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Cantidad de sustancia Isaura Carrera, Paola Gómez Tagle, Humberto Topete, Luis Miguel Trejo y Héctor García-Ortega

Cantidad de sustancia Isaura Carrera, Paola Gómez Tagle, Humberto Topete, Luis Miguel Trejo y Héctor García-Ortega . Relación entre la Química macroscópica y microscópica. La unión entre lo observable y lo no observable de la química.

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Cantidad de sustancia Isaura Carrera, Paola Gómez Tagle, Humberto Topete, Luis Miguel Trejo y Héctor García-Ortega

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Presentation Transcript

  1. Cantidad de sustanciaIsaura Carrera, Paola Gómez Tagle, Humberto Topete, Luis Miguel Trejo y Héctor García-Ortega

  2. Relación entre la Química macroscópica y microscópica. • La unión entre lo observable y lo no observable de la química. 2KI(ac) + Pb(NO3)2(ac) PbI2(s) + 2K+(ac) + 2NO3-(ac)

  3. Problemática • Algunos autores señalan que los problemas de aprendizaje de este tema, surgen de: • instrucción confusa e insuficiente, • estrategias de enseñanza inadecuadas, • libros de texto inadecuados. Si en la enseñanza resulta confuso el concepto y además se hacen transposiciones erróneas de la magnitud “cantidad de sustancia”, resulta lógico que existan incomprensiones y errores conceptuales en el aprendizaje.

  4. Objetivos • Presentar una secuencia didáctica de enseñanza del concepto “cantidad de sustancia” y su unidad el “mol” • Reflexionar sobre las dificultades de enseñar este concepto en la educación media.

  5. Este trabajo está enfocado al reconocimiento de las ideas previas reportadas en la bibliografía acerca de “cantidad de sustancia” y su unidad el “mol”. De su discusión y análisis, surgen esta serie de actividades como juegos, experiencias y demostraciones que presentaremos en el curso.

  6. Actividad 1. Cuestionario • Nuestras ideas previas • ¿Enseña este concepto? • ¿Para qué le sirve a sus alumnos? • ¿Cómo define mol? • ¿Qué dificultades tienen los alumnos para calcular “el número de moles”?

  7. Ideas previas de cantidad de sustancia y mol • La frase “cantidad de sustancia” normalmente no se utiliza. Cuando se emplea se hace de manera indistinta e incorrecta con “cantidad de materia” o “número de moles”. • Mol se utiliza como un número (la docena del químico, número de Avogadro), i.e. mol de canicas, mol de besos, mol de estrellas. • Mol se identifica como una masa o un peso, i. e. el peso normal o molecular de una sustancia expresada en gramos . • Mol se confunde con molécula.

  8. Nivel operatorio del pensamiento • a) Incapacidad de los estudiantes para transferir significados entre el nivel macro y el nivel micro. • b) Insuficiente comprensión de conceptos. • c) Dificultad en la utilización de algoritmos. • d) Reglas u otra información memorizada. • e) Son pocos los estudiantes que han alcanzado el nivel intelectual de las operaciones formales.

  9. CONSIDERACIONES QUE DEBEN TOMARSE EN CUENTA PARA INTRODUCIR LOS CONOCIMIENTOS CIENTÍFICOS. Evitar la introducción arbitraria. Elaborar aproximaciones cualitativas de los conceptos, con base a ideas antes de llegar a las definiciones operativas. Diferenciación progresiva de otros conceptos. Aplicarlos a situaciones diversas para hacer ver su utilidad. i) ii) iii) iv)

  10. Actividad 2. Mapa conceptual • ¿Qué conceptos están relacionados con “cantidad de sustancia” y “mol”? SUSTANCIA, ELEMENTO, COMPUESTO, ESTADO DE AGREGACIÓN, CAMBIOS DE FASE, MEZCLA, DISOLUCIÓN, REACCIÓN QUÍMICA, CANTIDAD DE SUSTANCIA, ENLACE QUÍMICO, TEORÍA CORPUSCULAR DE LA MATERIA, ÁTOMO, MOLÉCULA, ION, FUERZAS ENTRE MOLÉCULAS Y ÁTOMOS, ETC.

  11. Actividad 3. ¿A DÓNDE SE VA TANTA AGUA? Estrategia tipo POE Para fomentar las habilidades de predicción, de observación y explicativas. Para intentar relacionar la evidencia macroscópica de los cambios en la materia con los modelos microscópicos que se tienen.

  12. Historia

  13. LOS GRIEGOS ANAXÁGORAS (500-428 a. C.) Las cosas están formadas por mezclas 450 a 50 a. C. LEUCIPO (460-370 a. C.) Los cuerpos visibles se componen de átomos DEMÓCRITO (460-370 a. C.) Los átomos (a tome) son partículas indivisibles

  14. PLATÓN (428-347 a. C.) ARISTÓTELES (384-322 a. C.) RECHAZAN LA TEORÍA DE LOS ÁTOMOS: LAS SUSTANCIAS SON HOMOGÉNEAS

  15. DANIEL BERNOULLI (1700-1782) Presión causada por el movimiento molecular 1738 MIKHAIL LOMOSONOV (1711-1765) Ley de la conservación de la masa 1760

  16. LAS LEYES PONDERALES JOSEPH PROUST (1754-1826) Ley de las proporciones definidas 1799 ANTOINE LAVOISIER (1743-1794) La conservación de la masa 1782

  17. 1801 La teoría atómica de JOHN DALTON (1766-1844) -Todas las sustancias están formadas por átomos. - Los elementos son sustancias formadas por un solo tipo de átomos. - Los átomos de un elemento son iguales entre sí, pero distintos a los átomos de otros elementos. -Los compuestos están formados por la unión de átomos de diferentes elementos.

  18. JOSEPH GAY-LUSSAC (1778-1850) Ley de combinación de volúmenes 1805 Volúmenes iguales de gases distintos en las mismas condiciones de temperatura y presión, contienen el mismo número de partículas.

  19. AMEDEO AVOGADRO (1776-1856) La solución: La molécula 1811 • Un gas está formado por partículas individuales insignificantes para el volumen ocupado. • Los gases no son partículas individuales, son grupos de 2 o más átomos.

  20. LOS PESOS ATÓMICOS PIERRE DULONG (1785-1838) y ALEXIS PETIT (1791-1820) Relación del peso específico con el peso atómico 1819 JÖNS JACOB BERZELIUS (1779-1848) Determinó pesos atómicos de 50 elementos 1826

  21. LA GRAN CONFUSIÓN EN LA DÉCADA DE 1850 Los químicos orgánicos e inorgánicos empleaban sistemas diferentes de pesos atómicos, muchos de ellos eran equivalentes, pero otros eran erróneos. Fue Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien ayudó a aclarar algunos sorprendentes problemas del siglo XIX. Reconociendo los trabajos de Berzelius presentó en 1860 una escala mejorada de pesos atómicos y la hipótesis de Avogadro.

  22. CÁLCULOS DEL NÚMERO DE AVOGADRO JOSEPH LOSCHMIDT (1821-1895) Presenta el 1er método de cálculo del número de Avogadro (1865). WILLIAM THOMPSON (LORD KELVIN) (1824-1907) En la revista Nature presenta 4 métodos para calcular el NA (1884-1890).

  23. CONTINÚA LA BÚSQUEDA: WILHELM OSTWALD (1853-1932) Introduce el concepto de MOL. 1900 JEAN PERRIN (1870-1942) Determina NO = 2.8 x 10 19 a fines del siglo XIX JEAN PERRIN DETERMINA EL NÚMERO DE MOLÉCULAS EN UN MOL Y SUGIERE SE LE LLAME: “EL NÚMERO DE AVOGADRO”

  24. OSTWALD INTRODUCE EL CONCEPTO DE MOL 1900 LOS ACUERDOS INTERNACIONALES 1961. IUPAC DESIGNA: UN ÁTOMO DE 12C= 12.000 g UMA = 1g / 6.023 X 1023 SE DEFINE MOL COMO CANTIDAD DE SUSTANCIA 1963. ACADEMIA DE CIENCIAS ACUERDO DEL NÚMERO DE AVOGADRO COMO: 6.02250.00028 x 1023 mol -1 14a CONF. DE POIDS ET MESURES (1969): UN MOL ES LA CANTIDAD DE SUSTANCIA DE UN SISTEMA QUE CONTIENE TANTAS ENTIDADES ELEMENTALES COMO ÁTOMOS HAY EN 0.012 kg DE 12C, SU SÍMBOLO ES “mol”.

  25. MAGNITUD: CANTIDAD DE SUSTANCIAUNIDAD: mol

  26. Actividad 4. CANTIDAD DE SUSTANCIA COMO UNA UNIDAD FUNDAMENTAL DEL SISTEMA INTERNACIONAL Magnitud, medir, unidades, sistema internacional, cantidad de sustancia, mol, relación entre n con m, V y N, historia del mol y la constante de Avogadro.

  27. Magnitud y medir Magnitud son las propiedades físicas que se pueden medir Medir es comparar una magnitud con otra, tomada de manera arbitraria como referencia (patrón) y expresar cuántas veces la contiene. Al resultado de medir lo llamamos Medida. Las medidas que se hacen a las magnitudes macroscópicas o a las magnitudes microscópicas requieren técnicas totalmente diferentes.

  28. Unidades Al patrón de medir le llamamos también Unidad de Medida. Debe cumplir estas condiciones: 1º .- Ser inalterable, esto es, no ha de cambiar con el tiempo ni en función de quién realice la medida. 2º .- Ser universal, es decir, pueda ser utilizada por todos los países. 3º .- Ha de ser fácilmente reproducible. Reuniendo las unidades patrón, que los científicos han estimado más convenientes, se han creado los denominados Sistemas de Unidades.

  29. Sistema Internacional Este nombre se adoptó en el año 1960 en la XI Conferencia General de Pesos y Medidas, celebrada en París buscando en él un sistema universal, unificado y coherente que toma como Magnitudes Fundamentales: Longitud Masa Tiempo Intensidad de corriente eléctrica Temperatura termodinámica Cantidad de sustancia Intensidad luminosa

  30. Magnitud Nombre de la unidad Símbolo de la unidad Longitud metro m Masa kilogramo kg Tiempo segundo s Intensidad de corriente amperio A Temperatura kelvin K Cantidad de sustancia mol mol Intensidad luminosa candela cd Sistema Internacional

  31. Cantidad de sustancia y mol Cantidad de sustancia es una magnitud fundamental química, es macroscópica y extensiva. Surge de la necesidad de contar partículas o entidades elementales microscópicas indirectamente a partir de medidas macroscópicas (como masa o volumen). Su símbolo es n. Se utiliza para contar partículas. El mol es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como átomos hay en 0.012 kg de carbono-12 (12C). Cuando se usa el mol, las entidades elementales deben ser especificadas, pudiendo ser: átomos, moléculas, iones, electrones, otras partículas o grupos específicos de tales partículas (y en 1 mol hay contenidas 6.022x1023 entidades elementales).

  32. Historia del mol • La palabra Mol (una gran masa en latín y opuesta a molécula, una masa pequeña) la definió originalmente Ostwald en el párrafo: “el peso normal o molecular de una sustancia expresada en gramos se debe llamar a partir de ahora mol” . • Aparece gracias a la consolidación de la teoría atómica aplicada a reacciones químicas para centrar más la atención en la relación entre las cantidades de partículas que intervienen son las mismas que en sus pesos de combinación. • Esta magnitud se adopta al SI formalmente apenas desde 1971 como una entidad diferente de la masa por acuerdo de la IUPAP y la IUPAC, dos grupos integrados por especialistas en física y química, respectivamente .

  33. Relación de n con m,V y N

  34. Ejemplo de relación de n con m,V y N • Una cantidad dada de una sustancia puede expresarse de diferentes maneras: • “masa (agua)” m (H2O) = 1 kg • “volumen (agua)” V (H2O) = 1 dm3 = 1 L • “cantidad de sustancia (agua)“ n (H2O) = 55.6 mol • “número de partículas (agua)” N (H2O) = 33.5 x 1024 moléculas

  35. Actividad 5. ¿MEDIR ES MEJOR QUE CONTAR?

  36. Objetos Medir Contar Una manada de elefantes Una alberca llena de canicas La matrícula de alumnos en su escuela El arroz necesario para preparar una paella Características de objetos que es mejor medir que contar    

  37. Masa relativa Los pesos atómicos son masas relativas Un perro pesa 5 veces lo que 1 pollo

  38. Masa relativa Al comparar el MISMO NÚMERO de animales, su peso sigue siendo diferente en proporción 5 a 1 12 perros pesan 5 veces lo que 12 pollos

  39. Masa relativa Al comparar el MISMO PESO de grupos de animales, sus números son diferentes. 1 perro pesa lo mismo que 5 pollos

  40. Masa relativa Al comparar el MISMO PESO de los animales, sus números son diferentes. Habrá 5 pollos por cada perro

  41. Debido a que unos dulces pesan más que otros, no se pueden tener igual número de dulces pesando la misma masa para ambos dulces. Sucede lo mismo para átomos o moléculas de diferentes sustancias.

  42. Moléculas de Etileno (CH2=CH2) Moléculas de Ácido Clorhídrico (HCl)

  43. Igual número de moléculas de ácido clorhídrico y etileno siempre tienen una relación de masa igual a la relación de sus pesos moleculares: 36.5 a 28.0

  44. Compuesto HCl C2H4 C2H5Cl Cantidad de sustancia 1.0 mol 1.0 mol 1.0 mol Masa 36.5 g 28.0 g 64.5 g Volumen (CNTP) 22.4 L 22.4 L 22.4 L Número de moléculas 6.022x1023 moléculas 6.022x1023 moléculas 6.022x1023 moléculas

  45. ¿Qué tan grande es el número de Avogadro? ¿Por qué sólo se usa para átomos iones y moléculas?

  46. El número de Avogadro, 6.022 x 1023 es el número aproximado de mililitros de agua en el Océano Pacífico 7 x 108 km3 ó 7 x 1023 mL (M. Dale Alexander, Gordon J. Ewing, Foyd Abbot 1984)

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