 10, n. 3, 571-583.

Gallego, R. (2004). Un concepto epistemológico de modelo para la didáctica de las ciencias experimentales. Revista Electrónica de Enseñanza de las Ciencias, Vol. 3, Nº 3, 301-319

Guevara. Minerva y Valdez. Ricardo. (2004). Los modelos en la enseñanza de la química: algunas de las dificultades asociadas a su enseñanza y a su aprendizaje

Izquierdo, A. y Merino. R. (2008) Los modelos en la enseñanza de la Química. VIII Congreso Internacional sobre Investigación en la Didáctica de las Ciencias (ISSN 0212-4521). Enseñanza de las Ciencias.

Javier E. Viau; Lucrecia E. Moro; Raúl O. Zamorano; Horacio M. Gibbs (2008) La transferencia epistemológica de un modelo didáctico analógico. Rev. Eureka Enseñ. Divul. Cien. 5(2), pp. 170-184