Número de Avogadro

INTRODUCCION

En este trabajo me he propuesto exponer y desarrollar recursos didácticos que ayuden en el aprendizaje de los conceptos “Número de Avogadro” y “mol”, estos conceptos, especialmente este último, representan unos de los más problemáticos que se plantean en la enseñanza aprendizaje de la química.

Tanto el "Numero de Avogadro" y "Mol" fueron conceptos utilizados e introducidos desde siglos pasados por los científicos como ayuda en los cálculos estequiometricos en química y posteriormente adoptados por la comunidad científica internacional y que hasta la actualidad trae algunas controversias, discusiones y trabajos de investigación sobre los mismos.

Llegar a que los alumnos puedan llegar a una comprensión optima es importante tener en cuenta que en la actualidad el "Mol" y "Numero de Avogadro" son ideas completamente novedosas para nuestros alumnos y que difícilmente presenten conocimientos o concepciones preconcebidas en el periodo escolar inicial de los estudiantes.

Sumado a la posible ausencia de ideas previas de los alumnos es importante nombrar posibles inconvenientes que surgen a causa de la instrucción insuficiente o de las estrategias de enseñanza inadecuadas llevando en este sentido a que la enseñanza resulte confuso el concepto y además se realicen transposiciones erróneas del significado de la magnitud «cantidad de sustancia», es muy plausible que existan incomprensiones.

Teniendo en cuenta las causas por las que estos conceptos resultan tan complicados para nuestros alumnos es importante trabajar con una curricular que se adecue a lograr capacidades en los jóvenes y así alcanzar el nivel conceptual suficiente para entender y captar en profundidad los conceptos.

Por lo expuesto, este trabajo final tendrá como finalidad establecer conocimientos previos necesarios, como así también analogías y similitudes para que los alumnos lleguen a comprender mucho mejor estos conceptos y ser capaces de resolver mucho mejor cuestiones y problemas relacionados con dichos conceptos en diferentes contextos.

El Mol

Su Historia y El Uso

Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 1023.

¡Este si que es un número alto! Mientras que una docena de huevos puede convertirse en una rica tortilla de huevos, un mol de huevos puede llenar todos los océanos de la tierra más de 30 millones de veces. Reflexione sobre esto, le tomaría a 10 billones de gallinas poniendo 10 huevos por día más de 10 billones de años poner un mol de huevos. Por consiguiente, ¿por qué usaríamos para empezar un número tan alto? Ciertamente, la tienda local de donuts no va a 'súper-aumentar' la docena de donuts al darle un mole de estas golosinas.

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

Historia del Mol

Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas. Alrededor de 50 años después, un científico italiano llamado Stanislao Cannizzaro usó la hipótesis de Avogradro para desarrollar un grupo de pesos átomicos para los elementos conocidos, comparando las masas de igual volumen de gas. Sobre la base de este trabajo, un profesor de secundaria austríaco llamado Josef Loschmidt, calculó el tamaño de una molécula en cierto volumen de aire, en 1865, y eso desarrolló un estimado para el número de moléculas en un volumen dado de aire. A pesar de que estas antiguas estimaciones habían sido definidas desde entonces, ellas indujeron al concepto del mol - a saber, la teoría de que en una masa definida de un elemento (su peso atómico), hay un número preciso de átomos - el número de Avogrado.

Masa Molar

Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio. También se puede trabajar con fracciones (o múltiplos) de los moles:

Ejemplos de la Relación Mol/Peso Usando el Helio

Mol del Helio Átomos del Helio Gramos del Helio

1/4 1.505 x 1023 1 g

1/2 3.01 x 1023 2 g

1 6.02 x 1023 4 g

2 1.204 x 1024 8 g

10 6.02 x 1024 40 g

Otros pesos atómicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 1023 átomos de ese elemento.

El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.

Un Átomo de Hidrógeno

Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones (H núcleo) pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.

Peso Molecular

Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso

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