Unidad 3.- Cantidad de materia | Mediateca de EducaMadrid

Bienvenidos a la clase de la unidad 3, cantidad de materia, en la que vamos a hablar de conceptos que ya damos por sabidos como un átomo como unidad básica de la materia que no se puede componer químicamente 00:00:01

y cuyas moléculas están formadas por átomos unidos entre sí por enlaces químicos 00:00:21

como ya sabéis, iónico, covalente y metálico 00:00:31

y una disolución es una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias 00:00:35

el soluto es sustancia en menor cantidad que se disuelve en el disolvente 00:00:39

y el disolvente es sustancia que se encuentra en mayor cantidad y disuelto en el soluto 00:00:43

¿Qué es la masa atómica? Es la medida de masa de un átomo, es un valor relativo comparado con la masa de un átomo de carbono 12, por lo que, por ejemplo, el hidrógeno que tiene una masa atómica aproximada de una UMA, significa que un átomo de hidrógeno es aproximadamente una doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12. 00:00:49

en la tabla periódica os aparece normalmente en la parte de abajo 00:01:12

y es un valor que os voy a dar yo en el examen 00:01:18

se estableció esta unidad para facilitar el cálculo de las masas de los átomos 00:01:23

ya que éste son extremadamente ligeros 00:01:33

¿qué es la masa molecular? 00:01:36

la masa molecular es la suma de las masas atómicas de todos los átomos 00:01:38

que existen en una molécula 00:01:42

se expresa también en unidades de masa atómica y simplemente tenemos que sumar las masas atómicas 00:01:44

de todos los átomos presentes en una molécula de un compuesto determinado. 00:01:50

Por ejemplo, en el agua, que sabemos que es el H2O, pues tenemos masa atómica del hidrógeno 1 00:01:56

y masa atómica del oxígeno 16U+. Así que la masa molecular del agua será 2 por 1 más 1 por 16, 00:02:02

2 más 16, 18 humas. El ácido sulfúrico que está compuesto por dos átomos de hidrógeno, un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno, pues la masa molecular del hidrógeno sabemos que es 1, la masa atómica del azufre sabemos que son 32 y la masa atómica del oxígeno sabemos que son 16. 00:02:11

Así que 2 por 1 más 1 por 32 más 4 por 16 más 64 me sumarán 98U+. 00:02:29

Solo tenéis que hacer la cuenta. 00:02:41

Las masas atómicas y moleculares tienen varias aplicaciones en la vida cotidiana 00:02:45

y en diferentes industrias, medicina, industria alimentaria y medio ambiente 00:02:49

para calcular los gases como el CO2 para medir el impacto en el calentamiento global. 00:02:54

Bueno, aquí os he dejado varios ejercicios 00:02:59

Aquí veríamos que solo tenemos uno de sodio y uno de cloro 00:03:05

Por lo que sumaríamos uno y uno 00:03:09

En este tenemos uno de carbono, doce y dos de oxígeno 00:03:10

Así que serían doce más dieciséis por dos 00:03:18

Y en este tenemos un hidrógeno, un nitrógeno y tres oxígenos 00:03:21

Así que sería uno más catorce más dieciséis por tres 00:03:26

Vale, pues el mol en química es una unidad fundamental que sirve para medir la cantidad de sustancia 00:03:29

Se define como la cantidad de materia que contiene exactamente 6,022 por 10 elevado a la 23 00:03:40

Entidades elementales, ya sean átomos o moléculas 00:03:47

Y que es lo que nosotros nos vamos a basar en este tema 00:03:51

Esta cantidad específica de partículas se conoce como el número de abogadro 00:03:55

Este número es tan grande porque los átomos y las moléculas son tan pequeñas 00:04:01

que se necesitan muchas de estas partículas para formar cantidades de materia que sean medibles a nuestra escala 00:04:07

Este número fue propuesto por un científico italiano, Amadeo Avogadro 00:04:15

Que propuso que a iguales condiciones de presión y temperatura 00:04:30

Volúmenes iguales de gases contienen el mismo número de moléculas 00:04:36

Lo que pasa es que él no llegó a saber el número de moléculas que eran 00:04:39

pero sí son todas las bases para el futuro descubrimiento de este número tan importante. 00:04:44

Es esencial para entender y realizar cálculos en química, 00:04:49

ya que nos facilita la conversión entre cantidades microscópicas y macroscópicas, 00:04:56

que podamos medir en el laboratorio. 00:05:01

Para este tema que vamos a utilizar, pues la fórmula de número de moles es igual a 00:05:05

masa en gramos por la M masa molar, gramo partido de mol. Y si veis en el triángulo, 00:05:10

bueno este triángulo nos vale para muchas fórmulas que tengan tres unidades y yo tengo 00:05:19

la masa, los gramos arriba, moles y masa molar. Los moles N es igual a la masa partido de 00:05:24

masa molar y de ahí podemos despejar los demás valores. Uno de los usos más comunes 00:05:32

del MOR es relacionar la masa de una sustancia con el número de partículas que contiene 00:05:47

y los problemas van a ser así. Así que la masa, por ejemplo, queremos saber cuántos 00:05:51

átomos de carbono hay en una muestra de 24 gramos de carbono, así que sabemos que la 00:05:59

masa atómica del carbono son 12 y el número de abogados son 6,022 por 10 elevado a la 00:06:04

22. Así que hemos dicho que era la masa partido de la masa molar, así que la masa que teníamos 00:06:13

son 24 gramos y la masa molar son 12, 24 entre 12 son 2 moles. Así que para calcular el 00:06:21

número de átomos, pues tendré que multiplicar el número de átomos por el número de abogadros. 00:06:28

El número de moles es 2, que es el que hemos obtenido en el punto 1, y el número de abogadros 00:06:35

sabemos que es 6,022 por 10 elevado a 23. Así que lo que me va a salir es 1,20 por 00:06:45

10 elevado a 24, átomos de carbono. 00:06:51

Determinaremos cuántas moléculas de agua hay en una muestra de 72 gramos de agua, 00:07:00

utilizando la relación entre mol masa y número de abogadro. 00:07:11

Así que volvemos otra vez, datos conocidos, masa de la muestra 72 gramos, 00:07:15

que esa va a ser la m minúscula en nuestra fórmula, 00:07:22

La masa molar del agua la hemos calculado antes sumando las masas atómicas y me ha salido 18 gramos partido de mol y el número de abogadro es 6,022 por 10 elevado a la 23. 00:07:25

Así que el número de moles es n igual a masa partido de masa molar, 72 partido de 18, eso me sale 4 moles. 00:07:39

para calcular el número de moléculas pues el número de moléculas es igual al número de moles por el número de abogadro 00:07:49

así que 4 por 6,022 por 10 elevado a la 23 es igual a 2,4088 por 10 elevado a la 24 moléculas 00:07:56

lo que nos quedaría por estudiar para este tema es el tema de la concentración que ya lo vimos en el tema anterior 00:08:07

y dijimos que era la cantidad de soluto que hay en un litro de disolución. 00:08:14

Aquí lo que nos vamos a referir es a la cantidad de moles de soluto disueltos en un litro de disolución. 00:08:21

O sea que ahora va a ser la C de molaridad, o sea la C que también me vale como M de molaridad, 00:08:30

va a ser igual a N moles partido por volumen litro. 00:08:38

Tenemos un bote con ácido clorhídrico HCl 0,5 moles litro, viendo las unidades moles partido de litro ya sabemos que eso es una concentración, si necesitamos 0,35 moles de HCl eso va a ser N minúscula, cuánto volumen de ácido voy a elegir. 00:08:44

Como yo sé la fórmula que la concentración es igual al número de moles partido por el volumen, despejamos lo que no tenemos que es el volumen y se me queda que el volumen es igual al número de moles partido de la concentración o molaridad. 00:09:05

Así que 0,35 partido de 0,5 son 0,7 litros. 00:09:23

Por tanto, el volumen de ácido clorhídrico que debemos coger es de 0,7 litros o 700 mililitros. 00:09:29

Otro ejemplo, se disuelven 5,85 gramos de NACL en 500 mililitros de agua. 00:09:40

Calcula su molaridad. 00:09:47

Como me están dando gramos, sabemos que lo primero que tengo que calcular es el número de moles. 00:09:49

¿Cómo calculábamos el número de moles? 00:09:54

La masa, esos 5,85 gramos, partido de la masa molar. 00:09:56

¿Cuál es la masa molar del cloruro sódico? 00:10:01

Pues la suma de 35,5 más 22, 58,5. 00:10:05

5,85 son 57,5, no 58,5, que he hecho mal el cálculo, eso me sale 0,1, así que la molaridad o la concentración es igual al número de moles entre el volumen, 00:10:10

por lo que me va a salir 0,1 partido de 0,5 litros, cuidado con los 500 mililitros que no están en el sistema internacional 00:10:30

y la concentración siempre es moles partido de litro, así que me va a dar una concentración molar de 0,2 moles partido de litro 00:10:40

Y hasta aquí sería el tema 00:10:50

¿Qué tenemos por tanto? 00:10:55

Pues para este tema 00:11:04

Para este tema 00:11:06

Tenemos que el número de moles es igual 00:11:09

A la masa partido de la masa molar 00:11:18

y que la concentración o molaridad es el número de moles partido por el volumen, siempre el litro, ¿vale? 00:11:26

Entonces, son dos fórmulas, la masa molar recordamos que la vamos a calcular sumando todas las masas atómicas 00:11:48

de los elementos que formen la molécula, ¿vale? 00:11:59

tenéis los ejercicios en el aula virtual 00:12:02