Saltar navegación

Activa JavaScript para disfrutar de los vídeos de la Mediateca.

Tema 5.- La materia 4º Sesión Estructura de la materia 25-02-2025 - Contenido educativo

Ajuste de pantalla

El ajuste de pantalla se aprecia al ver el vídeo en pantalla completa. Elige la presentación que más te guste:

Subido el 25 de febrero de 2025 por Angel Luis S.

24 visualizaciones

Más información Transcripción

Descargar la transcripción

Buenos días, esta es la grabación correspondiente a la clase de ciencias del día 24 de febrero. 00:00:00
Estamos en el último apartado del tema de la materia. 00:00:09
Vamos a ver cómo es la estructura de la materia y cómo se enlazan los átomos que la componen. 00:00:13
Empiezo haciéndoos un pequeño recordatorio para los que vieseis el año pasado nivel 1 esto de los átomos 00:00:20
y la parte esta de química de formulación, lo poquito que visteis 00:00:27
y para los que no estuvisteis en nivel 1, pues recordaros un poco 00:00:32
o que veáis en esta introducción los conceptos básicos que tenemos que conocer 00:00:37
para luego enterarnos de lo siguiente. 00:00:43
Bueno, lo primero, la materia, toda la materia está hecha por pequeñas piececitas 00:00:46
que son lo que llamamos átomos, que se van a combinar entre sí siguiendo unas reglas, ¿vale? 00:00:53
Que es la regla de formulación de la química. 00:00:59
Entonces, todos los cuerpos están formados por átomos en sus moléculas. 00:01:02
La forma en la que se combinan estos átomos es lo que se llaman los enlaces químicos. 00:01:09
Vamos a ver qué era un átomo. 00:01:15
¿Qué es un átomo? Pues un átomo es esa pequeña partícula que forma la materia, que a su vez se encuentra dividida en otras partículas más pequeñas que se llaman partículas subatómicas, más pequeñas que los átomos. 00:01:17
Y estas partículas son los electrones, protones y neutrones, como vemos en este dibujo. 00:01:37
¿Qué es cada uno de ellos? 00:01:43
Pues los protones son esos elementos que tienen carga positiva que se encuentran localizados en el núcleo. 00:01:45
Los neutrones no tienen carga y acompañan a los protones para formar el núcleo. 00:01:52
y los electrones tienen carga eléctrica negativa y se encuentran girando alrededor de este núcleo en lo que llamamos la corteza. 00:01:58
Número atómico y número másico. ¿Qué es esto? 00:02:09
Pues el número atómico es el número de protones que tiene un átomo y se representa con una Z mayúscula. 00:02:16
En estado normal los átomos tienden a estar en forma neutra 00:02:24
O sea que las cargas eléctricas de los protones positivas con los electrones negativos estén compensadas 00:02:32
Entonces el número atómico además de ser el número de protones 00:02:39
Coincide también con el número de electrones de su corteza 00:02:43
Esto cuando estamos neutros 00:02:47
Cada elemento entonces va a quedar determinado por su número atómico 00:02:50
Entonces, si yo me encuentro dos elementos con el mismo número atómico 00:02:56
Pues en realidad es el mismo 00:03:00
Y si me encuentro dos elementos con distinto número atómico 00:03:02
Es porque son distintos 00:03:05
Ahora, hay otro número importante 00:03:08
Que es el número másico 00:03:11
Que se representa con una mayúscula 00:03:13
El número másico agrupa la suma de los protones más los neutrones que tiene un átomo, 00:03:15
o sea, todas las subpartículas que hay dentro del núcleo del átomo. 00:03:22
Por tanto, podríamos ponerlo como suma de ese número atómico más el número de neutrones, ¿vale? 00:03:27
Protones más neutrones. 00:03:38
Si conocemos el número atómico y conocemos el número másico, 00:03:40
pues podemos averiguar cuántos protones, neutrones y electrones hay dentro de un átomo. 00:03:44
Por ejemplo, me dicen que el número atómico del aluminio es 13 y que su número másico es 27. 00:03:49
Pues, ¿qué ocurre? Que si tengo 27 partículas entre protones y neutrones y le quito 13 de los protones, 00:03:57
pues los otros que me quedan serán neutrones. 00:04:08
Y los electrones, como sé que son iguales que los protones, pues serán también 13. 00:04:10
La masa de un átomo depende exclusivamente de sus protones y sus neutrones, puesto que la masa de los electrones es despreciable. 00:04:20
Entonces, la masa del átomo sería la que correspondiese a la masa del núcleo. 00:04:32
¿Qué es la configuración electrónica? Pues la configuración electrónica es cómo se distribuyen los electrones en distintas capas que están girando alrededor de este núcleo, en esas distintas capas que forman la corteza. 00:04:39
Dijimos que el número de electrones le podíamos sacar del número atómico, porque da igual que el número de protones. Ahora, ¿cómo se reparten estos electrones en cada una de sus capas? Pues siguiendo la siguiente formulita. 00:04:56
2 por n al cuadrado, donde esta n me dice en qué número de capas estoy, si en la primera, segunda, tercera, cuarta, entonces, si yo estuviese en la primera capa, ¿cuántos electrones voy a tener? 00:05:10
Pues 2 por 1 al cuadrado que es 1, 2 por 1, 2, luego la primera capa, 2 electrones, si estoy en la segunda capa, tendré 2 por 2 al cuadrado que es 4, pues 2 por 4, 8 electrones, 00:05:24
Si voy a una tercera capa, pues 2 por 3 al cuadrado que es 9, pues 2 por 9 es 18, y así sucesivamente. 00:05:37
Ahora, hay una regla muy importante que se tiene que cumplir en la última capa de esta corteza para que se considere que el átomo estable. 00:05:46
Entonces, esta regla es lo que llamamos la regla del octeto, y es que en la última capa no puede haber nunca más de 8 electrones 00:05:56
para que el átomo esté estable. 00:06:04
A los electrones que se encuentran en la última capa se les va a llamar electrones de valencia 00:06:08
y a esa última capa se le llama capa de valencia, 00:06:13
porque es quien me va a dar las propiedades de ese átomo. 00:06:17
¿La tabla periódica qué era? 00:06:26
Pues la tabla o sistema periódico es una forma de clasificar los elementos químicos 00:06:28
y de definir sus propiedades y estas propiedades y esta clasificación depende de la configuración electrónica 00:06:33
de cómo está esa última capa y qué hay en las anteriores, cuántos electrones hay 00:06:42
o sea que lo que hemos visto antes de esa regla del 8 pues es la que me va a definir las propiedades como estamos diciendo 00:06:49
los símbolos de los elementos 00:06:59
los símbolos de los elementos se van a tomar de sus nombres 00:07:02
van a ser las iniciales de sus nombres 00:07:07
las dos primeras letras del nombre 00:07:10
que esos nombres normalmente se tomaban en latín 00:07:13
entonces las letras que vamos a coger 00:07:19
corresponderían a ese nombre en latín 00:07:23
si tenemos que utilizar dos letras 00:07:25
pues cogeremos la primera mayúscula y la segunda minúscula que correspondan a ese nombre. 00:07:28
Por ejemplo, el cobre que en latín era cuprun, pues el símbolo del cobre es C mayúscula U. 00:07:35
La plata que era argentum, pues el símbolo de la plata va a ser A mayúscula G. 00:07:43
La del oro que era aurum, pues A mayúscula U. 00:07:49
La de hierro que era ferrum, F mayúscula E. 00:07:53
¿Vale? Así sucesivamente. Bueno, hecha esta pequeña introducción, vamos a lo que nos ocupa a nosotros de este tema, que es ver las propiedades que tienen las distintas sustancias dependiendo del enlace químico por el que se hayan formado, dependiendo de cómo se han juntado los átomos que las forman. 00:07:56
Salvo los gases nobles, que los átomos ya normalmente están estables y por tanto se quedan aislados y no se mezclan con nadie, 00:08:19
los demás van a necesitar combinarse para poder estabilizarse los demás átomos de los demás elementos. 00:08:32
Entonces se construirán lo que se llaman sustancias, que es unión de varios tipos de átomos. 00:08:40
Pues el agua, la madera, los metales, da igual, la que queramos pensar. 00:08:48
Ahora, vamos a ver cómo respondemos a estas preguntas que os planteo. 00:08:54
¿Por qué tienen que unirse los átomos y no se quedan como en los gases nobles ahí cada uno por su lado? 00:09:00
¿Por qué un átomo de cloro necesita uno solo de hidrógeno para combinarse, 00:09:07
pero si yo quiero formar agua necesito dos de hidrógeno con uno de hidrógeno o, como pone aquí, dos de hidrógeno con uno de nitrógeno. 00:09:12
En el fondo, ¿cuál es el mecanismo que hace que esos átomos que se juntan para formar sustancias se mantengan unidos y no se vuelvan a separar? 00:09:24
Bueno, pues la respuesta a todas estas preguntas empieza por esta regla de los tetos que decíamos antes 00:09:33
Porque esa última capa tenga 8 electrones para mantenerse estable 00:09:43
Entonces, ¿qué van a hacer los átomos para conseguir esto? 00:09:50
Pues en unos casos van a ceder electrones de esa última capa a otro átomo que aparezca por allí 00:09:55
en otros casos van a quitarlos a ese otro ándromo que aparece por allí 00:10:02
y otra modalidad es que compartan esos electróceres de esa última capa. 00:10:07
Todas estas modalidades me llevan a, como resultado, a formar lo que se llaman los enlaces químicos. 00:10:14
Entonces vamos a ver que hay tres tipos de enlaces químicos según ocurra cada una de estas situaciones que hemos dicho. 00:10:23
Y estos enlaces son iónico, covalente y metálico. 00:10:30
Son los tipos de enlaces que se pueden formar entre átomos. 00:10:35
Vamos a ver en qué consiste cada uno y qué propiedades tiene cada uno. 00:10:41
O qué propiedades van a tener las sustancias que se hayan formado con cada uno de ellos. 00:10:46
El enlace iónico. 00:10:52
Pues los metales están con exceso de electrones, o sea tienen su última capa con poquitos electrones, les faltan muchos para llegar a esa estabilidad de los 8 electrones, entonces van a tender a soltar esos electrones digamos que les sobran. 00:10:53
mientras que los no metales les faltan muy poquitos electrones en su última capa 00:11:14
para llegar a esos ocho que necesitan para estalizarse. 00:11:19
Entonces van a tender a coger electrones de otro elemento. 00:11:23
Bueno, pues cuando tengo un átomo de un metal y un átomo de un no metal 00:11:28
y estos se acercan, ¿qué va a ocurrir? 00:11:33
Que el metal va a tender a ceder esos electrones que le sobran 00:11:35
y el no metal a cogerlos para completar esa capa con ocho electrones. 00:11:39
Cuando esto ocurre, el metal que se ha desprendido de electrones se va a quedar cargado positivamente, 00:11:45
puesto que va a tener más protones que electrones. 00:11:53
Y cuando ocurre esto, se dice que se ha formado un anión. 00:11:57
Por contra, el no metal, que ha cogido electrones del metal, va a tener un exceso de electrones, 00:12:01
es un exceso de cargas negativas, puesto que tendrá más electrones que protones. 00:12:08
Entonces se va a quedar cargado negativamente y será, perdón, 00:12:13
será un anión si se queda cargado negativamente y cation cuando se quede cargado positivamente. 00:12:20
O sea que el metal suelta electrones y se queda con carga positiva, cation. 00:12:25
El no metal recoge electrones y se queda cargado negativamente. 00:12:33
¿Vale? Para acordarme de estas dos palabras que son tan parecidas, pues recuerdo que en la recta numérica empezamos con los números negativos, el cero y luego los positivos. 00:12:40
En el abecedario la A va antes que la C. Pues anión cuando me quede con carga negativa, cation cuando me quede con carga positiva. 00:12:53
el metal al quedarse con carga positiva se va a formar un cation 00:13:05
el no metal al quedarse con carga negativa se va a formar un anión 00:13:12
lo vemos aquí en un ejemplo 00:13:17
tenemos un átodo de flúor que tiene nueve electrones 00:13:19
con lo cual va a tener dos capas 00:13:25
en la primera dos electrones y en la segunda capa siete 00:13:27
solo le falta un electrón para quedarse estable 00:13:31
para tener esos 8 que decía la regla del octeto en su última capa 00:13:35
se acerca a un átomo de sodio 00:13:39
que tiene 11 electrones 00:13:42
tiene una primera capa con 2 electrones 00:13:45
la segunda capa con 8 00:13:48
y la tercera capa con solo un electrón 00:13:50
le es más fácil soltar este electrón que conseguir 7 más 00:13:52
para que se cumpla la regla del octeto 00:13:56
Pues, ¿qué va a pasar cuando este átomo de flúor se junte a este segundo átomo de sodio? 00:13:59
Pues que este átomo de sodio le va a ceder este electrón que tenía ahí de sobra en la última capa 00:14:05
y el de flúor va a completar esa segunda capa de ocho electrones que él necesitaba para estabilizarse. 00:14:10
Lo vemos aquí en el dibujo. 00:14:18
Este sería el átomo de sodio, este el de flúor, este electrón que le sobraba el sodio se lo cede al flúor 00:14:21
y completa su última capa con 8 electrones. 00:14:27
A su vez, ha perdido una capa el sodio, se queda solo con 2 y la última tiene 8. 00:14:31
Con los dos, en los dos iones que se han formado, están estables 00:14:37
porque los dos tienen 8 electrones en su última capa. 00:14:43
¿Qué ha ocurrido? Que el sodio, como ha perdido un electrón, 00:14:46
se ha convertido en un cation porque se queda cargado positivamente. 00:14:51
el flúor que ha ganado un electrón de más se queda cargado negativamente 00:14:55
entonces se forma un anión, ¿vale? 00:15:01
pues esta molécula se va a quedar estable, esta combinación de flúor con sodio 00:15:04
¿qué ocurre cuando pasa esto entre átomos de metales y no metales? 00:15:09
pues que se forma como una red cristalina de iones 00:15:21
en los que unos son aniones y otros son cationes 00:15:25
y fijaos que en esta red nunca va a haber dos iones 00:15:30
con la misma carga consecutiva 00:15:34
siempre van a estar alternados 00:15:36
¿por qué? 00:15:38
pues porque los elementos electronegativos 00:15:39
atraen a los electropositivos 00:15:42
mientras que entre sí 00:15:44
electronegativos con electronegativos 00:15:47
o electropositivos con electropositivos 00:15:48
se repelerían, esto es como los imanes 00:15:50
si yo cojo dos imanes con la misma carga 00:15:52
se repelen, si cojo un neuma encargado positivamente y otro negativamente 00:15:55
se atraen. Bueno, pues esto es lo que 00:15:59
ocurre en el enlace iónico, que se junta 00:16:01
un metal con un no metal para que uno 00:16:07
ceda electrones y otro los recoja y así estabilizarse 00:16:11
los dos. ¿Qué propiedades tienen las sustancias que se forman 00:16:15
con este tipo de enlace? Pues que son muy duras. 00:16:19
tienen un punto de fusión muy alto y están en estado sólido 00:16:23
ahora, ¿qué pega tienen? 00:16:29
pues que si las golpeamos o las sometemos a vibraciones o tal 00:16:32
se van a romper con facilidad 00:16:35
¿por qué? 00:16:38
porque estos iones que las formaban se mueven 00:16:39
y entonces se desplazan esas cargas 00:16:43
y se acerca a lo mejor una positiva a otra positiva 00:16:45
y como esas cargas que son iguales se repelen 00:16:48
pues hace que se rompa esta estructura, ¿vale? Por lo tanto, son sustancias frágiles. 00:16:51
Entonces, son duras, con alto poder de fusión y sólidas, pero por otro lado son frágiles. 00:17:02
Esas serían las propiedades de las sustancias que se forman por enlace iónico. 00:17:09
Vamos a ver qué pasaría si el enlace es covalente, en qué consiste el enlace covalente. 00:17:14
¿Vale? Ahora, si los dos átomos que enfrentamos son los dos no metálicos, ninguno de los dos va a querer ceder electrones. ¿Vale? Los dos están más cerca de su estabilidad ganando electrones que cediéndolos. 00:17:18
Entonces, no van a querer desprenderse de los que ya tienen. ¿Qué pueden hacer? Pues lo que pueden hacer es compartirlos, compartir los electrones de su última capa, pues en esto es lo que consiste el enlace convalente, en compartir. 00:17:36
entonces se van a unir átomos 2 a 2 compartiendo pues 2, 4, 6 los electrones que les hagan falta 00:17:52
y se producirán enlaces dobles, sencillos o triples para la unión de esos electrones 00:18:02
cuanto mayor sea el número de electrones que compartan pues más fuerte será el enlace 00:18:09
para representar estas uniones de los enlaces covalentes 00:18:14
así como hacíamos antes con las de los iónicos haciendo esa retícula 00:18:19
pues aquí lo que hacemos es utilizar lo que se llama las estructuras de Lewis 00:18:24
que es representar con el símbolo del átomo correspondiente, el elemento correspondiente 00:18:27
y dibujando como alrededor suyo los electrones que tienen esa última capa o capa de valencia que llamamos 00:18:33
por ejemplo, en el caso del flúor tiene siete electrones de su última capa 00:18:40
pues los vamos poniendo un parejito alrededor de su símbolo 00:18:46
y vemos que se queda un electrón ahí suelto. 00:18:49
Pues si este átomo de flúor se acerca a otro átomo de flúor, 00:18:53
¿qué van a tender a hacer? 00:18:58
A que ese electrón suelto que tienen cada uno por separado 00:18:59
forme una parejita de electrones, o sea, compartir el uno con el otro ese electrón suelto. 00:19:03
¿Qué ocurre al hacer esto? 00:19:10
Pues que los dos se quedan con su capa estable porque se quedan con ocho electrones 00:19:12
¿Vale? Entonces, lo que están haciendo no es ceder uno al otro, sino compartir esos dos, esa parejita que les hacía falta completar, ¿de acuerdo? 00:19:19
Y convertirse ya en ese gas noble que decíamos que está estable. ¿Con quién más vemos que puede ocurrir esto? 00:19:32
Pues con el cloro, con el oxígeno, con el nitrógeno, donde si juntamos dos elementos, dos átomos de esos elementos, se forma una molécula que ya sí que es estable. 00:19:41
La forma de simbolizar esos enlaces, pues si pongo una rayita solo es que es un enlace simple, si pongo dos rayitas ahí es el enlace doble, ¿vale? 00:19:55
Luego, punto fundamental, el enlace covalente con partición de electrones, ¿vale? 00:20:04
Vamos a ver qué propiedades tienen estos enlaces covalentes. 00:20:14
Pues las propiedades que tienen las sustancias que se forman por este enlace covalente 00:20:23
es que son más blandas que con el enlace iónico. 00:20:35
si son más blandas su punto de fusión y su punto de ebullición va a ser más bajo 00:20:39
y normalmente van a ser gases a temperatura ambiente 00:20:44
volvemos a ver aquí el ejemplo de el agua 00:20:49
que era dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno 00:20:55
donde tengo enlaces simples 00:20:59
podemos pensar también en el dióxido de carbono 00:21:00
donde es carbono con dos átomos de oxígeno 00:21:05
y ahora tengo enlaces dobles del carbono contra el oxígeno 00:21:07
podríamos pensar también en el cianuro de hidrógeno 00:21:11
donde entre el carbono y el nitrógeno tengo un enlace triple 00:21:15
da igual 00:21:19
lo que me tengo que quedar bien de esta parte 00:21:20
es que no está cediendo ninguno de esos átomos sus electrones 00:21:24
sino que los está compartiendo con el átomo de al lado 00:21:28
último tipo de enlace, el enlace metálico 00:21:32
Ahora resulta que se me van a juntar átomos de dos metales. 00:21:37
Los metales tendrían a ceder sus electrones sobrantes, pero ahora son dos los que tienden a cederlos y nadie a cogerlos. 00:21:42
¿Qué va a pasar? Pues que lo que se va a formar es como una nube de electrones compartidos en cierto modo 00:21:52
y unos cationes en el núcleo, los núcleos que estarán ahí cargados positivamente. 00:22:01
Entonces, tengo esos núcleos que se acercan, que se han quedado cargados positivamente, 00:22:11
esos cationes, y luego toda una nube de electrones que han quedado sueltos rodeando esos cationes. 00:22:17
Entonces, esos electrones los van a compartir entre todos esos núcleos. 00:22:25
Cuantos más electrones tengamos en esta nube, pues más a la derecha en la tabla periódica estarán los metales que los están formando. 00:22:32
Esta sería un poco el dibujo de esa estructura metálica que se ha formado. 00:22:42
¿Cuáles son las propiedades de las sustancias que se han formado por enlaces metálicos? 00:22:48
Pues que son muy duras. 00:22:54
cuanto más a la derecha estén los elementos que han formado esta estructura metálica en la tabla periódica 00:22:56
más duro será el metal 00:23:03
como no hay aniones, como no hay ningún ión que se haya quedado cargado negativamente 00:23:06
pues no va a haber desestabilidad 00:23:15
entonces no se van a romper con facilidad 00:23:17
van a ser lo que se llaman muy tenaces 00:23:20
Ahora, ¿qué genera esta nube de electrones que se ha quedado por ahí flotando? 00:23:23
Pues lo que me genera es que se va a producir una muy buena transmisión de la electricidad 00:23:28
y también van a ser muy buenos conductores del calor. 00:23:35
Esto lo sabemos nosotros en cualquier metal. 00:23:39
Que no se me ocurra tocar un cable con un metal, con una barra metálica, 00:23:42
porque me va a dar calambre enseguida. 00:23:45
No se me ocurra calentar una barra al fuego y tenerla agarrada porque me voy a quemar. 00:23:48
Pues eso es debido a esta nube de electrones que se quedan ahí alrededor de estos cationes que se han formado con los núcleos. 00:23:53
Una muy buena conductividad del calor y de la electricidad. 00:24:01
¿Cuáles serían los elementos y compuestos químicos más importantes que se han formado por estas uniones y este tipo de uniones? 00:24:07
Bueno, pues lo primero, vamos a ver y diferenciar qué es un elemento y qué es un compuesto. 00:24:16
Pues un elemento es cuando estoy juntando átomos del mismo tipo, 00:24:24
mientras que voy a llamar compuesto cuando estoy juntando átomos de distinto tipo, ¿vale? 00:24:29
Por ejemplo, si yo hago una molécula de hidrógeno o una de oxígeno, 00:24:35
los átomos que tengo son del mismo tipo, hidrógeno solo, oxígeno solo. 00:24:39
¿Vale? Mientras que si pienso en el agua, tengo moléculas de dos tipos, perdón, átomos de dos tipos, unos son de oxígeno, otros son de hidrógeno, ¿vale? Lo vemos aquí en estas moléculas, esta es de hidrógeno, tiene dos átomos de hidrógeno, esta es una molécula de oxígeno, tiene dos átomos de oxígeno. 00:24:45
Mientras que en el compuesto del agua tengo dos átomos de hidrógeno con uno de oxígeno. 00:25:16
O sea, son elementos distintos los que forman la molécula. 00:25:24
Aquí eran elementos iguales los que formaban la molécula. 00:25:28
¿Vale? 00:25:32
Bueno, seguimos. 00:25:34
Átomos y moléculas. 00:25:36
Pues los átomos hemos dicho que son esos elementos más pequeños en los que componen la materia. 00:25:38
Y hemos visto que se representaban con un símbolo que en química era la nomenclatura de su nombre, ¿vale? 00:25:44
Las moléculas eran la unión de estos átomos que se podían producir de distintas formas, como enlaces covalentes, iónicos, metálicos, ¿vale? 00:25:55
qué elementos químicos y qué sustancias o qué moléculas generan esos elementos 00:26:05
y cuál es la importancia que tienen para nosotros, para los seres vivos. 00:26:11
Pues el oxígeno, pues la molécula de oxígeno es muy importante porque nos sirve para respirar, 00:26:17
o sea que es primordial para que haya vida en nuestro planeta. 00:26:24
El carbono, pues el carbono está en todas las células de los seres vivos. 00:26:27
El calcio pues fundamental para el desarrollo de mis huesos porque me proporcionan solidez y una cierta estabilidad a mi estructura o sea el sodio, el potasio, el cloro pues son imprescindibles para nuestro sistema nervioso. 00:26:31
El yodo pues ayuda a regular las funciones en los seres vivos 00:26:48
Otros elementos muy importantes 00:26:51
Pues el hierro que por un lado le podemos encontrar en la hemoglobina de nuestra sangre 00:26:54
Y por otro lado le podemos encontrar y utilizar en la fabricación 00:26:59
Tanto de piezas como de estructuras de edificios, 100.000 historias 00:27:04
El aluminio también le tenemos en nuestro día a día en todos los utensilios de cocina 00:27:09
En las ventanas de nuestra casa 00:27:16
en un montón de cosas. Entonces, estos elementos que hemos visto son súper importantes en nuestra vida. 00:27:17
Vamos a ver ahora cómo calcularíamos la masa de un átomo y la masa de una molécula, ¿vale? 00:27:26
Bueno, pues la masa atómica sería la masa de un átomo y llamaremos masa molecular a la masa de una molécula. 00:27:34
La masa atómica, que también la podemos llamar peso atómico, coincide, más o menos, con su número másico. 00:27:43
Acordaos que el número másico eran protones más neutrones. 00:27:57
Y se miden unas unidades que se llaman U+, unidades de masa atómica, que lleva la abreviatura, y lo representamos con una U. 00:28:01
Una huma es aproximadamente la masa de un protón y un neutrón. 00:28:13
La masa de los electrones dijimos que era casi despreciable porque fijaos me dice que es dos mil veces más pequeña. 00:28:19
Entonces no cuenta en el cálculo de la masa atómica. 00:28:27
Ahora, ¿la masa molecular qué es? Pues la masa de una molécula. 00:28:31
¿Cómo la calcularemos? Pues sumando las masas de todos los átomos que componen esa molécula. 00:28:35
Ejemplos, pues yo digo quiero la masa atómica del hidrógeno 00:28:41
Y la masa atómica del hidrógeno me dice la tabla periódica que es un huma 00:28:46
Ahora, si en vez de un átomo de hidrógeno yo quiero una molécula de hidrógeno 00:28:50
Hemos visto antes que en la molécula de hidrógeno hay dos átomos de hidrógeno 00:28:55
Pues la masa molecular será la suma de las masas atómicas de esos dos átomos 00:29:00
Luego será en vez de un huma dos sumas, porque como hay dos átomos 00:29:05
por un humo a cada uno, pues dos humas. 00:29:08
La masa atómica del oxígeno, pues 16, 8 protones, 8 neutrones. 00:29:12
Ahora, ¿cuál sería la masa de una molécula de oxígeno? 00:29:18
Pues como en la molécula de oxígeno hay dos átomos, 00:29:22
pues será 16 por 2, 32 sumas. 00:29:25
Si pensamos ahora en la masa molecular del agua, 00:29:28
como una molécula de agua tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, 00:29:33
Pues tendré 2 por la masa atómica del hidrógeno más 16 que la masa atómica del oxígeno por 16 U más será la masa molecular del agua. 00:29:37
Bueno, vamos a ver ahora qué es el concepto de mol y un número muy muy muy importante en química que es la constante de Avogadro. 00:29:51
Esta constante es este numerito que pongo aquí, 6,02 por 10 a la 23, ¿vale? 00:30:00
Esto es lo que llamamos número o constante de abogadro, que se simboliza con una n y una a chiquitita. 00:30:07
n de número y la pequeñita de abogadro, ¿vale? 00:30:16
Bueno, pues esto está referido con lo siguiente que os voy a decir. 00:30:22
Si pensamos en el número de átomos que hay en un carbono, que tiene una masa de unos 12 gramos, ¿vale? 00:30:27
que es su masa atómica, pues nos dice, este hombre dijo que en esos 12 humas de la masa del átomo de carbono 00:30:34
hay 6,02 por 10 a la 23 átomos de carbono, ¿vale? 00:30:46
Entonces, esta es la relación con la que nos vamos a quedar para saber cuántos átomos hay en una molécula. 00:30:55
Y esta relación va a ser igual para cualquier otro elemento. 00:31:03
Si yo pienso en la masa atómica del carbono, que es 12, comparada con la del hidrógeno, que es 1, 00:31:08
pues veo que la masa del carbono es 12 veces más grande que la del hidrógeno, 00:31:16
o la del hidrógeno es 12 veces más pequeña que la del carbono. 00:31:20
Pues si ahora pensamos en los números de átomos que hay en ese átomo de carbono, 00:31:23
perdón, en esa molécula de carbono, y pienso que tengo el mismo número de átomos en el hidrógeno, 00:31:28
pues ¿qué ocurrirá? Que la masa de uno y otro será otra vez 12 veces menor. 00:31:36
Para cualquier otro elemento que cojamos se sigue la misma relación, ¿vale? 00:31:46
Bueno, entonces, ¿para qué queríamos esto? Pues para llegar a lo que se llama el concepto de mol y decimos que un mol es la cantidad de sustancia que estaría contenida en 6,02 por 10 elevado a 23 unidades elementales de esa sustancia. 00:31:53
Pero cuando nosotros utilicemos los moles tenemos que especificar de qué unidades estamos hablando, si de datos, de moléculas, de iones, ¿vale? 00:32:18
Aunque todos siguen la misma relación, entonces nos vamos a quedar con lo que pongo aquí en negrita, que el mol es la unidad de cantidad de materia que se usa en el sistema internacional 00:32:32
y que la masa de un mol en gramos es igual que su masa atómica o su masa molecular. 00:32:42
¿Por qué es tan importante esto de los moles? 00:32:50
Bueno, pues es muy importante porque es la unidad que hemos utilizado para estandarizar esto en todo el mundo. 00:32:55
Por eso decimos que son unidades del sistema internacional. 00:33:04
Es la unidad más característica de todas en la química. 00:33:07
y además lo que me va a permitir es contar cuántos átomos o moléculas hay dentro de una determinada sustancia. 00:33:11
Lo vamos a ver aquí con un ejemplo gráfico. 00:33:19
Digo, si yo cojo hidrógeno y oxígeno para formar agua, digo, cada molécula de oxígeno tenía dos átomos, 00:33:22
cada molécula de hidrógeno tenía dos átomos, pero cuando llegaba la molécula de agua tenía dos átomos de hidrógeno 00:33:35
por cada uno de oxígeno. Entonces, si yo quiero hacer esta reacción de hidrógeno más oxígeno para que me dé agua, 00:33:41
veo que para utilizar estos dos átomos completos, esta molécula entera de oxígeno, necesito tener dos moléculas 00:33:48
enteras de hidrógeno porque si no me sobraría oxígeno. ¿Qué me produce eso? Pues al final dos moléculas enteras de agua, ¿vale? 00:33:58
porque estos cuatro hidrógenos que se formarían aquí con las dos moléculas 00:34:07
combinados con estos dos oxígenos tendría dos hidrógenos con un oxígeno, una molécula de agua 00:34:11
otros dos hidrógenos con otro oxígeno, otra molécula de agua 00:34:18
entonces se me queda la reacción ajustada que se llama 00:34:21
y aquí es donde está la importancia de saber pues eso 00:34:25
cuántos moles tengo que utilizar de cada cosa para conseguir el resultado que yo quiero 00:34:29
Entonces es una forma que me ayuda a poder contar moléculas a través de este concepto de mol 00:34:35
Lo que estaríamos viendo en este gráfico de arriba que hemos hecho es lo siguiente 00:34:46
Que un mol de hidrógeno contiene el mismo número de moléculas de hidrógeno que un mol de oxígeno 00:34:53
Que son 6,02 por 10 elevado a 23 00:35:00
¿Vale? Las moléculas que hay dentro de un mol. Entonces, como la relación para que se produzca ese agua es que necesito el doble de hidrógeno que de oxígeno, tendré que coger dos moles de hidrógeno por cada mol de oxígeno para poder generar esa molécula de agua. 00:35:05
O lo que es lo mismo, voy a necesitar 4 gramos de hidrógeno por 32 gramos de oxígeno para que se me produzcan esas moléculas de agua, que esas moléculas de agua van a ser de 36 gramos, 32 de aquí más 4 de aquí, ¿vale? 00:35:24
Vamos a ver cómo se calcula esto 00:35:46
Vemos que sólo es una regla de 3 00:35:50
Y que sólo es una proporción 00:35:53
Entonces, si me dicen que cuántos moles tiene 7 gramos de sodio 00:35:55
O 20,5 de agua 00:36:01
O 64,8 de ácido sulfúrico, ¿vale? 00:36:04
Pues lo que hago es decir 00:36:08
Si un mol de sodio tiene 23 gramos 00:36:09
Que sería su peso atómico 00:36:14
7 tendrían x, si hago la regla de 3 00:36:16
Pero esa regla de 3 me lleva a que 00:36:20
Tengo que multiplicar esos 7 gramos 00:36:22
Por esta proporción 00:36:24
¿Cómo sé que está bien escrita la proporción? 00:36:26
Pues sé que está bien escrita 00:36:30
Si cuando hago la multiplicación 00:36:32
Se me simplifican los gramos 00:36:33
Que estaban ahí multiplicando 00:36:36
Con esto que están dividiendo 00:36:38
Y me queda como resultado 00:36:39
Las unidades en moles 00:36:41
¿Vale? 00:36:43
si hubiese puesto mal la proporción, hubiese puesto los gramos arriba y los moles abajo 00:36:44
no se me van a simplificar, entonces sé que estoy haciendo mal la cuenta 00:36:48
bueno, si hago esta cuenta, pues me quedaría 7 entre 23 00:36:53
0,304 y ¿qué van a ser? moles de sodio 00:36:57
pues igual para los demás, los 20,5 gramos de agua 00:37:01
si cada molécula de agua pesaba 18 gramos 00:37:06
porque, vamos, la masa molecular de la molécula de agua es 18 gramos 00:37:09
Porque tengo dos átomos de hidrógeno que eran de un gramo y uno de oxígeno que son 16 gramos, pues total 18, pues la misma historia. 00:37:13
Gramos con gramos se simplifica y me queda 20,5 entre 18, que pues moles de esa molécula de agua igual para el cloruro sódico. 00:37:23
Ahora, me pueden dar los datos al revés. Me dicen los moles y me preguntan cuántos gramos necesito de esa molécula o de ese elemento o lo que sea, ¿vale? 00:37:36
Pues hago la cuenta al revés, digo quiero obtener 1,20 moles de zinc y sé que cada mol de zinc tiene 65,4 gramos, o sea que necesito 65,4 gramos de zinc que da su peso atómico para formar un mol. 00:37:51
Pues si hago esa multiplicación, moles con moles se va y las unidades que me quedan son gramos 00:38:10
Pues si hago la multiplicación del 1,20 por 65,4 obtengo el 78,5 gramos que necesito de zinc para tener 1,20 moles 00:38:17
Pues igual como para los demás 00:38:29
Lo que quiero que os quedéis de aquí es que en función de lo que me pidan, moles aquí o gramos en el ejercicio de antes 00:38:32
en función de los datos que me den 00:38:40
pues yo pongo la misma fórmula 00:38:42
pero al derecho o al revés 00:38:44
en el numerador los gramos y en el denominador los moles 00:38:47
o en el numerador los moles y en el denominador los gramos 00:38:51
para que al final me queden el resultado las unidades que yo quiero 00:38:53
bueno, vamos a ver ahora que es la concentración molar de una disolución 00:38:57
a esto se le llama molaridad de la disolución 00:39:02
y es una forma de medir la concentración 00:39:06
usando esta nueva unidad que hemos 00:39:09
encontrado que son los moles 00:39:12
bueno, pues la molaridad me dice 00:39:13
¿cuántos moles de soluto 00:39:16
tengo por cada litro 00:39:18
de disolución? o sea 00:39:20
me está relacionando 00:39:21
los moles con 00:39:23
el volumen, hicimos antes 00:39:26
otras concentraciones en masa 00:39:28
en volumen, en tal y cual, ahora vamos a hacer 00:39:30
esta concentración 00:39:32
en moles, ya esa concentración 00:39:32
por lo especial que es, se le llama 00:39:36
molaridad, pero nada 00:39:38
distinto a los ejercicios que hicimos 00:39:40
haciendo en el apartado anterior 00:39:41
entonces la formulita que estamos usando es esta 00:39:43
molaridad, que lo represento 00:39:46
con M mayúscula es moles de 00:39:48
soluto entre litros de 00:39:50
solución o de disolución 00:39:51
como el mole es una unidad 00:39:53
de medida de 00:39:56
una cantidad de sustancia 00:39:57
pero nosotros 00:40:00
lo que usamos normalmente son 00:40:01
los gramos, que sería 00:40:04
esa masa que tiene una molécula 00:40:05
podemos también utilizar esta otra formulita, que se medirá en gramos por mol, que es que cada mol logramos de soluto entre la masa total de la molécula, ¿vale? 00:40:07
Pues vamos a utilizarlas en función de los datos que me estén dando en cada problema, ¿vale? 00:40:21
Lo vamos a ver ahora en ejemplos. Me dicen, por ejemplo, ¿cuál es la molaridad de una solución que tiene 0,7 moles de cloruro sódico diluidos en 900 mililitros de solución? 00:40:29
Pues lo primero, tengo que mirar si las unidades me valen o hay que hacer alguna transformación. Y aquí no me valen. 00:40:45
Me están dando el volumen en mililitros y yo le quería en litros porque mi fórmula venía en litros. 00:40:52
pues lo primero que voy a tener que hacer es transformar esos 900 mililitros a litros 00:40:57
y sería 0,9 y luego ya puedo aplicar la fórmula directamente 00:41:02
digo mi molaridad es esos 0,7 moles 00:41:07
divididos entre los 0,9 litros de disolución o de solución 00:41:10
pues me dan una molaridad de 0,77 molar 00:41:15
esta M mayúscula es molar, la M minúscula es moles 00:41:18
ahora me dan los datos de otra manera 00:41:22
Me dice, ¿cuál es la molaridad de una solución que tiene 64 gramos de metanol en 500 mililitros de disolución? 00:41:25
Pues, primero tengo que saber cuántos moles son esos 64 gramos de metanol. 00:41:35
Y me dan como dato que la masa molecular del metanol es 32 gramos. 00:41:43
Bueno, pues lo primero que voy a hacer es esas transformaciones. 00:41:48
Digo, los mililitros los tengo que pasar a litros, como antes. 00:41:51
500 mililitros es medio litro. 00:41:58
Y segundo, ya no puedo utilizar la fórmula de la molaridad directamente, 00:42:00
porque primero tengo que calcular cuántos moles tengo en esos 64 gramos. 00:42:05
Y bueno, pues como tengo 64 gramos de metanol, 00:42:10
y cada mol de metanol tenía 32 gramos o pesaba 32 gramos, 00:42:14
Pues tendré dos moles de metanol 00:42:19
Una vez que sé el volumen en litros 00:42:23
Y que sé los moles que tengo de esa sustancia 00:42:26
Pues ya sí puedo calcular su molaridad 00:42:29
Dividiendo directamente el número de moles 00:42:31
Entre el volumen en litros de la solución 00:42:35
Pues dos entre cero cinco 00:42:39
Tengo una solución con una concentración cuatro molar 00:42:41
¿Vale? 00:42:45
sin más, o sea que son todo el rato reglas de 3, son todo el rato 00:42:46
proporciones directas. Vamos a ver ahora que elementos químicos 00:42:51
y compuestos más importantes nos encontramos en nuestro día a día 00:42:56
y aquí tenemos que distinguir lo que se llama materia orgánica de la materia 00:42:59
inorgánica y diremos o llamaremos 00:43:04
materia inorgánica aquella que no está fabricada 00:43:08
por seres vivos, mientras que materia orgánica es la que sí que está fabricada 00:43:12
por organismos vivos, o son organismos vivos descompuestos, pero de alguna manera depende 00:43:16
de organismos vivos. ¿Los compuestos inorgánicos más importantes? Pues ¿cuáles son? Pues 00:43:22
el más importante de todos, que ya lo hemos visto más veces, el agua, porque es fundamental 00:43:29
para la vida. Después del agua, el dióxido de carbono. En exceso es peligroso y perjudicial, 00:43:34
pero también es súper necesario porque lo necesitan las plantas para hacer su respiración, lo necesitan las plantas para hacer su fotosíntesis, ¿vale? 00:43:43
Entonces es muy necesario tenerlo. Además, si mezclamos agua con dióxido de carbono, se forma el ácido carbónico, 00:43:54
y el ácido carbónico es el gas que tenemos en las bebidas, en los refrescos, como las Coca-Cola, las Fanta, tal y cual, 00:44:07
o sea que lo utilizamos también mucho en nuestro día a día. 00:44:13
El agua oxigenada, que su nombre químico es peróxido de hidrógeno, H2O2, es como si fuese un agua enriquecida con un exceso de oxígeno, 00:44:17
pues se utiliza como disoincestante, como blanqueante. 00:44:29
El amoníaco, que es una mezcla de nitrógeno con hidrógeno, pues lo utilizamos como fertilizante, lo utilizamos como producto de limpieza, o sea, en multitud de cosas. 00:44:32
El metano, carbono con hidrógeno, pues es el principal componente del gas natural que utilizamos en las calefacciones y en nuestras cocinas. 00:44:43
El hidróxido de sodio, sodio con oxígeno e hidrógeno, pues es lo que se denomina sosa cáustica, que es un elemento muy corrosivo y muy peligroso, pero que lo usamos, por ejemplo, pues para generar, es como desinfectante también para descomponer cosas, ¿vale? Porque es muy corrosivo. 00:44:54
El hidróxido de potasio, potasio, oxígeno, hidrógeno 00:45:20
Es lo que se llama comúnmente potasa 00:45:25
Pues parecido un poco al hidróxido de sodio 00:45:28
Es soluble en agua y también muy peligroso como el anterior 00:45:31
El ácido clorhídrico, ¿vale? 00:45:35
Pues este se utiliza mucho en los laboratorios, oxígeno y cloro 00:45:38
O digo, pero no oxígeno, hidrógeno y cloro 00:45:41
El ácido sulfúrico, pues lo utilizamos mucho en la industria 00:45:44
en los laboratorios para formar lo que se llaman las sales sulfatadas 00:45:50
o los sulfatos, el cloruro sódico 00:45:54
que todos tenemos en nuestras casas, que es la sal común 00:45:57
ahora, todos estos compuestos 00:46:02
serán inorgánicos y pues ahí tengo una relación 00:46:06
de unos cuantos y sus, algunas de sus 00:46:10
aplicaciones, como curiosidad, ahora 00:46:14
Ahora, si hablamos de materia inorgánica, pues ¿cuáles podemos destacar? Pues la glucosa. ¿Por qué? Porque la utilizamos nosotros como combustible. La utilizan las plantas para la fotosíntesis, ¿vale? Digo como combustible nosotros para nuestro propio cuerpo, los azúcares, ¿vale? Pues fijaos cuál es la reacción de la glucosa. 00:46:18
dióxido de carbono con agua 00:46:41
el almidón 00:46:43
porque está en todas las células vegetales 00:46:45
los ácidos nucleicos 00:46:47
que ya vimos en su día 00:46:50
el ADN y el ARN 00:46:51
que están en todas las células 00:46:52
eran responsables de esas divisiones celulares 00:46:53
para que regenerase las células 00:46:56
o hasta incluso procrease 00:46:59
y era importante también 00:47:01
la síntesis de las proteínas 00:47:03
los aminoácidos 00:47:05
que están dentro de las proteínas 00:47:07
y dentro los ácidos grasos, esos lípidos, todas esas grasas que consumimos y necesitamos para nuestra vida. 00:47:10
Bueno, estas son las fórmulas un poco más complejas y ya no las he puesto. 00:47:20
He puesto la de la glucosa para que veáis que vuelve a ser otra vez combinación de dióxido de carbono 00:47:24
que tenemos siempre en nuestra cabeza como algo peligroso con agua. 00:47:30
Resulta que nos produce algo que es vital para nosotros y para las plantas. 00:47:35
Pues hasta aquí habríamos llegado, aquí se acaba este tema, hasta aquí entraría nuestro examen. 00:47:42
Os he puesto aquí una relación de actividades muy cortitas, donde las últimas, pues son dos problemas, o tres, no recuerdo cuántos puse, 00:47:48
que os los he puesto resueltos paso a paso, porque hablan sobre la molaridad, y que veáis, pues según me dan los datos, 00:47:59
como hago la relación esa de moles contra volumen de disolución, ¿vale? 00:48:08
Si necesito antes primero calcular esa masa molecular para poder calcular los moles y luego hacer lo otro, 00:48:14
o me lo dan directamente. 00:48:21
Bueno, pues tres ejercicios resueltos parecidos a los dos de los ejemplos que espero que entendáis a la primera, ¿vale? 00:48:23
Pues aquí lo hemos dejado, aquí se nos termina nuestra evaluación, ¿vale? 00:48:30
estos dos temas que nos entran 00:48:35
pues 00:48:38
más o menos largos, más o menos 00:48:40
espesos, espero 00:48:42
que os salgan 00:48:44
muy bien, vale 00:48:46
bueno, pues 00:48:47
hasta la siguiente 00:48:49
Materias:
Ciencias
Niveles educativos:
▼ Mostrar / ocultar niveles
  • Educación de personas adultas
    • Enseñanza básica para personas adultas
      • Alfabetización
      • Consolidación de conocimientos y técnicas instrumentales
    • Enseñanzas Iniciales
      • I 1º curso
      • I 2º curso
      • II 1º curso
      • II 2º curso
    • ESPAD
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
      • Tercer Curso
      • Cuarto Curso
    • Pruebas libres título G ESO
    • Formación Técnico Profesional y Ocupacional
    • Alfabetización en lengua castellana (español para inmigrantes)
    • Enseñanzas para el desarrollo personal y la participación
    • Bachillerato adultos y distancia
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
    • Enseñanza oficial de idiomas (That's English)
      • Módulo 1
      • Módulo 2
      • Módulo 3
      • Módulo 4
      • Módulo 5
      • Módulo 6
      • Módulo 7
      • Módulo 8
      • Módulo 9
    • Ciclo formativo grado medio a distancia
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
    • Ciclo formativo grado superior a distancia
      • Primer Curso
      • Segundo Curso
    • Aulas Mentor
    • Ciclo formativo de grado básico
    • Primer Curso
    • Segundo Curso
    • Niveles para la obtención del título de E.S.O.
      • Nivel I
      • Nivel II
Autor/es:
Angel Luis Sanchez Sanchez
Subido por:
Angel Luis S.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
24
Fecha:
25 de febrero de 2025 - 13:36
Visibilidad:
Público
Centro:
CEPAPUB ORCASITAS
Duración:
48′ 55″
Relación de aspecto:
1.78:1
Resolución:
1280x720 píxeles
Tamaño:
1.17

Del mismo autor…

Ver más del mismo autor

EducaMadrid, Plataforma Educativa de la Comunidad de Madrid

Plataforma Educativa EducaMadrid