LA CANTIDAD DE SUSTANCIA Y EL EQUIVALENTE QUÍMICO

LA CANTIDAD DE SUSTANCIA Y EL EQUIVALENTE
QUÍMICO UNA APROXIMACIÓN HISTÓRICA Y
DIDÁCTICA. IMPLICACIONES PARA LA
ENSEÑANZA DE LA QUÍMICA DE BACHILLERATO.
Eduardo de Santa Ana Fernández1.
Ana Cárdenes Santana2,
Francisco Martínez Navarro3,
1IES de Jinámar II, 2IES Jinámar III,
3IES Alonso Quesada.
Correo: [email protected]
APROXIMACIÓN HISTÓRICA DEL CONCEPTO DE MOL
IMPLICACIONES PARA LA ENSEÑANZA
1. INTRODUCCIÓN
6. REFERENCIAS
BIBLIOGRÁFICAS
5. EJEMPLIFICACIÓN
TRATAMIENTO DIDÁCTICO
2. OBJETIVOS
JUSTIFICACIÓN
DE LA PROPUESTA
4. METODOLOGÍA
DESCRIPCIÓN DE
LA PROPUESTA
CONCEPTO DE MOL
3. APROXIMACIÓN
HISTÓRICA
1. ORIGEN Y EVOLUCIÓN HISTÓRICA
2. DIFICULTADES DEL ALUMNADO
3. PROPUESTA DIDÁCTICA
4. APLICACIONES A CÁLCULOS
5. IMPORTANCIA DE SU USO
1. INTRODUCCIÓN
El concepto de mol:
9 Es fundamental para la comprensión de las relaciones cuantitativas en química.
9 Su aprendizaje presenta grandes dificultades
¿Por qué no es fácil el aprendizaje del concepto de mol?
9 Uso de diferentes niveles y teorías de la materia de difícil comprensión
9 Complejidad de la definición rigurosa de la IUPAC
9 Elevada exigencia cognitiva
9 Escaso dominio del pensamiento proporcional
9 Uso mecánico no comprensivo de fórmulas matemáticas, proporciones,
factores de conversión, etc.
9 Existencia de errores conceptuales (confusión entre magnitudes ...)
9 Deficiencias metodológicas en su enseñanza
9 Introducción del concepto alternativo de equivalente
2. OBJETIVOS. JUSTIFICACIÓN DE LA PROPUESTA
Mediante el desarrollo de esta propuesta se quieren
alcanzar los siguientes objetivos:
1. Exponer el origen y evolución histórica de los conceptos de
«cantidad de sustancia» y de «mol» así como los problemas que con
ellos se pretendían resolver.
2. Mostrar las dificultades del alumnado en la comprensión de estos
conceptos.
3. Realizar una propuesta para introducir la cantidad de sustancia y el
mol como nexo de unión entre las medidas macroscópicas y
microscópicas, mostrando sus diferencias y relaciones con otras
magnitudes: masa, volumen y número de partículas.
4. Utilizar la cantidad de sustancia y mol para interpretar y realizar
diferentes cálculos químicos y estequiométricos, mostrando sus
ventajas con respecto a otras formas de resolución.
5. Valorar la conveniencia del uso del mol frente al equivalente en
los cálculos químicos.
3. ORIGEN Y EVOLUCIÓN HISTÓRICA
EL MOL Y SUS PROTAGONISTAS
El concepto de mol ha ido
evolucionando y se ha definido de tres
formas diferentes:
9 como porción de sustancia,
9 como unidad de masa y
9 como número de partículas.
La introducción de la magnitud
«cantidad de sustancia» obedece
a razones de comodidad a la hora
de contar entidades elementales.
La imposibilidad de «contar»
directamente las partículas obliga a
hacerlo de un modo indirecto:
estableciendo
comparaciones
entre masas y/o volúmenes.
4. METODOLOGÍA.
DESCRIPCIÓN DE LA
PROPUESTA
En la enseñanza de la Química persiste la misma utilización de
mol, que se ha desarrollado históricamente, esto es, como
porción de sustancia, como número de partículas y,
particularmente, como unidad de masa debido a que la mayoría de
los cálculos que se realizan en química están basados en medidas
de masa. Esto oscurece el concepto de mol al identificarse con la
masa misma y dificulta su aprendizaje.
Cuando definimos el mol como la “masa molecular expresada en
gramos”, reducimos su significado a establecer una proporción
entre la masa y la cantidad de sustancia, siendo la constante de
proporcionalidad la masa molecular. Ello explica que el alumnado
realice sus cálculos de forma mecánica, utilizando reglas de tres,
proporciones, factores de conversión o aplicando fórmulas que
pueden no entender, sin establecer ninguna conexión entre los
resultados que obtienen y su significado químico.
EL MOL EN
QUÍMICA
“La cantidad de sustancia que contiene
el mismo número de entidades elementales
que átomos hay en 0,012 kg de carbono–12”
El concepto de mol según la IUPAC es abstracto y de difícil
comprensión para el alumnado de secundaria
El mol proporciona una forma simple de
expresar cantidades enormes de átomos y
moléculas presentes en las muestras con
las que se trabaja habitualmente.
Lo definimos:
El mol es la cantidad de sustancia que
contiene la constante de Avogadro
(6,022·1023) de partículas (átomos,
moléculas, ...).
• Su masa coincide con la masa atómica o
molecular expresada en gramos.
La constante de Avogadro relaciona la
cantidad de sustancia con el número de
partículas.
¿CÓMO INTRODUCIR EL CONCEPTO
DE MOL EN SECUNDARIA?
Como un concepto muy útil, clave en la historia de la química
¾ Histórico
Atendiendo a
su desarrollo
cronológico.
Requiere
¾ Funcional
Presentándolo
como
un
concepto útil Supone
para comparar
conjuntos de
partículas de
varias
sustancias.
9 Gran número de conceptos involucrados
9 Interpretación de las reacciones químicas
9 Aproximación a un periodo largo en tiempo
y de difícil asimilación para el alumnado.
9 Empleo de analogías próximas al
alumnado.
9 Relación del mol con la masa, volumen y
el número de partículas y aplicación a
cálculos sencillos.
9 Visualización del mol y del valor de la
constante de Avogadro
9 Establecimiento del mol como unidad de
la magnitud cantidad de sustancia
9 Coherencia y constancia de la
nomenclatura
LOS NUEVOS CURRÍCULOS:
Compartimos la propuesta del
Decreto del currículo oficial de Canarias de 2002, donde se pospone la
introducción del concepto de CANTIDAD DE SUSTANCIA y su unidad el
MOL a 4º de la ESO, a diferencia del nuevo Decreto del MEC y numerosos
libros de texto donde aparece por primera vez en 3º.
En 4º curso de la ESO se introduce el concepto de mol en la física y
química como unidad de la magnitud cantidad de sustancia. Permite
relacionar el mundo microscópico de átomos y moléculas, donde las
masas atómicas y moleculares se expresan en u, con el mundo
macroscópico de las sustancias, en el que las masas se miden en
gramos. Se necesita, por otra parte, un número muy grande para
expresar la cantidad de partículas presentes en una muestra dada cuya
masa en gramos, denominada masa molar, coincide numéricamente con
la masa molecular.
En 1º de bachillerato se vuelve a estudiar el concepto
de mol, introduciéndolo como en 4º. Se revisa su
evolución histórica y se aplica a diferentes cálculos
relacionados con las leyes de los gases,
concentración de las disoluciones, fórmulas
empíricas y moleculares y reacciones químicas.
EJEMPLOS ILUSTRATIVOS PARA VISUALIZAR EL
TAMAÑO DEL MOL Y LA CONSTANTE DE AVOGADRO
El valor de la constante de Avogadro es 6,022·1023 partículas / mol,
número increíblemente grande para hacerse una idea de su valor.
)Si tuviéramos el número de Avogadro de monedas de 1 euro
pesarían más de 2 trillones (2·1018) de Toneladas,
aproximadamente un tresmilésimo de la masa de la Tierra.
)1 mol de libros de texto de química recubriría toda la superficie de la
Tierra, hasta una altura de 300 km.
)Si toda la población que hay ahora en el mundo (6.000 millones de
personas) se dedicase a contar los átomos que hay en un gramo de
hidrógeno, a razón de un átomo por segundo, y dedicasen 35 horas
semanales, se tardarían más de quince millones de años.
EL MOL Y CONCEPTOS RELACIONADOS:
masa, volumen, número de partículas, masa molar, volumen molar,
molaridad y constante de Avogadro.
UTILIDAD DIDÁCTICA DE LOS ESQUEMAS
EL MOL Y LAS REACCIONES QUÍMICAS
El uso del concepto de mol permite la realización de todos los
cálculos estequiométricos, ya que se basa en la interpretación
atómico molecular de las reacciones químicas.
Al relacionar conceptos diferentes y
aplicar de forma recurrente el concepto
de mol en contextos diversos, se facilita
el aprendizaje significativo de la química
5. EJEMPLIFICACIÓN.
TRATAMIENTO DIDÁCTICO
DE LA PROPUESTA
En bachillerato y aunque tradicionalmente ha sido muy utilizado, creemos
innecesario introducir el equivalente químico, la masa equivalente y la
normalidad. Estos términos no aportan nada nuevo, crean confusión y
han quedado obsoletos. La “aparente ventaja” que aporta el cálculo con
equivalentes es forzar la estequiometría de las reacciones químicas a la
proporción 1 : 1, para resolver los problemas prescindiendo ilusoriamente
de la reacción química.
No tiene sentido y resulta confuso seguir realizando cálculos con
equivalentes, 31 años después de que el mol ha sido aceptado como
unidad fundamental del Sistema Internacional de unidades.
Si aceptamos que la química es la ciencia de los átomos y las
moléculas, debemos emplear un concepto que de forma directa y
natural, como el mol, representa un conjunto macroscópico de
partículas.
Resolución de ejercicios y problemas de electrólisis
prescindiendo del equivalente-gramo.
Cantidad de electricidad
(1)
Nº moles de e–
(2)
Nº moles de A
(3)
Masa de A
EJEMPLO: “Una disolución, que contiene vanadio en un estado de
oxidación desconocido, se somete a electrólisis con una corriente de 1,5 A
durante 60 minutos. Como resultado, en el cátodo se depositaron 0,950
gramos de vanadio metálico. ¿Cuál es el número de oxidación de los
iones vanadio presentes en la disolución original?”
Dato: masa atómica del vanadio = 51 u;
(Química 2º de Bto. Ed. SM. Madrid. 2001)
RESOLUCIÓN TRADICIONAL (modelo empírico-equivalentista)
⎛ Ar ⎞
⎜ x⎟
(
equiv − g )
⎠
= I ·t ·⎝
masa = I ·t ·e = I ·t ·
F
F
I ·t· Ar (1,5)(
· 3600)(
· 51) 275400
x=
=
=
=3
F ·g (96500)(
· 0,950) 91675
RESOLUCIÓN BASADA EN LA REACCIÓN QUÍMICA
(modelo atómico - molecular) :
Á Reacción catódica: Vx+ + x e- → V
Á Como 1 mol de e- tienen una carga de 96.500 culombios
Á Y considerando que: el número de moles de producto formado por
una corriente eléctrica es estequiométricamente proporcional al
número de moles de electrones suministrados (¡los electrones se
comportan formalmente como un reactivo más!):
nº de moles de e– = x · nº de moles de V
Á Cantidad de electricidad: Q = I · t = 1,5 · 60 · 60 = 5400 C
5400 (culombios )
Q
n º moles e − F
96500 (culombios / mol ) 0,0596 mol
x=
=
=
=
=3
g
0,950 (g )
n º moles V
0,0186 mol
Ar
51 (g / mol )
ALGUNAS RECOMENDACIONES DIDÁCTICAS
Para evitar el puro formulismo se recomienda resolver, además, problemas
de carácter exclusivamente cualitativo que hagan referencia al proceso.
9 ¿qué reacciones ocurren en los electrodos?
9 ¿cómo cambia la concentración de la disolución?
9 ¿qué pasaría sí duplicásemos la corriente?
Se deben proponer cuestiones cuantitativas complementarias
que den una descripción más formativa, y no sólo realizar el
cálculo de las clásicas incógnitas.
El Equivalente químico no tiene ninguna magnitud física
asociada.
♣ Es cómodo para los químicos en el trabajo de laboratorio, etc.
♣ Su utilización no es adecuada en secundaria donde los
estudiantes no han interiorizado completamente la estructura
discontinua de la materia y/o el significado de la reacción química.
6. REFERENCIAS
BIBLIOGRÁFICAS
AZCONA, R. (1997). Análisis crítico de la enseñanza y aprendizaje de los conceptos
de cantidad de sustancia y de mol. Una alternativa didáctica basada en el aprendizaje
por investigación. Tesis doctoral. San Sebastián. Universidad del País Vasco.
BENSAUDE, B. (1997). Historia De la química. Madrid. Addison Wesley.
DRIVER, R. GUESNE, E. Y TIBERGHIEN, A. (1989). Ideas científicas en la infancia y
la adolescencia. Madrid. MEC – Morata.
FURIÓ, C, AZCONA, R. Y GISASOLA, J. (1999). Dificultades conceptuales y
epistemológicas del profesorado en la enseñanza de los conceptos de cantidad de
sustancias y de mol. Enseñanza de las Ciencias. 17 (3), 359-376.
GIL, D, CARRASCOSA, J. FURIÓ, C Y MARTÍNEZ, J. (1991). La enseñanza de las
ciencias en la Educación Secundaria. Barcelona. ICE – Horsori.
MARTÍNEZ, F. y REPETTO, E. (1997). Orientaciones para el desarrollo del currículo
de Física de 1º de bachillerato. XXVI reunión bienal de la Real Sociedad Española de
Física, pp. 15 -19.
POZO, J.I., GÓMEZ, M.A., LIMÓN, M Y SANZ, A. (1991). Procesos cognitivos en la
comprensión de la ciencia. Las ideas de los adolescentes sobre la química Madrid.
CIDE. Ministerio de Educación y Ciencia.
SHAYER, M. Y ADEY, S. (1984). La Ciencia de enseñar Ciencias. Madrid. Narcea.