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01 Repaso de Química de 1º de Bachillerato - Contenido educativo

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Subido el 27 de septiembre de 2020 por Jorge G.

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Vídeo para mis alumnos de 2º de Bachillerato para repasar contenidos indispensables de Química de 1º de Bachillerato.

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Buenos días, queridos alumnos. Voy a intentar grabar una presentación del primer tema de química analítica 00:00:05
que se supone que es de repaso del curso pasado, aunque sé que el curso pasado muchas cosas no pudisteis verlas. 00:00:13
Entonces, entre lo que recordáis de cuarto de la ESO y lo poco que pudierais ver el año pasado, 00:00:20
vamos a ver si conseguimos hacernos fuertes y tener la base suficiente como para afrontar este curso de química de este año. 00:00:25
A ver, esta primera unidad, que insisto, no cae en selectividad, no es propia del segundo bachillerato, 00:00:33
nos va a servir para repasar contenidos del curso pasado. 00:00:39
Vamos allá. 00:00:43
A ver si consigo que esto funcione. 00:00:45
En primer lugar, la composición de la materia. 00:00:49
La materia se puede separar, se puede clasificar en dos tipos de sustancias, 00:00:52
las sustancias puras y las mezclas. 00:00:58
Sustancias puras, ¿verdad? 00:01:00
Son elementos y compuestos 00:01:02
Sustancias puras son aquellas que no son mezclas 00:01:04
Y que están compuestas por un solo elemento químico de la tabla periódica 00:01:07
O por una combinación de ambos 00:01:10
¿Qué es un elemento químico? 00:01:12
El oxígeno, por ejemplo 00:01:14
El nitrógeno 00:01:15
Que los tenemos y los estamos respirando todo el tiempo 00:01:17
Un trozo de carbón está compuesto solo por átomos de carbono 00:01:20
Esos son elementos, ¿vale? 00:01:23
Un diamante es un elemento porque solo tiene átomos de carbono 00:01:25
¿Qué son compuestos? 00:01:28
Pues compuestos. Es, por ejemplo, el óxido de hierro. 00:01:30
Cuando el hierro se oxida, forma un óxido de hierro, que es una sustancia pura, 00:01:32
porque es sólo óxido de hierro, no está mezclado con nada, 00:01:35
pero es un compuesto porque contiene más de un tipo de átomo. 00:01:38
Por ejemplo, el dióxido de carbono. 00:01:41
El dióxido de carbono, que también encontramos en la atmósfera, es un compuesto. 00:01:43
¿Por qué? Porque está compuesto por más de un tipo de átomo. 00:01:46
El oxígeno es un elemento, el dióxido de carbono es un compuesto. 00:01:49
Para separar, para romper un compuesto en sus elementos, 00:01:53
hace falta métodos, procedimientos químicos. 00:01:57
por ejemplo, porque hay que romper los enlaces entre los átomos de carbono y de oxígeno 00:01:59
del dióxido de carbono para separarlo en carbono y oxígeno, que serían sus elementos 00:02:03
otro tipo de sustancias que podemos encontrar en la naturaleza, las mezclas 00:02:07
muy frecuentes, que se pueden separar en sustancias puras mediante 00:02:11
métodos físicos que habéis estudiado otros años, como la decantación 00:02:15
o la destilación, o la filtración 00:02:19
tenemos métodos de separación de mezclas, son métodos físicos los que habéis estudiado 00:02:23
la mayoría de cursos pasados porque separan las mezclas en sustancias puras, mientras que para 00:02:27
las sustancias puras romperlas de compuestos a elementos hacen falta métodos químicos más 00:02:32
complejos. Las mezclas sabéis que las hay de dos tipos, homogéneas y heterogéneas. Homogéneas son 00:02:36
aquellas en las que los componentes no se pueden distinguir a simple vista, ni siquiera utilizando 00:02:42
un medio artificial como un microscopio, mientras que las mezclas heterogéneas sí se pueden distinguir 00:02:47
los componentes generalmente a simple vista o con la ayuda de un medio artificial como 00:02:55
un microscopio. De hecho, entre estas están los coloides, ¿verdad?, que son compuestos, 00:03:00
son mezclas, ¿verdad? Son mezclas que se han disuelto tanto, se han mezclado tanto, que 00:03:05
hace falta a lo mejor un método como un microscopio para verlas. A simple vista no se ven. Los 00:03:12
coloides son mezclas heterogéneas en las cuales los componentes no se distinguen a 00:03:20
simple vista en general las mezclas homogéneas vale se pueden distinguir los componentes en las 00:03:22
mezclas homogéneas en las mezclas homogéneas no se pueden distinguir los componentes una vez 00:03:27
mezclados ni siquiera al microscopio si tú coges sal y la disuelves en agua ya no puedes distinguir 00:03:32
la sal del agua porque se ha disuelto a nivel atómico a nivel molecular de acuerdo entonces 00:03:39
mezclas homogéneas no se pueden distinguir los componentes mezclas heterogéneas si se pueden 00:03:43
distinguir. Símbolos y fórmulas químicas. Ya desde tiempos de Dalton se conocía que las moléculas 00:03:47
están compuestas por átomos con distintas propiedades cada uno, cada especie química y 00:03:56
distintos tamaños. Tenemos moléculas, ¿de acuerdo? Como aquí que tenemos el ácido acético que está 00:04:00
compuesto por dos átomos de carbono, cuatro de hidrógeno y dos de oxígeno, cada uno con sus 00:04:06
Propiedades. Tenemos sólidos, ¿verdad? Como la sal, que está compuesto por pares de átomos, cationes y aniones, cloros. 00:04:12
Cloros serían los pequeñitos y sodio los grandes, están mal las flechas. 00:04:22
Entonces, ¿qué más, qué más, qué más? 00:04:27
Y luego tenemos aquí otras sustancias como el ácido sulfúrico, etc. 00:04:31
Bueno, aquí está la trimetilamina, esto es compuesto de química del carbono que es el etanal, ¿verdad? 00:04:34
Y aquí el dietileter, la química del carbono también la tenemos que repasar este año. 00:04:44
De momento tenéis que repasar mucho la formulación inorgánica que es la que vamos a empezar a utilizar. 00:04:48
La cantidad en química, ¿vale? El concepto de lo que es un mol. 00:04:55
Un mol, ¿vale? El mol es la unidad del sistema internacional de cantidad de sustancia. 00:04:59
¿Qué es un mol? Un mol es el número abogadro cosas. Son 6,022 por 1,023 cosas, ¿vale? Átomos generalmente o moléculas. 00:05:05
Entonces, ¿cómo se define la unidad de masa atómica? El UMA. Un UMA es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. 00:05:18
El carbono pesa 12 UMAs. Entonces se define el UMA como la doceava parte de un átomo de carbono. 00:05:26
Un huma es aproximadamente la masa de un protón, aproximadamente, la masa de un protón o de un neutrón, un neutrón pesa un poquito más, pero aproximadamente esa. 00:05:33
De tal manera que, ¿qué es un gramo, de acuerdo, un gramo de cualquier sustancia? Pues el número abogadro, ¿vale?, en humas, tal y como se define. 00:05:44
La masa atómica promedio y la masa molecular, ¿verdad? 00:05:54
Sabéis que, si miráis la tabla periódica, por ejemplo, el magnesio, 00:05:58
buscamos en la tabla periódica cuánto pesa y resulta que pesa 24,31. 00:06:02
24,31 humas. Muy bien. 00:06:07
¿Cómo es posible que salga ese número decimal? 00:06:10
Pues porque tenemos magnesio 24, que pesa aproximadamente 24 humas, 00:06:12
tenemos magnesio 25, que pesa aproximadamente 25 humas, 00:06:16
y tenemos magnesio 26, son los isótopos del magnesio, existen estos tres en la naturaleza 00:06:20
pero con distintas abundancias, en la naturaleza hay mucho más magnesio 24 que magnesio 25 00:06:26
o que magnesio 26, por lo tanto la masa promedio, que es la masa atómica, las masas atómicas 00:06:32
que aparecen en la tabla periódica son masas promedio, de acuerdo, es la masa de la mezcla 00:06:37
en función de las cantidades que hay en la naturaleza en nuestro planeta, en nuestro 00:06:44
planeta hay mucho magnesio 24 en otro planeta a lo mejor las abundancias cambian y tendríamos otro 00:06:47
valor en la tabla periódica de masa atómica promedio sin embargo en nuestro planeta pues 00:06:53
tenemos un 78% de magnesio 24 un 10% de magnesio 25 y un 11% de magnesio 26 el promedio por lo 00:06:57
tanto sale 24,3 más próximo al magnesio 24 que es del que es más ahí la masa molecular por otro 00:07:04
lado verdad es lo que pesa una molécula es la suma de los pesos de cada uno de sus átomos el 00:07:11
mol y el número abogadro, ya os lo he dicho, un mol 00:07:19
es 6,022 por 10 a la 23 00:07:21
átomos de una sustancia 00:07:23
que son 600.000 trillones 00:07:25
de esa sustancia. Entonces 00:07:27
¿qué es un mol de carbonato 00:07:29
de sodio, un mol de carbonato de zinc, 00:07:31
un mol de ácido? Lo que sea es 00:07:33
coger la masa 00:07:35
que tienes de esa sustancia y 00:07:37
dividir entre su masa molar. Y con eso 00:07:39
te da el número de moles. El número de átomos 00:07:41
¿verdad? Es muy fácil, una que tiene 00:07:43
los moles, multiplica por el número abogadro 00:07:45
y ya tienes el número de átomos de esa sustancia. 00:07:47
La masa molar es una magnitud muy importante y no hay que confundirla con la masa molecular. 00:07:51
Tenemos un elemento, por ejemplo el hierro, ¿vale? 00:07:57
Que es Fe, su símbolo, y un átomo de hierro, un solo átomo de hierro, pesa 55,85 U+. 00:08:00
Por lo tanto, un mol, un mol de átomos de hierro, 00:08:08
es decir, los 600.000 trillones de átomos de hierro, pesarían 55,85 gramos, ¿vale? 00:08:14
Entonces, esto es la masa atómica, un átomo de hierro, 55,85 humas. 00:08:20
Esto es la masa molar, que numéricamente coinciden, esto es lo que pesa un mol de átomos de hierro. 00:08:25
Esto es microscópico, es un solo átomo. Esto es macroscópico, un mol de átomos de hierro ya lo podemos pesar, 00:08:32
lo podemos ver, lo podemos tocar. 55,85 gramos por cada mol de hierro. 00:08:39
que son 600.000 trillones de átomos de hierro, ¿vale? 00:08:44
En el caso de una molécula, el agua, 00:08:48
el agua pesa 16 sumas el oxígeno más 2 sumas el hidrógeno, 18 humas. 00:08:52
Entonces, un mol de moléculas de agua pesa 18 gramos, ¿vale? 00:08:58
De tal manera que si coges 18 gramos y lo divides, 00:09:03
tienes 18 gramos de agua y lo divides entre su masa molar, ¿vale? 00:09:07
Entre 18, pues te queda un mol, exactamente. 00:09:10
y así con todas las sustancias, el cloro de sodio. 00:09:12
Pues tenemos 35,45 del cloro más 23 del sodio. 00:09:16
Te queda una masa atómica, una masa molecular, perdón, 00:09:22
58,45 U más una sola molécula de cloro de sodio. 00:09:25
Por lo tanto, un mol de sodio pesa 58,45 gramos, ¿vale? 00:09:29
La masa molar, ¿vale? Es 58,45 gramos por mol. 00:09:34
no tenéis que confundir la masa atómica o la masa molecular que se mide en humas 00:09:40
con la masa molar que se mide en gramos partido por mol 00:09:45
numéricamente coinciden, pero los significados son muy diferentes 00:09:48
aquí tenemos un ejercicio muy sencillo, tenéis que intentar hacerlo vosotros 00:09:51
¿cuántos moles hay en estas cantidades? 00:09:56
fijaos que todas son 10 gramos 00:10:00
¿cuántos moles hay en estas cantidades? 00:10:01
y ¿cuál tiene mayor número de átomos de oxígeno? 00:10:03
es muy sencillo 00:10:05
tenéis el 10 gramos de hidróxido de potasio, uy he puesto aquí sodio, que fallo, potasio, perdón, KOH, 00:10:06
entonces, 10 gramos de hidróxido de potasio, bueno, tenemos la masa atómica del potasio, la del oxígeno y la del hidrógeno, 00:10:16
por lo tanto, ¿cuánto pesa el hidróxido de potasio? Pues 39 más 16 más 1, que te quedan 56 U+, 00:10:23
O sea que un mol pesa de hidróxido de potasio, ¿verdad? Pesa 56, ¿verdad? Hemos dicho, gramos por mol. 00:10:30
Entonces, si cogemos 10 gramos y lo dividimos entre 56, te quedan los moles de hidróxido de potasio y también los moles de oxígeno, 00:10:42
porque en cada mol de hidróxido de potasio tenemos un mol de oxígeno, porque en cada molécula hay un solo átomo de oxígeno. 00:10:51
Entonces podemos calcular cuántos átomos de oxígeno y cuántos moles de oxígeno hay en el hidróxido de potasio. 00:10:57
En el caso del sulfato de potasio, ¿verdad? 00:11:02
Ahí la masa molecular es un poquito más complicada porque es 2 por 39 más un átomo de azufre, 00:11:06
1 por 32 del azufre, más 4 por 16 del oxígeno, ¿vale? 00:11:19
Esta cantidad son los gramos partido por mol del sulfato de potasio. 00:11:26
Si dividimos 10 gramos entre este número, entre esta cantidad, te salen los moles. 00:11:32
Ahora, los moles que salen del sulfato de potasio los tienes que multiplicar por 4. 00:11:36
Porque cada mol de sulfato de potasio tiene 4 moles en su interior de oxígeno. 00:11:40
Lo mismo pasa con el nitrato de potasio. 00:11:46
en el nitrato de potasio, pues tenemos 39 del potasio más 14 del nitrógeno más 3 por 16 del nitrógeno. 00:11:48
Entonces tenemos que dividir 10 gramos entre esta cantidad y esos son los moles de nitrato de potasio, 00:12:04
que los tienes que multiplicar por 3 porque en cada mol de nitrato de potasio tienes 3 moles de oxígeno, 00:12:09
porque en cada molécula de nitrato de potasio tienes 3 átomos de oxígeno. 00:12:15
Intentad hacerlo vosotros, ¿vale? 00:12:19
Y lo corregimos en clase 00:12:21
Leyes de los gases 00:12:22
Estas también os tienen que sonar 00:12:26
Por lo menos de cuarto 00:12:27
Las leyes de los gases 00:12:28
Te dicen cómo se comportan los gases 00:12:30
En virtud de cuatro magnitudes fundamentales 00:12:31
Presión, volumen, temperatura y número de moles 00:12:34
Están relacionadas entre sí 00:12:37
Pero originalmente se dieron cuenta 00:12:39
Científicos diferentes 00:12:42
Boyle estudió cómo cambiaba la presión de un gas 00:12:43
En función de sus cambios de volumen 00:12:45
Se dio cuenta de que 00:12:47
Más volumen, menos presión, ¿de acuerdo? Y menos volumen, más presión. 00:12:49
Tú coges un globo, lo comprimes o una pelota, la aprietas, reduce su volumen, el gas en su interior aumenta de presión. 00:12:54
La ley de Charles Gay-Lussac te dice que el volumen y la temperatura son directamente proporcionales, 00:13:00
es decir, que si calientas un gas, si aumentas su temperatura, se inflara, aumentará su volumen. 00:13:06
Y si lo enfrías, se desinflara, reducerá su volumen. 00:13:11
en cuanto a la ley de Avogadro es trivial 00:13:14
que dice que el volumen de un gas es proporcional a su cantidad de sustancias 00:13:16
su número de moles, más moles más volumen ocupan 00:13:20
es lógico, si juntamos estas tres ecuaciones 00:13:23
en una sola obtenemos la ecuación de estado 00:13:27
la ecuación de los gases ideales 00:13:29
la ecuación de los gases ideales nos dice que la presión por el volumen 00:13:30
es igual al número de moles por una constante, la constante de los gases ideales 00:13:34
por la temperatura, en esta ecuación para que todo cuadre bien 00:13:37
la presión tiene que estar en atmósferas, el volumen en litros, la N en moles evidentemente 00:13:42
y la temperatura en grados Kelvin, perdón, no se dice grados Kelvin, se dice Kelvin 00:13:48
son grados centígrados pero no se dice grados Kelvin, se dice Kelvin a secas 00:13:53
en estas condiciones si la presión está en atmósferas, el volumen en litros, la N en moles y la temperatura en Kelvin 00:13:58
la R vale 0,082 atmósferas por litro partido por Kelvin y por mol 00:14:03
0,082 si la presión está en atmósferas, el volumen en litros, la N en moles y la temperatura en Kelvin. 00:14:09
Una ecuación muy importante para los gases. 00:14:16
Es la ecuación de los gases ideales. 00:14:20
De ella podemos deducir varias cosas como que si cogemos y metemos una temperatura de 0ºC, que son 273K, 00:14:22
y una atmósfera, el volumen automáticamente nos sale 22,4 litros. 00:14:30
A esto se le llama volumen de un mol. 00:14:34
un mol ocupa 22,4 litros si está en condiciones que se llaman condiciones normales 00:14:36
condiciones normales de presión y temperatura 00:14:41
273 Kelvin y una atmósfera de presión 00:14:43
la densidad de un gas, ¿verdad? 00:14:47
que sería la masa partido por el volumen 00:14:50
se puede despejar de la ecuación de los gasidales 00:14:52
como la presión por la masa molar de ese gas 00:14:54
partido por la constante y la temperatura en Kelvin 00:14:57
y luego se puede medir la presión parcial 00:15:00
si tienes una mezcla de gases 00:15:03
la presión total ¿vale? sería la suma de las presiones parciales o cada presión parcial es la presión total por la fracción molar de ese gas 00:15:04
aquí tenéis un par de ejercicios ¿vale? no son difíciles es de utilizar la ecuación de los gasidiales en este caso te dan la temperatura 00:15:14
la presión en milímetros de mercurio tenéis que saber que una atmósfera son 760 milímetros de mercurio 00:15:23
Y te dan la densidad, pues de esta ecuación despejar la M, la masa molar, es muy fácil. 00:15:29
Más cositas, luego aquí tenemos otro ejercicio para calcular presiones parciales y fracciones molares, también es muy sencillo intentarlo y lo corregimos en clase. 00:15:37
En cuanto a gases ideales y gases reales, la ecuación de los gases ideales es general, ¿vale? 00:15:47
lo que pasa es que es una aproximación 00:15:53
en realidad los gases reales 00:15:56
hay interacciones que no se están teniendo en cuenta 00:15:58
como la atracción entre las moléculas 00:16:00
¿verdad? aunque sea un gas 00:16:02
las moléculas se atraen o el volumen 00:16:04
que ocupan las propias moléculas 00:16:06
entonces esta aproximación 00:16:07
necesita una corrección que realizó 00:16:10
Van der Waals que estudiaremos en clase 00:16:12
pero que veáis que 00:16:14
los sólidos generalmente 00:16:16
ocupan un volumen, un mol de hierro ocupa 00:16:18
7,1 centímetros cúbicos 00:16:20
según su densidad, la roca caliza en estado sólido 34 centímetros cúbicos, el agua, los líquidos son generalmente incompresibles, 00:16:22
no se pueden comprimir, no se puede variar su volumen, un mol de agua ocupa 18 mililitros o 18 centímetros cúbicos, 00:16:30
mientras que en el caso de los gases, ¿verdad?, el volumen de un mol es aproximadamente el mismo siempre, unos 22,4 litros, 00:16:39
El que decíamos antes, el volumen molar, ¿verdad? Entonces, hay pequeñas correcciones dependiendo de si la tracción entre las moléculas es muy fuerte, como en el caso del amoníaco, veis que se reduce el volumen, se hace más pequeño, ocupan menos volumen, pero todas son aproximadamente 22,4. 00:16:45
unas se acercan más y otras se acercan menos, pero siempre aproximadamente un mol de gas en condiciones normales, 00:17:01
es decir, una atmósfera y 273 Kelvin, en esas condiciones normales un mol de un gas ocupa 22,4 litros. 00:17:09
Aquí tenemos un método de calcular o de medir cómo es la fórmula química de una determinada sustancia. 00:17:19
Lo estudiaremos en clase, es quemarla para ver qué cantidad de carbón y qué cantidad de hidrógeno tiene en su interior. 00:17:26
Aquí tenemos dos ejercicios de composición centesimal. 00:17:34
Tenemos el hidróxido de sodio, ¿verdad? Es N-A-O-H. 00:17:38
Entonces, ¿cómo se calcula el porcentaje de sodio, de oxígeno y de hidrógeno que hay en el hidróxido de sodio? 00:17:42
Es muy sencillo, tú tienes las masas atómicas, las sumas, ¿verdad? 00:17:50
te queda 23 más 16 más 1 te queda 40, 23 entre 40 y por 100 te da el porcentaje de sodio, 16 entre 40 y por 100 te da el porcentaje de oxígeno 00:17:53
y 1 entre 40 que es la suma total y por 100 te da el porcentaje de hidrógeno, es muy sencillo. 00:18:05
Aquí lo tenemos al revés, nos dan los porcentajes y nos piden la fórmula empírica, la forma de hacerlo, ¿vale? 00:18:12
No es difícil, la masa molecular es 46, ¿verdad? 00:18:18
Si le aplicamos los porcentajes nos queda lo que es la masa correspondiente a cada uno de los elementos. 00:18:23
Esa masa se pasa a moles y cada uno de esos moles se divide entre el más pequeño para calcular las proporciones. 00:18:29
Lo haremos en clase. Si tenéis un libro o apuntes de otro año, intentad hacerlo vosotros, pero lo resolveremos en clase. 00:18:36
Solubilidad es otro concepto que también, disolución y solubilidad, habéis estudiado en otros cursos. 00:18:44
que es solubilidad, solubilidad de una sustancia y la cantidad máxima de la misma que se disuelve 00:18:48
en 100 gramos de disolvente a una temperatura dada. Estamos hablando de disoluciones, mezclas 00:18:54
homogéneas y tenemos que manejarnos en la concentración de una disolución, la cantidad 00:18:58
de soluto que hay en una cierta cantidad de disolvente. A distintas temperaturas podéis 00:19:04
ver cómo en general, para todas las sustancias en general, la solubilidad aumenta con la 00:19:09
temperatura, es decir, cuanto más caliente está el líquido, perdón, el disolvente en general, pues más 00:19:17
fácil es de disolver el soluto. Esto pasa, por ejemplo, con el azúcar en el café o con el colacao 00:19:24
en la leche. Cuanto más caliente esté la leche o el café, más fácil es de disolver el azúcar, ¿verdad?, 00:19:30
o el colacao. Unidades de concentración que habéis estudiado otros años, ¿verdad?, y que repasaremos 00:19:36
en clase, es tanto por ciento en masa, la concentración tanto por ciento en masa, también se 00:19:42
se conoce como riqueza, la concentración tanto por ciento en volumen, que se utiliza sobre todo para gases, 00:19:47
la molaridad, muy importante, son los moles por litro, la normalidad, también muy importante, 00:19:53
y la molalidad, la molalidad que también son los moles por kilogramo. 00:20:02
Aquí tenéis los equivalentes, aquí los moles por kilogramo, y por último la fracción molar, que es una proporción, 00:20:07
sobre los moles de soluto por moles totales de disolución. 00:20:12
Bueno, lo repasaremos en clase, ir mirándolo un poquillo. 00:20:18
En cuanto a preparación de disoluciones, la preparación de disoluciones es muy importante. 00:20:22
Primero se echa un poquito de agua, muy poquito, después se echa el soluto que queramos, 00:20:26
la cantidad medida de soluto, y luego añadimos agua hasta la marca para tener el volumen exacto de disolución. 00:20:31
Aquí tenemos dos ejercicios de disoluciones que deberéis intentar. 00:20:38
75 gramos de ácido fosfórico, si os dais cuenta, no te dan la fórmula del ácido fosfórico. 00:20:44
Tenéis que saber formular vosotros. 00:20:49
En los problemas te van a decir, se disuelven 75 gramos de ácido fosfórico. 00:20:51
Y si no sabes formular el ácido fosfórico, perdón, has terminado, no sabes seguir, ¿vale? 00:20:54
Entonces, el ácido fosfórico, H3PO4, se disuelve en 75 gramos en 670 gramos de agua. 00:21:02
¿Cuánto tienes de disolución? 00:21:09
Pues 75 más 670 te queda 745 gramos de disolución. 00:21:10
Calcula la concentración centesimal de la disolución. 00:21:17
Pues muy fácil, se refiere al tanto por ciento de masa. 00:21:20
Pues es tan sencillo como dividir 75 gramos entre los 745 totales y por 100. 00:21:23
Perdón. 00:21:30
La fracción molar de soluto, ¿verdad? 00:21:32
Es tan sencillo como pasar los 75 gramos, lo divides entre la masa molecular, 00:21:34
porque te dan, y si no la abujas en la tabla periódica, 00:21:38
las masas atómicas del ácido fosfórico, calcula la masa molar, 00:21:41
75 gramos entre su masa molar, tienes los moles de ácido fosfórico, 00:21:44
que los divides, ¿verdad?, para calcular la fracción molar, 00:21:49
entre los moles de ácido fosfórico más los moles de agua. 00:21:52
Los moles de agua es 670 gramos entre 18, que es la masa molar del agua. 00:21:56
La molalidad sería dividir los moles de ácido fosfórico 00:22:01
entre los kilogramos de agua, entre 0,67 kilogramos de agua. 00:22:05
Y los gramos de soluto contenidos en 120 gramos de disolución, pues, es hacer una proporción. 00:22:11
Perdón. 00:22:17
Si hay 75 gramos de ácido fosfórico en 745 gramos totales, 00:22:18
pues entonces en 120 gramos totales habrá X de ácido fosfórico. 00:22:25
Es muy fácil. 00:22:30
Calcula la concentración en gramos partido por litro, 00:22:31
la molaridad y la molalidad de una disolución de ácido clorhídrico con esta densidad y esta riqueza. 00:22:33
Es un ejercicio que también haremos en clase. 00:22:39
Entonces, en este caso se puede suponer que tienes una cierta cantidad, como un litro, ¿vale? 00:22:41
O 100 gramos de cantidad de ácido clorhídrico, ¿vale? 00:22:46
Y con esa cantidad calculas los gramos por litro, la molaridad y la molalidad. 00:22:49
Intentarlo y lo corregimos en clase. 00:22:54
Reacciones químicas. 00:22:58
En el caso de las reacciones químicas lo importante para empezar es la estequiometría. 00:22:59
Hay que saber ajustar una reacción química. En este caso tenemos que el amoníaco reacciona con el oxígeno para dar nitrógeno y agua. 00:23:03
Lo primero es ajustarla. Resulta que, a ojo, ¿verdad? Para que me queden 4 átomos de nitrógeno a ambos lados de la reacción, 00:23:12
aquí tienes que poner un 4, así tienes 4 nitrógenos, y aquí pones un 2 y 2 por 2, 4 nitrógenos, y ya están los nitrógenos ajustados. 00:23:20
automáticamente te salen 3 por 4, 4 por 3, 12 hidrógenos, perdón, 4 por 3, 12 hidrógenos 00:23:26
entonces tienes que poner aquí un 6 para que 6 por 2 te quede 12 hidrógenos 00:23:35
y los oxígenos se ajustan ya fácilmente porque te quedan aquí 6 oxígenos 00:23:38
pones aquí un 3, 3 por 2, 6 oxígenos y ya está ajustada 00:23:42
de tal manera que 4 moles de amoníaco o 4 moléculas de amoníaco 00:23:46
reaccionan con 3 moles o 3 moléculas de oxígeno para dar 2 moles de nitrógeno 00:23:51
o 2 moléculas de nitrógeno y 6 moles de agua en total o 6 moléculas de agua. 00:23:58
Nunca reaccionan 4 moléculas con 3 moléculas para dar 2 moléculas y 6 moléculas. 00:24:06
Generalmente tienes muchas más. 00:24:12
Pero lo importante de esto es que se vea que se conserva la masa, 00:24:14
que pesa lo mismo los reactivos que los productos. 00:24:17
Es decir, tú tienes 4 moles de amoníaco, que pesan 4 por 17, 68 gramos, ¿vale? 00:24:21
Y tienes 3 moles de oxígeno, que es 3 por 32 del oxígeno, ¿verdad? 00:24:29
Porque es 16 por cada oxígeno. ¿Cómo son 2? Pues 32. 00:24:35
32 es la masa molar del oxígeno, 3 por 32 es 96. 00:24:38
Entonces, si sumas el 96 del oxígeno más el 68, si no recuerdo mal, del amoníaco, te quedan 164 gramos. 00:24:42
Y si haces lo mismo con el nitrógeno, que tienes 2 moles de nitrógeno por 28 gramos por mol cada molécula, 00:24:54
el nitrógeno, te quedan 56. 56 más el agua, que es 6 por 18, 56 más 6 por 18 te queda 164 gramos. 00:25:03
Es decir, que pesa todo antes y después lo mismo. ¿Por qué? Porque son los mismos átomos, antes y después. 00:25:12
Aquí, por ejemplo, veis cuatro bolitas azules al principio y cuatro bolitas azules al final. 00:25:18
Tenemos doce bolitas blancas al principio y doce bolitas blancas al final. 00:25:23
Y tenemos seis bolitas rojas, que serían los oxígenos, al principio, y seis bolitas rojas, que serían los oxígenos, al final. 00:25:30
Como tienes la misma cantidad de átomos al principio que al final, tienen que seguir pesando lo mismo. 00:25:37
Aunque se hayan reorganizado de otra manera. De hecho Dalton fue el primero que anunció que una reacción química se resume a ruptura de enlaces, se rompen todos estos enlaces, estas moléculas se rompen todas, se rompen todos los enlaces, los átomos se separan, se reorganizan de una forma nueva y se forman enlaces nuevos. 00:25:41
Entonces, se puede decir siempre que una reacción química es ruptura de enlaces iniciales, reorganización de los átomos y formación de enlaces nuevos. 00:26:04
Muy interesante. 00:26:15
Problemas de reacciones químicas con reactivo limitante. 00:26:18
Estos son complejos, sobre todo si no lo visteis el año pasado. 00:26:21
Los veremos en clase. 00:26:24
Entonces, aquí, ¿qué es una reacción química con reactivo limitante? 00:26:26
Significa que alguno de los dos reactivos hay de más. 00:26:30
Aquí, por ejemplo, tenemos carbonos y tenemos hidrógenos. 00:26:32
Si reacciona el carbono con el hidrógeno da metano, pero ¿qué pasa? Que si hay demasiado carbono, pues sobra, se forman este hidrógeno y este hidrógeno, estos y estos, reaccionan con este carbono y se forma este metano, pero este ya se queda solo, porque ya no tiene con quién reaccionar, estos dos reaccionan con este y forma esta molécula de metano, pero este se queda solo, y estos dos reaccionan con este, pero este se queda solo y queda sin reaccionar. 00:26:35
Entonces, se dice que el hidrógeno es el reactivo limitante 00:27:01
Porque es del que no sobra, es el que limita la reacción 00:27:05
En este caso el hidrógeno limita la reacción 00:27:08
Porque cuando se acaba el hidrógeno, se acaba la reacción química 00:27:10
Aunque quede carbono de sobra 00:27:14
Aquí tenéis unos ejercicios para que practiquéis 00:27:16
Tenéis que intentarlos y nosotros después los haremos en clase 00:27:19
Pero tenéis que intentarlos primero vosotros 00:27:24
El primero, que es un reactivo limitante 00:27:26
que calcula la cantidad de cloruro de potasio que queda como residuo del calentamiento de 12 gramos de perclorato de potasio. 00:27:30
El perclorato de potasio, por supuesto, te dije saber formularlo, KClO4. 00:27:34
Se descompone, ¿verdad? Te dicen en cloruro de potasio, pues KCl y ¿qué volumen de oxígeno? 00:27:38
O sea, que en oxígeno también, O2, ¿vale? 00:27:49
Que evidentemente esta reacción química no está ajustada, ¿vale? 00:27:53
Hay que ajustarla. ¿Qué falta? Pues un 2. 00:27:57
Si pones aquí un 2, ya está ajustada. El perclorato de potasio se descompone en cloruro de potasio y oxígeno. 00:28:00
Muy bien. Entonces, te dice 12 gramos de perclorato de potasio. ¿Vale? Muy bien. 00:28:10
Entonces, si tienes de este 12 gramos, ¿verdad? Si de este tenemos 12 gramos, si de este tienes 12 gramos, ¿verdad? 00:28:16
Lo divides entre su masa molecular y ya sabes los moles. El número de moles de oxígeno es justo el doble, ¿verdad? 00:28:28
O sea, si de aquí te queda un mol, ¿vale? Un mol de clorato de potasio produce dos moles de oxígeno. 00:28:36
Pues los moles que calcules, que es 12 gramos dividido entre la masa molecular del clorato de potasio, 00:28:42
esos moles, el doble son los de oxígeno. 00:28:49
Y una vez que tienes los moles de oxígeno, utilizas la ecuación de los gases ideales 00:28:52
con los datos de presión y temperatura que te dan para calcular el volumen. 00:28:54
Entonces, es muy sencillo. Este ejercicio es muy, muy fácil. 00:28:58
El 9, el siguiente ejercicio, ya es más complicado, porque es de reactivo limitante. 00:29:02
Tenemos 320 gramos de ácido sulfúrico, este de aquí, ¿vale? 00:29:06
Al 75%, es decir, que no tenemos 325 gramos de ácido sulfúrico, 00:29:11
tenemos 320 gramos de disolución de ácido sulfúrico. 00:29:16
De esos 320 gramos, el 75%, que son 240, sería ácido sulfúrico puro. 00:29:20
Y se hace reaccionar con 120 gramos de óxido de aluminio. 00:29:27
Vale, de uno va a sobrar. Uno va a ser el limitante y del otro va a sobrar. 00:29:30
El limitante es el que dirige la reacción y del que sobra podemos calcular cuánto sobra. 00:29:34
Entonces, cogemos el ácido sulfúrico y lo pasamos a moles. 00:29:39
Cogemos el óxido de aluminio y lo pasamos a moles. 00:29:43
Por supuesto tenemos que escribirlo primero en la reacción química ajustada. 00:29:46
Entonces, una vez que tenemos los moles de ácido sulfúrico y los moles de óxido de aluminio, 00:29:49
tenemos que ver que si tres moles de ácido sulfúrico reaccionan con un mol de óxido de aluminio, 00:29:54
Entonces 2,45 reaccionaría con X, que te va a salir un número sin duda, ¿vale? Sin duda más pequeño que 1, 0,82 y más pequeño que 1,18. 00:30:02
Por lo tanto, si 2,45 reaccionan con 0,82 y tenemos 1,18, ¿vale? Sobra óxido de aluminio. Esto es muy importante que se entienda. 2,45 moles de ácido sulfúrico, según la reacción química, según la estequiometría, 3 reaccionan con 1, pues 2,45 reaccionan con 0,82. 00:30:15
Pero tenemos más de 0,82, tenemos 1,18, por lo tanto sobra óxido de aluminio. ¿Cuánto sobra? Pues 1,18 menos 0,82, la resta de 1,18 menos 0,82, que es lo que reaccionan, ¿vale? Eso, unos 0,36 moles, me parece, 0,36 moles van a sobrar de óxido de aluminio. 00:30:39
Así que este es el limitante, ¿vale? El sulfúrico es el limitante, es muy importante. 00:31:04
Ahora con este podemos saber cuántos moles se producen de este, que será 0,82 de sulfato de aluminio y los mismos 2,45 de agua. 00:31:10
Ahora podemos calcular los gramos de sulfato de aluminio que obtendríamos como producto. 00:31:21
Bueno, pues como este es el limitante, ¿vale? Y este es el que nos preguntan, utilizamos el limitante para calcular con la proporción, que aquí van a aparecer 0,82 moles de sulfato de aluminio seguro, ¿vale? 00:31:25
Por la proporción, ¿verdad? Porque si por cada 3 de ácido sulfúrico aparece 1 de sulfato aluminio, por cada 2,45 aparecerán 0,82 moles, ¿vale? 00:31:47
Estos moles, y lo multiplicamos por la masa molar del sulfato aluminio, nos dan 36,72 gramos de... ¡Ay, mierda! Que no está aquí la reacción. 00:32:00
Aquí, 279 gramos de sulfato de aluminio, esto, 0,82 moles de sulfato de aluminio pesan 279,3 gramos, ¿vale? 00:32:10
Intentadlo y lo haremos en clase, pero intentadlo en casa, por favor. 00:32:20
Aquí empezamos termoquímica, que supone que no lo visteis para nada el año pasado. 00:32:27
Bueno, unas nociones y luego ya haremos ejercicios en clase. 00:32:30
Aquí hablamos de la energía que emite o absorbe una reacción química. 00:32:35
la reacción de, perdón, la energía de una sustancia puede cambiar de dos maneras 00:32:40
¿vale? mediante trabajo o mediante calor 00:32:45
podemos realizar un trabajo sobre él o que él realice un trabajo 00:32:48
o podemos calentarlo o que él emite un calor 00:32:52
en el caso del trabajo, el trabajo por definición en física es fuerza por desplazamiento 00:32:54
en el caso de un gas ¿vale? para que haga un trabajo 00:32:58
pues el gas hace trabajo cuando se expande 00:33:02
y hacemos trabajo sobre él cuando lo comprimimos 00:33:05
De tal manera que te queda que ese trabajo es menos la presión por el cambio en el volumen. 00:33:07
Es decir, para que un gas haga trabajo o se realice trabajo sobre un gas, 00:33:13
tiene que haber un cambio en su volumen, un desplazamiento. 00:33:17
Entonces, ¿por qué el signo menos? 00:33:20
Bueno, es que si el trabajo es negativo, es porque el gas pierde energía. 00:33:22
Entonces es un trabajo negativo. 00:33:27
Mientras que una compresión, ¿de acuerdo? 00:33:29
Ese trabajo no lo hace el gas, lo hacemos nosotros sobre el gas. 00:33:32
El volumen cambiaría hacia menor, sería un volumen más pequeño, así que la variación sería negativa con este menos positiva. 00:33:35
Es decir, el trabajo es positivo en las compresiones y es negativo en las expansiones, 00:33:44
porque para expandirse un gas reduce su energía, mientras que si lo comprimimos estamos incrementando su energía interna. 00:33:49
En cuanto al calor, el calor es generalmente el que absorbe o emite un gas o una sustancia en general. 00:33:57
a presión constante, a volumen constante o en un cambio de fase. 00:34:05
En cualquier caso es el número de moles o la masa por la capacidad calorífica o el calor específico. 00:34:09
Aquí está la capacidad calorífica, este es el calor específico. 00:34:16
La masa por el calor específico y por el cambio de temperatura te da el calor emitido o absorbido, ¿vale? 00:34:18
Dependiendo de la variación de temperatura, si aumenta, si el gas se calienta, ¿vale? 00:34:23
Este calor evidentemente es positivo porque aumenta la temperatura de la sustancia. 00:34:29
Mientras que si esto es negativo, el calor es negativo porque lo emite la sustancia que se está enfriando. 00:34:33
En el caso de un cambio de fase, ¿vale? 00:34:38
El calor emitido o absorbido durante el cambio de fase, ¿verdad? 00:34:40
Siempre es m por l. 00:34:43
Este calor siempre es absorbido. 00:34:45
Si está pasando de sólido a líquido o de líquido a gas. 00:34:47
Y es emitido, ¿verdad? 00:34:52
Si se está enfriando y por lo tanto si pasa de gas a líquido o de líquido a sólido. 00:34:55
El primer principio de la termodinámica te dice que el cambio de la energía interna de una sustancia 00:35:03
es el calor que emita o absorba más el trabajo que realice o sea realizado sobre él. 00:35:08
La entalpía es una función de estado que debiste ir a ver el año pasado, 00:35:14
que es a presión constante, pues es la energía interna más la presión por el volumen. 00:35:17
En el caso de que haya un cambio de entalpía, es el calor a presión constante, 00:35:24
o sea, la variedad de energía más el trabajo realizado sobre el sistema, 00:35:27
la presión por el cambio en el volumen. 00:35:30
Bueno, esto lo veremos un poquito para las reacciones químicas. 00:35:34
Hay dos tipos de reacciones químicas, exotérmicas y endotérmicas, 00:35:39
las que emiten calor, es decir, hay una variación de entalpía negativa, 00:35:43
pierde energía el sistema, cuando los reactivos tienen más energía que los productos, 00:35:47
entonces emite esa energía que le sobra, 00:35:52
y un proceso endotérmico es una reacción que hace falta calentarla, 00:35:54
Es decir, los productos tienen más energía que los reactivos, entonces gana energía al producirse la reacción química. 00:35:57
Aquí tenemos ecuaciones termoquímicas en las cuales, por ejemplo, quemamos metano. 00:36:08
Si quemamos metano, para producir dióxido de carbono y vapor de agua, si quemamos metano, ¿verdad?, emitimos 890 kJ por cada mol de metano quemado. 00:36:12
Si quemamos hidrógeno, emitimos 241,4 kJ por cada mol de hidrógeno. 00:36:22
¿Por qué sabemos que son emitidos? Porque son negativos. 00:36:29
En las reacciones exotérmicas, la variación de entalpía es negativa. 00:36:32
En las reacciones endotérmicas es positiva, cuando tenemos que calentarlo nosotros. 00:36:36
Esto siempre se mide en condiciones estándar, que es lo que significa este cerito de aquí. 00:36:40
Condiciones estándar significa presión de una atmósfera aproximadamente unos 25 grados centígrados, 298 Kelvin, 00:36:44
y una concentración, en caso de disolución, de 1 molar. 00:36:52
La ley de Hess te dice que la variación de entalpía no depende del camino 00:36:57
Es decir, tú puedes ir de A a E directamente 00:37:03
O de A a E pasando por B, C y D 00:37:06
Con pequeñas variaciones de entalpía en cada paso 00:37:08
Y da igual, porque la suma de esta más esta más esta más esta va a ser lo mismo que esta 00:37:11
Entonces, las aplicaciones, pues muy importante para estudiar las semirreacciones 00:37:16
Por ejemplo, aquí tenemos el nitrógeno y el oxígeno 00:37:21
que van a reaccionar para dar dióxido de nitrógeno. 00:37:27
Entonces, es una reacción que es endotérmica. 00:37:31
Tienes que calentarle para pasar de nitrógeno y oxígeno por separado, 00:37:34
en forma gaseosa, a dióxido de nitrógeno, 00:37:38
que es un gas muy tóxico que emiten los motores diésel 00:37:41
y es un contaminante muy importante de la atmósfera, 00:37:44
además de un gas de efecto invernadero. 00:37:47
Entonces, esta formación de dióxido de nitrógeno 00:37:49
solo se da en condiciones endotérmicas. 00:37:52
Hay que darle calor. 00:37:54
¿Cómo serían las semirreacciones? 00:37:56
Pues si originalmente hace reacción al nitrógeno con oxígeno para producir monóxido, 00:37:58
esa reacción es muy endotérmica. 00:38:03
Para producir monóxido es muy endotérmica, hay que darle mucha energía. 00:38:06
Sin embargo, para pasar de monóxido a dióxido es ligeramente exotérmica. 00:38:10
Si tú sumas 90 más menos 57 te quedan los 33, que serían los de la reacción directa. 00:38:14
Perfecto. Aquí tenemos, por ejemplo, que queremos quemar carbono con oxígeno. Bueno, pues quemar carbono con oxígeno es muy, muy exotérmico, emite mucho calor, la reacción de golpe. 00:38:21
Pero si lo hacemos por partes, si primero quemamos el carbono con oxígeno para conseguir monóxido, te da un poquito de calor. Y si luego seguimos quemando el monóxido para dar dióxido, te da otro poquito de calor. 00:38:34
Pues resulta que la suma de las dos semirreacciones exotérmicas, menos 110 más menos 283, te da los menos 393, que es el total, ¿vale? De la combustión directa del carbono para dar dióxido de carbono. 00:38:45
Tenemos aquí entalpías de formación, ¿vale? De distintas sustancias. Las sustancias puras tienen entalpías de formación cero, porque ya están formadas, porque son sustancias puras. 00:39:03
Tenemos sustancias con entalpías de formación negativas, es decir, que emiten energía en su formación. Tú tienes carbono y oxígeno por separado, los juntas para dar dióxido de carbono y es una combustión que te da mogollón de calor. 00:39:12
Sin embargo, tienes carbono e hidrógeno y quieres formar, esto es acetileno, ¿vale? Pues para formar acetileno resulta que tienes que calentar el carbono con el hidrógeno porque si no, espontáneamente no se forma el acetileno. 00:39:25
Entonces, estas son sustancias que tienen entalpías de formación positivas, ¿vale? 00:39:41
Hay que calentarlas para que se formen, hay que darles energía para que se formen a partir de sus elementos. 00:39:45
Y estas son sustancias con entalpías de formación negativas. 00:39:50
Se forman espontáneamente a partir de los elementos emitiendo calor. 00:39:53
Las entalpías de la reacción son muy sencillas. 00:39:59
La entalpía de una reacción es las entalpías de formación de los productos menos la entalpía de formación de los reactivos. 00:40:01
¿Vale? Así de sencillo. 00:40:08
Es decir, es la energía de la ruptura de los enlaces iniciales, de los reactivos, menos las energías de los enlaces formados de los productos. 00:40:08
El ciclo de Borjaver es muy importante, esto sí cae en la selectividad y lo repasaremos en clase, por supuesto, 00:40:24
y es demostrar que verdaderamente es más estable una sustancia, por ejemplo la sal, que sus compuestos por separado, que sus elementos por separado. 00:40:30
Tenemos el sodio, que en estado normal, natural, es un sólido. Tenemos el cloro, que en estado natural es un gas. 00:40:43
si los juntamos para dar clorosodio, la sal común 00:40:52
esta reacción es exotérmica y va a ser espontánea 00:40:57
y explica esa liberación de energía 00:41:00
la formación espontánea del clorosodio 00:41:02
sin embargo podemos explicarla por el otro camino 00:41:05
utilizando el ciclo de Goldhaber 00:41:08
para verdaderamente ver que el beneficio energético es grande 00:41:10
podemos tener las dos sustancias 00:41:12
el sodio en estado sólido y el cloro en estado gas 00:41:15
lo primero que hacemos para que reaccionen es vaporizarlas 00:41:18
Tenemos sodio-gas y cloro-gas, ¿vale? Eso nos cuesta, hay que romper el sólido del sodio, ¿vale? 00:41:20
Eso se llama energía de sublimación para pasar de sólido a gas, ¿vale? 00:41:27
Luego cuando los tenemos los dos en estado gaseoso hay que romper las moléculas de cloro para tener cloro atómico 00:41:31
Eso se llama energía de disociación para pasar de cloro molecular a cloro atómico 00:41:38
Ahora que tenemos los átomos de sodio gaseoso y de cloro gaseoso libres, átomos sueltos 00:41:42
Lo que vamos a hacer es ionizarlos. Vamos a arrancarle un electrón al sodio, lo primero, que nos cuesta, aunque sea un metal y sea bastante barato quitarle un electrón, aún así se resiste. 00:41:49
Hay que dar 496 kJ para arrancarle el electrón al sodio. A eso se le llama ionización, energía de ionización del sodio, de arrancarle un electrón. 00:42:02
sin embargo el cloro 00:42:11
el cloro es un alcalino 00:42:13
está loco por coger un electrón 00:42:16
para alcanzar la configuración electrónica del gas noble siguiente 00:42:18
entonces a eso se le llama afinidad electrónica 00:42:20
él sí quiere coger el electrón 00:42:23
entonces te da menos 399 00:42:25
menos 349 00:42:29
te da 329 kilojulios por cada mol de cloro 00:42:30
cada vez que le das un electrón 00:42:33
¿vale? 00:42:35
al coger el electrón te da 349 kilojulios por cada mol de cloro 00:42:36
Esto ya es energía que te devuelve. 00:42:40
Y por último, cuando ya tienes los sodios ionizados, cationes sodio, 00:42:42
y tienes los cloros ionizados a niones cloro, se atraen por atracción electrostática. 00:42:48
Y esa es la parte que libera más energía cuando se forma la red cristalina de forma espontánea. 00:42:54
A eso le llamamos energía reticular. 00:43:00
Porque al juntarse cargas positivas con negativas, se reduce muchísimo la energía. 00:43:02
se vuelve un compuesto muy estable 00:43:08
como es la sal común 00:43:10
como podéis ver el ciclo de Borja lo que te está diciendo es 00:43:11
que da lo mismo que lo hagas 00:43:14
por este camino o por este 00:43:16
¿vale? al final la reacción 00:43:18
total, global 00:43:20
te da esta energía 00:43:22
el concepto de entropía es complejo 00:43:23
¿vale? el segundo principio de la terminidad química 00:43:28
dice que cualquier reacción química 00:43:30
en cualquier proceso espontáneo 00:43:32
la entropía tiene que aumentar 00:43:33
¿vale? la entropía de un cristal puro 00:43:35
es cero, ¿de acuerdo? 00:43:38
Entonces, se te dan las entropías de los productos 00:43:40
y las entropías de los reactivos, 00:43:42
y sea como sea, la entropía tiene que aumentar. 00:43:43
La energía libre de Gibbs te mide la espontaneidad 00:43:47
de una reacción química, 00:43:50
se define como la entalpía menos la temperatura por la entropía, 00:43:52
y te mide si un proceso va a ocurrir espontáneamente o no. 00:43:56
Si en un proceso la energía libre de Gibbs se reduce, 00:44:00
es negativa, la variación es negativa, 00:44:05
o sea, se reduce la energía libre de Gibbs, 00:44:08
entonces el proceso será espontáneo, mientras que si aumenta no será espontáneo. 00:44:09
Si justo no cambia, ¿vale? Es un equilibrio químico. 00:44:15
Con esto hemos dado el repaso de lo que tendríais que ver, tenéis que haber visto el año pasado, ¿vale? 00:44:20
Todo esto es lo que teníais que haber visto el año pasado. 00:44:28
Tenéis esta presentación, ¿vale? Junto con mi vídeo en el aula virtual. 00:44:31
Echadle un vistazo a la presentación, intentad hacer los ejercicios, 00:44:36
Escuchad esta presentación las veces que necesitéis 00:44:38
Y corregiremos los ejercicios y repasaremos todo un poquito 00:44:41
Rápido, claro, porque tenemos que empezar con el temario oficial 00:44:44
Pero lo repasaremos todo esto en clase 00:44:47
Muchas gracias chicos, espero haberos ayudado 00:44:50
Un abrazo y nos vemos en clase 00:44:53
Idioma/s:
es
Autor/es:
Jorge García García
Subido por:
Jorge G.
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479
Fecha:
27 de septiembre de 2020 - 12:30
Visibilidad:
URL
Centro:
IES JORGE GUILLÉN
Duración:
44′ 56″
Relación de aspecto:
1.34:1
Resolución:
872x652 píxeles
Tamaño:
448.32 MBytes

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