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Unidad 1 Química - puntos 1 y 2 - Contenido educativo

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Subido el 24 de septiembre de 2025 por Laura B.

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Bueno, empezamos con el tema 1, aspectos cuantitativos en química. 00:00:00
Y lo primero es ver de qué está compuesta la materia. 00:00:06
Podemos dividir en clasificaciones y una de las clasificaciones que podemos hacer es dividir la materia en mezclas y sustancias puras. 00:00:10
Las mezclas las podemos dividir también como sabéis en mezclas homogéneas y heterogéneas 00:00:22
Homogéneas son las que no podemos ver los componentes a simple vista ni con el microscopio 00:00:30
Y tienen propiedades homogéneas por todo el lado, por eso son homogéneas 00:00:36
Por ejemplo, el agua con alcohol 00:00:40
Estas son las disoluciones, que son las con las que vamos a trabajar más este curso 00:00:42
¿Mezclas heterogéneas? Pues la pizza, el granito, etcétera, son mezclas donde puedes ver los componentes que lo forman. Si separamos las mezclas por métodos físicos, lo que obtenemos son las sustancias puras. 00:00:51
¿Qué son las sustancias puras? Pues son, por ejemplo, el agua, el hierro, ¿vale? ¿Qué diferencia hay entre estas dos? Pues que una es simple, ¿vale? Es un elemento y otra es compuesta porque está formada por dos elementos, ¿vale? 00:01:06
podemos conseguir separar una sustancia pura compuesta en sus elementos por métodos químicos, 00:01:25
como la electrolisis, por ejemplo. 00:01:35
Por métodos químicos podríamos separar el hidrógeno y el oxígeno del agua, 00:01:38
pero por métodos físicos, que son los de destilación, filtración, 00:01:45
por eso no podemos separar los componentes, los elementos de un compuesto. 00:01:49
Vale, pues con la pequeña definición vamos a ver un poquito de la composición de la materia. 00:01:58
Para representar a los átomos utilizamos el modelo un poco de Dalton, de bolitas, 00:02:07
que bueno, pues los átomos realmente sabemos que son bastante más complicados que bolitas, 00:02:11
que ya lo veremos en estructura atómica pero para este momento pues no sirve 00:02:16
y entonces cada átomo lo representamos con una bolita diferente 00:02:20
porque va a tener una masa diferente 00:02:24
y bueno pues estos átomos se van a combinar 00:02:27
y por ejemplo si se combinan con un enlace covalente van a formar moléculas 00:02:31
por ejemplo la del ácido acético que tenemos aquí 00:02:39
esta es la fórmula con un modelo de bolitas otra vez 00:02:42
con su doble enlace, su enlace simple 00:02:47
y luego nosotros como lo escribimos en el papel 00:02:50
son con las fórmulas semidesarrolladas 00:02:53
donde representamos simplemente los átomos que tenemos 00:02:56
no por bolitas sino por su símbolo 00:03:01
y los dobles enlaces con dos rayitas 00:03:05
los enlaces simples con una rayita 00:03:08
Pero todo no son moléculas, tenemos también cristales, tenemos cristales covalentes como por ejemplo el del cuarzo, tenemos cristales metálicos, todos los metales son cristales y tenemos también los cristales iónicos como el del cloruro de sodio. 00:03:11
La diferencia principal entre las moléculas y los cristales es que, por ejemplo, cuando yo digo la molécula de agua H2O, lo que estoy diciendo exactamente es que es de verdad esto, ¿vale? 00:03:35
Un átomo de oxígeno y dos de hidrógeno. Una molécula, cuando expreso su fórmula química, expreso de verdad los átomos que tiene. 00:03:48
En una red no. Cuando yo digo NaCl, no quiere decir que tengo un Na y un Cl, no. Tengo millones y millones y millones y millones. Lo que expresa esta proporción, o sea, lo que expresa esta fórmula es la proporción mínima que tengo. 00:03:59
Esto lo que quiere decir es que por cada átomo de cloro tengo un átomo de sodio, ¿vale? 00:04:14
Si yo, por ejemplo, tuviera el... 00:04:21
Voy a poner, a ver si pongo uno que se vea un poquito mejor. 00:04:26
Si yo, por ejemplo, tengo una red que fuera óxido de litio, ¿vale? 00:04:32
Vale, pues esto quiere decir que por cada átomo de oxígeno tengo dos átomos de litio, pero es la proporción, no es una molécula, ¿vale? 00:04:40
Porque esto es un cristal iónico también, entonces los cristales están formados por millones y millones y millones de átomos, las moléculas no. 00:04:49
Las moléculas podemos contar los átomos que tienen y esa es la gran diferencia. 00:04:56
Y con esto pasamos al siguiente, como son tan cortitos aquí voy a hacer varios puntos en uno, en un vídeo. 00:05:00
La cantidad química, el concepto de mol. 00:05:13
Bueno, el mol ya sabéis que es como súper importante, es la unidad fundamental que vamos a utilizar todo el rato en la química. 00:05:15
Primero vamos a definir lo que es la unidad de masa atómica. 00:05:23
Es la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. 00:05:26
¿Vale? Si yo cojo la masa del carbono 12 y la divido entre, ay no me sale aquí el resultado, pero bueno, si la divido entre 12, pues esa es la unidad de masa que es una unidad atómica. 00:05:29
Esperad que os digo lo que es exactamente porque no sé por qué no ha salido aquí. Es 1,6605 por 10 elevado a menos 24 gramos. Vale, eso es lo que es una U. 00:05:44
Si yo quiero hacer la otra proporción y quiero decir, vale, pues entonces, ¿cuánto es un gramo? 00:06:05
Yo sé que una U es equivalente a 1,6605 por 10 elevado a menos 24 gramos. 00:06:14
Pero un gramo, ¿cuántas U son? 00:06:25
Pues si lo calculo, ¿vale? Por regla de tres o por factores de conversión o lo que sea, me saldría que un gramo es igual a 6,022 por 10 elevado a 23 us. 00:06:27
Y de aquí viene el famoso número de abogadro, ¿vale? 00:06:42
Seguimos con más conceptos importantes. La masa atómica promedio. 00:06:46
Bueno, ya sabéis que cuando vemos en la tabla periódica, vemos el número A, que es la masa atómica, 00:06:51
y decimos que A es la suma de protones y neutrones, y los protones pues eran un número exacto y los neutrones también. 00:07:01
Pero de repente lo que vemos en la tabla, como por ejemplo del cloro, es que es 35,5. 00:07:09
¿Cómo puede ser 35,5 si yo no puedo tener medio protón y medio neutrón? 00:07:15
Bueno, pues porque esta masa realmente es un promedio entre los isótopos del cloro. 00:07:21
Un isótopo, si os acordáis, por ejemplo aquí el del magnesio, es un átomo que tiene el mismo número de protones, 00:07:27
o sea, el magnesio siempre va a tener el mismo número de protones porque los protones es como su DNI, 00:07:36
El DNI del magnesio es, no lo sé ahora mismo cuántos protones tiene el magnesio, pero bueno, es el número que sea y el magnesio siempre tiene esos protones, pero neutrones puede tener cualquiera, ¿vale? Puede tener distintos, es como su peso, tú puedes ser, tú tienes tu DNI pero un día pesas 24, luego puedes pesar 25, luego puedes pesar 26, el peso no es algo que te defina. 00:07:42
Tu DNI sí, no hay otra persona que tenga tu DNI. 00:08:12
Pues no hay otro elemento que tenga el número de protones del magnesio. 00:08:14
Vale, pero sí puedes tener más neutrones o menos neutrones. 00:08:18
Entonces por eso cambia entre 24, 25, 26, ¿vale? 00:08:22
¿Cómo hacemos entonces, cuál sería la masa promedio? 00:08:28
Pues yo tengo que ver cómo de abundantes son en la naturaleza. 00:08:33
y veo que el magnesio 24 es el más abundante porque es casi un 80% de todo el magnesio que hay, 00:08:36
casi un 80% es el magnesio 24, un 78,7. 00:08:43
Luego tengo el magnesio 25 que es un 10,2 y el magnesio 26 que es un 11,1. 00:08:47
Bueno, pues lo que hago yo es una media ponderada, ¿vale? 00:08:53
Cojo la masa atómica de cada uno, lo multiplico por su abundancia, ¿vale? 00:08:55
y le sumo los de la siguiente y lo hago otra vez para el último. 00:09:02
Divido por 100, que es el total, porque el total de todo tiene que salir 100%, 00:09:10
y eso ya me da la masa promedio. 00:09:14
La masa promedio del magnesio, si os dais cuenta, está más cerca del 24 que de cualquiera de los dos, 00:09:18
porque es del que más hay. 00:09:22
Entonces, evidentemente tiene que estar más cerca del 24 que del 25 o del 26, 00:09:24
porque hay un 80% de 24 y el otro 20% es de lo demás. 00:09:29
Vale, eso de masa promedio. 00:09:35
Más cosas, el mol y el número de abogadro. 00:09:37
Pues el mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas entidades elementales, átomos, moléculas, 00:09:40
como átomos hay en 12 gramos del carbono 12. 00:09:45
Vale, esta equivalencia que habíamos visto, ¿vale? 00:09:48
Esta equivalencia, que nos la sabemos de memoria, ¿vale? 00:09:51
Sabemos que el número de abogadro es 6,022 por 10 elevado a 23 unidades, de lo que sea. 00:09:55
¿Eso quiere decir que todos los moles son iguales? No, porque por ejemplo aquí tenéis el mol del carbonato de sodio, el mol del zinc y el mol del ácido pícrico. 00:10:07
No van a ser ni parecerse, ni pesar lo mismo, ni nada. Un mol es como una docena. 00:10:17
O sea, es como aquí puesto como si fueran huevos, ¿vale? Porque es como huevos. O sea, tú tienes una docena y tienes una docena de huevos de codorniz, ¿vale? Pues tienes 12 huevos de codorniz, pues serán pequeñitos. Luego tienes 12 huevos de gallina, que son un poco más grandes, y 12 huevos de avestruz, que son mucho más grandes. 00:10:25
Todo el rato siempre tienes 12 huevos, pero ¿van a pesar lo mismo? No, porque estos pesarán muy poquito, estos un poco más, 00:10:45
y los de avestruz serán enormes porque la molécula de este es más grande, ¿vale? 00:10:51
Entonces sí que hay diferencia en cómo se ven la misma cantidad, pero ¿tienes la misma cantidad, tienes las mismas unidades? 00:10:57
Sí, tienes las mismas unidades. Ahora, ¿unidades a qué llamamos unidades? No siempre son átomos. 00:11:05
Hay veces que sí, por ejemplo en el zinc, pues son átomos de zinc porque el zinc está formado solo por átomos de zinc, pero si ya tenemos otra cosa, que sean moléculas o que sean cristales, vale, o sea, esta es molécula, este es cristal, pues ya las unidades fundamentales no van a ser los átomos, van a ser la molécula o la unidad más pequeñita. 00:11:11
Como decíamos del NACL, esta sería la unidad fundamental del NACL, ¿vale? Del ácido pícrico sería esta la unidad fundamental, que no es tan simple ni tan bonita, pero bueno, es esa. 00:11:39
Y del trióxido de disodio, ¿no? Parece que es de ahí. Pues sería esta. No sé lo que es esto porque trióxido de disodio no tiene mucho sentido. Pero bueno, lo que sea. El ozono. Es ozono. No, no, no. Carbonato de sodio. Ostras, perdón. Que esto es un carbono, claro. Si es que lo pone aquí. Carbonato de sodio. 00:11:51
Bien, vale, entonces eso, mol quiere decir una cantidad determinada de cosas, ¿vale? De cosas, pueden ser átomos, pueden ser moléculas, pueden ser unidades fundamentales, pueden ser muchas cosas. 00:12:23
Y a raíz del mol definimos lo que es la masa molar, que es la masa de un mol de la sustancia que queramos medir y se mide en gramos por mol. 00:12:42
Por ejemplo, si nosotros tenemos el hierro y vamos a ver en la tabla periódica y vemos que su masa es 55,85 unidades, eso quiere decir que un mol de unidades elementales de hierro son exactamente 55,85 gramos. 00:12:52
O sea, que un mol tiene la propiedad de que es el mismo número cuando coges un mol de unidades elementales, es la misma masa que tengamos en us en gramos. 00:13:14
Pero claro, esto se refiere a un solo átomo y esto se refiere a esta cantidad de átomos que son millones de millones de millones de millones de átomos. 00:13:34
Para la molécula lo mismo, si hallamos la molécula de agua, hallamos su masa molar, que simplemente sería, aquí sale con decimales porque lo han hecho preciso, pero bueno, si lo hacemos así un poco de cabeza, la masa molar del agua sería sumar las masas de cada uno. 00:13:44
dos veces la masa del hidrógeno, que es 1, más una vez la masa del oxígeno, que es 16, pues esto da 18. 00:14:06
Lo que pasa es que, bueno, el hidrógeno creo que es 1,01, lo que sea, 00:14:14
y entonces, bueno, pues por eso le queda aquí el 18,01 cogiendo los datos de verdad con decimales en la tabla periódica. 00:14:18
Vale, estos son gramos mol, porque son los gramos que tiene un mol, son los gramos que tiene un mol. 00:14:26
Un mol de moléculas. ¿Por qué aquí son átomos y aquí son moléculas? Porque en el hierro la unidad elemental es el átomo, pero en el agua la unidad elemental es la molécula. 00:14:36
Entonces, en el NACL, la unidad elemental es, perdón, en el cloruro de sodio, aunque tenemos millones y millones y millones de sodios y de cloros, la unidad fundamental es la proporción mínima, que es uno de cloro y uno de sodio, que es su fórmula química. 00:14:50
Para eso nos sirve. Entonces, ahí lo que diremos es que tenemos el número de abogadro de unidades fórmula, de NaCl. Si tengo iones, pues muy bien, lo que tengo es iones, o sea que un mol no quiere decir que sea de átomos o de moléculas siempre, es de lo que sea la entidad elemental, ¿vale? 00:15:11
Y eso va a depender del tipo de compuesto que tengamos, si es un metal, o si es una molécula, o si es un cristal va a ser su unidad fórmula, si es un ión va a ser su ión, ¿vale? Así va a ser. 00:15:32
Este problema me lo dejo para hacer en clase, en la clase de mañana. 00:15:44
Y esto ya, voy a hacer ya una parada. 00:15:50
Materias:
Química
Niveles educativos:
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  • Bachillerato
    • Segundo Curso
Subido por:
Laura B.
Licencia:
Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
Visualizaciones:
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Fecha:
24 de septiembre de 2025 - 23:39
Visibilidad:
Público
Centro:
IES LOPE DE VEGA
Duración:
15′ 53″
Relación de aspecto:
0.69:1
Resolución:
1334x1920 píxeles
Tamaño:
210.06 MBytes

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