La enseñanza problémica de la Química: ¿deseable o necesaria?




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fecha de publicación01.12.2015
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La enseñanza problémica de la Química: ¿deseable o necesaria?.
Autores: Lic. María del Carmen León Ortega.

Lic. Pablo Hernández Domínguez
En el proceso docente-educativo, los métodos de enseñanza establecen las formas de relación directa o indirecta entre el profesor y los estudiantes para la asimilación por estos de los conocimientos concretos. En la actualidad y junto a otros métodos de enseñanza se consolidan los criterios sobre los métodos productivos. Estos se caracterizan por desarrollar en el educando la capacidad para apropiarse de lo nuevo, lo que implica un aprendizaje basado en la búsqueda, en la solución de problemas y no en la simple apropiación de los conocimientos ya elaborados por el docente.
Dentro de los métodos productivos se encuentran los de la enseñanza problémica, que se desarrollan a través de la creación de situaciones problémicas y la solución de ellas.
La comprensión de la esencia de este tipo de enseñanza permite reconocerla como un sistema didáctico integral que se fundamenta en las regularidades de la asimilación creadora de los conocimientos y métodos de actividad que combina de manera específica y objetiva los procedimientos y métodos de enseñanza y aprendizaje sobre todo en las particularidades o rasgos que se asemejan a la investigación científica. Esto es así porque en este proceso, más que en ningún otro, el profesor no sólo transmite conocimientos a los alumnos sino que los dirige en su actividad de “búsqueda científica”.
En la enseñanza problémica está presente la contradicción entre el contenido del material de estudio , la enseñanza y el aprendizaje. El eje de esta contradicción es el grado de independencia y actividad de los estudiantes en el proceso docente, determinado por la relación entre la enseñanza y el aprendizaje. Todo ello garantiza que se desarrolle un sistema de capacidades, habilidades y hábitos necesarios para la actividad intelectual. Además, los métodos problémicos contribuyen a la formación del pensamiento dialéctico; propician la asimilación de conocimientos al nivel de su aplicación creadora; enseñan al alumno a aprender y lo capacitan para el trabajo independiente; promueven la formación de motivos para el aprendizaje y de necesidades cognoscitivas; contribuyen a la formación de convicciones, cualidades del carácter, hábitos y normas de conducta que hacen más integral la personalidad.
Por todo lo antes expuesto, se considera que la utilización de métodos problémicos no es solo deseable, sino necesaria en la enseñanza-aprendizaje de las asignaturas de Química.
A continuación se expondrán algunos ejemplos que evidencian las posibilidades de estos métodos en la enseñanza de la Química.
Ejemplo #1 ¿Cuándo un proceso es espontáneo?.
El segundo principio de la termodinámica permite predecir la ocurrencia o no de un proceso, para los sistemas cerrados se predice un aumento de entropía en los procesos espontáneos, permaneciendo constante en el equilibrio, como además los procesos tienden espontáneamente al equilibrio y en este la entropía es máxima, se puede afirmar que los procesos aislados, espontáneos tienden a un máximo de entropía. Los alumnos conocen que la entropía puede interpretarse desde el punto de vista molecular como medida del grado de desorden. Lo que permitirá al profesor preguntar ¿Cómo será el tránsito espontáneo del sistema?.


ESTADO DESORDENADO

ESTADO ORDENADO



A partir de esta interrogante los alumnos pueden concluir que el tránsito espontáneo del sistema aislado será de un estado de mayor orden a un estado de mayor desorden, es decir, con un incremento de la entropía.
A partir de lo planteado el profesor concluirá con sus estudiantes que todo parece indicar que el aumento de entropía puede servir de criterio de espontaneidad en los procesos. Una vez que se ha realizado este planteamiento, se presentará la siguiente tabla que recoge los datos de diferentes reacciones químicas, a presión atmosférica y 298 º K:


Ecuación química

Variación de entropía (J K-1 mol-1)

Na (s)+H+ (ac)=Na+(ac)+½H2 (g)

72,46

Ca(s)+2H+(ac)=Ca2+(ac)+ H2 (g)

33,46

Ag(s)+H+(ac)=Ag+(ac)+½ H2 (g)

96,10



¿Cómo son los valores de S en cada caso?. Los alumnos pueden comprobar que son siempre mayores que cero y se les preguntará ¿En correspondencia con ello serán espontáneos los procesos?. Después de su respuesta afirmativa se procede a orientarles la realización de las comprobaciones experimentales.
Al realizar las comprobaciones experimentales observaran que el sodio y el calcio reaccionan vigorosamente con el agua, con desprendimiento de calor (reacciones exotérmicas). Sin embargo la plata, contrariamente a lo esperado no reacciona con el agua en estas condiciones. Esta contradicción puede generar una situación problémica, ya que hay contradicción entre los conocimientos anteriores y el resultado experimental. En esta situación el maestro puede formular las siguientes preguntas:
¿Se pueden tomar los valores de S como único criterio de espontaneidad?. ¿Por qué?.
¿Qué criterio se seguirá entonces para predecir ocurrencia de un proceso?.
El profesor hará notar a los estudiantes que la condición de S >0 se obtuvo para sistemas que son una abstracción de la realidad. En la práctica los sistemas se encuentran en interacción con los alrededores, intercambiando energía en forma de calor y trabajo, es decir la energía interna no es constante.
Se conoce además por los estudiantes que todo sistema tiende espontáneamente a un mínimo de energía (mayor estabilidad) y con ello a un mayor orden. Es decir desde el punto de vista energético los procesos transcurren espontáneamente en el tránsito de un estado de mayor desorden a uno de mayor orden.
Se presenta una nueva contradicción, que puede ser resumida por el maestro en la pizarra con un cuadro como el siguiente:

SENTIDO DE LOS PROCESOS




DESDE EL PUNTO DE VISTA ENTRÓPICO

DESDE EL PUNTO DE VISTA ENERGÉTICO


ESTADO DESORDENADO

ESTADO ORDENADO

ESTADO ORDENADO

ESTADO DESORDENADO


Se hace evidente la contradicción para los estudiantes y surge la situación problémica. A partir del análisis del cuadro anterior se preguntará ¿Cómo resolver esta aparente contradicción?.
A través del primer y segundo principio de la Termodinámica se llega a la ecuación fundamental de la termodinámica T dS  dU+dW, a partir de la cual se pueden definir distintas funciones de estado (potencial termodinámico), cuyas variaciones pueden utilizarse como criterio de espontaneidad y equilibrio para cada tipo de proceso en sistemas conectados con los alrededores.
Los estudiantes, con la orientación del profesor pueden realizar la deducción correspondiente para llegar a las ecuaciones de Gibbs-Helmholtz, que expresan la dirección que favorece el mínimo de energía (desorden-orden) y la que favorece el máximo de entropía (orden-desorden), la cual permite conocer la espontaneidad del proceso y la posición del estado de equilibrio.
Ejemplo # 2. ¿Disminuye la conductancia?.
Se exploran los conocimientos previos de los estudiantes a través de las siguientes preguntas:
¿Qué partículas son responsables de la conducción en las soluciones electrolíticas?.
¿Cuál es la relación entre la cantidad de electricidad que pasa por el sistema y la masa de sustancia que se transforma en la electrólisis?.
¿Cuál es el postulado básico de la teoría de la disolución electrolítica?.
A partir de las respuestas a las preguntas anteriores el profesor planteará la siguiente interrogante:
Si aumentamos la concentración de la disolución de electrolitos fuertes y solubles, ¿qué debe pasar con la conductancia electrolítica?.
Los alumnos responderán que debe aumentar la conductancia, ya que la conducción la realizan los iones , luego es de esperar, de acuerdo con la Teoría de Arrhenius (movimiento independiente de los iones), que aumente la conductancia al aumentar la cantidad de iones que transportan las cargas.
Se propone a los estudiantes analizar la siguiente tabla que refleja los valores de la conductancia molar para distintas disoluciones electrolíticas acuosas a 298 K.


2C/ mol dm-3

Na Cl

K Cl

H Cl

Ag NO3

Ca Cl2

H2 SO4

0,0000

0,01265

0,01499

0,04261

0,01334

0,01358

0,04296

0,0005

0,01245

0,01478

0,04227

0,01314

0,01319

0,04131

0,0010

0,01237

0,01470

0,04214

0,01305

0,01304

0,03995

0,0100

0,01185

0,01413

0,04120

0,01248

0,01204

0,03364

0,1000

0,01067

0,01290

0,03913

0,01025

0,01025

0,02508



De acuerdo con esta tabla ¿qué ocurre a los valores de la conductancia molar al aumentar la concentración?.
Los estudiantes observarán que estos valores disminuyen, a partir de lo cual se pueden plantear las siguientes interrogantes, que propician la situación problémica:
¿Se corresponden estos resultados con lo planteado por Arrhenius?.
¿Cómo justificar que la conductancia disminuya al aumentar la concentración?.
¿Podría justificarse con la teoría de Arrhenius?.
Los estudiantes argumentarán que no es posible y el profesor conducirá el análisis hacia las dos deficiencias fundamentales de las que adolece la teoría de Arrhenius:


  1. No tiene en cuenta la interacción ión –ión.




  1. No tiene en cuenta la interacción ión-disolvente.


El estudio realizado demuestra la necesidad de elaborar una teoría que pueda explicar la disminución de la conductancia con los aumentos de la concentración de electrólitos fuertes. Se explica entonces la teoría estadística de los electrólitos en disolución, conocida como, teoría de Debye-Huckel, resaltando su idea esencial: la atmósfera iónica.
Se evalúa el potencial de la atmósfera iónica y se demuestra que este es de igual magnitud, pero de signo contrario al del ión central. Se explican los efectos retardadores de la conductancia: electroforético y asimétrico evidenciándose que al aumentar la concentración estos efectos se acentúan, por lo que se retarda más el desplazamiento de los iones hacia los electrodos y por tanto, disminuye la conductancia de la disolución.
Se deja como tarea la siguiente pregunta:
¿Por qué los efectos Wien y Debye-Falkenhagen son una confirmación experimental de la teoría estadística de Debye-Huckel?.

Ejemplo # 3 ¿Sobretensión?


Se inicia el estudio del tema con la pregunta:
¿Qué relación existe entre los procesos de oxidación-reducción y la corriente eléctrica?.
De acuerdo con sus conocimientos previos los estudiantes responderán que en algunos casos las reacciones químicas espontáneas producen corriente eléctrica (pilas electroquímicas), en otros casos la energía eléctrica, de manera controlada provoca reacciones químicas no espontáneas (electrólisis).
Se procede entonces a indicar a los alumnos el análisis de la electrólisis de tres disoluciones acuosas de yoduro, bromuro y cloruro de potasio de concentración 1 mol L-1 cada una. En las tres disoluciones los posibles procesos catódicos son la reducción de los iones potasio y el agua. Se proponen los potenciales de electrodo:
K+ + 1e- = K (s) 0 = -2,95 V
2 H2 O + 2e- = H2 (g) + 2 O H- (ac) = -0,828 V
Los estudiantes predicen que el proceso que debe ocurrir en este electrodo es la reducción del agua con desprendimiento de dihidrógeno basificándose el medio (formación de iones OH- ).
En el ánodo es necesario considerar cada electrólisis por separado:
Disolución de yoduro de potasio:
O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4e- = 2H2 O = 1,23 V

I2 (s) + 2e- = 2I- (ac) 0 = 0,54 V

Los alumnos predicen: en el ánodo debe ocurrir la oxidación del yoduro (la forma reducida del par de menor potencial de electrodo), con formación de diyodo.
Disolución de bromuro de potasio:
O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4e- = 2H2 O = 1,23 V

Br(l)+ 2e- = 2Br- (ac) = 1,07 V
A partir de los conocimientos anteriores se predice que en el ánodo debe ocurrir la oxidación del bromuro (la forma reducida del par de menor potencial de electrodo), con formación de dibromuro.
Disolución de cloruro de potasio
O2 (g) + 4 H+ (ac) + 4e- = 2H2 O = 1,23 V

Cl2 (g) + 2e- = 2Cl- (ac) = 1,36 V
En este caso se predice que en el ánodo debe ocurrir la oxidación del agua (la forma reducida del par de menor potencial electrodo), con desprendimiento de dioxígeno y el medio se acidifica (formación de iones H+).
Se procede a la electrólisis de las tres disoluciones. En la de yoduro de potasio se comprueba en el cátodo desprendimiento de dihidrógeno, se añaden unas gotas de fenoltaleína y se torna rojo, identificándose el medio básico. En el ánodo se forma diyodo de color pardo rojizo. Se añaden unas gotas de almidón y se aprecia un color azul oscuro característico.
En la disolución de bromuro de potasio, se comprueba igualmente la reducción del agua en el cátodo. En el ánodo se forma dibromo, una coloración amarilla rojiza lo identifica.
En la disolución de cloruro de potasio, se comprueba también en el cátodo la reducción del agua. En el ánodo se desprende un gas, el profesor sugiere a los estudiantes acercar el pétalo de una flor roja. Se observa que el pétalo se decolora, se cuestiona entonces ¿tiene poder decolorante el dioxígeno?. Los estudiantes responderán que no. Se sugiere entonces acercar al gas un papel humedecido con disolución de yoduro de potasio y se observará que se torna pardo rojizo, lo cual denota que ese gas producido es capaz de oxidar al yoduro, por lo cual se concluye que se ha obtenido dicloro.
En este momento surge una contradicción entre lo que se conoce y la práctica: ¿Por qué se oxidan los iones cloruros y no el agua?.
El profesor conducirá a los estudiantes a la solución de esta contradicción, apoyado en las curvas densidad de corriente-potencial se llega al concepto sobretensión (), se explican las causas de ello y se concluye finalmente que:
En el ánodo  > 0  real = rev +
En el cátodo  < 0  real = rev -
En los casos inicialmente estudiados, al realizar la electrólisis de disoluciones acuosas de yoduro, bromuro y cloruro de potasio, los electrodos empleados tienen una sobre tensión de oxígeno igual a 0,48 V, luego:
real = rev +  = 1,23 V+ 0,48 = 1,71 V
Al comparar ahora con los de los respectivos aniones tendremos:
0 I2/ I- = 0,54 V

0 Br2 / Br- = 1,7 V

0 Cl2 / Cl- = 1,36 V
¿Cómo son estos valores con respecto al agua?. Los alumnos responderán que son menores.
¿Qué especie se oxidará en el ánodo?. Evidentemente los iones yoduro, bromuro y cloruro, obteniéndose respectivamente diyodo, dibromo y dicloro.
Ejemplo # 4. ¿Sólo factores termodinámicos?.
Se comienza el análisis del tema con la pregunta: ¿Cuándo una reacción química es espontánea?. De acuerdo con sus conocimientos anteriores los alumnos responderán que cuando G < 0.
El profesor recomendará el análisis de datos obtenidos para posibles reacciones químicas de algunas sales de halógenos con el ácido sulfúrico: Existen tres posibles reacciones para cada sal. Se considerarán cada una de ellas.


Ecuación química


Halóg

G 298 K / kJ mol-1

H2 SO4(conc) + 2KX (s) = K2 SO4 (s) + 2HX (g)

Cl

12,75




Br

20,21




I

13,42

2H2 SO4(conc) +2KX(s)= X2+SO2(g)+K2SO4(s)+ 2H2O

Cl

95,88




Br

38,27




I

-74,21

5H2SO4(conc)+8KX(s)=4X2+H2S(g)+4K2SO4(s)+4H2O

Cl

702,37




Br

206,00




I

-243,34



Los estudiantes pueden predecir a partir del valor de G que proceso debe ocurrir en cada caso. El profesor preguntará ¿Cuál de los tres posibles procesos debe ocurrir al reaccionar el ácido sulfúrico con el cloruro de potasio?. Los estudiantes responderán que debe ocurrir la primera ya que es el único caso en que G < 0.
Se orienta realizar la comprobación experimental: En una probeta no graduada echar una cucharadita de cloruro de potasio sólido y añadir unas gotas de ácido sulfúrico concentrado (aproximadamente 1 ml), tapar con un vidrio reloj. Los estudiantes comprobarán que efectivamente ocurre una reacción química con desprendimiento de un gas incoloro (el cloruro de hidrógeno).
Se orienta un análisis similar para la posible reacción entre ácido sulfúrico y el yoduro de potasio. ¿Debe ocurrir alguno de los procesos?, ¿Cuál de ellos?. Al analizar los valores de G correspondientes para la reacción entre el ácido sulfúrico y el yoduro de potasio se observa que en la segunda y tercera posibilidad G < 0, pero como en la tercera el G es mucho menor (su valor relativo) es de esperar que sea ella la reacción que tenga lugar.
Se orienta la comprobación experimental: En una probeta no graduada se echa una cucharadita de yoduro de potasio sólido y se añaden unas gotas de ácido sulfúrico concentrado ( 1 ml aproximadamente) y se tapa con un vidrio de reloj. Los estudiantes comprueban que ocurre la tercera reacción química, se identifica la presencia de diyodo (color característico) y la formación de sulfuro de hidrógeno por el olor característico a huevo podrido.
De forma análoga el profesor puede conducir el análisis para el bromuro de potasio. ¿Debe ocurrir alguno de los procesos?. Los alumnos predecirán que no, puesto que en todos los casos G > 0, por lo que el, bromuro de potasio no debe reaccionar con el ácido sulfúrico. Se realiza la comprobación experimental: en una probeta no graduada se echa una cucharadita de bromuro de potasio sólido y se adicionan unas gotas de ácido sulfúrico (aproximadamente 1 ml). ¿Qué ocurre?.
Se aprecia la reacción química, con la formación de dibromo (color rojo) y se desprende un gas picante que se identifica como dióxido de azufre. A parir de ello el profesor preguntará:
¿Cómo se explica esto si en todos los casos G > 0?
¿Quiere decir que G no puede tomarse siempre como criterio de espontaneidad o no del proceso?.
¿Cómo justificar esto?.
Se orientará a los alumnos el análisis de otro caso: La formación de agua líquida a partir de sus sustancias simples a 298 K y presión atmosférica tiene un G = - 237,2 kJmol-1. ¿ Será espontáneo el proceso en estas condiciones?. Los estudiantes pueden predecir que si, ya que G < 0.
Sin embargo, la mezcla de dihidrógeno y dioxígeno (en proporción de 2 a 1) gaseoso, en esas mismas condiciones permanece inalterable indefinidamente sin que ocurra reacción química.
A partir de los casos estudiados se planteará la siguiente interrogante ¿podría tomarse G como criterio único en todos los casos?. La respuesta será negativa.
A partir de lo anterior el profesor explicará que para que ocurra una reacción química es necesario, además de requisitos termodinámicos, otros factores, como los cinéticos, que pueden incluso determinar la ocurrencia de la reacción. Se iniciará entonces el estudio de la Cinética Química, que se dedica al estudio de la velocidad de las reacciones químicas y los factores que la afectan .
Los ejemplos expuestos son una muestra de las potencialidades que existen para la utilización de la enseñanza problémica en el proceso de enseñanza aprendizaje de las asignaturas químicas. En todo caso esta utilización dependerá de la experiencia y creatividad del profesor para concretar en sus clases estas potencialidades.

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