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2ª Sesión 3ª Eval Tema 5.- Estructura de la Materia 16-04-2026 - Contenido educativo

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Subido el 17 de abril de 2026 por Angel Luis S.

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El día 16 de abril. 00:00:00
Estamos viendo cómo funcionaban los átomos. 00:00:03
Entonces, hoy lo que vamos a ver es cómo se calcula su masa. 00:00:08
Tanto la de un átomo independiente como luego la de las moléculas que van a formar cuando se unan. 00:00:13
Entonces, lo primero es ver qué es esto de la masa atómica. 00:00:20
Bueno, pues la masa atómica, como su nombre indica, es la masa que tiene un átomo. 00:00:26
También se le conoce como peso atómico, aunque realmente la acepción correcta sería masa, 00:00:31
puesto que el peso es una fuerza que depende de la gravedad y aquí no tenemos esa parte. 00:00:38
Entonces, voy a estar todo el rato hablando de masa, no de peso. 00:00:45
y esta masa atómica va a coincidir casi exactamente con el número másico 00:00:49
que si nos acordamos será el número de neutrones más protones 00:00:58
porque la masa de los electrones es prácticamente despreciable. 00:01:03
¿Cómo vamos a medir esta masa atómica? 00:01:09
Pues con unas unidades que se llaman unidades de masa atómica. 00:01:12
No se comieron mucho la cabeza con el nombre 00:01:16
Y se representa con una U. También la veréis en algún sitio que pone U+, que es la variatoria de unidad de masa atómica, ¿vale? Entonces, una unidad de masa atómica, ese U+, es aproximadamente esa masa de protón más neutrón que tengo en el núcleo, puesto que la corteza que está formada de electrones, pues estamos diciendo que tiene una masa despreciable, ¿vale? 00:01:17
fijaos, os pongo ahí que es unas 2000 veces más pequeña que el otro 00:01:44
si estas ya son muy pequeñas, disminuyen 2000 veces 00:01:49
pues se queda prácticamente despreciable 00:01:53
entonces no la vamos a utilizar en el cálculo de las masas atómicas de los átomos 00:01:56
ni de las masas moleculares 00:02:01
¿qué sería la masa molecular? 00:02:02
pues la masa de una molécula 00:02:06
y la haremos sumando la masa de los átomos que la compone 00:02:08
También, por tanto, la vamos a medir en unidades de masa atómica, o sea, en U+. 00:02:13
Ejemplo, yo tengo un átomo de hidrógeno y el átomo de hidrógeno solo tiene un protón. 00:02:18
Entonces, su unidad de masa atómica vamos a decir que es 1. 00:02:28
Mientras que si cojo una molécula de hidrógeno, la molécula de hidrógeno tiene dos átomos, como se representa ahí. 00:02:32
¿Cuál sería la masa molecular? 00:02:41
Pues 2 por 1, 2 unidades de masa atómica. 00:02:44
Si pienso en un átomo de oxígeno, pues el átomo de oxígeno tiene una masa de 16 unidades, 00:02:48
porque tenemos 8 protones y 8 neutrones. 00:02:55
Ahora, si cojo una molécula de oxígeno, que son igual que antes en el hidrógeno, 00:02:58
2 átomos de oxígeno, lo que la componen, pues tendré 2 por 16, 32 unidades, 00:03:03
Era su masa atómica. Si ahora pensásemos en una molécula de agua que está compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, lo que haríamos es decir, dos veces el hidrógeno, que tenía una masa atómica 1, más el átomo de oxígeno 16, pues entonces en total la masa molecular del agua es 18 unidades. 00:03:09
Bueno, esto así dice, uy, qué fácil, qué simple. Bueno, pues vamos a, digamos, exprimirlo un poco, pero para ello necesitamos conocer un concepto que os detallo aquí a continuación, que es el concepto de MOL. 00:03:39
y para poder trabajar con el concepto de mol 00:03:59
tenemos que hablar de una constante 00:04:03
que es la constante de Avogadro 00:04:05
que es quien me da las relaciones 00:04:06
entre los átomos 00:04:08
de los átomos que hay en una molécula 00:04:10
entonces, el número de Avogadro 00:04:13
que es el más importante con mucho 00:04:15
que existe en la química 00:04:17
es 6,02 por 10 elevado a 23 00:04:19
o sea, un número gigantesco 00:04:22
porque acordaos que el exponente este 00:04:24
me dice que tengo 23 ceros aquí 00:04:26
O sea, que estoy multiplicando 6,02 por 10, un 1,23, 0. 00:04:29
Entonces, esta constante de Avogadro, que se denomina con una N mayúscula y una A mayúscula de abajo, 00:04:35
¿qué es lo que me va a decir? 00:04:42
Pues lo que me va a ayudar es hacer la relación entre las unidades de masa atómica y los gramos. 00:04:46
Entonces, si yo pienso por ejemplo en un átomo de carbono, lo que me dice el número de agogadreo es que necesito esos 6,02 por 10 elevado a 23 átomos de carbono para conseguir 12 gramos de carbono, viendo que el peso atómico del carbono era de 12 unidades. 00:04:52
O sea, que es quien me haría un poco de puente para poder pasar de unidades de masa atómica a gramos y que podamos hacer luego cálculos con sustancias reales, ¿vale? 00:05:20
Entonces, si yo pienso en más elementos químicos, lo bueno que tenemos es que este número de abogado vale para cualquier elemento químico. 00:05:33
Entonces, si yo quisiese pensar en carbono, hemos dicho que para conseguir 12 gramos necesito 6,02 por 10 de 23 átomos. Si quisiese conseguir un gramo de hidrógeno necesitaría la misma cantidad, 6,02 por 10 levantó a 23 átomos de hidrógeno. 00:05:46
Pero es que si quisiese 16 gramos de oxígeno necesitaría también esos 6,02 por 10,23 átomos de oxígeno. 00:06:08
Que acordaos que tenían una masa atómica de 16 unidades. 00:06:18
Esa relación se extiende con cualquier elemento. 00:06:24
Pero es que además se extiende también a las moléculas. 00:06:28
Si yo quisiese coger una molécula de agua, perdón, 18 gramos de agua, recordando que la unidad de masa atómica del oxígeno era 16 y la del hidrógeno era 1, entonces la masa molecular de una molécula de agua era 18 unidades. 00:06:30
pues si yo cojo esas 6,02 por 10 elevado a 23 moléculas de agua, conseguiría tener eso el 18 gramos de agua. 00:06:51
Así con cualquier sustancia que imaginemos, pongo ahí por ejemplo el dióxido de carbono, pues igual. 00:07:02
El oxígeno tiene 16, por 2 sería 32. 00:07:10
el carbono tenía de masa atómica 12 00:07:15
pues 44 unidades de masa atómica tendría esta molécula 00:07:19
de dióxido de carbono, si yo lo quiero convertir 00:07:24
en gramos, en 44 gramos de dióxido de carbono 00:07:28
necesitaré 6,02 por 10 elevado a 23 00:07:31
moléculas de dióxido de carbono, impresionante 00:07:35
esto es alucinante, cuando lo descubrió el señor este 00:07:39
Abogadro pues dijo, esto es magnífico porque me deja hacer una relación entre pesos y moléculas y átomos. 00:07:43
O sea, voy a ser capaz de ver una relación de cuántas unidades necesito para poder conseguir un cierto peso de una sustancia, ¿vale? 00:07:53
Bueno, pues entonces esto es lo que utilizamos dentro de la definición de mol. 00:08:06
Decimos que un mol de cualquier sustancia va a contener esos 6,02 por 10 elevado a 23 unidades elementales, 00:08:12
dependiendo que estemos en moléculas o estemos en átomos, ¿vale? 00:08:22
Pero la relación es la misma. 00:08:26
Entonces, cuando se usa el mol, las unidades elementales tenemos que especificarlas 00:08:28
para saber con quién estoy trabajando, si estoy trabajando con átomos, con moléculas, con iones, 00:08:34
aunque la relación de esta proporción 00:08:38
vale para todas ellas 00:08:41
¿vale? entonces 00:08:43
digamos que el mol, como os pongo aquí 00:08:45
veréis que aquí os he puesto muchas cosas 00:08:47
en negrita, pues esas son las que os tenéis 00:08:49
que quedar y que están muchas veces 00:08:51
repetido lo mismo para que así os quedéis 00:08:53
con ese numerito 00:08:55
el mol sería 00:08:56
por tanto la cantidad 00:08:59
de materia 00:09:01
la unidad que mide la cantidad de materia 00:09:02
en el sistema internacional 00:09:05
es la unidad que todo el mundo va a entender 00:09:07
la masa de un mol en gramos 00:09:10
pues será igual al valor de su masa atómica 00:09:14
o de su masa molecular 00:09:18
nada más que hemos hecho el cambio de 00:09:19
esas unidades de masa atómica a gramos 00:09:22
sabiendo que tengo que coger ese 6,02 por 10 elevado a 23 00:09:25
o átomos o moléculas o iones 00:09:30
lo que estemos utilizando en el ejercicio 00:09:33
que estemos haciendo. Entonces, ¿por qué es tan importante 00:09:36
el mol? Porque me ayuda a poder contar, 00:09:40
me ayuda a poder, digamos, determinar 00:09:45
la cantidad de sustancia que tengo 00:09:49
en un determinado momento, ¿vale? Imaginaos, os pongo aquí 00:09:50
de una forma gráfica. Yo quiero 00:09:56
formar agua. ¿Qué necesito? Hidrógeno que es gas y oxígeno que es gas. 00:09:58
Voy a coger dos moléculas de hidrógeno y una de agua. 00:10:06
Esas dos moléculas de hidrógeno, como el hidrógeno, cada molécula tenía dos átomos de hidrógeno, 00:10:12
pues me proporciona cuatro átomos de hidrógeno. La molécula de oxígeno, como tenía dos átomos dentro, 00:10:18
me proporciona dos átomos. Cuando yo combine unos con otros, ¿qué ocurrirá? 00:10:25
Que estos dos primeros átomos de hidrógeno con uno de los de oxígeno me forman una molécula de agua 00:10:30
y estos otros dos átomos de hidrógeno con el otro átomo de oxígeno me formaría otra molécula de agua. 00:10:35
Entonces, la reacción que nos va a quedar química, que es una cosa que estudiaremos en el tema siguiente, 00:10:42
será la siguiente, que si yo echo dos moléculas de hidrógeno 00:10:48
con una de oxígeno, se me generan dos de agua. 00:10:52
La relación que voy a tener entre los átomos que hay dentro de esas moléculas 00:10:56
y las moléculas que componen un gramo o esos 18 gramos 00:11:01
que pesaba la molécula de agua, siempre es la misma, 00:11:08
la que me dice el número de abogado. 00:11:11
entonces podré contar las moléculas que necesito para formar un mol 00:11:12
y podré contar las moléculas que necesito para realizar cualquier reacción química que yo quiera 00:11:19
os pongo un ejemplo, yo tengo un mol de hidrógeno 00:11:27
y ese mol de hidrógeno contiene el mismo número de moléculas que el de oxígeno 00:11:32
o sea 6,02 por 10 a la 23 00:11:37
entonces estoy viendo que la relación cuando yo quiero hacer una molécula de agua 00:11:39
siempre es 2 a 1, o sea 2 moles de hidrógeno por cada mol 00:11:44
de oxígeno, si yo traslado 00:11:49
esas unidades atómicas de masa atómica 00:11:52
a gramos, lo que me estaría diciendo es que 00:11:56
con 4 gramos de hidrógeno y 32 de oxígeno 00:11:59
que sería lo que pesaría cada molécula de hidrógeno 00:12:04
y oxígeno por separado, yo cuando hago la combinación 00:12:08
me van a salir dos moles de agua 00:12:13
de entre los dos un peso 00:12:17
de 36 gramos, 18 gramos cada 00:12:20
uno de los moles, ¿vale? Entonces, vamos 00:12:24
a pensar en esas relaciones con otras sustancias 00:12:28
para que veáis que la cuenta es muy tonta, es sólo 00:12:33
hacer, por así decirlo, una regla de tres, una proporción. 00:12:36
¿Cuántos moles son 7,7 gramos de sodio? 00:12:40
Pues yo lo que digo es, bueno, si un mol de sodio 00:12:45
pesa 23 gramos, 00:12:48
esos 7 gramos, ¿cuántos van a ser? 00:12:52
Pues, fijaos, se hace lo que se llama una fórmula especiométrica. 00:12:55
Si yo escribo bien las unidades en cada cuenta, me voy a dar 00:12:59
cuenta que lo que me sobra se va, gramos de sodio y gramos de sodio se van y las unidades 00:13:03
que me quedan son moles. Entonces, ¿cuántos moles de sodio voy a tener? Por lo que me 00:13:10
salga de hacer la división de 7 entre 23, que es ese 0,304. Y ahora tengo 20,5 gramos 00:13:16
de agua. ¿Cuántos moles serán? Si me acuerdo que yo la molécula de agua pesaba 36 gramos, 00:13:24
pues esto tiene que ser 00:13:32
perdón, 18 gramos 00:13:36
pues esto tiene que ser más de una molécula, más de un mol 00:13:39
pues digo 28 gramos de agua 00:13:42
es lo que yo tengo 00:13:46
un mol de agua pesaba 18 gramos 00:13:46
es igual que antes, gramos de agua con gramos de agua 00:13:51
se va y la unidad que permanece son los moles 00:13:54
¿cuánto me sale como 00:13:57
un número, pues el resultado de dividir 00:14:00
20,5 entre 18, o sea 00:14:03
1,139 moles, que me voy 00:14:06
a este dióxido de azufre 00:14:09
o ácido sulfúrico, como lo queramos llamar 00:14:12
pues la misma historia, me dan 64,8 00:14:14
gramos de ácido sulfúrico 00:14:18
como un mol de ácido sulfúrico 00:14:20
eran 98 gramos 00:14:23
voy sumando esos 00:14:26
distintos átomos que lo componen 00:14:28
su peso molecular, pues al final la relación 00:14:32
que me queda es como todo el rato que lo estaba haciendo, ese 64,8 00:14:36
entre 98, pues 0,661 moles 00:14:40
o sea, todo el rato va a ser la misma cuenta, esta es una regla de 3 00:14:44
si lo hubiésemos puesto, escrito como regla de 3, digo pues 00:14:49
si un mol, por ejemplo, en el caso del sodio 00:14:52
A ver, más fino que si no sale muy mal. Si un mol de sodio son 23 gramos, pues esos 7 gramos son X moles. 00:14:58
¿Es una regla de 3 directa siempre? Pues producto cruz, si os acordáis. Pues x es igual a 1 mol por 7 gramos dividido entre 23 gramos. 00:15:17
pues gramos con gramos se va y me queda que la cuenta final 00:15:36
es el 7 partido de 23 que estábamos diciendo antes aquí 00:15:40
y las unidades que me quedan son moles 00:15:45
¿vale? pues eso es lo que estamos haciendo todo el rato, esa regla de 3 00:15:48
lo que pasa es que lo escribimos, los químicos lo escriben de esta 00:15:53
manera, que es lo que llaman ellos fórmula estequiométrica 00:15:57
porque va diciendo las unidades que tiene cada una 00:16:00
de las partes de la fórmula porque esas mismas unidades 00:16:05
me ayudan a ver si voy haciendo bien la cuenta o he colocado 00:16:09
mal los distintos datos, como lo veáis mejor 00:16:13
si lo veis mejor así, que siempre va a ser la misma relación 00:16:17
escribís así, que lo veis mejor como regla de tres directa 00:16:21
o que os acordáis de matemáticas, pues como regla de tres directa, da igual, el caso está al final 00:16:24
pues no salgan bien las operaciones y los resultados 00:16:28
Bueno, vamos a ver cómo me podrían preguntar esto de otra manera. Necesitamos obtener 1,20 moles de zinc, 0,25 de butano y 3,4 moles de anídrido carbónico. 00:16:32
carbónico. ¿De cuántos gramos, perdón, de ácido carbónico? ¿De cuántos gramos deben pesar de cada 00:16:51
sustancia? Vuelvo a utilizar la misma relación de antes, nada más que escribo la fracción al revés. 00:16:58
Digo un mol, porque me quiero cargar los moles de aquí, del 1,20, son 65,4 gramos lo que pesa un 00:17:06
mol de zinc, pues moles con moles se van y me queda que a la vez de hacer divisiones 00:17:15
tengo que hacer multiplicaciones, 1,20 por 65,4, pues necesito 78,5 gramos de zinc 00:17:22
para conseguir esos 1,20 moles. Cuando me dicen los 0,25 moles de butano, 00:17:29
que sería ese CH4, que es un compuesto orgánico, que lo veremos al final del tema, 00:17:38
pues hago la misma relación, como lo que yo me quiero cargar son los moles 00:17:43
pues los moles los escribo abajo pero hago la misma relación 00:17:47
ese mol, ¿cuánto pesaba? 16 gramos 00:17:51
pues yo digo 16 gramos de butano es un mol de butano 00:17:55
me cargo moles con moles y la cuenta que me queda es multiplicar 00:18:00
16 por 0.25 que serían 4 gramos 00:18:04
y así todo el rato, ¿vale? con el compuesto que me digan 00:18:07
me da igual, me darán el peso 00:18:11
atómico, me darán el peso molecular, lo que sea, yo hago la composición 00:18:15
que me haga falta hasta llegar a esta proporción 00:18:20
¿vale? Yo normalmente pues os daré ya la mitad de la cuenta secha 00:18:23
para que no se alargue tanto. Bueno, ahora 00:18:27
vamos a ver qué es la concentración molar de una 00:18:31
disolución. Acordaos que una disolución, lo habíamos visto al principio 00:18:35
del tema, pues era una mezcla en la que tenía un soluto y un disolvente. Colacao, soluto, 00:18:39
disolvente, la leche. Disolución, la leche con colacao. Bueno, pues vamos a ver cómo 00:18:50
se miden las concentraciones de ese soluto en esas disoluciones. Pues lo vamos a hacer 00:18:55
con algo que se llama molaridad, que es la forma de medir 00:19:04
estas concentraciones, y lo que me define la molaridad 00:19:08
es el número de moles de soluto que va a haber por 00:19:12
cada litro de disolución, ojo, de disolución, ya mezcla 00:19:16
total, no de disolvente, entonces lo que me está diciendo 00:19:20
es la relación que hay entre los moles puestos en soluto 00:19:24
del soluto, perdón 00:19:28
y el volumen de la disolución escrita en litros. 00:19:31
O sea, me hace una relación ahí entre masas y volúmenes. 00:19:37
Como ya vimos en matemáticas que se calculaban, 00:19:45
digo en matemáticas, en el principio del tema, que se calculaban las densidades. 00:19:48
Entonces, la fórmula que me queda es esta, que es la molaridad, 00:19:55
que se escribe con una M mayúscula, porque una M minúscula sería molalidad, que eso no lo vamos a ver, que es más lío el tema, 00:19:58
es moles de absoluto divididos entre litros de disolución. 00:20:07
El mol es la unidad de medida que hemos utilizado para las sustancias en el sistema internacional. 00:20:12
Y hemos utilizado esta unidad de medida porque es la que me hacía la relación entre moléculas y gramos de sustancia. 00:20:21
¿Vale? Entonces utilizábamos como unidades los gramos por mol. 00:20:29
La masa molar estamos diciendo que es un volumen. 00:20:37
Pues vamos a ver cómo lo relacionaríamos estas dos cosas en un ejercicio. 00:20:41
Me dicen, ¿cuál es la molaridad de una solución que tiene 0,7 moles de cloruro sódico, en este caso, en 900 mililitros de solución? 00:20:46
bueno, pues nada 00:21:00
los moles de soluto los tengo 00:21:03
el volumen de disolución lo tengo 00:21:06
pero solo hay una pega 00:21:09
que me están dando ese volumen de la disolución 00:21:12
en mililitros y mi fórmula me decía 00:21:15
que me hacía falta tenerlo en litros 00:21:18
porque eran moles de soluto partido de litros de disolución 00:21:21
lo que es la definición 00:21:25
de la molaridad, pues lo único que hago es 00:21:27
pasar esos 900 mililitros a litros, que es mover la coma 00:21:30
hacia la izquierda, porque un litro tiene mil mililitros 00:21:34
que eso lo sabemos todos, y lo único que hago es ese cambio 00:21:38
y luego ya la división, esos 0,7 moles 00:21:42
divididos entre los 0,9 litros, que eran los 900 00:21:45
mililitros, me da como resultado 0,77 00:21:50
molar, que se llama a esta unidad final 00:21:54
¿Vale? Entonces, esa es la molaridad de mi disolución. 00:21:58
Vamos a ver otro ejercicio. 00:22:05
¿Cuál es la molaridad de una solución que tiene 64 gramos de metanol disueltos en lo que sea, 00:22:07
pero que al final tengo 500 mililitros de solución? 00:22:17
Pues lo que tengo que recordar es que una molécula de metanol pesaba 82 gramos, 00:22:21
o sea, para una molécula un mol, ¿vale? 00:22:30
Entonces, lo que hago primero es decir, tengo que hacer aquí cambios de unidades, 00:22:33
y yo tengo que calcular cuántos moles tengo, ¿vale? 00:22:38
Y además cuánto volumen tengo, pero en litros. 00:22:42
O sea, que hago esas transformaciones lo primero. 00:22:45
como tengo 500 mililitros de disolución 00:22:47
eso equivale a 0,5 litros 00:22:51
y ahora, la cantidad de soluto que tengo 00:22:53
la cantidad de moles 00:22:56
pues yo tengo 64 gramos 00:22:57
y resulta que cada mole eran 32 gramos 00:23:01
pues lo que tengo son 2 moles 00:23:05
pues si una vez que ya tengo 00:23:07
estos cambios hechos 00:23:11
de unidades, cojo y me voy a la fórmula 00:23:14
pues la molaridad que tiene esa disolución es 00:23:17
2 moles divididos entre 0,5 litros 00:23:21
pues me sale que esa disolución tiene una molaridad 00:23:25
4 molar, ¿vale? 00:23:29
otra vez estamos todo el rato con proporciones, ahora la proporción 00:23:33
me la dice esta fracción, pero con lo que tengo que tener mucho 00:23:37
cuidado es con las unidades que me den, que sean las correctas 00:23:41
si no son las correctas, no puedo aplicar la fórmula, tengo que 00:23:45
hacer primero la transformación de esas unidades a lo que yo quiero 00:23:49
de gramos a moles, de mililitros a litros, ¿vale? 00:23:53
y luego ya es solo hacer la división que me dice la fórmula, sin más 00:23:57
sin comerme más la cabeza, no la podría hacer directamente 00:24:01
porque no estaría aplicando bien la equivalencia 00:24:05
de unidades. Bueno, pues esa sería la parte 00:24:09
digamos un poco más difícil de esta 00:24:13
parte del tema, el cálculo ese de la molaridad y la densidad. 00:24:16
Vamos a ver una parte teórica pero que os la pongo 00:24:22
aquí un poco como conocimientos generales, que es ¿qué elementos 00:24:25
químicos y compuestos más importantes tenemos nosotros 00:24:29
a nuestro alrededor en nuestra vida? 00:24:33
¿vale? Vamos a ver en qué nos ayudan 00:24:36
o para qué los usamos o por qué son tan importantes 00:24:40
para nosotros. Bueno, pues vamos a empezar 00:24:45
con los compuestos inorgánicos y los más importantes 00:24:48
en nuestra vida, el más de todos es el agua 00:24:52
que es ese H2O, su fórmula, dos átomos de hidrógeno 00:24:55
por cada uno de los hígienes. ¿Por qué es fundamental para nuestra vida? 00:25:00
pues porque nos ayuda a que las plastas crezcan 00:25:03
y puedan hacer su ciclo 00:25:08
porque nosotros somos 00:25:10
en un porcentaje muy alto 00:25:12
un 78% somos agua 00:25:16
la tenemos en todo 00:25:19
sin agua nuestras células se mueren 00:25:21
otro que es muy importante aunque le tengamos 00:25:24
en nuestra cabeza como algo malo muchas veces 00:25:28
Pero ya vimos en su día que es muy importante porque lo necesitan las plantas para hacer la fotosíntesis, que es el dióxido de carbono. Se origina cuando hay una combustión, se origina cuando yo respiro, pero resulta que las plantas lo utilizan para hacer esa fotosíntesis. 00:25:31
Luego es muy importante. Fijaos, derivado de este, dióxido de carbono es con lo que nosotros damos gas a las bebidas carbónicas, con el ácido carbónico que tendría esta fórmula, ¿vale? O sea que está en más sitios de lo que nosotros creemos. 00:25:53
El agua oxigenada, que también se llama peróxido de hidrógeno, 00:26:12
lo que está haciendo el agua oxigenada es que tiene igual cantidad de átomos de oxígeno que el hidrógeno está, 00:26:17
como reforzada esa molécula de agua que nosotros teníamos que era H2O, 00:26:22
por eso se llama agua oxigenada, porque le he hecho un extra de oxígeno. 00:26:28
¿Y para qué utilizamos el agua oxigenada o por qué es importante? 00:26:32
Pues porque nos vale como desinfectante. 00:26:37
Ese exceso de oxígeno hace que se oxiden, por ejemplo, las bacterias cuando tengo una herida. 00:26:40
Y luego a nivel de casa, ¿quién no ha usado el agua oxigenada para blanquear alguna mancha en la ropa? 00:26:47
Es un potente blanqueador porque ese oxígeno activo que nos dicen en los anuncios, 00:26:54
cuando nos ponen los anuncios de detergente, no deja de ser este agua oxigenada que les añade. 00:27:01
¿Vale? El amoníaco, también muy importante, nitrógeno y hidrógeno. ¿Por qué? Porque se emplea en la fabricación de abonos. Ahora estamos con esta guerra de Irán que nos está suponiendo un gran problema y no es sólo por el petróleo, sino porque Irán es el mayor productor de nitrógeno y de nitratos en general. 00:27:08
Y esos nitratos es lo que se utiliza como fertilizante en los campos de trigo, de cebada, de tal y cual, o sea que es lo que nos ayuda a producir el pan, por así decirlo, que comemos cada día. 00:27:32
Ese es un gran problema que estamos teniendo con esta guerra de Irán, que no nos lleguen estos nitratos desde allí, que no se producen en otros sitios. 00:27:45
además del amoníaco pues todos 00:27:53
le conocemos como producto de limpieza 00:27:57
igual que antes estábamos diciendo 00:28:00
con ese agua oxigenada que a lo mejor le teníamos más desconocido 00:28:02
este sí que le reconocemos todos 00:28:06
el metano, ¿por qué? 00:28:08
porque es el principal componente del gas natural, CH4 00:28:12
que lo hemos estado diciendo antes 00:28:15
el hidróxido de sodio, esa sosa cáustica 00:28:16
es muy corrosiva, muy peligrosa 00:28:23
cuando lo disuelvo en agua 00:28:27
me puede producir quemaduras en la piel 00:28:30
pero resulta que esa sosa cáustica 00:28:32
es la que me ayuda a hacer los jabones 00:28:35
y por tanto los detergentes 00:28:37
pues también importante 00:28:40
a lo mejor alguno lo habéis visto 00:28:42
o alguno habéis visto hacer jabón a la abuela 00:28:43
con esa sosa cáustica y aceite 00:28:47
ya usado 00:28:50
Yo lo he hecho alguna vez con mi madre en casa. El ácido clorhídrico, hidrógeno y cloro, muy importante porque lo utilizamos en los laboratorios para esterilizar también, es un ácido muy fuerte. 00:28:53
El ácido sulfúrico, también se utiliza en los laboratorios y en la industria y nos ayuda a generar unas sales que son los sulfatos, que también los utilizamos para quitar malas hierbas. 00:29:10
O sea, cuando me dicen voy a sulfatar para que se vaya el pulgón, para que se mueran las malas hierbas, pues vendría de origen de este ácido sulfúrico. 00:29:27
sulfúrico. El cloruro sódico, lo vemos así, pues eso que será, pues la sal que todos 00:29:37
los días echamos en nuestras comidas y que necesitamos para que nuestro organismo funcione 00:29:44
correctamente, para que nuestro corazón funcione correctamente. El exceso de sal es malo pero 00:29:50
la falta también. Además de ese cloruro sódico, si lo descompongo de esa sal que 00:29:56
cojo directamente en las salinas del agua del mar, pues puedo obtener elementos muy 00:30:03
útiles como son el cloro y el sodio por separado. El cloro para, por ejemplo, desinfectar el 00:30:13
agua que bebemos. Tendríamos otra parte de la química que es la que trata los compuestos 00:30:18
inorgánicos. Los compuestos inorgánicos están, perdón, los compuestos orgánicos. 00:30:25
Entonces, hemos visto todos estos inorgánicos que os he explicado, que ahí os pongo en cuántos sitios los utilizamos en nuestro día a día y para qué, o sea, es hecho como una colección de repaso de lo de antes. 00:30:30
Ahora, la que os iba a decir, también tenemos los compuestos orgánicos. Los compuestos orgánicos están basados, todos ellos, siempre en el carbón. ¿Y cuál es uno muy importante en nuestra vida? Pues esta molécula de la glucosa que decíamos. ¿Por qué? 00:30:45
Porque las plantas la utilizan para realizar la fotosíntesis, no somos solo nosotros los que utilizamos la glucosa para que nuestros músculos funcionen correctamente, sino que las plantas la utilizan para hacer su fotosíntesis y crecer, ¿vale? 00:31:04
Sería una combinación de dióxido de carbono con agua, lo que hace que se forme la molécula de la glucosa. 00:31:23
A su vez, esas plantas cuando hacen la fotosíntesis, de esta manera, pues lo que hacen es generar almidón, ¿vale? 00:31:32
Esas células vegetales que utilizamos para muchas cosas. 00:31:41
no solo por ejemplo para espesar la comida 00:31:47
sino que la utilizamos para 00:31:50
100.000 historias más en nuestro día 00:31:52
y una cosa que ya vimos hace tiempo 00:31:55
pero no se os haya olvidado que son los ácidos nucleicos 00:32:00
el ACN y el ARN 00:32:04
que están en todas las moléculas, en todas las células 00:32:05
por tanto, y que son responsables 00:32:09
de cómo se reproducen mis células 00:32:12
y de cómo se sintetizan las proteínas 00:32:16
los aminoácidos también 00:32:19
¿por qué? porque forman parte de las proteínas 00:32:22
o los ácidos grasos que son también 00:32:26
esos lípidos que necesitamos en nuestro día a día 00:32:28
para que nuestro cuerpo funcione, los que nos dan energía 00:32:32
entonces, todos estos ya tendrían 00:32:35
fórmulas mucho más complejas que aquí no tienen nada que ver 00:32:38
no vamos a aprender a formular 00:32:41
como mucho en el tema siguiente vamos a aprender 00:32:42
a ajustar fórmulas que es 00:32:46
como decir que estamos preparando recetas 00:32:49
para que me salgan las comidas como yo quiero 00:32:54
eso lo haremos en el tema siguiente, que es decir, a ver que elementos 00:32:57
tengo que echar y en que cantidades para que se me produzca 00:33:02
tal sustancia, pues como haríamos en casa cuando hacemos la comida 00:33:05
que tengo que echarle a las lentejas, chorizo, tocino, no sé qué, no sé cuánto 00:33:10
para que me salgan las lentejas ricas, pues eso es lo que vamos a hacer el tema siguiente 00:33:15
no aprender a formular en sí, sino aprender a ajustar 00:33:19
esas fórmulas que yo le daré, ¿vale? y la idea 00:33:22
va a ser esa, cuando lo veáis os va a parecer ahí horroroso 00:33:26
pero luego cuando le pilléis el punto, esa está entretenido y chulo 00:33:31
el ajustar las reacciones, bueno, este tema se habría 00:33:35
acabado aquí. Os pongo aquí una actividad de repaso 00:33:39
que en principio son teóricas todas 00:33:42
y luego os había puesto unos problemas de esto de 00:33:47
las disoluciones y las concentraciones 00:33:49
y esta molaridad. Como 00:33:54
esto a lo mejor no lo habéis visto en la vida y os pueda parecer muy raro 00:33:58
pues lo que he hecho ha sido poneros esos ejercicios resueltos 00:34:03
O sea, igual que os he hecho en los ejercicios que os ponía antes de ejemplo. 00:34:07
Lo que quiero que hagáis en estos ejercicios, y aquí al próximo día si podéis, pues es que intentéis hacerlos sin mirar el proceso que os pongo yo aquí de la solución. 00:34:12
O sea, mirando como mucho los ejemplos de antes de la teoría y luego veáis si os salen los cálculos iguales. 00:34:24
si no, pues cogeis y miráis como lo he ido haciendo yo pasito a pasito 00:34:30
porque es que siempre es la misma mecánica 00:34:34
¿vale? pero tenéis que hacer uno vosotros solitos 00:34:38
para que os acordéis de ello, porque es tan simple que hasta se vuelve difícil 00:34:42
como estoy hablando con unas palabras tan raras que no me dieron la vida 00:34:46
pues ya mi cabeza se bloquea de tal manera pensando que es que es súper complicado 00:34:49
que no ve lo simple que es, entonces intentad 00:34:54
hacerlos, por favor, este ejercicio 9, 10 y 11 00:34:57
y si hay alguna duda, pues me decís, pero yo creo que 00:35:01
entre el ejemplo y ir haciéndolo 00:35:06
en paralelo y luego la solución, pues espero que os quedéis con él. 00:35:09
Bueno, pues hoy lo vamos a dejar aquí 00:35:14
porque no vamos a empezar tema nuevo para 5 minutos 00:35:17
el próximo día seguiremos con un poquito más de química 00:35:21
venga, buena tarde, hasta luego 00:35:25
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Autor/es:
Angel Sanchez Sanchez
Subido por:
Angel Luis S.
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17 de abril de 2026 - 14:40
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Público
Centro:
CEPAPUB ORCASITAS
Duración:
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