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Sesión 2 Unidad 1 (21-10-24) - Contenido educativo

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Subido el 23 de octubre de 2024 por M. Jesús V.

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la pizarra y todo. Entonces, el otro día os había dicho que como es enseñanza a distancia, 00:00:00
pues vosotros teníais que ir estudiando por vuestra cuenta, aunque demos esta clase, pero 00:00:08
bueno, para que veáis, esta es de los tres modelos que hay de la actividad 1, de la unidad 00:00:14
1, esta es una que es guiada. Mira, vamos a la siguiente, habíamos visto la materia 00:00:19
está formada por partículas, tal, tal. Entonces, esta es la forma de verlo. 00:00:25
Entonces, habíamos visto ya la introducción, habíamos visto la configuración electrónica, 00:00:33
aunque lo vamos a repasar, pero eso realmente es para repasar, pero como tal, en el examen no entra. 00:00:39
No hay preguntas de, pero bueno, así lo vamos a ver, lo vimos y lo repasaremos. 00:00:47
Entonces, nos habíamos quedado aquí, que es lo que vamos a tratar de los enlaces químicos. 00:00:51
Con esta unidad, aunque os he puesto la presentación que la tenéis en el aula, las presentaciones de hoy, pero por aquí se estudia muy bien. 00:00:57
Las uniones entre los átomos son los enlaces químicos. 00:01:06
Entonces, pincháis aquí y te dice, es la fuerza eléctrica entre los electrones y los núcleos. 00:01:08
¿Qué tipos de enlaces vamos a ver? 00:01:14
Vamos a ver enlaces primarios, que son más fuertes, y en ellos tiene lugar una transferencia o compartición de electrones, 00:01:16
que dice lo que son electrones y pinchas, parte del átomo, habíamos visto, que tiene carga negativa y muy poquita masa, casi despreciable. 00:01:24
Entonces, se pueden compartir o bien transferencia o compartición de electrones hasta completar la última capa electrónica, ocho electrones. 00:01:33
Estos enlaces primarios son fuertes. 00:01:42
Los que, cuando los átomos están unidos por estos enlaces, cuesta separarlos. 00:01:46
Y existen tres tipos de enlaces primarios, el iónico, el covalente y el metálico. 00:01:51
Esto es todo el repaso, supongo que todos lo sabes. 00:01:56
Y luego están los enlaces secundarios, en ellos no hay transferencia ni compartición y son más débiles. 00:01:59
Esto solo es enlaces intermoleculares, entre moléculas. 00:02:05
Entonces, estos enlaces se dan entre átomos de moléculas diferentes. 00:02:10
Existen dos tipos de enlaces intermoleculares. 00:02:15
Aquí en este curso viene resumido el enlace por fuentes de hidrógeno, que es muy importante, y las fuerzas de Van der Waals. 00:02:17
Entonces, el otro día, ¿os acordáis que vimos? 00:02:26
Viene aquí para saber más. 00:02:29
Y aquí tenéis más información. 00:02:31
Entonces, tenemos aquí la tabla periódica. 00:02:34
La repasamos. 00:02:37
La repasamos. 00:02:40
Que la vimos el otro día. 00:02:42
Ya la veremos, veis que a la izquierda están los metales alcalinos, el hidrógeno no es metal, el berilio, magnesio, calcio, etcétera, también son metales alcalino-terrios. 00:02:44
Luego están los que están en color verde, este chillón, son metales de transición. Los metales post-transición están aquí en un color así como más clarito, lo estoy señalando con el cursor. 00:02:56
Luego están los metaloides, que son el boro, silicio, germano, osémico. Y luego están los que están en amarillo, son no metales, los halógenos, tampoco son metales, clorobromio y astato. 00:03:09
Y luego los gases nobles que están justo a la derecha, helio, neón, argón, clítor, serano y rado. 00:03:25
Y luego están los lantánidos y actínidos que están aquí, en color verde más claro y más oscuro. 00:03:32
Bueno, los podéis repasar para que veáis cómo están colocados en la tabla periódica los elementos. 00:03:39
Vemos que a la izquierda tenemos aquí los metales y a la derecha están los no metales. 00:03:45
Luego cuando hablemos de los enlaces pues lo vamos a repasar. 00:03:51
Entonces, estábamos con esto, esto lo tenéis aquí. 00:03:55
Luego tenéis la autoevaluación, las partículas, esto os conviene que según vayáis estudiando la unidad lo vayáis repasando vosotros, 00:04:02
lo vayáis haciendo y repasando. 00:04:09
Seguimos, esto lo vimos, lo paso porque lo vimos el otro día, ¿vale? 00:04:13
Este apartado, este también lo vimos, el siguiente también lo vimos, entonces vamos a empezar con el enlace iónico. 00:04:18
Fijaos, vamos a empezar con estos enlaces primarios, el iónico, el covalente y el metálico, pero aquí tenéis, para saber más, el enlace iónico. 00:04:29
Y entonces aquí sí, en este enlace os va un mantenido, pero cuando vayáis al covalente y el metálico os metéis, queréis entrar y no sé por qué ha desaparecido lo que había ahí en el enlace. 00:04:40
Entonces yo lo tengo aquí, luego lo repasaremos. Es esto, os lo pondré en la aula virtual. 00:04:54
Antes, cuando pinchábamos en el enlace, en los tres tipos de enlace, nos aparecía esto, un poco más extenso, y entonces lo he puesto aquí en un Word resumido. 00:05:03
Es que no sé por qué ya no aparece. 00:05:13
Entonces, bueno, lo repasaremos. 00:05:17
Entonces, en el enlace iónico, veremos que en un enlace iónico tiene lugar, cuando el enlace iónico ocurre entre elementos que están situados muy distantes. 00:05:19
en la tabla periódica. Tiene lugar una transferencia de electrones de un átomo a otro. Los metales 00:05:33
suelen perder electrones y se transforman en cationes. Los metales son elementos situados 00:05:44
a la izquierda. Habéis visto que hemos visto el litio, el sodio, el potasio, etc. Están 00:05:50
situados a la izquierda y en el centro de la tabla periódica. Y los se transforman 00:05:55
Tienen cationes, que son iones con carga positiva, porque tienen tendencia a perder los electrones de la última capa, porque tienen pocos, ¿vale? 00:06:01
Entonces, tienen tendencia a perderlos. 00:06:10
Sin embargo, los no metales son elementos situados a la derecha de la tabla periódica y suelen ganar electrones. 00:06:13
Tienen tendencia a ganar electrones para llenar la última capa y cumplir la regla del aceite, ¿vale? 00:06:21
Y como ganan electrones, se transforman en aniones. Una anión era un ión con carga negativa porque ha ganado electrones. Sin embargo, los metales, si pierden electrones, uno, dos, los que sean, pocos, se convierten en cationes porque han perdido cargas negativas. 00:06:27
¿Vale? Entonces, unos se quedan con carga positiva y otros negativa y se atraen con fuerzas eléctricas de tipo electrostático, que es el enlace iónico. 00:06:46
Entonces, ¿qué tipos de compuestos iónicos conocemos? Pues las sales, por ejemplo, el cloruro de sodio, ¿vale? 00:06:58
La combinación de un cation, un metal, y un anión, un no metal. 00:07:06
Los hidróxidos, ya sabéis que es una combinación de un elemento con el anión OH negativo, que falta ir siendo menos. 00:07:09
y los óxidos metálicos, que son compuestos que resultan de la combinación de un metal con el oxígeno. 00:07:15
Pero ahora vamos a ver el resumen del enlace iónico. 00:07:24
¿Qué propiedades tienen estos compuestos? 00:07:29
A temperatura ambiente son sólidos y tienen puntos de fusión elevados. 00:07:33
¿Qué es esto? ¿Cuál es la fusión? 00:07:38
El punto de fusión es la temperatura a la cual un sólido pasa a líquido, hunde. Se dice que el sólido hunde. Entonces, la temperatura ambiente son sólidos y son puntos de fusión altos. 00:07:41
Altos. Fundidos o en disolución, ¿qué es una disolución? Es una mezcla, no son más sustancias, ¿vale? 00:07:56
En disolución, pues en estas condiciones, cuando están fundidos o en disolución, son conductores de la corriente eléctrica. 00:08:03
Y además, estos compuestos son solubles en disolventes polares, ¿vale? Esos son solubles en disolventes apolares. 00:08:11
polares. Ejemplo de disolvente polar, el agua. ¿Qué es un disolvente polar? Luego lo veremos. 00:08:19
Es un disolvente formado por moléculas que tienen electrones del enlace covalente desigualmente 00:08:26
compartidos, es decir, que en ese enlace covalente intervienen átomos que tienen más 00:08:32
amigued por los electrones que otros. Son más electronegativos. Entonces, luego lo 00:08:37
veremos, ¿vale? Esto, no me voy a parar mucho. Lo que quería decir, antes de ver esta simulación 00:08:44
del enlace iónico, aquí en esto que os voy a poner, el resumen del enlace iónico, vemos 00:08:50
que, bueno, lo tenéis aquí, este enlace se produce, es el resumen, lo podéis ver 00:08:57
mejor, cuando átomos de elementos metálicos, especialmente los que están situados a la 00:09:05
izquierda de la tabla periódica, los alcalinos, los alcalinos terrestres, se encuentran con 00:09:11
átomos no metálicos, los situados a la derecha. Por ejemplo, el flúor, el cloro. En este 00:09:16
caso, los átomos del metal, lo que hemos visto antes, ceden electrones a los átomos 00:09:22
del no metal. Entonces, uno se transforma en los que ceden, electrones se transforman 00:09:27
en iones positivos y los que los ganan en iones negativos. Entonces, como se forman 00:09:32
aniones de carga puesta se atraen por fuerzas eléctricas muy fuertes, quedando fuertemente 00:09:38
unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Por ejemplo, la sal común. Bueno, pues aquí 00:09:45
podéis repasar el enlace iónico, así como luego el covalente o el metálico. Y también 00:09:52
Es decir, ¿por qué lo que era un enlace químico es un enlace químico? 00:09:57
Las intensas fuerzas que mantienen unidos a los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos. 00:10:07
¿Por qué se unen estos átomos? Pues porque unidos están en una situación más estable que cuando estaban por separado. 00:10:15
Y como lo que tienen es tendencia a cumplir la regla del octeto, pues lo que quieren es llenar la última capa hasta tener los 8 electrones y con eso, pues unos los ceben y otros los ganan, ¿vale? 00:10:23
Entonces, tienden a adquirir la configuración estable de los gases nobles. Pues esto lo podéis, ya os digo, lo podéis repasaros, repasar aquí. 00:10:40
Ahora veremos los tres tipos de enlace y las sustancias que tienen esos tipos de enlace. 00:10:50
Vamos a ver, estamos aquí, este enlace sí funciona. 00:10:58
Vamos a ver una simulación del enlace ionico. 00:11:07
Fijaos, el sodio, el sodio tiene, vamos a ver, este es el núcleo, fijaos, este es el átomo 00:11:11
y luego están las capas con los electrones. 00:11:18
Entonces, en la primera capa, que es la que está más dentro, hay dos electrones. 00:11:21
Entonces, estarían en el orbital 1s, sería 1s2. 00:11:26
En los s solamente caben dos electrones. 00:11:30
A continuación tenemos la capa 2, que es esta. 00:11:34
Entonces, el sodio tendría en la capa 2, sabéis que están el 2s y el 2p. 00:11:38
En la 2S caben dos electrones 00:11:42
Y en las 2P, seis 00:11:45
Seis y dos, ocho 00:11:46
Véis que tenemos aquí ocho electrones 00:11:48
Uno, dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete, ocho 00:11:50
Luego esta capa está completa 00:11:53
Pero la 3, en la 3S 00:11:56
Pues solamente hay un electrón 00:11:59
Entonces tiene más tendencia a perderlo que a ganar electrones 00:12:01
Sin embargo, este es el sol, ¿vale? 00:12:06
El número atómico, pues son 2 y 8, 10, 11 00:12:09
El cloro tiene 2 electrones en la 1s, 8 electrones en la 2s2, 2p6, 8 electrones, está completa. 00:12:12
Y la siguiente, la 3, la capa 3, tiene 2s, perdón, 3s, 3p5, quiere decir que en la capa 3, en el nivel 3, tiene 7 electrones, no tiene 8. 00:12:23
Entonces, tiene más tendencia a ganar un electrón y esta, la última capa, tenerla con ocho electrones y cumplir la regla que hemos dicho de los ocho electrones del octeto. 00:12:38
Sin embargo, el sodio, esta capa, la 3S, si pierde este electrón, la anterior sería la última, entonces ya quedaría llena. 00:12:50
Luego tiene tendencia el sodio a perder este electrón y el átomo de cloro tiene tendencia a ganar el electrón y también adquirir la configuración estable de gas noble. 00:13:00
Entonces, en la última capa los dos ya se quedarían con 8 electrones. Vamos a ver esto. 00:13:11
Bueno, vemos que el sodio ha perdido un electrón y se ha convertido en un ión positivo, ¿vale?, 00:13:16
en un cation. 00:13:33
Y el cloro ha ganado un electrón, el átomo de cloro ha ganado un electrón y se ha convertido 00:13:34
en un ión negativo, un anión. 00:13:41
Entonces, ambos iones son de distinto signo y se atraen por fuerzas de tipo eléctrico, ¿vale?, electrostático. Eso consiste en enlace iónico. 00:13:42
Y así tenemos más simulaciones. Podemos ver alguna más. Es el óxido de magnesio. En ese caso, vemos que al magnesio, que ahora lo repetimos, al magnesio le sobran en la capa más externa, en la 3S, dos electrones, tiene más tendencia a cederlos. 00:13:54
Sin embargo, el átomo de oxígeno tenía seis en la última capa y para llenarla con ocho tiene más tendencia a coger esos dos electrones que le faltan. 00:14:17
Con lo cual, si uno pierde dos electrones y el otro los gana, se convierten en dos iones que se atraen también por parte del circuito eléctrico. 00:14:29
lo repetimos, mirad, y podéis ver vosotros, podemos ver aquí otro ejemplo, vemos que 00:14:38
el átomo de calcio pues tiene ahí las tres capas llenas, las tres primeras y en la cuarta 00:15:10
tenía dos electrones, que los cede uno a cada uno de los átomos de cloro, con lo cual 00:15:16
los dos átomos de cloro se convierten en dos iones, con una carga negativa cada uno 00:15:26
porque han ganado un electrón, y el átomo de calcio pierde dos electrones y se queda 00:15:33
cargado con dos cargas positivas por haber perdido dos electrones. Vamos a repetir esto. 00:15:39
Ya tenemos los dos iones que se atraen también formando el enlace iónico y luego cada uno 00:15:46
de ellos ha quedado con los ocho electrones en la última capa, que es a lo que tenían 00:16:05
tendencia para adquirir la configuración estable de gas noble. A ver, ¿dónde estábamos? 00:16:10
Bueno, estamos aquí, lo dejamos, que sí que lo podéis ver. Bueno, pues acordaos del 00:16:18
tipo de compuestos que se forman con el enlace iónico, pues pueden ser o bien los oxidos 00:16:24
metálicos, hemos visto, o las sales, hidróxidos, vale. Y eso, cuando están fundidos en disolución 00:16:29
son conductores de la corriente eléctrica y son sólidos a temperatura ambiente y con 00:16:37
puntos de fusión elevados. Y cuando están en este estado sólido no conducen la corriente 00:16:43
eléctrica, pero sí cuando están en disolución. Bueno, seguimos. Vamos a ver ahora el enlace 00:16:50
covalente. Es muy abundante y importante dentro de los enlaces químicos. Entonces, el enlace 00:16:59
covalente se forma porque hay compartición de un par o más pares de electrones entre 00:17:06
dos átomos. Entonces, vamos a ver que este enlace puede ser sencillo. Si se comparte 00:17:13
un par de electrones, cada átomo aporta un electrón al enlace y son compartidos estos 00:17:20
dos electrones por los dos átomos. Ejemplo, por la molécula de hidrógeno HH, molécula 00:17:27
de H2, cada átomo de hidrógeno tiene un electrón y lo aportan al enlace, este es 00:17:33
el enlace sencillo, cada átomo aporta un electrón al enlace, cada rayita que está 00:17:41
aquí, la que estoy señalando, significa que aquí hay dos electrones y cada átomo 00:17:46
comparte los dos electrones. 00:17:53
Ojo, sería el orbital 1s2 el que tendría lleno los dos, porque están compartiendo los dos electrones, no 1s2. 00:17:57
El enlace doble, si comparten dos pares de electrones, entonces se forma un enlace doble. 00:18:07
Dos pares, cada par es un enlace sencillo, pues hay dos enlaces sencillos, un enlace doble. 00:18:13
Por ejemplo, la molécula de oxígeno. 00:18:20
Y si se comparten tres pares de electrones, es el ejemplo de la molécula de nitrógeno, sería tres enlaces sencillos, un enlace triple. 00:18:22
Aquí, si veis que tenéis aquí un enlace que pone enlace covalente, pues es que no funciona. 00:18:35
El año pasado sí funcionaba y yo, pues sí, la verdad que lo tengo aquí. 00:18:41
A ver, lo tengo aquí. 00:18:45
Bueno, un resumen del enlace covalente. ¿Cuándo, entre qué elementos se dan los, bueno, los enlaces covalentes son fuerzas que mantienen unidos entre sí a los átomos no metálicos? Se da entre elementos no metálicos. ¿Quiénes serán los no metálicos? Los situados a la derecha en la tabla periódica, ¿vale? Por ejemplo, el carbono, el oxígeno, el flúor, el cloro. 00:18:52
Entonces, estos átomos tienen en la última capa bastantes electrones. 00:19:15
Entonces, por ejemplo, el cloro tiene siete. 00:19:21
Tiene tendencia a ganar el electrón que le falta o los dos electrones o tres que le faltan, 00:19:24
porque estos átomos, ya os digo, no metálicos, tienen bastantes electrones en la capa. 00:19:29
Tienen tendencia a cogerlos, ¿vale? Más que a cederlos. 00:19:35
¿Para qué? Para adquirir la configuración estable de gas noble. 00:19:39
Entonces, estos átomos metálicos no pueden ceder electrones, sino que los ganan. 00:19:44
Lo que hacen, en este caso, no es que los ganen, es que los comparten. 00:19:50
En este caso, el enlace se forma al compartir los electrones, como hemos visto antes. 00:19:54
Un par de electrones en un enlace sencillo entre dos átomos, ¿vale? 00:20:00
Uno procedente de cada uno, ¿vale? 00:20:05
también lo que he dicho 00:20:08
que puede haber un enlace sencillo 00:20:13
o doble o triple según se compartan 00:20:14
un par, dos pares o tres pares 00:20:16
de electrones 00:20:19
como os he dicho que el par de electrones compartido 00:20:19
es común a los dos átomos y los mantiene 00:20:22
unido y así 00:20:25
adquieren la configuración estable de gas 00:20:26
seguimos 00:20:29
vamos a ver 00:20:37
qué es la polaridad de los enlaces 00:20:39
vemos por ejemplo 00:20:42
en la pantalla 00:20:44
a la derecha 00:20:46
tenemos, estamos con el enlace covalente 00:20:47
tenemos esta molécula 00:20:50
esta bolita 00:20:53
que tenemos en rojo 00:20:55
es el oxígeno 00:20:56
y estas dos blancas son 00:20:58
una de ellas es un átomo de hidrógeno 00:20:59
esta es la molécula de agua 00:21:02
entonces 00:21:03
Vamos a ver qué le pasa a esta molécula. Los enlaces covalentes pueden ser polares y no polares. 00:21:05
Un enlace covalente polar, perdón, vamos a empezar por el no polar, está aquí el no polar. 00:21:16
Los enlaces covalentes no polares, en ellos los electrones del enlace están igualmente compartidos. 00:21:22
Hablábamos que en el enlace covalente se comparten electrones. 00:21:28
Entonces, si los átomos que están unidos son idénticos, cada uno de ellos tiene la misma habilidad por esos electrones, como los comparten por igual, no le toca a uno más que a otro, los comparten por igual. Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, la de oxígeno, ¿me estáis oyendo? 00:21:32
Se me oye bien. No sé si voy muy deprisa o eso me lo decís. Esto es un resumen, un repaso. ¿Cómo lo lleváis? 00:21:53
Bueno, hemos dicho que en el enlace covalente inocular, que estos electrones del enlace se comparten por igual. 00:22:06
Hemos visto que aquí esta molécula de agua, el oxígeno, comparte electrones con el, está formada por enlaces sencillos, oxígeno, hidrógeno, 00:22:19
y comparten, ya vemos que el hidrógeno tiene un electrón, lo comparte con el oxígeno 00:22:34
y el oxígeno aporta el enlace a otro electrón, se forman un enlace sencillo, 00:22:40
en este caso que estoy señalando, un átomo de oxígeno con un átomo de hidrógeno, 00:22:45
un enlace sencillo, en este caso se comparten, pero vamos a ver luego qué ocurre, 00:22:49
quién de los dos tiene más habilidad o tira más de ese par de electrones. 00:22:56
¿Vale? Bueno, pues los electrones, hemos dicho que en el enlace covalente no polar, los electrones son igualmente compartidos, si es no polar, porque son los átomos iguales. 00:23:01
Por ejemplo, la molécula de hidrógeno, la molécula de oxígeno. Pero cuando el enlace es polar, covalente polar, los electrones del enlace están desigualmente compartidos. 00:23:14
Por ejemplo, aquí lo que estaba diciendo del agua, el oxígeno, hay dos enlaces sencillos, pero el oxígeno resulta que es más electronegativo, tiene más tendencia a tirar hacia sí el par de electrones, ¿vale? Y digamos, por eso se le llama molécula polar, digamos que se queda con una cierta carga parcial positiva, no se coge para sí el par de electrones, sino que tira de ellos con más fuerza, ¿vale? 00:23:25
Se quedaría con una cierta carga parcial negativa el oxígeno y el hidrógeno con una cierta carga parcial positiva. 00:23:55
Y lo mismo en este otro enlace. 00:24:02
Luego, es un enlace covalente polar. 00:24:04
Los electrones del enlace están desigualmente compartidos. 00:24:07
El átomo más electronegativo, como es aquí, en esta molécula de agua, se queda con una pequeña carga negativa 00:24:11
y el átomo menos electronegativo con una carga parcial positiva. 00:24:17
Los átomos son diferentes, hemos visto H2O, oxígeno hidrógeno y ejemplos de este tipo de enlaces son, por ejemplo, el cloruro de hidrógeno. 00:24:22
Dentro del cloruro de hidrógeno, pues el cloro, esta es una molécula polar, el cloro tiene más electronegatividad que el hidrógeno, tira más de sí hacia él los electrones, ¿vale? 00:24:35
Y lo mismo pasa con el agua, que acabamos de ver, y con el amoníaco. 00:24:47
Son ejemplos, ¿vale? 00:24:52
Vamos a pasar. 00:24:56
Y entonces, como yo estaba hablando de la electronegatividad, vamos a repasar. 00:24:58
¿Por qué el oxígeno es capaz de atraer hacia él más hacia sí los electrones? 00:25:04
Porque es más electronegativo. 00:25:10
La electronegatividad es la tendencia que tiene un átomo de un elemento enlazado con otro átomo de atraer hacia él los electrones del enlace. O sea, tiene más tendencia. 00:25:12
Veis la molécula de agua que os decía antes. Vemos aquí el H2O. Vemos que el oxígeno se queda con una carga parcial negativa porque tira más así de los electrones del enlace y el hidrógeno con una carga parcial positiva. 00:25:24
Esto es la polaridad de la molécula del agua. Es una molécula polar. 00:25:41
Viendo la tabla de electronegatividades, vemos que el flúor tiene más electronegatividad, por ejemplo, que el litio, que está a la izquierda. 00:25:47
¿Cómo aumenta la electronegatividad? Pues la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha, lo vemos, y de abajo a arriba. 00:25:58
porque la estatua es 2 con 2 y el tubo es 4 00:26:07
este ejercicio lo podéis hacer 00:26:10
que luego vosotros en casa que es fácil 00:26:15
y el enlace metálico 00:26:18
veis aquí hay otro enlace 00:26:23
en el enlace metálico 00:26:24
perdón, otro sí, otro 00:26:25
tampoco funciona pero tenemos aquí 00:26:27
ahora lo vemos 00:26:30
el resumen del enlace metálico 00:26:31
este que tenemos aquí 00:26:34
Vale, lo repondré. ¿Qué pasa con los metales? Bueno, pues los metales, para explicar las propiedades características de los metales, su alta conductividad eléctrica y térmica, 00:26:35
que son conductores de calor y de electricidad. 00:26:56
El cobre, por ejemplo, es un metal y se conduce a la corriente eléctrica, 00:27:00
se utiliza mucho. 00:27:06
Son útiles y maleables, útiles se pueden estirar en hilos muy finos 00:27:07
y maleables se pueden trabajar y hacer láminas también muy finas. 00:27:12
Por ejemplo, el papel albal, maleabilidad, útilidad, el hilo de cobre fino. 00:27:16
Pues, para explicar estas propiedades de los metales, se ha elaborado un modelo de enlace metálico conocido como modelo de la nube o de mar de electrones. 00:27:24
Entonces, ¿qué les ocurre a los átomos de los metales? 00:27:34
Que tienen pocos electrones en su última capa, un poquito, uno, dos o tres. 00:27:37
Entonces, estos pierden con facilidad esos electrones de valencia y se convierten, al perder esos electrones de valencia, se convierten en iones positivos. 00:27:43
Por ejemplo, el sodio, los tenemos aquí. Y estos iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando una red metálica. Y esos electrones que han perdido, lo que he dicho, cada átomo se pierde esos electrones de valencia, que fácilmente se desprende de ellos, se convierten en iones positivos. 00:27:52
Y los electrones, esos de cada uno de esos átomos desprendidos, forman una nube de electrones y se desplazan por toda la red. 00:28:15
Los átomos se colocan muy bien colocaditos en los nudos de las redes cristalinas y los electrones desprendidos forman una nube de electrones y se desplazan. 00:28:24
O sea, digamos que esos electrones son compartidos por todos los átomos. 00:28:36
De este modo, el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante una nube de electrones con carga negativa que los envuelve. 00:28:42
Bueno, pues esta es la explicación del enlace metálico, que es lo mismo que tenéis aquí. 00:28:51
Los electrones de valencia se encuentran poco atraídos por los núcleos de los metales, se escapan y se reparten por todo el metal formando una nube electrónica. 00:28:58
Entonces, en eso consiste el enlace metálico, la atracción entre los núcleos y la nube electrónica es la fuerza que mantiene unidos los átomos del metal. 00:29:06
Bueno, entonces habíamos visto antes que teníamos enlaces primarios, que eran el enlace covalente metálico-iónico, 00:29:20
Y luego había otros enlaces secundarios, aquí en esta unidad es bien resumido. Estos enlaces secundarios, que son enlaces que se dan, son intermoleculares entre moléculas, unen átomos de moléculas distintas, pues son importantes. 00:29:35
Y uno de ellos es el enlace, por ejemplo, por puentes de hidrógeno. ¿Qué significa por puente de hidrógeno? Porque el hidrógeno ahí entra a formar parte. ¿Entre quién tiene lugar este tipo de enlace por puente de hidrógeno? 00:29:52
tiene lugar en moléculas que tienen átomos de hidrógeno 00:30:07
y que se unen a átomos que son muy electronegativos. 00:30:12
O sea, ahí interviene el hidrógeno de alguna molécula con el flúor de otra. 00:30:17
El flúor, oxígeno, nitrógeno, que son más electronegativos. 00:30:23
Entonces, este enlace provoca que muchas moléculas se unan entre sí. 00:30:28
Vamos a ver un ejemplo. 00:30:34
El enlace por fuente de hidrógeno es más fuerte que el enlace que las fuerzas de Van der Waals. 00:30:35
Vemos distintas moléculas, tenemos aquí moléculas de agua. 00:30:47
Entonces, estas moléculas de agua, ¿cómo se unen? 00:30:50
Pues vemos aquí, hemos dicho que la bolita roja es el oxígeno y las blancas son el hidrógeno. 00:30:53
Cada una de estas son una molécula de agua. 00:31:02
Entonces, ¿cómo se une una molécula con otra? Pues vemos que este átomo de oxígeno de esta molécula que tiene una carga parcial negativa se une, vemos estos puntitos, con esta otra molécula, pero con el hidrógeno de esta molécula que tiene una carga parcial positiva. 00:31:04
Tenemos positivo y negativo. Lo mismo pasa con lo que estoy señalando aquí. Esta molécula de agua, tenemos aquí el hidrógeno de esta molécula, que está en color blanco, que tiene una cierta carga parcial positiva porque es menos electronegativo, se une a esta molécula de agua, a este átomo de oxígeno de esta molécula de agua, que está cargado con cierta carga parcial negativa. 00:31:21
Este es un enlace por puente de hidrógeno y este es otro y así con todas. Entonces, este enlace, el de puente de hidrógeno, es más fuerte que las puertas de Van der Waals y hace que el agua sea líquida entre 0 y 100 grados, 00:31:51
es decir, en un margen bastante amplio, y no sea gas, porque estos enlaces son más fuertes que las fuerzas de Van der Waals. 00:32:11
Está aquí, pero bueno, se ve menos. Este enlace provoca que estas moléculas se ven. 00:32:26
Luego hemos dicho que el enlace por puente de hidrógeno es intermolecular y el enlace covalente ocurre entre átomos dentro de una misma molécula, es intramolecular. 00:32:32
Es el enlace entre los átomos de una molécula. 00:32:47
Y las consecuencias de este enlace por fuente de hidrógeno que he dicho son que nos encontramos con puntos de fusión y puntos de ebullición. El punto de ebullición es la temperatura a la cual un líquido pasa gas, más altos de lo esperado. Por eso el agua, esas son las propiedades que tiene el agua. 00:32:50
El agua es líquida a temperatura ambiente y, sin embargo, el H2S es un gas que sería de esperar que el agua fuera a temperatura ambiente también, pero debido a esas fuerzas, pues, es líquido, ¿vale?, a esas fuerzas. 00:33:13
El enlace por puente de hidrógeno, que como he dicho, se da entre átomos de hidrógeno unidos a átomos más electronegativos, bastante como el flujo, el oxígeno, el nitrógeno. 00:33:29
Y las fuerzas de Van der Waals, aquí está muy resumido, digamos que son fuerzas que se dan, son fuerzas eléctricas entre moléculas, son fuerzas intermoleculares, al igual que el puente de hidrógeno, pero más débiles. 00:33:43
Bueno, entonces, las fuerzas de Van der Waals son fuerzas que tienen lugar entre cargas eléctricas también, entre moléculas. 00:34:02
Entonces, estas fuerzas, bueno, ya os digo que esto está bastante resumido, pero ¿qué ocurre? 00:34:12
Bueno, vemos aquí estas moléculas que tienen distinta carga. 00:34:18
Bueno, pues estas moléculas, vemos, se unen por estas fuerzas que son más débiles. 00:34:23
vemos lado positivo con lado negativo, vemos, bueno, puede ocurrir que una molécula sea neutra, 00:34:31
como tenemos aquí, una molécula es neutra cuando no está cargada, ¿no? 00:34:40
Entonces, y de repente, los electrones se distribuyen de forma desigual y originan un dipolo eléctrico. 00:34:45
Un dipolo eléctrico sería esto, es una molécula que está por una parte cargada positivamente y por otra negativamente, 00:34:53
Con una carga parcial, ¿vale? Y entonces ya estos dipolos se atraen entre sí, por estas fuerzas eléctricas. 00:35:00
¿Qué significa el más y qué significa el menos? Densidad de carga positiva, cargado positivamente, y el menos, densidad de carga negativa, ¿vale? 00:35:13
¿Qué ocurre si estas fuerzas entre estos… luego hemos dicho que estas fuerzas de Van der Waals pueden ocurrir entre dipolos, dipolo-dipolo, a veces, instantáneamente, una molécula que es neutra, pues, por eso que he dicho, por la distribución desigual de las cargas, se origina un dipolo eléctrico y este induce otro dipolo, ¿vale? 00:35:23
Entonces, estas fuerzas de Van der Waals se originan entre dipolos, se atraen entre sí. 00:35:50
Si las fuerzas son pequeñas en las moléculas, las sustancias estarán en estado gaseoso porque hay poca atracción 00:36:01
y si estas fuerzas son más intensas, pues tendremos líquidos o tendremos sólidos. 00:36:10
Vamos a ver los estados de la materia 00:36:15
Antes de nada teníamos aquí un resumen 00:36:23
Vamos a ver si estáis ahí o cómo andáis 00:36:25
¿Cómo estáis? 00:36:29
Estamos, estamos aquí 00:36:32
¿Os estáis enterando? 00:36:33
Sí 00:36:37
¿No tenéis ninguna duda? 00:36:37
Vamos a ver 00:36:39
La verdad que tampoco es mi... 00:36:41
Vamos a repasar 00:36:46
Antes de empezar con esto 00:36:47
A ver dónde lo tengo yo. Aquí tenía un resumen. Vamos a ver los tres tipos de enlace. Esto es lo que os he dicho que os voy a poner en un word. Los tres tipos de enlace están en enlace iónico, covalente y en metálico. 00:36:49
Entonces, ¿dónde se da el enlace iónico? Pues en sólidos iónicos. En aquellos sólidos donde hay enlace iónico se les llama sólidos iónicos. Por ejemplo, la sal común, el cloruro de sodio. 00:37:06
Y luego, cuando hablamos del enlace covalente, pues podemos hablar que el enlace covalente se da en sustancias moleculares que están formadas por moléculas, es el caso del agua, hemos dicho que es una molécula polar, hemos hablado de los puentes de hidrógeno. 00:37:20
O, por ejemplo, la molécula del gas nitrógeno, N2. 00:37:40
Y luego también hay, con enlace covalente, otras sustancias que son sólidos. 00:37:46
Cuando hemos hablado del agua, es un líquido, y del gas nitrógeno es un gas. 00:37:53
Pero hay sólidos de red covalente, es el caso del diamante. 00:37:57
Entonces, en el diamante no hay moléculas discretas, sino que hay una red tridimensional. Están los átomos de carbono unidos entre sí, por enlaces covalentes. 00:38:01
Entonces, el caso del diamante es muy típico, el cuarzo. Y luego están los sólidos metálicos, los metales también, los sólidos metálicos, en ellos el tipo de enlace es el metálico, que hemos hablado también de él. 00:38:20
Por eso, este cuadro también le podría ir a pasar. 00:38:39
Pero esto mismo lo vamos a ver ahora, a continuación, en este apartado, estados de la materia. 00:38:43
La materia está formada por bien o bien moléculas independientes, o bien estructuras gigantes. 00:38:50
Estas moléculas independientes pueden ser gases, líquidos o sólidos. 00:38:59
Vale, pues los gases, dentro de los gases tenemos el hidrógeno, H2, el oxígeno, O2, cloro, helio, argon, luego los líquidos, ejemplo del líquido, moléculas de agua, 00:39:06
agua, hemos dicho que se unen entre sí por fuentes de hidrógeno, el etanol, la cetona, el bromo, 00:39:24
y luego también puede estar en estado sólido, por ejemplo, sólidos moleculares, 00:39:32
que también están formadas por moléculas, estos sólidos, como el caso del yodo, 00:39:38
lo hemos visto, moléculas independientes, gases, líquidos sólidos. 00:39:44
Y luego también puede haber estructuras gigantes, como son los sólidos iónicos, 00:39:48
iónicos, que los sólidos iónicos, hemos dicho que es el enlace iónico lo que espera. 00:39:51
Entonces, ejemplos de sólidos iónicos que también se reúnen en redes, bien colocados, 00:40:00
están el cloro de sodio o sal común, etc. También están los sólidos covalentes, como 00:40:07
el carbono diamante, el carbono grafito, y luego están los sólidos metálicos, lo que 00:40:13
Hemos visto el cobre, el hierro, las aleaciones. Luego veréis qué es una aleación. Una aleación, aquí os viene la definición, es una unión de dos o más metales o uno de los cuales puede ser no metal, a veces con proporciones de no metal. 00:40:19
Vale, pues a temperatura ambiente los compuestos químicos pueden ser a temperatura ambiente o bien gases o líquidos o sólidos. 00:40:38
Repaso, los gases, ¿por qué están formados? Los gases están formados por átomos de los cuales se unen mediante enlaces covalentes, o sea, las moléculas, perdón, repito, los gases están formados por moléculas, por moléculas. 00:40:48
Esas moléculas, los átomos que forman esas moléculas, se unen mediante enlaces covalentes, que son enlaces primarios, fuertes. 00:41:07
Y las uniones entre las moléculas son uniones intermoleculares o enlaces secundarios, que es lo que hemos visto, que son más débiles, fuerzas de Van der Waals. 00:41:16
Esos son los gases. Luego los líquidos están formados por moléculas también y los átomos que forman estas moléculas se unen por enlaces fuertes. 00:41:26
Dentro de la molécula, los enlaces entre átomos se unen por enlaces covalentes y las uniones intermoleculares son menos débiles que los gases, también esas fuerzas que mantienen unidas a las moléculas. 00:41:39
en los líquidos son menos débiles, o sea, más fuertes que en los gases. 00:41:56
Y luego están los sólidos. En los sólidos, las partículas que los forman pueden ser, 00:42:05
según las partículas que los forman, estos sólidos pueden ser o bien sólidos formados por moléculas, 00:42:10
o bien sólidos covalentes formados por átomos unidos por enlaces covalentes, 00:42:18
o bien esos sólidos pueden ser iónicos, formados por iones, unidos por enlace iónico, o bien sólidos metálicos. 00:42:24
Esto es, vamos, repetición de lo que hemos visto antes, ¿vale? 00:42:33
Luego los sólidos pueden ser moleculares, formados por moléculas, covalentes, formados por átomos, unidos por enlaces covalentes, 00:42:39
o sea, formados por átomos neutros, unidos por enlaces covalentes. 00:42:48
Los sólidos iónicos están formados por iones, unidos por el ácido iónico. 00:42:52
Y los sólidos metálicos están formados, aunque aquí pone por átomos, hemos dicho que los metales tienen tendencia a que están poco unidos a esos electrones de valencia, que son pocos, 00:42:57
tienen tendencia a perderlos y esos electrones andan por toda la red, ¿vale? Son compartidos por todos. 00:43:09
Luego, esos metales están formados por cationes unidos por el ácido metálico, porque esos átomos que han perdido esos electrones se convierten en cationes, ¿vale? 00:43:15
Entonces, podemos ver que cuando el sólido se transforma en líquido, varía de forma, pero ocupa aproximadamente el mismo volumen, ¿vale? 00:43:31
tanto los sólidos, los sólidos son incompresibles y los líquidos son muy pocos, tampoco se les puede comprimir apenas. 00:43:44
En cambio, o sea, no cambia el volumen cuando pasamos de sólido a líquido. 00:43:53
Sin embargo, cuando un líquido se transforma en gas, necesita más espacio, entonces ocupa mucho más volumen. 00:43:58
Y, por último, decir aquí que los enlaces intramoleculares, o sea, dentro de una misma molécula, están relacionados con las propiedades químicas. 00:44:06
Sin embargo, los enlaces intermoleculares están relacionados con las propiedades físicas. 00:44:19
Bueno, tenéis ahí la presentación. Estoy viéndolo por aquí, pero… 00:44:27
Ahora vamos a hablar de los gases. 00:44:32
Antes de abordar los gases, yo os dije el otro día que os iba a repasar, no sé dónde lo tengo, esta unidad, pues la voy a poner en el aula virtual. 00:44:36
a ver, no es para, no entra en el examen, simplemente es porque voy a ir repasando algunas cosas de, 00:44:50
algunas, algo de, de las actividades físicas y su medida, vamos a ir viéndolo poco a poco porque 00:44:59
lo que es en el temario no os viene como tal, pero, pero sí hay que repasarlo, ¿vale? 00:45:05
Entonces, os voy a decir una cosilla hoy, cada día os voy a ir diciendo, vamos a ir repasando algo de esta unidad. 00:45:14
¿Qué es la metrología? Pues la metrología es la ciencia que tiene por objeto el estudio de las propiedades que se pueden medir, 00:45:21
de las escalas de medida, de los sistemas de unidades, los métodos y técnicas de medición. 00:45:28
Entonces, vamos a ver las magnitudes físicas. 00:45:35
La física y la química son ciencias que se pueden observar y se pueden experimentar. 00:45:39
¿Vale? ¿Qué es una magnitud? Pues las magnitudes son propiedades que observamos y experimentamos y que se pueden medir. Bueno, pues las magnitudes físicas se clasifican en fundamentales y derivadas. ¿Qué significa fundamentales? Pues que estas, para hallarlas, no dependen de otras, son independientes, no dependen de otras. 00:45:45
Hemos dicho magnitudes físicas, fundamentales y derivadas. 00:46:11
Estas que no dependen de otras, por ejemplo, el tiempo, la masa, la temperatura. 00:46:15
Sin embargo, las derivadas dependen de dos o más magnitudes fundamentales. 00:46:20
Por ejemplo, la densidad. ¿Qué significa? 00:46:26
Sabemos que la densidad es igual a la masa dividida entre el volumen. 00:46:28
La masa de un cuerpo dividida entre el volumen que ocupa. 00:46:32
Luego ya depende de otras magnitudes. 00:46:35
Estas son las derivadas. 00:46:38
Vamos a ver el sistema internacional de unidades, que son magnitudes fundamentales y sus unidades. Vamos a repasar. Una unidad de medida, que es, bueno, pues para medir una magnitud se utiliza un patrón que comúnmente se acepta, se llama unidad. Esto es la unidad, ¿vale? 00:46:41
Bueno, pues sabemos todos que para un mejor entendimiento entre los países, pues se adapta a la escala internacional, tenemos el sistema internacional de unidades, ¿vale? 00:47:02
Permite el entendimiento entre países e idiomas. Este sistema internacional consta de siete unidades básicas y otras derivadas, las suplementarias. 00:47:17
Bueno, pues diremos que el sistema internacional de unidades, la magnitud, las siete unidades básicas del sistema internacional son la masa, el kilogramo. 00:47:27
La unidad básica del sistema internacional es el kilogramo. Esto que lo repaséis. 00:47:42
El símbolo, kilogramos. La longitud, el metro. Tiempo, segundo. Intensidad de corriente eléctrica, el amperio. La temperatura termodinámica, el Kelvin. Intensidad luminosa, la candela. Y la cantidad de sustancia, el mol. 00:47:48
Estas son las unidades básicas y luego hay otras, por ejemplo, para calcular el área, tendremos el área, la longitud al cuadrado, metro cuadrado. 00:48:06
La unidad hemos dicho de longitud, el metro, el área, metro al cuadrado, el volumen, metro cúbico, la velocidad, espacio partido por tiempo, espacio en metro, tiempo al segundo, metro partido por segundo. 00:48:21
Repasando esto, ¿vale? La aceleración, pues metro partido por segundo al cuadrado. 00:48:35
Bueno, la fuerza, la fuerza que es igual a la ley de Newton, fuerza igual a masa por aceleración, pues la masa al kilogramo, la aceleración metro partido por segundo al cuadrado, pues un Newton, es la unidad de fuerza en el sistema internacional de Newton, pues es igual a masa por aceleración, pues kilogramo. 00:48:43
que es la masa y la aceleración, por metro partido por segundo al cuadrado. 00:49:05
Y así iremos repasándolas, como vamos a ir viendo, 00:49:10
pues iremos cogiendo esta unidad y lo vamos repasando, ¿vale? 00:49:13
Bueno, pues es lo que os decía de esta unidad. 00:49:17
Yo la voy a poner en la aula virtual, pero no, tenéis que hacerlo en la memoria, 00:49:20
pero sí es verdad que vamos a ir repasando también las unidades del sistema, 00:49:23
algunas del sistema CGSIMA, a ver, seguíamos con la unidad, 00:49:27
Estamos con esta unidad. Bueno, pues ya repasando, tenemos aquí, vamos a hablar de los gases. Entonces, los estados de agregación de la materia, hemos visto, la materia se presenta en tres fases diferentes, sólido, líquido y gas. 00:49:35
Y todo depende de las condiciones de la presión y temperatura que tengamos. Por ejemplo, el agua. El agua a la presión atmosférica normal, una atmósfera, si la temperatura es menor de 0 grados está en fase sólida, hielo, la temperatura de fusión es 0 grados, en el intervalo de 0 a 100 está en fase líquida. 00:49:54
y si la temperatura es más o menos más, ya está en fase gaseosa. 00:50:21
¿Cuáles son las características de estas tres fases? 00:50:30
Vamos a repasar varias veces. 00:50:34
Si está en fase sólida, sabemos que los sólidos tienen volumen y forma definidos. 00:50:36
Por ejemplo, el agua que es líquida, tú la echas en una botella 00:50:44
de una botella, una botella se ve muy bien por la mitad y ves que el líquido se adapta 00:50:49
a la forma del recipiente que lo contienes. Sin embargo, los sólidos tienen tanto volumen 00:50:57
como forma propia. Las partículas de sólido están unidas por fuerzas fuertes y ocupan 00:51:02
posiciones fijas y muy cercanas entre sí. Estos son los sólidos. Si quieres deformar 00:51:09
un sólido tienes que aplicar una fuerza fuerte. Sin embargo, los líquidos tienen el volumen 00:51:15
definido porque no son compresibles apenas, pero la forma no es definida. Lo que he dicho 00:51:21
es que se adaptan al recipiente a la forma del recipiente que los contiene y las moléculas 00:51:26
de líquido, las fuerzas que las mantienen, las fuerzas de los líquidos de cohesión 00:51:32
no son tan fuertes como los sólidos. Y sí es verdad que esas partículas se mueven libremente, 00:51:37
Las moléculas, pero están más cercanas entre sí, están muy cercanas. 00:51:44
Los líquidos son fluidos, fluyen. 00:51:50
Y los gases no tienen ni forma ni volumen definidos. 00:51:53
Cualquier gas cuando se expansiona tiene que ocupar todo el volumen que puede del recipiente que lo contiene. 00:51:58
Y las moléculas de gas se unen también por fuerzas más débiles que los líquidos. 00:52:05
Los líquidos más débiles que los sólidos y los gases muy débiles. Estas moléculas se mueven libremente y están muy separadas. Si una habitación es grande y abres una botella que contenga un gas, pues el gas expande y tiende a ocupar todo el volumen de toda la habitación o recipiente que lo contiene. 00:52:10
Bueno, ahora vamos a repasar algunas propiedades 00:52:30
Vamos a ver qué diferencia hay entre una propiedad extensiva y una propiedad intensiva 00:52:37
¿Qué significa que una propiedad sea extensiva? 00:52:43
Pues una propiedad es extensiva, por ejemplo la masa 00:52:49
Cuando la masa del cuerpo depende del tamaño de la muestra 00:52:53
O sea, tienes más masa, por ejemplo, la masa, tienes más volumen o superficie, ¿vale? Sin embargo, una propiedad intensiva no depende del tamaño de la muestra, acordaos, extensiva sí depende del tamaño, intensiva no depende del tamaño. 00:52:57
Y estas propiedades intensivas sirven para identificar una sustancia, por ejemplo, la densidad. Si tienes una sustancia, la identificas con la densidad, pero es una propiedad intensiva. 00:53:14
Y aquí tienes, cuando vas a calcular la densidad, luego lo veremos, pues da igual que utilices un recipiente más grande o más pequeño, pero la densidad se mantiene constante. 00:53:28
Entonces, ¿cómo podemos indicar una cantidad y una unidad determinada? 00:53:40
Si nosotros tenemos la masa del cuerpo, un cuerpo tiene una masa, será muy pequeño, de 2,35 gramos. 00:53:49
Quiere decir que va precedido de un número y a continuación la unidad. 00:53:58
Una cantidad, el número indica la cantidad y a continuación la unidad. 00:54:03
Las propiedades que se miden se indican con una cantidad formada por un número y una unidad. 00:54:08
Lo que tenéis aquí, 2,35 gramos, 8,34 miligramos. 00:54:14
Vamos a ver los múltiplos y submúltiplos, algunos ejemplos de múltiplos y submúltiplos, 00:54:21
cómo se llaman. 00:54:27
Si nosotros tenemos el múltiplo kilo, kilogramo, por ejemplo, 00:54:30
si no me haces el gramo, kilogramo, pues es 10 a la 3, el orden de 10 a la 3, 00:54:35
Mega, 10 a la 6 00:54:40
Giga, 10 a la 9 00:54:42
Y luego los submúltiplos son más pequeños 00:54:45
Y DETI dividido entre 10 00:54:49
10 a la menos 1 00:54:51
El CENTI, 10 a la menos 2 00:54:52
MI, 10 a la menos 3 00:54:55
MICRO, 10 a la menos 6 00:54:57
NANO, 10 a la menos 9 00:54:59
O PICO, 10 a la menos 2 00:55:01
A ver que tenía yo por aquí el resumen 00:55:02
Si vosotros estudiáis por aquí 00:55:05
Todo lo que hemos dicho 00:55:07
Lo podéis ver aquí 00:55:09
A ver, ¿dónde está? Aquí, en la materia de sus propiedades. Hemos dicho las propiedades, lo que estamos viendo. Quiero decir, podéis estudiar o bien por la unidad o bien por aquí, por él. 00:55:10
Os podéis echar un vistazo a la segunda presentación de la segunda sesión. 00:55:32
Tenemos las propiedades extensivas e intensivas, que lo hemos visto, es exactamente igual. 00:55:42
Los múltiplos y submúltiplos, aquí está más ampliado, por ejemplo, 00:55:48
en los submúltiplos tenemos ATO 10 a la menos 18, GENTO 10 a la menos 15, PICO 10 a la menos 12, 00:55:52
Nano, 10 a la menos 9, nanómetro se utiliza mucho, micro, 10 a la menos 6, ¿vale? 00:56:02
Mil centímetros, ya sabéis, la unidad, y luego tenemos los múltiplos, por ejemplo, hexa, 10 a la 18, tenemos aquí los símbolos también, 00:56:09
beta, 10 a la 15, tera, 10 a la 12, giga, 10 a la 9, mega, 10 a la 6, kilo, hectare, ¿vale? 00:56:21
Bueno, pues lo que vamos a ver a continuación y todo lo que hemos visto pues está aquí en esta presentación. Creo que es lo mismo que hemos visto. Las características de los sólidos, líquidos y gases, ¿vale? Los enlaces, los puntos de hidrógeno, covalentes, las estructuras gigantes, ¿lo veis, no? 00:56:30
pues seguimos 00:57:00
hoy no sé por qué he empezado 00:57:03
a explicarlo por aquí 00:57:05
por la que está muy bien, por la unidad 00:57:07
fijaos, aquí tenemos 00:57:09
los múltiplos y submúltiplos 00:57:11
y luego en la unidad 00:57:13
os he dicho que vamos a ver 00:57:15
esta unidad y la 5 00:57:17
digamos se complementan 00:57:19
una con la otra 00:57:22
pero se repasan 00:57:23
o sea, vosotros vais a consolidar 00:57:26
esta unidad luego con la quinta 00:57:28
Lo vamos a ver en las dos muy bien. 00:57:31
Vamos a ver un concepto de lo que es la densidad. 00:57:34
La densidad es muy importante, es una de las propiedades más útiles para identificar un compuesto. 00:57:39
¿Cómo se define la densidad? 00:57:46
La densidad es el cociente entre la masa de un cuerpo, N, y el volumen que ocupa. 00:57:48
¿Qué unidades tiene? 00:57:55
Pues hemos visto en el sistema internacional la masa, kilogramo, y el volumen, el metro cúbico, pues en la unidad, el kilogramo, metro cúbico, en el sistema internacional de medidas. 00:57:56
Pero también es muy útil el gramo por centímetro cúbico, o gramo por mililitro. 00:58:09
Tenéis que saber que el centímetro cúbico, un centímetro cúbico equivale a un mililitro. 00:58:17
A ver si os acordáis. 00:58:22
Y un decímetro cúbico equivale a un litro. 00:58:23
¿Vale? Bueno, irá saliendo después. Vamos a ver, eso es la densidad absoluta. La densidad absoluta tiene unidades, pero la densidad relativa es cuando se mide la densidad de un cuerpo con relación a otro que se toma como referencia. 00:58:26
Entonces, se define la densidad relativa como el cociente entre la densidad del cuerpo y la densidad del que se toma como referencia y la densidad del agua, por ejemplo, a 4 grados. ¿Vale? 00:58:43
esta densidad del agua a 4 grados sabemos que vale 1,00 gramos por centímetro cúbico. 00:58:54
Entonces, la densidad relativa sería igual a la densidad absoluta entre la densidad de la que se toma como referencia. 00:59:03
Pues está, que os vaya sonando, ¿no? 00:59:13
Pero fijaos, cuando se toma como referencia la densidad del agua a 4 grados, 00:59:15
Vamos a ver que la densidad relativa coincide con el mismo valor de la absoluta, pero sin unidades. 00:59:20
Fijaos, la densidad relativa es la densidad absoluta entre la densidad referencia. 00:59:26
La densidad absoluta es la densidad absoluta en gramos por centímetro cúbico, 00:59:31
dividido entre, sabemos que vale 1, la de referencia a 4 grados, el agua a 4 grados es 1, 00:59:37
un gramo por centímetro cúbico, luego si divides entre uno y las unidades del numerador 00:59:44
y las del denominador son iguales, pues esto, entonces tenéis que es la densidad, el cociente 00:59:51
es el mismo, pero sin unidades. Esto lo repasaremos más despacio, ¿vale? Que vayáis sabiendo 00:59:59
lo que es la densidad absoluta y que la densidad relativa no tiene unidades porque es un poquito 01:00:06
de densidades. Generalmente 01:00:12
se mide la densidad a 20 grados 01:00:14
y ya que varía con la 01:00:16
temperatura. ¿Cómo varía? 01:00:18
Pues 01:00:21
en general 01:00:21
la, bueno, 01:00:24
¿cómo varía con la temperatura 01:00:26
la densidad? Pues es para 01:00:28
que lo penséis. En general 01:00:30
sabemos que la densidad de los gases 01:00:32
siempre es más pequeña que la 01:00:34
de los líquidos. Y la de los líquidos 01:00:36
es menor o igual que la de los sólidos. 01:00:38
Los sólidos son más densos. 01:00:40
¿Vale? Bueno, pues entre las propiedades de gases podemos encontrar, voy en el orden que os viene aquí en esta unidad, los gases tienen densidades bajas, más bajas ya os digo que de los líquidos y que de los sólidos, del orden de gramos por litro en lugar de gramos por mililitro, como tenemos en los líquidos de los sólidos. 01:00:42
Y los líquidos y los sólidos los expresamos en gramos por mililitro. Sin embargo, los gases son más bajos y expresamos en gramos, más bien en gramos por litro. 01:01:05
Tienen una fluidez elevada, o sea, son fluidos que se fluyen muy bien, muy alta, no son rígidos. 01:01:16
Cualquier gas se expansiona fácilmente y ocupa todo el recipiente que lo contiene y son compuestos muy utilizados. 01:01:25
Y a continuación tenemos aquí, os viene la teoría cinética de los gases. 01:01:35
Bueno, ¿qué les pasa a los gases? Pues los gases, sabemos que estas moléculas de los gases están muy separadas, 01:01:42
están constituidas por moléculas muy separadas entre sí, con un movimiento continuo y caótico, 01:01:51
¿Qué significa un movimiento caótico? Se está moviendo continuamente. 01:01:58
Ya sabes que los gases sí se pueden comprimir, pero si tú los sueltas, se expanden, ¿vale? 01:02:03
Se separan mucho las moléculas, no hay atracción apenas entre ellas y hay movimientos caóticos, es decir, al azar. 01:02:09
Y esto explica las propiedades de los gases. 01:02:19
Entonces, vamos a ver lo que suponía la teoría genética de los gases. 01:02:22
Entonces, esta teoría de que los gases están formados por un gran número de moléculas muy pequeñas y muy separadas entre sí. 01:02:26
El volumen de estas es despreciable, el volumen de las moléculas, respecto al volumen del recipiente. 01:02:36
O sea, al final se ocupan volumen ellas mismas, comparado con el recipiente que las contiene. Están muy separadas. 01:02:42
Y las fuerzas intermoleculares, estas fuerzas de cohesión entre las moléculas, son nulas. 01:02:49
Entonces, esto suponía la teoría cinética de los gases. Estaban tan separadas, apenas no se atraen. 01:02:55
Luego, también decía la teoría cinética que las moléculas de los gases chocan entre sí y también con las paredes del recipiente que las contiene. 01:03:05
Entonces, este es el origen de la presión que ejerce el gas debido a esos choques con las paredes, ¿vale? 01:03:21
El recipiente que las contiene. Estos choques son elásticos, no se pierde energía. Esto es lo que suponía la teoría cinética. 01:03:28
La velocidad de las moléculas también, ¿de qué depende? Pues de la temperatura. 01:03:38
Y también la teoría cinética de los gases decía que la energía cinética, sabéis que la energía cinética es un medio de la masa por la velocidad al cuadrado, 01:03:41
la energía cinética media de estas moléculas es directamente proporcional a la temperatura absoluta del gas. 01:03:52
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Química
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23 de octubre de 2024 - 21:13
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