Mol
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Autores: Silvia Cerdeira, Helena Ceretti y
Eduardo Reciulschi. Responsable disciplinar:
Silvia Blaustein. Área disciplinar:
Química. Temática: Cantidad de materia.
Magnitudes en Química. Nivel: Secundario,
ciclo básico Secuencia didáctica elaborada por Educ.ar
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Propósitos generales
• Promover el uso de los equipos portátiles en el proceso de enseñanza y aprendizaje.• Promover el trabajo en red y colaborativo, la discusión y el intercambio entre pares, la realización en conjunto de la propuesta, la autonomía de los alumnos y el rol del docente como orientador y facilitador del trabajo.
• Estimular la búsqueda y selección crítica de información proveniente de diferentes soportes, la evaluación y validación, el procesamiento, la jerarquización, la crítica y la interpretación.
Introducción a la actividad
¿Qué tienen en común una docena de facturas, una docena de huevos, una docena de flores y una docena de lápices de colores? El común denominador es que en todos los casos hay doce unidades de objetos (facturas, huevos, flores, lápices).
La noción de un conjunto con una cantidad determinada de partes, entidades o componentes se emplea a menudo en la vida cotidiana. Vean otros ejemplos:
• un par es un conjunto de dos entidades, que pueden ser medias, zapatos, guantes, aros, etcétera.• un cuarteto es un conjunto de cuatro componentes. Hay muchos ejemplos musicales asociados: un cuarteto de cuerdas, de instrumentos de viento, un cuarteto vocal.
En Química, el concepto de mol tiene un significado similar: es un conjunto con un determinado número de partículas. Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.). Por ejemplo, en un mol de hierro metálico hay 6,02 x 1023 átomos de hierro, y en un mol de agua, 6,02 x 1023 moléculas de agua.
¿De dónde surge el valor 6,02 x 1023? Los químicos definieron el mol en base a la cantidad de átomos de 12C que hay en 12 g de carbono. Para calcular el valor de esta cantidad, dividieron dicha masa por la masa de un átomo de 12C (expresada en gramos):
Número de átomos de 12C = 12 g de 12C / 1,9926 x 10-23 g = 6,02 x 1023
El número 6,02 x 1023 se conoce como número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro, quien contribuyó a establecer la existencia de los átomos en el siglo XIX.
El concepto de mol es central en Química, por ejemplo:
• en una reacción química, los reactivos reaccionan en una dada proporción de número de moles (relación estequiométrica);• para determinar la fórmula de una sustancia química, se relacionan las masas de los elementos que la componen con la cantidad de moles de átomos de cada elemento;
• está presente en una unidad de concentración cuando se preparan soluciones: una solución de HCl 1M (M: molar) contiene 1 mol de moléculas de HCl en 1 L de solución.
Objetivos de las actividades
Que los alumnos:
Actividad 1
Escriban el número de Avogadro empleando notación extendida (decimal). Para ejercitar la conversión de notación científica a decimal y viceversa, pueden consultar Notación científica.
Si pueden también consulten El número de Avogadro. En este sitio se presenta el número de Avogadro en notación extendida, y se hace una comparación con órdenes de magnitudes de distintas entidades, por ejemplo, la cantidad de hormigas estimadas en el planeta, la cantidad de granos de arena estimados en una playa, etcétera.
Actividad 2
Cuando van a la panadería y piden una docena de facturas, la persona que los atiende selecciona doce unidades (medialunas, tortitas negras, vigilantes, bolas de fraile, churros, etc.), las envuelve y se las entrega.
Ahora imaginen que quieren servirse un mol de moléculas de agua. ¡Deberían contar 6,02 x 1023 moléculas de agua!
Una manera de servirse un mol de moléculas de agua es pesar la masa de la sustancia que contiene un número de Avogadro de partículas.
Materiales
• Una balanza.• Recipientes de vidrio o plástico transparentes (por ejemplo, frascos de mermelada).
• Clavos de hierro (aproximadamente 100 g).
• Cloruro de sodio o sal de mesa (aproximadamente 100 g).
• Azúcar sacarosa (aproximadamente 500 g).
• Agua destilada (aproximadamente 100 mL).
• Lámina o alambre de cobre (aproximadamente 100 g).
a) Antes de pesar deben hacer algunos cálculos.
- a.1. Calculen la masa molecular del agua (H2O) sumando las masas atómicas relativas. Empleen la tabla periódica interactiva para buscar los valores: Mr H2O = Ar O + 2 Ar H = 16 uma + 2. 1 uma = 18 uma.
- a.2. La masa de un mol de moléculas de agua es numéricamente igual a la masa molecular calculada, pero expresada en gramos: M molar H2O = 18 g.
- a.3. Por definición, la masa molar es la cantidad de sustancia que contiene un mol de partículas. Es decir que 18 g de agua es la masa correspondiente a un mol y contiene 6,02 x 1023 moléculas de agua.
Procedimiento
1. Pesen en la balanza la cantidad de agua equivalente a un mol (18 g). Antes pesen previamente el recipiente y descuenten su masa).
2. Repitan el mismo procedimiento para las sustancias restantes: clavos de hierro (Fe), cloruro de sodio (NaCl), sacarosa (C12H22O11), alambre de cobre (Cu).
Para complementar la actividad experimental les recomendamos mirar el video «Moles».
La simulación Cantidad de gas permite calcular masa molar y cantidad de moléculas presentes en una dada cantidad de materia.
Actividad 3
Usando la cámara de sus equipos portátiles, tomen fotografías de los recipientes con un mol de sustancia, que se obtuvieron en la actividad 2.
a) Elaboren una presentación de los resultados obtenidos empleando los programas Impress o PowerPoint de sus equipos portátiles. Indiquen la fórmula de la sustancia y la cantidad de partículas que contiene cada recipiente.
b) Si trabajaron con el material disponible en Internet, incluyan algunos de los resultados ilustrados. Pueden redactar una opinión sobre el aporte de dicho material a la compresión del tema, empleando el programa Writer o Word de sus equipos portátiles.
Bibliografía recomendada
ALDABE, S. ARAMENDÍA, P. y LACREAU, L. (1999). Química I. Fundamentos. Buenos Aires: Colihue.
CERETTI, H. Y ZALTS, A. (2000). Experimentos en contexto. Buenos Aires: Pearson Educación.