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Unidad 3 - Parte I (17/10/2024) - Contenido educativo

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Subido el 17 de octubre de 2024 por Paula M.

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Buenas tardes, damos comienzo con la unidad 3, cantidad de materia. 00:00:01
Bien, antes de nada, ¿vale? Bueno, pues recordaros que el átomo es la unidad básica de materia, ¿vale? 00:00:08
Si tenemos oro, eso que tenemos va a seguir siendo oro hasta llegar al átomo, ¿vale? 00:00:17
Bien, ¿este átomo está vacío por dentro o tiene cosas dentro? Tiene cosas dentro, ¿vale? Partículas subatómicas, subpartículas. 00:00:24
¿Cuáles son? Son los protones, los neutrones y los electrones. 00:00:34
Bien, el número de protones de un átomo va a ser el que nos diga el número atómico y nos va a decir qué elemento es. 00:00:44
El hidrógeno tiene número atómico 1 y lo encontraremos en la tabla periódica como el 1. 00:00:55
¿Qué van a hacer los electrones? 00:01:02
Bueno, pues los electrones van a ser los responsables de las propiedades químicas que tiene cada elemento. 00:01:05
Y los protones, junto con, aquí hay una errata, los neutrones, ¿vale? 00:01:12
¿Corregís esto? 00:01:19
Casi os diría, da igual, ¿vale? Uno de los dos tenéis que cambiarlo 00:01:20
Los protones más los neutrones, lo que van a dar lugar es a la masa del núcleo 00:01:30
Los electrones son tan, tan, tan, tan pequeñitos 00:01:37
Que en comparación con los protones y los neutrones, no suman nada, ¿vale? 00:01:42
Si nosotros tenemos un kilo de harina, ¿vale? Y al kilo de harina le echamos un granito de sal, ese granito de sal ni pincha ni corta, ¿vale? Pues eso es lo que pasa en el átomo. 00:01:49
Bien, vamos a centrarnos en esa masa atómica, ¿vale? Hablamos de masa atómica a la masa que tiene un átomo. 00:02:01
¿Cómo vamos a medir esto? Pues vamos a tener una nueva unidad que no hemos empleado hasta ahora, esa unidad se va a conocer como unidad de masa atómica, no hemos sido muy originales, ¿vale? 00:02:16
La podréis ver escrita con la letra U o bien como UMA, que son las iniciales. 00:02:33
Bien, esta unidad se ha creado para poder facilitar los cálculos a la hora de manejar los átomos. 00:02:41
Los átomos son muy pequeñitos, ¿vale? 00:02:50
Entonces, utilizar su masa real no resulta operativo, ¿vale? 00:02:54
¿Qué han hecho? Pues han cogido, se ha creado un consenso, los científicos se han puesto de acuerdo y han cogido que el carbono 14, o sea el carbono 12, que es un isótopo del carbono, tiene una masa de 12 unidades de masa atómica, 12U. 00:02:59
Y a partir de ahí, pues, se han ido creando para todos los demás. 00:03:17
Esta masa atómica, ¿vale? Como bien sabemos, hay elementos que pueden tener más o menos neutrones. 00:03:29
Pues, ¿qué han hecho? Han hecho una media ponderada en función de su representación, ¿vale? 00:03:36
Si tenemos que el átomo típico de carbono es 12 y tiene 6 neutrones, pues ese está, influye en el peso un 99%. 00:03:42
Y el que representa un 1%, pues va a representar un 1% de ese valor, ¿vale? 00:03:54
En el caso del hidrógeno, tiene una masa aproximada de 1U, ¿vale? 00:04:01
Es una doceava parte de la del carbono. 00:04:08
Así se ha creado, ¿vale? Se ha creado como referencia el carbono y el resto. 00:04:12
¿Cómo podemos encontrar este dato en la tabla periódica? 00:04:19
Bueno, pues son estos números que vemos que acompañan al símbolo. 00:04:23
De forma, al nivel que estamos de química, ¿vale? 00:04:30
Los números que empleamos, pues si os fijáis, tenemos 1,008. 00:04:34
El hidrógeno, si no nos ponemos muy exquisitos, va a tener una masa atómica de 1U. 00:04:40
El carbono, como tampoco nos vamos a poner exquisitos, 12U. 00:04:50
Otro típico que nos va a salir, el oxígeno. 00:04:57
Pues el oxígeno, 16 unidades de masa atómica. 00:05:01
Y con eso vamos a trabajar. 00:05:06
Bien, esto en cuanto a los átomos, pero sabemos, como hemos visto en el enlace, que los átomos normalmente no se quedan solos, van a buscar juntarse con otros átomos. 00:05:10
Bien, pues esas moléculas que se formen van a tener una masa. 00:05:24
¿Cómo vamos a calcular la masa de las moléculas? 00:05:31
Pues vamos a sumar las masas atómicas de todos los átomos que hay en esa molécula. 00:05:35
¿Cómo se va a expresar esto? Pues también lo vamos a expresar en unidades de masa atómica, al igual que antes. 00:05:44
Muy sencillo, vamos a ver el agua. 00:05:53
El agua va a estar compuesta por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. 00:05:57
Si nosotros lo vemos escrito, cuando veamos un compuesto tenemos el hidrógeno y tenemos el oxígeno y hay un 2. 00:06:07
Ese 2, que está situado a la derecha, ¿vale? 00:06:19
Hace referencia al hidrógeno 00:06:24
Si hubiera un 2 aquí, ¿vale? 00:06:28
Haría referencia al oxígeno 00:06:35
Y ya os adelanto, ¿vale? 00:06:37
Para que lo sepáis, que este compuesto sería el agua oxigenada 00:06:39
Pero como solo tenemos un oxígeno, se queda así 00:06:41
Datos que tenemos que saber, pues tenemos que saber que el hidrógeno tiene una unidad de masa atómica y que el oxígeno va a tener 16. 00:06:47
Por definición, hemos dicho que la masa molecular va a ser la suma de las masas atómicas y de todos los átomos. 00:07:03
el problema nos lo dice el enunciado 00:07:12
tenemos dos átomos de hidrógeno 00:07:15
acordaros 00:07:17
así funciona, lo que hay a la derecha 00:07:20
del símbolo nos indica 00:07:23
el número de veces que aparece ese elemento 00:07:25
bueno, pues 00:07:27
reflejamos eso 00:07:29
tenemos dos de agua 00:07:31
con un valor de 00:07:34
una unidad de masa atómica 00:07:36
y a eso se lo vamos a sumar 00:07:41
a un oxígeno, 1, que nos han dicho que vale 16, nos sale que sería 2 más 16, 18 unidades 00:07:43
de masa atómica. Repito, lo que estamos haciendo aquí, ¿vale?, es saber la masa que tiene 00:07:59
la molécula. Como la molécula tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, pues 00:08:06
Tenemos que multiplicar por dos la masa del hidrógeno y por uno la del oxígeno, porque solo hay uno. 00:08:13
Todo eso lo sumamos y nos dará la del agua, ¿vale? El conjunto de todos ellos. 00:08:23
Bien. 00:08:33
Otro ejemplo. 00:08:37
Tenemos ácido sulfúrico, que está compuesto por dos átomos de hidrógeno, 00:08:39
un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. 00:08:44
y nos dan los datos de las masas atómicas de cada uno de los elementos. 00:08:48
Bien, el ácido sulfúrico se escribe, nos dice que tenemos dos átomos de hidrógeno, H2. 00:08:54
Tenemos un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno. 00:09:02
Bien, pues resolvemos. 00:09:12
Vamos a ver, lo primero, tenemos dos hidrógenos, pues ponemos dos por uno, que es la masa del hidrógeno. 00:09:14
Ahora el azufre, ¿cuántos azufres tenemos? Tenemos un azufre por 32, o sea más, no por, por 32 unidades, más, ahora vamos con el oxígeno, 00:09:40
El oxígeno tenemos 4, pues sería 4 por 16 y esto sumándolo todo, bueno tendríamos 2 más 32U más 64U. 00:09:58
Y esto daría 98 unidades de masa atómica. 00:10:31
Entonces, a la hora de resolver los ejercicios, pues hay que o bien interpretar el texto o probablemente ya estaremos preparados para, sin ningún problema, interpretar la fórmula del elemento. 00:10:42
Recordamos, hemos tenido dos hidrógenos y cuatro oxígenos. 00:10:58
Cuando no aparece nada, eso quiere decir que aquí hay un uno, ¿vale? 00:11:10
Si no dice nada, es que hay solo uno, ¿vale? 00:11:18
Pero para no saturar la fórmula, nos indica. 00:11:24
Vale, ¿qué aplicaciones tiene el saber la masa molecular de los compuestos? Bueno, pues a nivel de medicina, industria y medio ambiente, pues nos resulta útil saber cuánta, vamos, qué masa tiene cada una de estas moléculas. 00:11:32
Por ejemplo, el CO2. Si queremos saber la cantidad de CO2 que está emitiendo el ser humano, con la industria, automóvil, etc., pues de esta forma podemos saberlo. 00:11:50
En el caso de la química industrial, si queremos crear determinados productos, tenemos que saber las masas moleculares. 00:12:05
Para saber si vamos a mezclar dos reactivos, tenemos que saber cuánto hay que mezclar de cada uno. 00:12:13
para que tenga lugar la reacción y obtengamos la suficiente cantidad de producto que queremos fabricar. 00:12:20
En el caso de la industria farmacéutica, bueno, para saber la dosis que tenemos que emplear para fabricar un medicamento, 00:12:26
no es lo mismo, por ejemplo, el paracetamol de 650 que el paracetamol de un gramo, ¿vale? 00:12:36
Para eso hay que saber cuánto pesa la molécula que estamos empleando, porque no podemos contar una molécula, dos moléculas, tres moléculas, ¿vale? 00:12:44
Nosotros lo que manejamos son vástimas, vástimas, cantidades. 00:12:58
Vale, ¿cómo funcionamos en laboratorio? ¿Cómo funciona la química? Bueno, pues funcionamos con el mol, ¿vale? 00:13:03
El mol es la unidad fundamental que empleamos para medir la cantidad de sustancia, sustancia que pueden ser átomos, moléculas, etc. 00:13:11
¿Qué ocurre? Pues ocurre que los átomos son extremadamente pequeños. 00:13:27
Entonces, ir contando átomos o moléculas, un átomo, dos átomos, tres moléculas, resulta inviable. 00:13:33
Quiero que vamos a hacer una pequeña pausa y vamos a trasladarnos al supermercado y vamos a comprar huevos. 00:13:43
Nosotros no hablamos de que compramos un huevo o dos huevos, hablamos de docenas o dos docenas, ¿vale? 00:13:52
Hablamos por agrupación. Bien, pues esto del mol lo podemos ver como una agrupación. En lugar de hablar de átomos, hablamos de un conjunto de átomos. ¿Cuántos átomos? Pues 6,022 por 10 elevado a la 23. 00:13:59
Entonces, ¿qué quiere decir esto? Que hay, si movemos la coma aquí, ¿vale? Hasta aquí, seguiríamos teniendo que moverla veinte veces más, o sea, veinte ceros más. 00:14:22
Ese número no es manejable. ¿Qué utilizamos en su lugar? Lo que hemos llamado el mol. ¿Vale? Utilizaremos el mol. 00:14:34
De esta forma, si yo estoy haciendo reaccionar un combustible con oxígeno, utilizaré los moles en primer lugar, ¿vale? 00:14:45
Sé que por un mol de combustible voy a necesitar dos moles de oxígeno y luego ya eso lo traduciré a gramos, ¿vale? 00:14:59
Pero en primer lugar, químicamente, tenemos un mol, ¿vale? 00:15:09
Que va a ser una cantidad. 00:15:15
Y ya trabajaremos con unidades mayores o menores. 00:15:17
Un mol y medio, dos moles, 0.75, ¿vale? 0.25. 00:15:22
Pero siempre trabajaremos como con esos paquetes. 00:15:27
Estamos hablando de que son cantidades de sustancia. 00:15:32
podemos tener átomos, moléculas, iones 00:15:36
en nuestro caso, para lo que vamos a estudiar 00:15:39
podemos emplear paquetes de átomos o paquetes de moléculas 00:15:41
siempre va a ser en esa proporción 00:15:47
en el 6,022 por 10 elevado a 23 00:15:49
este número tiene un nombre 00:15:53
es el que se conoce como el número de abogadro 00:15:57
El abogado no fue capaz de llegar al número exacto, pero sí que describió cómo llegar a él. 00:16:03
Y ya cuando se pudo, se halló el número y se le puso su nombre al número de abogado. 00:16:16
Vamos a ver esto mejor con ejemplos para poder contextualizarlo mejor. 00:16:25
Antes de nada, el mol es importante porque nos va a permitir realizar cálculos en química. 00:16:30
¿Qué tipo de cálculos? Pues calcular la cantidad de reactivos que necesitamos y la cantidad de productos que vamos a obtener. 00:16:40
Vamos a poder saber la concentración que tiene una mezcla que hayamos hecho, por ejemplo, en laboratorio. 00:16:49
O un producto, un fármaco que hayamos elaborado. 00:16:56
Y luego, esto lo que nos está permitiendo es que estamos utilizando una unidad macroscópica para medir algo que es microscópico, ¿vale? 00:16:59
Que no podemos medir. 00:17:10
Estamos haciendo a nuestros ojos algo medible, ¿vale? 00:17:12
Cuando es algo microscópico. 00:17:15
Vale. 00:17:19
¿Cómo relacionamos el mol con la masa y con el número de abogado? 00:17:21
Bien. 00:17:27
Pues vamos a ampliar el término masa molar. ¿Y qué es la masa molar? Va a ser la masa que tengamos en un mol de sustancia y lo expresaremos en gramos, ¿vale? 00:17:27
Bien, esto quiere decir que si tenemos un elemento, ¿vale?, ese elemento va a tener X gramos por cada 1 mol de ese elemento. 00:17:44
Bien, pues, ¿de dónde sacamos esos gramos? ¿De dónde sacamos esa masa molar? 00:18:04
Bueno, pues podemos decir que la masa molecular, ¿vale?, o la masa atómica, ambas esas humas son equivalentes a los gramos mol. 00:18:11
Es decir, una huma podemos utilizarla numéricamente como un gramo mol, ¿vale? 00:18:27
Recordamos que el hidrógeno tenía una huma, pues podemos decir que el hidrógeno tiene una masa molar de un gramo mol. 00:18:37
El carbono era 12, pues podemos decir que el carbono tiene 12 gramos por cada mol de carbono. 00:18:55
O sea, si tenemos un mol de carbono, ese mol de carbono va a pesar 12 gramos, ¿vale? 00:19:07
Esto es lo que queremos decir con que es equivalente, ¿vale? 00:19:17
Bien, pues vamos a ver su aplicación, ahora ya sí que sí. 00:19:25
Bien, primer ejemplo. 00:19:31
Queremos saber cuántos átomos de carbono hay en una muestra de 24 gramos de carbono. 00:19:34
¿Vale? Tenemos 24 gramos de carbono y queremos saber, pues, cuántos átomos hay ahí dentro. 00:19:43
Bueno, pues ya podemos prever que habrá bastantes átomos. 00:19:50
Pues bien, esto se me ha ido. 00:19:56
Vamos a despejarlo. 00:20:05
Datos. Nos dice que tenemos, ¿cuánto era la de la muestra? ¿24 gramos? Vale, la muestra son 24 gramos de carbono. 00:20:06
Nos dice que la masa molar, c gramos mol. 00:20:26
Y luego nos recuerda que el número de abogadro son 6,022 por 10 elevado a la 23. 00:20:37
Aquí como estamos con átomos, pues hablamos de átomos. 00:20:50
¿Qué significa la c? 00:20:54
Es el símbolo del carbono. 00:20:55
Carbono C. 00:21:03
En efecto, ¿vale? Si quieres, lo pongo así, ¿vale? Nos pregunta el número de átomos de carbono. 00:21:04
Bien, lo primero 00:21:19
Esto de aquí 00:21:34
Tenemos que 00:21:36
Interpretarlo 00:21:39
¿Qué quiere decir esto? 00:21:41
Cuando nos pone 00:21:42
Que tenemos 00:21:43
12 gramos 00:21:45
Mol 00:21:48
Lo que nos está queriendo decir es que tenemos 00:21:49
12 gramos de carbono 00:21:52
Un mol 00:21:57
¿Vale? 00:21:59
De carbono también 00:22:02
Vale 00:22:03
¿Qué más nos están diciendo? 00:22:08
Tenemos aquí 6,022 por 10 elevado a 23 00:22:12
Este número de abogadro 00:22:15
Lo que nos está queriendo decir es lo mismo 00:22:18
Que tenemos 6,022 por 10 elevado a 23 átomos 00:22:29
De lo que sea en un mol 00:22:37
¿Vale? Esa es la traducción, la interpretación que hacemos. Ahora, aquí es donde viene la importancia de los factores de conversión. 00:22:41
Hay fórmulas por internet, ¿vale? Pero con los factores de conversión veréis que es muy fácil y muy inmediato. 00:22:57
Vamos a hacerlo de dos formas. Vamos a hacerlo de forma directa o en dos pasos. 00:23:04
La forma directa. Nosotros tenemos una muestra de 24 gramos. 24 gramos de carbono. Pues vamos a transformarlo. 00:23:12
¿Qué podemos utilizar para transformarlo? Pues esta de aquí, ¿no? Aquí aparecen gramos. Pues utilizamos. 00:23:24
Os recuerdo, ¿vale? Que cuando estamos hablando de factores de conversión, la fracción que estamos empleando, ¿vale? Es una equivalencia y lo que hemos apuntado arriba, esos 12 gramos mol y el número de abogadros son equivalencias también, por lo tanto las podemos emplear en el factor de conversión. 00:23:32
Nos está relacionando cosas. 00:23:53
Al igual que nosotros relacionamos que un kilómetro son mil metros, 00:23:55
aquí estamos diciendo que 12 gramos de carbono es un mol. 00:24:00
Pues como queremos llegar hasta los átomos, lo primero es que los gramos no podemos tenerlos. 00:24:04
Y la conversión que tenemos es pasar de gramos a moles. 00:24:11
Pues vamos a hacer eso. 00:24:14
Tenemos los gramos multiplicando. 00:24:15
Pues tenemos que poner los gramos dividiendo. 00:24:17
Y en el otro lado, pues lo otro que tenemos, que es moles, pues ponemos eso, mol de carbono. 00:24:19
Y ahora escribimos la equivalencia, tenemos 12 gramos en un mol, y esto con esto se nos va. 00:24:31
Seguimos, nos hemos quedado en moles de carbono. 00:24:44
¿Hemos terminado el ejercicio? No. 00:24:47
Nos está pidiendo átomos. 00:24:49
Pues, ¿qué podemos utilizar para pasar los moles a átomos? 00:24:51
El número de abogadro. 00:24:57
¿Vale? 00:24:59
El número de abogadro nos está relacionando los moles con los átomos. 00:25:00
Pues eso ponemos. 00:25:04
Los moles de carbono están multiplicando. 00:25:07
Pues los ponemos dividiendo. 00:25:11
Y arriba ponemos los átomos. 00:25:14
Tenemos un mol y tenemos el 6,022 por 10 a la 23 átomos. 00:25:17
Los moles los podemos simplificar y ya nos quedarían... 00:25:32
Exacto, lo de arriba sería 24 por 1 por el número de abogado dividido entre 12. 00:25:42
Y eso nos da 1,20 por 10 elevado a 24 átomos de carbono. 00:25:47
Que eso es lo que nos pregunta el ejercicio. 00:26:02
¿Era 23 en el enunciado? 00:26:10
No, en el enunciado pone que tenemos una muestra de 24 gramos. 00:26:12
El enunciado nos dice 24 gramos, por eso lo hemos puesto. 00:26:15
Ahora, si hacer el factor de conversión del tirón nos resulta complejo, lo podemos hacer en dos partes. 00:26:22
Primera parte, ponemos los 24 gramos, como hemos hecho, partido de 12 gramos y un mol. 00:26:35
Estamos en otro momento hablando de carbono. Esto operamos y nos da dos moles de carbono, pero no podemos quedarnos en los moles, así que hacemos un segundo factor de conversión. 00:26:47
Estos dos moles de carbono, tenemos que un mol de carbono equivale al 6,022 por 10 elevado a 23 átomos de carbono. 00:27:05
Y aquí, como hemos hecho antes, los moles se nos van y nos quedaría el mismo resultado. 00:27:24
Ambos procesos están bien. 00:27:42
mi consejo si tenéis soltura con los factores de conversión 00:27:44
utilizáis la fórmula directa 00:27:47
que no 00:27:50
lo hacéis paso a paso 00:27:51
también estaría bien 00:27:52
no, no, estás multiplicando 2 00:27:54
por 00:28:03
6,022 por 10 elevado a 23 00:28:04
claro 00:28:06
porque lo estás multiplicando 00:28:13
porque 00:28:15
6 por 2 es 12 00:28:21
entonces 00:28:24
te quedaría si no 00:28:26
12 por 10 elevado 00:28:28
a 23 00:28:31
de hecho si tenéis calculadoras 00:28:31
muy sencillitas 00:28:36
utilizáis simplemente 00:28:37
daría el decimal 00:28:40
pero da igual 00:28:41
puedes operar solo la parte sin potencia 00:28:43
¿vale? 00:28:46
multiplicas el 2 con 00:28:48
la parte que está multiplicando la potencia 00:28:50
y lo pones aquí 00:28:53
y la potencia la conservas 00:28:54
claro, si la potencia no la estoy calculando 00:28:57
en ningún momento, aunque ponga un por ahí antes del 10 00:28:59
bueno, y lo que estás indicando 00:29:01
que esto lo multiplicarías por 00:29:03
10 elevado a 23 00:29:05
y te saldría un número gigantesco 00:29:06
claro, pero no lo estoy multiplicando en ningún momento 00:29:08
realmente, solo lo vuelvo a poner en el estado por si alguien quiere hacer 00:29:09
para que sigas teniendo ese mismo número 00:29:12
claro, que es la duda que tenía 00:29:15
básicamente 00:29:16
Lógicamente, hay una cosa que se llama notación científica, ¿vale? 00:29:17
En ciencia se trabaja con notación científica para poder comparar números. 00:29:22
De esta forma, nosotros sabemos que si tenemos una potencia a la 24, ese número es mayor que una potencia a la 23, ¿vale? 00:29:27
Y nos importa menos el número que haya. 00:29:35
Ya solo por la potencia sabemos si lo que estamos manejando es más grande o más pequeño, ¿vale? 00:29:37
Aquí lo único que ha ocurrido es que la coma se ha movido 00:29:44
¿Vale? 00:29:47
Y como se ha movido 00:29:48
Pues hay que poner un 0 más 00:29:49
Por eso 00:29:51
Si me pones lo de abajo 00:29:54
Está bien también 00:29:56
¿Vale? 00:29:58
Si no tenéis una calculadora científica 00:29:58
Tenéis que multiplicar 00:30:02
Solo 00:30:05
Sin las potencias 00:30:05
Y dejáis la potencia atrás 00:30:07
Porque es muy grande 00:30:09
no, pues sencillamente es porque 00:30:10
se trabaja en 00:30:19
notación científica 00:30:21
y de hecho en la calculadora 00:30:22
lo más probable es que 00:30:25
os dé uno de estos dos 00:30:26
resultados es el que os va a dar 00:30:29
el de arriba 00:30:30
es tan sencillo como 00:30:33
vamos a ver otro ejemplo 00:30:38
ahora si quieres hacer una foto 00:30:43
está resuelto exactamente igual 00:30:46
en los apuntes 00:30:49
lo mismo que he hecho 00:30:50
está tal cual en los apuntes 00:30:52
vamos con el 00:30:55
espera, si quieres hacerle 00:30:57
Bueno, me he cargado todo. 00:30:58
Esto sigue grabando por lo menos. 00:31:16
Pues no importa, porque nos quedaba solo un ejercicio. 00:31:18
Lo siento, la pantalla ha dicho que ya no quería más. 00:31:21
Vamos con el segundo ejemplo. 00:31:25
Vamos a cambiar ahora, en lugar de analizar un átomo, lo que vamos a analizar, los cálculos que vamos a hacer va a ser con una molécula. 00:31:26
En este caso va a ser la molécula del agua. 00:31:34
Nos dice que tenemos una muestra de 72 gramos de agua. 00:31:38
Y nos dice que la masa molar del hidrógeno es un gramo mol, nos dice que la masa molar del oxígeno son 16 gramos mol 00:31:50
Y, como antes, nos dice que el número de abogadro son 6,022 por 10 elevado a 23 átomos. 00:32:23
Bien. 00:32:39
Primer paso. 00:32:44
Bueno, la pregunta es que nos digan el número, aquí no es átomos, ¿vale? 00:32:47
Aquí cambiamos y de hecho, como estamos manejando moléculas, pues vamos a pasar a hablar de moléculas, ¿vale? 00:32:55
Acordaros que el número de abogado aplica tanto a átomos como a moléculas, es el mismo, ¿vale? 00:33:05
Lo aplicamos exactamente igual y nos pide el número de moléculas, ¿no? 00:33:13
Sí, ¿cuántas moléculas hay en la muestra? 00:33:18
Vale, pues lo primero que tenemos que hacer es que tenemos que calcular la masa molecular. 00:33:27
Vamos a calcular la masa molar del agua, H2. 00:33:39
Vale, eso os lo daría. 00:34:08
Entonces, para calcular la masa molar, sabemos que tenemos 2 por 1 UMA, que bueno, aquí ya aplicamos los gramos mol, y tenemos un oxígeno, por lo tanto sería 16 gramos mol, 00:34:09
Y esto da 18 gramos mol, que lo teníamos del otro ejemplo, solo que ahora en lugar de humas, ¿vale? 00:34:38
Estamos con masa molar, gramos mol. 00:34:48
Y ahora aquí aplicamos lo mismo, ¿vale? 00:34:52
18 gramos mol, recordamos que lo que nos está queriendo decir es que tenemos 18 gramos de agua en un mol de agua. 00:34:56
Y el número de abogadro, moléculas, nos está queriendo decir que tenemos 6,022 por 10 elevado a 23 moléculas de agua en B agua. 00:35:08
¿Cómo calculamos esto? Con factores de compresión. 00:35:45
Dato del que partimos, 72 gramos de agua, pues empezamos por ahí 00:35:49
Esos 72 gramos de agua los tenemos que transformar 00:35:56
¿Con qué los transformamos? Con su masa molar 00:36:01
Gramos están multiplicando, los ponemos abajo 00:36:04
Y arriba quedarían los moles 00:36:09
Entonces, sabemos que 18 gramos de agua es un mol de agua, bien, pues los gramos se nos van. 00:36:12
No podemos terminar en moles, porque nos están preguntando el número de moléculas, pues seguimos, ponemos la siguiente equivalencia. 00:36:24
Sabemos que un mol de agua va a ser equivalente a 6,022 por 10 elevado a 23 moléculas de agua. 00:36:30
El mol con el mol se nos va y calculamos. 00:36:48
Esto nos daría 2,4 por 10 elevado a 24 moléculas de H2O. 00:36:56
Y esto sería la primera parte del tema. 00:37:12
Autor/es:
Paula M
Subido por:
Paula M.
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17 de octubre de 2024 - 19:25
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