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: X Es fundamental para la comprensión de las relaciones cuantitativas en química. X Su aprendizaje presenta grandes dificultades

¿Por qué no es fácil el aprendizaje del concepto de mol? X Uso de diferentes niveles y teorías de la materia de difícil comprensión X Complejidad de la definición rigurosa de la IUPAC X Elevada exigencia cognitiva X Escaso dominio del pensamiento proporcional X Uso mecánico no comprensivo de fórmulas matemáticas, proporciones, factores de conversión, etc. X Existencia de errores conceptuales (confusión entre magnitudes ...) X Deficiencias metodológicas en su enseñanza X 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: X como porción de sustancia, X como unidad de masa y X 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

Ü Histórico Atendiendo a su desarrollo cronológico.

Requiere

Ü Funcional Presentándolo como un concepto útil Supone para comparar conjuntos de partículas de varias sustancias.

X Gran número de conceptos involucrados X Interpretación de las reacciones químicas X Aproximación a un periodo largo en tiempo y de difícil asimilación para el alumnado. X Empleo de analogías próximas al alumnado. X Relación del mol con la masa, volumen y el número de partículas y aplicación a cálculos sencillos. X Visualización del mol y del valor de la constante de Avogadro X Establecimiento del mol como unidad de la magnitud cantidad de sustancia X 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. H1 mol de libros de texto de química recubriría toda la superficie de la Tierra, hasta una altura de 300 km.

HSi 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) :

à Reacción catódica: Vx+ + x e- → V à Como 1 mol de e- tienen una carga de 96.500 culombios à 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 Cantidad de electricidad: Q = I · t = 1,5 · 60 · 60 = 5400 C

x

n º moles e n º moles V

Q F g Ar

5400 (culombios) 96500 (culombios / mol ) 0,950 (g ) 51 (g / mol )

0,0596 mol 0,0186 mol

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ALGUNAS RECOMENDACIONES DIDÁCTICAS Para evitar el puro formulismo se recomienda resolver, además, problemas de carácter exclusivamente cualitativo que hagan referencia al proceso.

X ¿qué reacciones ocurren en los electrodos? X ¿cómo cambia la concentración de la disolución? X ¿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.