1 00:00:02,930 --> 00:00:21,329 Hola de nuevo, aquí estamos con una nueva unidad en la que voy a fundir las dos últimas que nos quedaría por ver, los fundamentos de las reacciones químicas, es decir, aquellas cosas que tenemos que aprender este año, imprescindibles para que el año que viene no estemos muy perdidos. 2 00:00:21,329 --> 00:00:28,190 y luego una segunda unidad, que también vamos a ver los puntos más importantes, 3 00:00:28,449 --> 00:00:33,310 que será sobre reacciones químicas más importantes o fundamentales que hay que conocer. 4 00:00:33,509 --> 00:00:36,890 Pero primero vamos a ver cómo medimos las cosas y cómo tratamos. 5 00:00:37,509 --> 00:00:44,189 Bueno, vamos a recordar que una reacción química es lo que diferenciamos ya entre cambio físico y cambio químico. 6 00:00:44,270 --> 00:00:47,509 En una reacción química siempre aparecen nuevas sustancias. 7 00:00:47,509 --> 00:01:08,310 Es decir, tenemos unos reactivos y estos reactivos se transforman en unos productos, ¿vale? Puede haber uno o más reactivos y uno o más productos. Es decir, aparecen nuevas sustancias, eso es la base de que haya un cambio químico, una reacción química, el que tengamos sustancias distintas a las que había al inicio. 8 00:01:08,310 --> 00:01:23,969 No vale un cambio de estado, no vale pasar de sólido a líquido, eso es un cambio físico. Lo que está ocurriendo en las moléculas que hay en los reactivos es que se rompen enlaces y se van a formar nuevos enlaces que son los que van a crear las moléculas de los productos. 9 00:01:23,969 --> 00:01:39,230 ¿De acuerdo? Entonces, entre los reactivos y los productos hay una rotura de enlaces y creación de nuevos enlaces moleculares y eso va a hacer que los átomos se reordenen de modo que se formen nuevas sustancias o nuevos compuestos. 10 00:01:39,930 --> 00:01:46,230 Al reordenarse los átomos, lo que siempre va a ocurrir, que esto es muy importante que lo tengamos en cuenta, es que la masa se conserva. 11 00:01:46,230 --> 00:02:00,189 La masa se conserva. A ver, siempre que vemos la palabra se conserva en física o en química, significa que no cambia. La masa no cambia, es constante. Esto significa que algo se conserve. 12 00:02:07,519 --> 00:02:18,680 O, dicho de otra manera, como la masa de los reactivos va a ser igual que la masa de los productos, pues la suma de las masas de todos los reactivos tiene que ser igual a la suma de la masa de todos los productos. 13 00:02:18,680 --> 00:02:25,860 Es decir, la masa de los reactivos tiene que ser igual que la masa de los productos. 14 00:02:27,219 --> 00:02:32,319 Esto es lo que ya conocéis de otros años como ley de conservación de la masa, que se la demos a Lavoisier. 15 00:02:32,759 --> 00:02:37,280 Lavoisier es el padre de la química en el sentido científico de la materia. 16 00:02:37,759 --> 00:02:43,460 Anteriormente lo que había estaba más cercano a la alquimia que a la química, no era una ciencia realmente. 17 00:02:46,039 --> 00:02:48,340 ¿Cómo expresamos una reacción química? 18 00:02:48,340 --> 00:02:56,139 Nosotros, sabéis que tanto en física como en química, al final hay que terminar midiendo, dando un número, dando una unidad. 19 00:02:57,360 --> 00:03:04,599 Entonces, si queremos utilizar las reacciones químicas, que de hecho es una parte muy importante de toda la química industrial, 20 00:03:05,319 --> 00:03:10,060 porque siempre que fabricamos algo estamos controlando una reacción química, tenemos que controlar los tiempos, 21 00:03:10,639 --> 00:03:17,580 cantidades de reactivos para obtener determinadas cantidades de productos, cuánto nos va a costar hacer esa reacción, 22 00:03:17,580 --> 00:03:24,960 todo ese tipo de cosas pasan por ver la reacción química de una forma cuantitativa, no cualitativa. 23 00:03:25,520 --> 00:03:31,280 Y la forma de ver de una forma cuantitativa es mediante ecuaciones químicas. 24 00:03:32,060 --> 00:03:42,060 Una ecuación química es algo en lo que vamos a expresar de forma cuantitativa lo que está ocurriendo. 25 00:03:42,060 --> 00:03:57,680 Por ejemplo, imaginaos que tenemos una reacción en la que el amoníaco y el oxígeno molecular reaccionan y el producto que se obtiene es nitrógeno molecular y agua. 26 00:03:57,680 --> 00:04:20,720 Hemos dicho amoníaco, reacciona con oxígeno molecular para obtener nitrógeno molecular y agua. 27 00:04:22,259 --> 00:04:41,339 Lo primero, ya afortunadamente sabemos formular, pues sabemos que el amoníaco sería NH3, que reacciona con, ponemos un más, oxígeno molecular, que es O2, para producir nitrógeno molecular, que es N2, más agua. 28 00:04:41,339 --> 00:04:57,110 Bien, aquí ahora mismo lo que tenemos es que hay una molécula de amoníaco que reacciona con una de oxígeno para producir una de nitrógeno y una de agua, pero algo está fallando aquí. 29 00:04:57,110 --> 00:05:04,730 Si miramos, pues veremos rápido que aquí tenemos tres átomos de hidrógeno y dos de hidrógeno en este lado. 30 00:05:05,230 --> 00:05:10,209 Si se cumple esta ley, porque lo que decíamos es que los átomos se reordenan, 31 00:05:10,910 --> 00:05:21,110 pues lo que va a ocurrir básicamente es que tenemos que tener el mismo número de átomos de hidrógeno en los reactivos que en los productos. 32 00:05:21,829 --> 00:05:24,569 Siempre empezamos ajustando, pero lo que vamos a hacer es lo que se llama ajustar, 33 00:05:24,569 --> 00:05:36,050 igualar el número de átomos en un lado y en otro por los compuestos y finalizaremos ajustando en las sustancias simples o en las sustancias elementales. 34 00:05:37,569 --> 00:05:46,670 Bueno, pues empezamos y aquí tenemos 3 y aquí 2. Lo que hacemos es multiplicar de forma cruzada, es decir, 2 aquí, 3 aquí. 35 00:05:47,250 --> 00:05:54,329 De modo que aquí tengo 3 por 2, 6 de hidrógeno y 2 por 3, 6 de hidrógeno. Tengo igualados los hidrógenos en un lado y en otro. 36 00:05:54,569 --> 00:06:00,490 Ahora mismo, nitrógenos, aquí tengo dos, y aquí tengo dos, por tanto, está correcto. 37 00:06:01,670 --> 00:06:06,490 Y finalmente, oxígenos, aquí tengo dos oxígenos, y aquí tengo un oxígeno. 38 00:06:07,970 --> 00:06:13,189 No, perdón, uno por tres, o sea que tengo tres oxígenos, pues tendré que multiplicar por tres medios, 39 00:06:13,329 --> 00:06:17,750 ya que tres medios por dos me da tres, y ya tengo tres oxígenos en un lado y en el otro. 40 00:06:20,889 --> 00:06:23,910 A ver, este tres medios aquí no queda bonito. 41 00:06:23,910 --> 00:06:29,149 Entonces lo que vamos a hacer es toda esta ecuación química multiplicarla por 2. 42 00:06:30,050 --> 00:06:38,379 La multiplico por 2, va a quedar 2 por 2, 4 de amoníaco, más 3 medios por 2 es 3, 3 de oxígeno, 43 00:06:38,379 --> 00:06:46,860 para dar 2 moléculas de nitrógeno más 6 de agua. 44 00:06:46,860 --> 00:07:00,259 Esto ya sería, como nos quedaría, directamente la ecuación química con los coeficientes apropiados. 45 00:07:01,480 --> 00:07:12,259 Un par de anotaciones importantes es que estos numeritos de aquí, que nos dicen cuántas moléculas tengo de algo, se llaman coeficientes estequiométricos. 46 00:07:13,180 --> 00:07:24,060 Estos son los coeficientes estequiométricos. 47 00:07:25,300 --> 00:07:27,819 Esta es la primera cosa que es importante que tengamos en cuenta. 48 00:07:28,360 --> 00:07:34,000 Si en algún momento no aparece el coeficiente como ocurría aquí, cuando no hay ninguno, pues esto es lo mismo que si el coeficiente fuera 1. 49 00:07:34,579 --> 00:07:47,540 La forma de leer la ecuación química sería que 4 moléculas de amoníaco reaccionan con 3 moléculas de oxígeno para producir 2 moléculas de nitrógeno y 6 moléculas de agua. 50 00:07:48,379 --> 00:07:51,500 Hasta aquí estamos hablando de moléculas, pero como podéis imaginar, 51 00:07:52,240 --> 00:07:55,079 si vamos a hablar de una reacción que se produzca en la industria, 52 00:07:55,600 --> 00:07:57,240 pues no es práctico hablar de moléculas. 53 00:07:58,040 --> 00:08:01,639 Lo que vamos a hablar fundamentalmente va a ser de algo que podamos medir, 54 00:08:01,639 --> 00:08:05,379 es decir, gramos, por ejemplo, pues masa, masa de amoníaco, 55 00:08:06,060 --> 00:08:10,259 o cuando sea un gas, volumen del gas que tiene que reaccionar. 56 00:08:10,259 --> 00:08:18,100 Entonces vamos a ver cómo interpretamos esto en forma de unidades más manejables 57 00:08:18,100 --> 00:08:25,759 Para ello vamos a empezar hablando del concepto de cantidad de sustancia 58 00:08:25,759 --> 00:08:30,480 Recordáis cuando vemos las siete magnitudes fundamentales 59 00:08:30,480 --> 00:08:33,740 Una de ellas será la cantidad de sustancia 60 00:08:33,740 --> 00:08:52,379 La cantidad de sustancia nos dice el número de unidades elementales de esa sustancia. 61 00:08:52,580 --> 00:09:00,919 Por ejemplo, imaginaros que hablamos de balones. 62 00:09:03,639 --> 00:09:09,480 La cantidad de sustancia, si yo lo mido en docenas, por ejemplo, una docena de balones, 63 00:09:11,399 --> 00:09:14,500 son 12 balones, 12 unidades elementales. 64 00:09:14,500 --> 00:09:23,549 Si digo un par, que es otra unidad de cantidad de sustancia, pues son dos balones 65 00:09:23,549 --> 00:09:29,129 Si yo digo, o suena del sistema internacional cantidad de sustancia 66 00:09:29,129 --> 00:09:33,490 Decíamos que en el sistema internacional la unidad es el mol 67 00:09:33,490 --> 00:09:39,169 Si yo digo un mol de balones es una inmensidad 68 00:09:39,169 --> 00:09:44,429 Es 6,022 por 10 a la 23 69 00:09:44,429 --> 00:09:56,220 ¿Vale? Balones. Es decir, si os fijáis, el mol lo que nos está diciendo es cuántas unidades hay de, en este caso, balones. 70 00:09:56,320 --> 00:10:10,059 Ahora, imaginaros que hablo ahora de moléculas de agua. ¿Vale? Pues en un mol de moléculas de agua hay 6,022 por 10 a la 23 moléculas. 71 00:10:10,059 --> 00:10:30,889 ¿Vale? Moleculas de agua, ¿eh? No estoy hablando de moles de átomos. Por ejemplo, si hablase de átomos de oxígeno en un mol de moléculas de agua, habría, pues, esta misma cantidad. ¿Por qué? Pues porque hay un átomo de oxígeno por cada molécula de agua. 72 00:10:30,889 --> 00:10:52,110 Ahora, si hablo de átomos de hidrógeno, habrá el doble, habrá dos veces esto. ¿Por qué? Pues porque hay dos átomos de hidrógeno en cada molécula de agua. Hasta ahí el concepto de mol, de cantidad de sustancias. Es una cantidad enorme, pero que veréis ahora más adelante cómo nos va a servir y cuándo nos va a ayudar. 73 00:10:52,110 --> 00:11:13,059 Este número de aquí se llama el número de abogadro. Es interesante, si queréis buscar información en internet, cómo se llegó a la conclusión de que el número de abogadro era esta cantidad tan enorme. 74 00:11:13,799 --> 00:11:22,559 Hay experimentos que se hicieron con electroquímica, por ejemplo, para llegar a la conclusión de que este número era esta cantidad tan enorme. 75 00:11:22,559 --> 00:11:39,840 Y ¿qué unidades tendría el número de abogadro? Pues serían unidades elementales. ¿Qué son unidades elementales? Pues si estoy hablando de balones, pues balones. Si estoy hablando de moléculas de agua, moléculas de agua. Si estoy hablando de átomos de oxígeno, átomos de oxígeno. 76 00:11:39,840 --> 00:11:47,559 Bueno, si estoy hablando de electrones, pues el número de abogadro de electrones o un mol de electrones será esta cantidad inmensa de electrones. 77 00:11:47,559 --> 00:11:53,840 Son unidades elementales partido por mol, es decir, cuántas unidades elementales hay en un mol. 78 00:11:54,919 --> 00:12:09,750 Además, lo podemos definir como la cantidad de átomos, también el número de abogadro es la cantidad de átomos de carbono del isótopo 12, 79 00:12:09,750 --> 00:12:18,909 la cantidad de átomos del carbono de 7,12 que hay en 12 gramos. 80 00:12:19,830 --> 00:12:24,370 12 gramos de carbono, 12, es justo un mol. 81 00:12:25,509 --> 00:12:29,110 O 6,022 por el 0,23 átomos. 82 00:12:30,070 --> 00:12:36,490 Ya veréis luego que si miráis la masa molecular del carbono 12, son 12 unidades de masa atómica. 83 00:12:37,490 --> 00:12:44,629 Pues ya veis que empieza a haber una relación entre masa molecular, no en este caso masa atómica, pues un átomo, perdón. 84 00:12:45,090 --> 00:12:55,029 Entre la masa atómica del carbono 12, que son 12 unidades de masa atómica, y que un mol, es decir, la cantidad que contiene un mol de átomos de carbono, tiene una masa de 12 gramos. 85 00:12:55,029 --> 00:12:58,870 Ya empezamos a ver ahí el paralelismo. ¿Y por qué nos va a ser útil? 86 00:12:58,870 --> 00:13:11,750 Y no va a ser útil porque a partir de ahora una reacción, además de leerla como 4 moléculas de amoníaco más 3 moléculas de oxígeno producen 2 moléculas de nitrógeno y 6 moléculas de agua, 87 00:13:12,210 --> 00:13:21,409 la podemos leer también como 4 moles de amoníaco más 3 moles de oxígeno producen 2 moles de nitrógeno más 6 moles de agua. 88 00:13:21,409 --> 00:13:32,690 En el momento que tengamos clara la relación entre moles y masa, podemos ya empezar a utilizar una balanza de precisión para tener las cantidades que necesitamos para una reacción química. 89 00:13:33,629 --> 00:13:40,309 Bien, seguimos adelante. Una vez que tenemos claro lo que es la cantidad de sustancia, vamos a ver lo que es la masa molar. 90 00:13:40,309 --> 00:13:56,899 y definimos la masa molar como la masa en gramos, la masa M expresada en gramos, 91 00:13:56,899 --> 00:14:02,480 bueno, lo ponemos así, que tiene un mol de sustancia, ¿vale? 92 00:14:02,639 --> 00:14:14,059 Masa en gramos de un mol de esa sustancia. 93 00:14:14,059 --> 00:14:41,799 Bien, la unidad en la que vamos a medir la masa molar va a ser, ahí va, perdón, la unidad, vale, voy muy arriba, va a ser gramos partido por mol, es decir, los gramos que tiene un mol, eso es la masa molar. 94 00:14:44,120 --> 00:14:52,419 Además, el valor numérico coincide con la masa molecular. Vamos a ver un ejemplo. 95 00:14:52,419 --> 00:14:58,500 A ver, necesitamos tener la tabla periódica a mano, ¿de acuerdo? 96 00:14:58,779 --> 00:15:09,889 Cogeros vuestra tablita periódica y con la tabla periódica vais a poder ir calculando. 97 00:15:10,289 --> 00:15:17,340 No encuentro la mía, pero la que vamos a utilizar conozco ya directamente los valores. 98 00:15:18,320 --> 00:15:24,100 Bueno, entonces vamos a coger, por ejemplo, el amoníaco que hemos tenido en el ejemplo anterior. 99 00:15:24,100 --> 00:15:28,200 Y vamos a ver cuál es la masa molar del amoníaco. 100 00:15:29,620 --> 00:15:32,519 Para eso vamos a empezar viendo las masas atómicas. 101 00:15:33,179 --> 00:15:34,100 Vamos al nitrógeno. 102 00:15:34,879 --> 00:15:41,860 Si vamos al nitrógeno, la masa atómica del nitrógeno son 14. 103 00:15:43,059 --> 00:15:48,039 Es 14,007, pero lo podemos aproximar a 14 unidades de masa atómica. 104 00:15:48,039 --> 00:15:55,519 ¿Vale? La masa del hidrógeno es 1,008, lo aproximamos a una unidad de masa atómica. 105 00:15:56,179 --> 00:16:08,179 Bueno, pues la masa del amoníaco será una vez la masa del nitrógeno más tres veces la masa del hidrógeno. 106 00:16:08,259 --> 00:16:14,740 ¿Por qué? Pues porque tiene un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno, es decir, va a ser 14 más 3, 107 00:16:14,740 --> 00:16:18,000 y esto van a ser 17 unidades de masa atómica. 108 00:16:18,039 --> 00:16:25,860 Pero lo podemos expresar, este número representa también cuántos gramos de masa tiene un mol de amoníaco. 109 00:16:26,139 --> 00:16:31,240 Y podemos decir que 17 gramos hay en un mol de amoníaco. 110 00:16:32,159 --> 00:16:37,440 Si en una reacción yo tengo que trabajar con un mol de amoníaco, voy a tener que coger 17 gramos. 111 00:16:37,740 --> 00:16:47,519 Si voy a trabajar con dos moles de amoníaco, pues tendré que pesar 2 por 17 gramos, que son 34. 112 00:16:48,759 --> 00:16:52,200 ¿De acuerdo? Vale, pues eso en cuanto a lo que es la masa molar. 113 00:16:52,899 --> 00:16:54,740 Imaginaos que yo tengo una masa de sustancia. 114 00:16:54,879 --> 00:16:57,460 Si yo tengo una masa, puedo saber el número de moles. 115 00:16:57,639 --> 00:17:01,899 El número de moles lo voy a poner como n, esto es lo que llamamos cantidad de sustancia. 116 00:17:02,419 --> 00:17:11,579 El número de moles va a ser la masa que tenga en gramos, 117 00:17:11,819 --> 00:17:17,759 dividido entre la masa molar de esa sustancia en gramos partido por mol. 118 00:17:18,619 --> 00:17:20,779 Y esto me va a dar el número de moles que tenga. 119 00:17:20,779 --> 00:17:29,859 Por ejemplo, si tengo 34 gramos de amoníaco, 34 entre 17 me da 2. 34 gramos son 2 moles. 120 00:17:31,119 --> 00:17:35,640 ¿Lo veis esto claro? Vamos a recalcar también esta ecuación. 121 00:17:39,420 --> 00:17:49,019 Ahí tenemos que el número de moles o cantidad de sustancia es la masa en gramos dividido entre la masa molar, que la tenemos en gramos partido por mol. 122 00:17:49,019 --> 00:18:00,500 Y la masa molar la obtenemos, lo que también habéis oído como masa molecular o masa de la unidad fórmula, ¿vale? 123 00:18:00,619 --> 00:18:04,019 Pero en tercero lo habréis calculado, esto. 124 00:18:06,160 --> 00:18:12,710 El siguiente concepto importante, el volumen molar, ¿vale? Volumen molar. 125 00:18:12,710 --> 00:18:23,279 Bien, el volumen molar es el volumen que ocupa un mol, ¿vale? 126 00:18:23,319 --> 00:18:46,200 Volumen que ocupa un mol de sustancia medido en condiciones normales. 127 00:18:46,259 --> 00:18:48,420 Y ahora vemos lo que son las condiciones normales. 128 00:18:49,000 --> 00:18:52,160 Las condiciones normales normalmente en química se pone como C.N. 129 00:18:52,660 --> 00:18:56,839 Y son 0 grados centígrados y 1 atmósfera. 130 00:18:57,960 --> 00:18:58,480 ¿Vale? 131 00:18:58,480 --> 00:19:10,140 El volumen que ocupa un mol de sustancia a 0 grados en la atmósfera, si es un sólido, va a depender de su densidad 132 00:19:10,140 --> 00:19:18,539 Pero si es un gas, es prácticamente siempre muy cercano, si fuera un gas ideal, pero vamos a considerar que fueran ideales 133 00:19:18,539 --> 00:19:24,160 Muy cercano a 22,4 litros para un mol 134 00:19:24,160 --> 00:19:40,519 Es decir, el volumen de un gas a condiciones normales, es decir, 0 grados y una atmósfera, es 22,4 litros palpio por mol. 135 00:19:41,160 --> 00:19:45,640 Es decir, si tengo dos moles de gas, pues tendré 44,8 litros. 136 00:19:45,640 --> 00:19:58,000 Por último, si tenemos una concentración, una disolución, la concentración para medir cómo de concentrada está una disolución, 137 00:19:58,640 --> 00:20:01,539 vamos a hablar de concentración molar o molaridad. 138 00:20:04,240 --> 00:20:10,359 Concentración molar o molaridad. 139 00:20:17,460 --> 00:20:24,759 Y la concentración molar o molaridad la mediremos como el número de moles de soluto. 140 00:20:24,759 --> 00:20:37,339 El soluto, recordad que es lo que añadíamos, por ejemplo, si tengo agua salada, pues el soluto es la sal que he añadido al agua o que tiene ese agua, si es agua marina, por ejemplo. 141 00:20:38,680 --> 00:20:43,500 Entonces, era el número de moles de soluto partido por el volumen de la disolución en litros. 142 00:20:44,339 --> 00:20:46,140 Y la disolución es todo. 143 00:20:46,940 --> 00:20:49,779 Todo quiere decir soluto más disolvente. 144 00:20:49,779 --> 00:20:56,359 las almas, el agua, lo que ocupe todo, ese volumen en litros, es lo que tenemos que poner en el denominador. 145 00:20:56,740 --> 00:20:58,920 Y esto nos da la molaridad. 146 00:20:59,119 --> 00:21:03,220 Y pues diremos, la unidad son moles partido por litro, pero también es muy típico decir, 147 00:21:03,819 --> 00:21:10,619 imaginaos que tengo una solución que tiene 3 gramos, digo 3 moles, perdón, por un litro. 148 00:21:10,720 --> 00:21:12,279 Pues será una solución 3 molar. 149 00:21:13,319 --> 00:21:15,539 Medimos moles por litro. 150 00:21:15,539 --> 00:21:22,259 Bien, esta es otra ecuación que es importante que tengáis clara en esta unidad. 151 00:21:23,640 --> 00:21:28,400 Esto de momento por hoy, vamos a hacer un ejemplito, lo único para terminar hoy, 152 00:21:29,180 --> 00:21:34,880 y el próximo día seguiremos aplicando todo esto ya a reacciones puramente y ver cómo hacemos cálculos, 153 00:21:35,039 --> 00:21:37,380 que se llaman cálculos estequiométricos con reacciones químicas. 154 00:21:37,559 --> 00:21:44,700 Vamos a hacer un ejercicio que dice algo así como, calcula el número de moléculas y de átomos, 155 00:21:44,700 --> 00:22:08,299 Número de moléculas y de átomos que contiene una muestra de 77 gramos de dióxido de carbono. 156 00:22:08,299 --> 00:22:30,710 El dióxido de carbono sabéis que es CO2. Eso sería lo primero que tenemos que hacer. B, ¿qué volumen ocupa en condiciones normales? Tenemos que saber la cantidad de sustancia que tenemos, cuántos moles. 157 00:22:31,690 --> 00:22:38,509 ¿Vale? ¿Datos que nos dan? Pues nos dan que la masa atómica del carbono es 12 gramos partido por mol 158 00:22:38,509 --> 00:22:48,079 y que la masa atómica del oxígeno es 16, comía aquí el igual, gramos partido por mol. 159 00:22:48,079 --> 00:22:56,660 Pues vamos allá. Lo primero que vamos a calcular es la masa molecular, ¿vale? 160 00:22:56,660 --> 00:23:00,339 La masa molecular teniendo en cuenta estas masas atómicas. 161 00:23:00,339 --> 00:23:14,420 Si quiero calcular la masa del dióxido de carbono, tengo en cuenta que tengo un carbono, por lo tanto será igual que la masa del carbono, más, como tengo dos oxígenos, pues dos veces la masa del oxígeno. 162 00:23:16,339 --> 00:23:30,180 Masa del carbono, 12 gramos partido por mol, más dos veces la masa del oxígeno, que son 16 gramos partido por mol, 2 por 16, 32, más 12, 44 gramos partido por mol. 163 00:23:32,339 --> 00:23:35,740 Vale, ahora lo que quiero saber es el número de moléculas. 164 00:23:35,859 --> 00:23:42,279 Entonces, para ello, lo primero que voy a saber es cuántos moles, la cantidad de sustancia que hay en 77 gramos. 165 00:23:43,079 --> 00:23:51,130 Recordad que para calcular la cantidad de sustancia, lo que hacíamos es coger la masa entre la masa molar. 166 00:23:54,460 --> 00:24:04,500 Masa de CO2, pues 77 gramos, dividido entre la masa molar, que son 44 gramos partido por mol. 167 00:24:05,640 --> 00:24:11,240 Si realizáis esta operación con vuestra calculadora, va a salir 1,75 moles. 168 00:24:12,859 --> 00:24:16,240 Aquí tenemos la cantidad de sustancia. 169 00:24:17,279 --> 00:24:18,720 Ahora, número de moléculas. 170 00:24:18,779 --> 00:24:27,299 Número de moléculas de CO2 va a ser la cantidad de sustancia de CO2 multiplicado por el número de abogadro. 171 00:24:27,299 --> 00:24:59,230 Si un mol tiene 6,02 por 10 a la 23, pues 1,75 tendrá 1,75 veces eso. Por tanto, va a ser 1,75, estos son moles, por el número de abogadro que era 6,022 por 10 a la 23 moléculas de CO2 partido por mol. 172 00:25:01,269 --> 00:25:20,339 Mol se va con mol. Y si calculáis esto, pues os va a dar, vamos a ponerlo aquí abajo, 1,054 por 10 a la 24 moléculas de CO2. 173 00:25:26,490 --> 00:25:33,349 Vale, aquí hemos contestado a la primera de las preguntas, cuántas moléculas hay. Esto sería la respuesta a la primera de las preguntas. 174 00:25:34,289 --> 00:25:39,029 Además, podemos afirmar que el número de átomos de carbono es igual al número de moléculas de CO2, 175 00:25:39,130 --> 00:25:40,990 porque en cada molécula hay un átomo de carbono. 176 00:25:40,990 --> 00:25:54,460 Entonces, esto va a ser igual al número de átomos de carbono, es decir, 1,054 por 10 a la 24 átomos de carbono. 177 00:25:55,079 --> 00:25:59,319 Esta sería la segunda parte. 178 00:26:00,259 --> 00:26:02,740 Y también tenemos que decir el número de átomos de oxígeno. 179 00:26:02,740 --> 00:26:12,259 Pues el número de átomos de oxígeno, como en cada molécula de CO2 hay dos átomos de oxígeno, pues será dos veces el número de moléculas de CO2. 180 00:26:12,619 --> 00:26:33,019 O lo que es lo mismo, 2 por 1,054 por 10 a la 24, y esto es igual a 2,108 por 10 a la 24 átomos de oxígeno. 181 00:26:33,019 --> 00:26:41,099 Y aquí tendremos ya la segunda parte de esta primera parte A. 182 00:26:41,640 --> 00:26:42,839 Vamos ahora a la parte B. 183 00:26:44,240 --> 00:26:51,220 La parte B nos dice que, digamos, cuál es el volumen en condiciones normales de dióxido de carbón. 184 00:26:52,180 --> 00:26:56,140 Sabemos que cada mol son 22,4 porque es en condiciones normales. 185 00:26:56,140 --> 00:27:02,519 Entonces será el número de moles de CO2 multiplicado por 22,4. 186 00:27:03,019 --> 00:27:06,079 1,4 litros partido por mol. 187 00:27:08,019 --> 00:27:13,500 Aquí os recuerdo que habíamos hecho una primera partida, va 1,75 moles. 188 00:27:15,019 --> 00:27:24,980 Si realizáis el cálculo, 1,75 por 22,4, veréis que os da 39,2 litros de dióxido de carbono. 189 00:27:24,980 --> 00:27:36,799 Es decir, 77 gramos de dióxido de carbono ocupan un volumen de 39,2 litros en condiciones normales, es decir, a 0 grados centígrados y una atmósfera, ¿vale? 190 00:27:37,299 --> 00:27:48,720 Pues esto es todo en este primer vídeo sobre reacciones fundamentales. Iré añadiendo más hasta haber cubierto con esto ya todo lo que pretendíamos ver en el curso, ¿vale? 191 00:27:49,119 --> 00:27:51,200 Hasta pronto y seguir cuidándoos.