3.1 Secuenciación de los contenidos

Al igual que señalan ^{Calvo y Martín (2005)} en su estudio sobre el tratamiento de la Química en los libros de texto, no hay gran diferencia en la secuenciación entre editoriales. Ninguna de las editoriales dedica un tema al estudio del enlace químico en 3o. ESO, tratándolo como un apartado dentro de otro tema, y solamente la editorial Oxford le dedica un tema en 4o. ESO. En 1o. y 2o. de Bachillerato todas las editoriales dedican un tema al estudio del enlace químico. Los libros de 4o. de ESO (código 3), y 1o. y 2o. de Bachillerato (códigos 8 y 11) presentan los distintos tipos de enlace y a continuación estudian las propiedades de las sustancias; el resto presenta las propiedades de las sustancias después de cada tipo de enlace, pero ninguno de los libros comienza con el estudio de las propiedades de las sustancias. Es de destacar que la única editorial que utiliza la misma secuenciación en todos los cursos es Oxford.

Todos los libros comienzan el estudio del enlace con el enlace iónico, excepto uno (código 4) que lo hace con el enlace covalente. Ninguno de los libros analizados comienza con el estudio del enlace metálico. Esto no está de acuerdo con lo señalado por Bergvist, Drechsler, De Jong y Rundgren (2013), quienes indican que comenzar el estudio del enlace con el enlace covalente es una práctica común. Según ^{Taber (2001)}, se debería comenzar con el estudio del enlace metálico, cosa que no hace ninguno de los libros analizados, continuar con el iónico y finalizar con el covalente, para estudiar de esta forma en primer lugar los cristales (metálico e iónico) y terminar con las moléculas discretas covalentes, para evitar el error conceptual frecuentemente presentado por los estudiantes de pensar en la existencia real de moléculas iónicas y de que los cristales iónicos están formados por moléculas.

3.2 Causa de la formación del enlace

Generalmente no se presentan las causas de la formación de enlaces y se justifica la formación del enlace solamente por la tendencia de los átomos a adquirir la configuración electrónica de gas noble o cumplir la regla del octeto. Únicamente 4 de los libros analizados, tres de Bachillerato (códigos 8, 9 y 10) y uno de 4o. de ESO (código 5), señalan que la causa de la formación del enlace es la “minimización de la energía”, y sólo 3 (códigos 8, 10 y 11) relacionan la estabilidad de las sustancias con el estado de mínima energía. Por ejemplo, en el libro de código 8 se dice: “Los átomos se unen para formar agrupaciones de mayor estabilidad y menor energía que la que tenían los átomos por separado” y en el libro de código 11 se dice: “Para que se forme cualquier tipo de enlace estable, el sistema resultante debe tener menor energía que el que constituían las partículas aisladas. Es más, cuanto mayor sea la disminución de energía mayor será la estabilidad del enlace y del sistema formado”.

De acuerdo con ^{Levy et al. (2010)} la interrogante principal debería ser: ¿Cuál es la causa de que los átomos interaccionen y formen un enlace? No plantear esta interrogante lleva a los alumnos a pensar que la formación del enlace es algo totalmente “misterioso” e “inexplicable”, cuando no hay nada de misterioso en la formación del enlace químico si se introduce en primer lugar la naturaleza eléctrica de las partículas químicas (átomos, iones y moléculas) y se explica que el enlace es la consecuencia de las atracciones y repulsiones entre núcleos y electrones y se introduce el concepto de estabilidad que corresponde al estado de mínima energía que se da cuando las cargas opuestas están lo más cerca posible y las iguales lo más lejos.

Prácticamente todos los libros explican la formación del enlace iónico en términos de transferencia de electrones y la del enlace covalente en términos de compartición de electrones. Ninguno de los libros analizados emplea la existencia de fuerzas electrostáticas para explicar la formación de todos los tipos de enlace. La mayoría habla de fuerzas electrostáticas en el caso del enlace iónico pero nunca en el caso de los enlaces covalente y metálico. Esta forma de presentar tanto el enlace iónico como el covalente ha sido fuertemente criticada por miembros de la comunidad científica (Bergvist, Drechsler, De Jong y Rundgren, 2013) al considerar que explicar el enlace iónico como un proceso de transferencia de electrones y no como un equilibrio de fuerzas puede llevar a los alumnos a interpretar que el enlace iónico solamente existe entre átomos que han transferido electrones entre ellos ^{(Taber, 2001)}, y que las fuerzas de atracción en un cristal iónico sólo se dan entre pares de iones y no entre cada ion y todos sus vecinos en la red.

3.3 Terminología utilizada

Se observa gran confusión en la terminología utilizada. Todos los libros excepto uno (código 1) utilizan distinta terminología para referirse a un mismo concepto. Asimismo, se observa que una misma editorial utiliza diferentes definiciones y términos para un mismo concepto en las diferentes etapas educativas.

Es frecuente el uso de términos que no se definen y no se aclaran, o que se definen muy posteriormente. Por ejemplo, en el libro con código 3 se dice: “Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos”; pero no define sólido cristalino. Más adelante introduce el concepto de cristal y dentro del mismo incluye los cristales iónicos diciendo: “Cristales iónicos: las partículas que forman el cristal son iones”. En este caso se utilizan indistintamente los términos sólido cristalino y cristal, pero sin indicarlo previamente. ¿Se da por entendido que cristal y sólido cristalino son sinónimos? ¿No quedaría mucho más claro si se dijera “los compuestos iónicos son sólidos cristalinos o cristales”?

La terminología confusa puede inducir a errores conceptuales en los alumnos, por ejemplo, llamar “sustancias formadas por átomos” a los cristales atómicos covalentes frente a las “sustancias formadas por moléculas”, puede llevar a pensar que estas últimas no están formadas, en último término, también por átomos.

Cada editorial utiliza distinta terminología para designar el mismo concepto; así, por ejemplo, la editorial Santillana utiliza el término “sustancias simples” para designar a las sustancias formadas por moléculas de elementos como el O₂, N₂, etc., mientras que la editorial Oxford emplea el término “elementos moleculares”. Las uniones entre moléculas se designan como fuerzas intermoleculares, uniones intermoleculares o enlaces intermoleculares dependiendo de la editorial. En otras ocasiones se utiliza una terminología complicada en lugar de intentar simplificar al máximo los términos utilizados, por ejemplo “compuestos covalentes reticulares” o “cristales moleculares covalentes”, empleados en el libro con código 4. Esto puede crear confusión en los alumnos, sobre todo si se utiliza en los niveles de educación inferiores. Complica más la situación el hecho de que frecuentemente se utiliza distinta terminología en casos en los que podría utilizarse la misma: por ejemplo, en el caso de un cristal iónico se habla de red cristalina iónica, mientras que para el metálico se habla de cristal metálico (libro con código 4). Los cristales atómicos covalentes, por ejemplo el diamante, se nombran como “sólidos covalentes cristalinos” (código 7), “cristales atómicos covalentes” (código 4) o incluso “sólidos reticulares” (código 11). Homologar la terminología utilizada ayudará a evitar confusiones en los alumnos.

3.4 Clasificación de las sustancias según tipo de enlace

Una misma editorial utiliza distintas definiciones y criterios de clasificación de los enlaces, dependiendo del curso en el que trate el tema. Los distintos criterios de clasificación utilizados, según los cursos y editoriales, dan lugar a clasificaciones muy diferentes y dispares: desde la situación más simple, elementos y compuestos, hasta la más compleja que incluye siete tipos de sustancias: moléculas en las sustancias simples, cristales atómicos covalentes, cristales covalentes moleculares, compuestos covalentes moleculares, compuestos covalentes reticulares, compuestos iónicos y metales. Esta gran disparidad de criterios puede llevar a pensar a los alumnos a que lo estudiado en los cursos anteriores deja de ser válido al pasar a un curso superior.

La mayoría de los libros clasifica los enlaces en tres tipos: iónico, covalente y metálico, y sólo tres (códigos 8, 9 y 11) incluyen las fuerzas intermoleculares como un tipo de enlace.

Para evitar esta confusión las sustancias pueden ser clasificadas en reticulares y no reticulares. Dentro de las sustancias reticulares hay tres tipos: las metálicas, las iónicas y las covalentes. Las sustancias no reticulares pueden ser moleculares y atómicas. Sólo los gases nobles se presentan como átomos sueltos.

3.5 Modelos de enlace

Sin duda la enseñanza del enlace químico está dominada por el uso de modelos para explicar los distintos enlaces, modelos simplificados en exceso, sobre todo en los cursos inferiores, que van subiendo a medida que los estudiantes avanzan de niveles. Por ejemplo, los libros con código 3, 4 y 5, correspondientes a 4o. de ESO explican la formación del enlace metálico por atracción de los electrones de valencia y los cationes, y en los cursos superiores (código 10 y 11) se explica con la teoría del mar de electrones y la teoría de bandas. Lo mismo ocurre con la Teoría de Electrones de Valencia (TEV), Teoría de Repulsión Pares de Electrones de la Capa de Valencia (TRPECV) y de hibridación, que son utilizadas sólo en el curso superior (2o. de BAC) para explicar el enlace covalente. Cabe destacar que ninguno de los libros, ni los del curso superior, utiliza la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM). Este hecho puede explicarse por el distinto nivel de los alumnos en los diferentes cursos, pero de acuerdo con ^{Levy et al. (2008)} muchos de los errores conceptuales relacionados con el enlace químico se deben a la simplificación y generalización de los modelos utilizados en los libros de texto, que presentan una visión limitada e incorrecta del enlace y dan lugar a “impedimentos de aprendizaje”. Como se observa en la tabla IV, prácticamente todos los libros de texto analizados utilizan el diagrama de Lewis para la representación del enlace covalente, tanto en los niveles inferiores como en los superiores, pero sólo uno de los libros (código 10) lo emplea también para el enlace iónico.

Con frecuencia los estudiantes confunden los modelos con la realidad ^{(Grosslight, Unger, Jay y Smith, 1991)} posiblemente debido a que en la mayoría de los casos los modelos se presentan como si fueran el fenómeno en sí mismo. Por ejemplo, se explica que los metales están constituidos por electrones libres y por cationes, pero no se dice que esto es un modelo teórico y no una realidad. Ninguno de los libros de texto analizados resalta el hecho de que se pueden utilizar distintos modelos para explicar el enlace químico y que los modelos se han ido modificando y cambiando a lo largo de la historia. Así, por ejemplo, el modelo del mar de electrones explica la conductividad eléctrica de los metales por la movilidad de los electrones, pero ésta también puede ser explicada mediante la Teoría de bandas. La coexistencia de modelos confunde a los estudiantes, pues no distinguen entre modelo y realidad ^{(Treagust, Chittleborough y Mamiala, 2002)}, lo que puede deberse a que en los libros no se explica en ningún momento la naturaleza de los modelos, ni sus funciones y limitaciones.

3.6 Estudio de las fuerzas intermoleculares

Los resultados de la tabla VIII muestran cómo los libros de los cursos inferiores no definen las fuerzas intermoleculares (códigos 1-4). El resto de los libros sí las define, y de ellos los de códigos 8, 9 y 11 las consideran un tipo de enlace. Sólo tres de los libros analizados (códigos 6, 8 y 9) definen las fuerzas intermoleculares como enlaces en los que participan las moléculas. Resalta el hecho de que el libro de código 6 define las fuerzas intermoleculares como enlaces en los que participan las moléculas, pero al clasificar los enlaces no incluye las fuerzas intermoleculares como un tipo de enlace y, al contrario, el libro de código 11 las clasifica como un tipo de enlace, pero las define como “fuerzas de atracción entre moléculas”. ^{Levy et al. (2008)} proponen un nuevo marco para la enseñanza del enlace químico en el que los distintos tipos de enlace se presenten dentro de una escala continua en la que aumenta la fuerza del enlace desde las fuerzas de Van der Waals hasta el enlace iónico. La formación de las interacciones dipolares al igual que el enlace iónico, se explica por la existencia de fuerzas electrostáticas aunque más débiles. El enlace de hidrógeno puede considerarse como una situación intermedia entre las interacciones dipolares y el enlace covalente, y requiere para su explicación un modelo cuántico ya que hay una compartición electrónica considerable.

De nuevo destaca que la terminología utilizada es muy diferente, desde el término más tradicional de “fuerzas intermoleculares” pasando por “fuerzas de Van der Waals” hasta “enlaces intermoleculares”. Como ya se indicó antes, una misma editorial utiliza una definición distinta en cada curso. Así, en el libro con código 1 se definen como “Fuerza de unión entre las moléculas”, mientras que en el de código 3 lo hace como “enlaces entre moléculas”, aun siendo de la misma editorial. Las clasificaciones que se hacen de los distintos tipos de fuerzas intermoleculares son muy diferentes y difieren incluso dentro de una misma editorial en los distintos cursos, clasificación que se complica en el último curso de bachillerato, en el que se estudian con mayor profundidad este tipo de uniones (códigos 9 al 11).