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Reacciones químicas I - Contenido educativo
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Hola de nuevo, aquí estamos con una nueva unidad en la que voy a fundir las dos últimas que nos quedaría por ver, los fundamentos de las reacciones químicas, es decir, aquellas cosas que tenemos que aprender este año, imprescindibles para que el año que viene no estemos muy perdidos.
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y luego una segunda unidad, que también vamos a ver los puntos más importantes,
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que será sobre reacciones químicas más importantes o fundamentales que hay que conocer.
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Pero primero vamos a ver cómo medimos las cosas y cómo tratamos.
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Bueno, vamos a recordar que una reacción química es lo que diferenciamos ya entre cambio físico y cambio químico.
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En una reacción química siempre aparecen nuevas sustancias.
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Es decir, tenemos unos reactivos y estos reactivos se transforman en unos productos, ¿vale? Puede haber uno o más reactivos y uno o más productos. Es decir, aparecen nuevas sustancias, eso es la base de que haya un cambio químico, una reacción química, el que tengamos sustancias distintas a las que había al inicio.
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No vale un cambio de estado, no vale pasar de sólido a líquido, eso es un cambio físico. Lo que está ocurriendo en las moléculas que hay en los reactivos es que se rompen enlaces y se van a formar nuevos enlaces que son los que van a crear las moléculas de los productos.
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¿De acuerdo? Entonces, entre los reactivos y los productos hay una rotura de enlaces y creación de nuevos enlaces moleculares y eso va a hacer que los átomos se reordenen de modo que se formen nuevas sustancias o nuevos compuestos.
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Al reordenarse los átomos, lo que siempre va a ocurrir, que esto es muy importante que lo tengamos en cuenta, es que la masa se conserva.
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La masa se conserva. A ver, siempre que vemos la palabra se conserva en física o en química, significa que no cambia. La masa no cambia, es constante. Esto significa que algo se conserve.
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O, dicho de otra manera, como la masa de los reactivos va a ser igual que la masa de los productos, pues la suma de las masas de todos los reactivos tiene que ser igual a la suma de la masa de todos los productos.
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Es decir, la masa de los reactivos tiene que ser igual que la masa de los productos.
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Esto es lo que ya conocéis de otros años como ley de conservación de la masa, que se la demos a Lavoisier.
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Lavoisier es el padre de la química en el sentido científico de la materia.
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Anteriormente lo que había estaba más cercano a la alquimia que a la química, no era una ciencia realmente.
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¿Cómo expresamos una reacción química?
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Nosotros, sabéis que tanto en física como en química, al final hay que terminar midiendo, dando un número, dando una unidad.
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Entonces, si queremos utilizar las reacciones químicas, que de hecho es una parte muy importante de toda la química industrial,
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porque siempre que fabricamos algo estamos controlando una reacción química, tenemos que controlar los tiempos,
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cantidades de reactivos para obtener determinadas cantidades de productos, cuánto nos va a costar hacer esa reacción,
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todo ese tipo de cosas pasan por ver la reacción química de una forma cuantitativa, no cualitativa.
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Y la forma de ver de una forma cuantitativa es mediante ecuaciones químicas.
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Una ecuación química es algo en lo que vamos a expresar de forma cuantitativa lo que está ocurriendo.
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Por ejemplo, imaginaos que tenemos una reacción en la que el amoníaco y el oxígeno molecular reaccionan y el producto que se obtiene es nitrógeno molecular y agua.
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Hemos dicho amoníaco, reacciona con oxígeno molecular para obtener nitrógeno molecular y agua.
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Lo primero, ya afortunadamente sabemos formular, pues sabemos que el amoníaco sería NH3, que reacciona con, ponemos un más, oxígeno molecular, que es O2, para producir nitrógeno molecular, que es N2, más agua.
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Bien, aquí ahora mismo lo que tenemos es que hay una molécula de amoníaco que reacciona con una de oxígeno para producir una de nitrógeno y una de agua, pero algo está fallando aquí.
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Si miramos, pues veremos rápido que aquí tenemos tres átomos de hidrógeno y dos de hidrógeno en este lado.
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Si se cumple esta ley, porque lo que decíamos es que los átomos se reordenan,
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pues lo que va a ocurrir básicamente es que tenemos que tener el mismo número de átomos de hidrógeno en los reactivos que en los productos.
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Siempre empezamos ajustando, pero lo que vamos a hacer es lo que se llama ajustar,
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igualar el número de átomos en un lado y en otro por los compuestos y finalizaremos ajustando en las sustancias simples o en las sustancias elementales.
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Bueno, pues empezamos y aquí tenemos 3 y aquí 2. Lo que hacemos es multiplicar de forma cruzada, es decir, 2 aquí, 3 aquí.
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De modo que aquí tengo 3 por 2, 6 de hidrógeno y 2 por 3, 6 de hidrógeno. Tengo igualados los hidrógenos en un lado y en otro.
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Ahora mismo, nitrógenos, aquí tengo dos, y aquí tengo dos, por tanto, está correcto.
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Y finalmente, oxígenos, aquí tengo dos oxígenos, y aquí tengo un oxígeno.
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No, perdón, uno por tres, o sea que tengo tres oxígenos, pues tendré que multiplicar por tres medios,
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ya que tres medios por dos me da tres, y ya tengo tres oxígenos en un lado y en el otro.
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A ver, este tres medios aquí no queda bonito.
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Entonces lo que vamos a hacer es toda esta ecuación química multiplicarla por 2.
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La multiplico por 2, va a quedar 2 por 2, 4 de amoníaco, más 3 medios por 2 es 3, 3 de oxígeno,
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para dar 2 moléculas de nitrógeno más 6 de agua.
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Esto ya sería, como nos quedaría, directamente la ecuación química con los coeficientes apropiados.
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Un par de anotaciones importantes es que estos numeritos de aquí, que nos dicen cuántas moléculas tengo de algo, se llaman coeficientes estequiométricos.
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Estos son los coeficientes estequiométricos.
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Esta es la primera cosa que es importante que tengamos en cuenta.
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Si en algún momento no aparece el coeficiente como ocurría aquí, cuando no hay ninguno, pues esto es lo mismo que si el coeficiente fuera 1.
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La forma de leer la ecuación química sería que 4 moléculas de amoníaco reaccionan con 3 moléculas de oxígeno para producir 2 moléculas de nitrógeno y 6 moléculas de agua.
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Hasta aquí estamos hablando de moléculas, pero como podéis imaginar,
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si vamos a hablar de una reacción que se produzca en la industria,
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pues no es práctico hablar de moléculas.
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Lo que vamos a hablar fundamentalmente va a ser de algo que podamos medir,
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es decir, gramos, por ejemplo, pues masa, masa de amoníaco,
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o cuando sea un gas, volumen del gas que tiene que reaccionar.
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Entonces vamos a ver cómo interpretamos esto en forma de unidades más manejables
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Para ello vamos a empezar hablando del concepto de cantidad de sustancia
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Recordáis cuando vemos las siete magnitudes fundamentales
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Una de ellas será la cantidad de sustancia
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La cantidad de sustancia nos dice el número de unidades elementales de esa sustancia.
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Por ejemplo, imaginaros que hablamos de balones.
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La cantidad de sustancia, si yo lo mido en docenas, por ejemplo, una docena de balones,
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son 12 balones, 12 unidades elementales.
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Si digo un par, que es otra unidad de cantidad de sustancia, pues son dos balones
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Si yo digo, o suena del sistema internacional cantidad de sustancia
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Decíamos que en el sistema internacional la unidad es el mol
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Si yo digo un mol de balones es una inmensidad
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Es 6,022 por 10 a la 23
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¿Vale? Balones. Es decir, si os fijáis, el mol lo que nos está diciendo es cuántas unidades hay de, en este caso, balones.
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Ahora, imaginaros que hablo ahora de moléculas de agua. ¿Vale? Pues en un mol de moléculas de agua hay 6,022 por 10 a la 23 moléculas.
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¿Vale? Moleculas de agua, ¿eh? No estoy hablando de moles de átomos. Por ejemplo, si hablase de átomos de oxígeno en un mol de moléculas de agua, habría, pues, esta misma cantidad. ¿Por qué? Pues porque hay un átomo de oxígeno por cada molécula de agua.
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Ahora, si hablo de átomos de hidrógeno, habrá el doble, habrá dos veces esto. ¿Por qué? Pues porque hay dos átomos de hidrógeno en cada molécula de agua. Hasta ahí el concepto de mol, de cantidad de sustancias. Es una cantidad enorme, pero que veréis ahora más adelante cómo nos va a servir y cuándo nos va a ayudar.
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Este número de aquí se llama el número de abogadro. Es interesante, si queréis buscar información en internet, cómo se llegó a la conclusión de que el número de abogadro era esta cantidad tan enorme.
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Hay experimentos que se hicieron con electroquímica, por ejemplo, para llegar a la conclusión de que este número era esta cantidad tan enorme.
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Y ¿qué unidades tendría el número de abogadro? Pues serían unidades elementales. ¿Qué son unidades elementales? Pues si estoy hablando de balones, pues balones. Si estoy hablando de moléculas de agua, moléculas de agua. Si estoy hablando de átomos de oxígeno, átomos de oxígeno.
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Bueno, si estoy hablando de electrones, pues el número de abogadro de electrones o un mol de electrones será esta cantidad inmensa de electrones.
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Son unidades elementales partido por mol, es decir, cuántas unidades elementales hay en un mol.
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Además, lo podemos definir como la cantidad de átomos, también el número de abogadro es la cantidad de átomos de carbono del isótopo 12,
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la cantidad de átomos del carbono de 7,12 que hay en 12 gramos.
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12 gramos de carbono, 12, es justo un mol.
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O 6,022 por el 0,23 átomos.
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Ya veréis luego que si miráis la masa molecular del carbono 12, son 12 unidades de masa atómica.
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Pues ya veis que empieza a haber una relación entre masa molecular, no en este caso masa atómica, pues un átomo, perdón.
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Entre la masa atómica del carbono 12, que son 12 unidades de masa atómica, y que un mol, es decir, la cantidad que contiene un mol de átomos de carbono, tiene una masa de 12 gramos.
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Ya empezamos a ver ahí el paralelismo. ¿Y por qué nos va a ser útil?
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Y no va a ser útil porque a partir de ahora una reacción, además de leerla como 4 moléculas de amoníaco más 3 moléculas de oxígeno producen 2 moléculas de nitrógeno y 6 moléculas de agua,
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la podemos leer también como 4 moles de amoníaco más 3 moles de oxígeno producen 2 moles de nitrógeno más 6 moles de agua.
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En el momento que tengamos clara la relación entre moles y masa, podemos ya empezar a utilizar una balanza de precisión para tener las cantidades que necesitamos para una reacción química.
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Bien, seguimos adelante. Una vez que tenemos claro lo que es la cantidad de sustancia, vamos a ver lo que es la masa molar.
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y definimos la masa molar como la masa en gramos, la masa M expresada en gramos,
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bueno, lo ponemos así, que tiene un mol de sustancia, ¿vale?
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Masa en gramos de un mol de esa sustancia.
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Bien, la unidad en la que vamos a medir la masa molar va a ser, ahí va, perdón, la unidad, vale, voy muy arriba, va a ser gramos partido por mol, es decir, los gramos que tiene un mol, eso es la masa molar.
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Además, el valor numérico coincide con la masa molecular. Vamos a ver un ejemplo.
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A ver, necesitamos tener la tabla periódica a mano, ¿de acuerdo?
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Cogeros vuestra tablita periódica y con la tabla periódica vais a poder ir calculando.
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No encuentro la mía, pero la que vamos a utilizar conozco ya directamente los valores.
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Bueno, entonces vamos a coger, por ejemplo, el amoníaco que hemos tenido en el ejemplo anterior.
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Y vamos a ver cuál es la masa molar del amoníaco.
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Para eso vamos a empezar viendo las masas atómicas.
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Vamos al nitrógeno.
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Si vamos al nitrógeno, la masa atómica del nitrógeno son 14.
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Es 14,007, pero lo podemos aproximar a 14 unidades de masa atómica.
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¿Vale? La masa del hidrógeno es 1,008, lo aproximamos a una unidad de masa atómica.
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Bueno, pues la masa del amoníaco será una vez la masa del nitrógeno más tres veces la masa del hidrógeno.
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¿Por qué? Pues porque tiene un átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno, es decir, va a ser 14 más 3,
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y esto van a ser 17 unidades de masa atómica.
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Pero lo podemos expresar, este número representa también cuántos gramos de masa tiene un mol de amoníaco.
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Y podemos decir que 17 gramos hay en un mol de amoníaco.
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Si en una reacción yo tengo que trabajar con un mol de amoníaco, voy a tener que coger 17 gramos.
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Si voy a trabajar con dos moles de amoníaco, pues tendré que pesar 2 por 17 gramos, que son 34.
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¿De acuerdo? Vale, pues eso en cuanto a lo que es la masa molar.
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Imaginaos que yo tengo una masa de sustancia.
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Si yo tengo una masa, puedo saber el número de moles.
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El número de moles lo voy a poner como n, esto es lo que llamamos cantidad de sustancia.
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El número de moles va a ser la masa que tenga en gramos,
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dividido entre la masa molar de esa sustancia en gramos partido por mol.
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Y esto me va a dar el número de moles que tenga.
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Por ejemplo, si tengo 34 gramos de amoníaco, 34 entre 17 me da 2. 34 gramos son 2 moles.
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¿Lo veis esto claro? Vamos a recalcar también esta ecuación.
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Ahí tenemos que el número de moles o cantidad de sustancia es la masa en gramos dividido entre la masa molar, que la tenemos en gramos partido por mol.
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Y la masa molar la obtenemos, lo que también habéis oído como masa molecular o masa de la unidad fórmula, ¿vale?
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Pero en tercero lo habréis calculado, esto.
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El siguiente concepto importante, el volumen molar, ¿vale? Volumen molar.
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Bien, el volumen molar es el volumen que ocupa un mol, ¿vale?
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Volumen que ocupa un mol de sustancia medido en condiciones normales.
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Y ahora vemos lo que son las condiciones normales.
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Las condiciones normales normalmente en química se pone como C.N.
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Y son 0 grados centígrados y 1 atmósfera.
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¿Vale?
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El volumen que ocupa un mol de sustancia a 0 grados en la atmósfera, si es un sólido, va a depender de su densidad
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Pero si es un gas, es prácticamente siempre muy cercano, si fuera un gas ideal, pero vamos a considerar que fueran ideales
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Muy cercano a 22,4 litros para un mol
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Es decir, el volumen de un gas a condiciones normales, es decir, 0 grados y una atmósfera, es 22,4 litros palpio por mol.
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Es decir, si tengo dos moles de gas, pues tendré 44,8 litros.
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Por último, si tenemos una concentración, una disolución, la concentración para medir cómo de concentrada está una disolución,
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vamos a hablar de concentración molar o molaridad.
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Concentración molar o molaridad.
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Y la concentración molar o molaridad la mediremos como el número de moles de soluto.
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El soluto, recordad que es lo que añadíamos, por ejemplo, si tengo agua salada, pues el soluto es la sal que he añadido al agua o que tiene ese agua, si es agua marina, por ejemplo.
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Entonces, era el número de moles de soluto partido por el volumen de la disolución en litros.
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Y la disolución es todo.
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Todo quiere decir soluto más disolvente.
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las almas, el agua, lo que ocupe todo, ese volumen en litros, es lo que tenemos que poner en el denominador.
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Y esto nos da la molaridad.
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Y pues diremos, la unidad son moles partido por litro, pero también es muy típico decir,
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imaginaos que tengo una solución que tiene 3 gramos, digo 3 moles, perdón, por un litro.
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Pues será una solución 3 molar.
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Medimos moles por litro.
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Bien, esta es otra ecuación que es importante que tengáis clara en esta unidad.
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Esto de momento por hoy, vamos a hacer un ejemplito, lo único para terminar hoy,
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y el próximo día seguiremos aplicando todo esto ya a reacciones puramente y ver cómo hacemos cálculos,
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que se llaman cálculos estequiométricos con reacciones químicas.
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Vamos a hacer un ejercicio que dice algo así como, calcula el número de moléculas y de átomos,
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Número de moléculas y de átomos que contiene una muestra de 77 gramos de dióxido de carbono.
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El dióxido de carbono sabéis que es CO2. Eso sería lo primero que tenemos que hacer. B, ¿qué volumen ocupa en condiciones normales? Tenemos que saber la cantidad de sustancia que tenemos, cuántos moles.
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¿Vale? ¿Datos que nos dan? Pues nos dan que la masa atómica del carbono es 12 gramos partido por mol
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y que la masa atómica del oxígeno es 16, comía aquí el igual, gramos partido por mol.
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Pues vamos allá. Lo primero que vamos a calcular es la masa molecular, ¿vale?
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La masa molecular teniendo en cuenta estas masas atómicas.
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Si quiero calcular la masa del dióxido de carbono, tengo en cuenta que tengo un carbono, por lo tanto será igual que la masa del carbono, más, como tengo dos oxígenos, pues dos veces la masa del oxígeno.
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Masa del carbono, 12 gramos partido por mol, más dos veces la masa del oxígeno, que son 16 gramos partido por mol, 2 por 16, 32, más 12, 44 gramos partido por mol.
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Vale, ahora lo que quiero saber es el número de moléculas.
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Entonces, para ello, lo primero que voy a saber es cuántos moles, la cantidad de sustancia que hay en 77 gramos.
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Recordad que para calcular la cantidad de sustancia, lo que hacíamos es coger la masa entre la masa molar.
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Masa de CO2, pues 77 gramos, dividido entre la masa molar, que son 44 gramos partido por mol.
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Si realizáis esta operación con vuestra calculadora, va a salir 1,75 moles.
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Aquí tenemos la cantidad de sustancia.
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Ahora, número de moléculas.
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Número de moléculas de CO2 va a ser la cantidad de sustancia de CO2 multiplicado por el número de abogadro.
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Si un mol tiene 6,02 por 10 a la 23, pues 1,75 tendrá 1,75 veces eso. Por tanto, va a ser 1,75, estos son moles, por el número de abogadro que era 6,022 por 10 a la 23 moléculas de CO2 partido por mol.
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Mol se va con mol. Y si calculáis esto, pues os va a dar, vamos a ponerlo aquí abajo, 1,054 por 10 a la 24 moléculas de CO2.
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Vale, aquí hemos contestado a la primera de las preguntas, cuántas moléculas hay. Esto sería la respuesta a la primera de las preguntas.
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Además, podemos afirmar que el número de átomos de carbono es igual al número de moléculas de CO2,
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porque en cada molécula hay un átomo de carbono.
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Entonces, esto va a ser igual al número de átomos de carbono, es decir, 1,054 por 10 a la 24 átomos de carbono.
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Esta sería la segunda parte.
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Y también tenemos que decir el número de átomos de oxígeno.
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Pues el número de átomos de oxígeno, como en cada molécula de CO2 hay dos átomos de oxígeno, pues será dos veces el número de moléculas de CO2.
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O lo que es lo mismo, 2 por 1,054 por 10 a la 24, y esto es igual a 2,108 por 10 a la 24 átomos de oxígeno.
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Y aquí tendremos ya la segunda parte de esta primera parte A.
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Vamos ahora a la parte B.
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La parte B nos dice que, digamos, cuál es el volumen en condiciones normales de dióxido de carbón.
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Sabemos que cada mol son 22,4 porque es en condiciones normales.
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Entonces será el número de moles de CO2 multiplicado por 22,4.
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1,4 litros partido por mol.
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Aquí os recuerdo que habíamos hecho una primera partida, va 1,75 moles.
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Si realizáis el cálculo, 1,75 por 22,4, veréis que os da 39,2 litros de dióxido de carbono.
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Es decir, 77 gramos de dióxido de carbono ocupan un volumen de 39,2 litros en condiciones normales, es decir, a 0 grados centígrados y una atmósfera, ¿vale?
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Pues esto es todo en este primer vídeo sobre reacciones fundamentales. Iré añadiendo más hasta haber cubierto con esto ya todo lo que pretendíamos ver en el curso, ¿vale?
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Hasta pronto y seguir cuidándoos.
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- Idioma/s:
- Materias:
- Física, Química
- Niveles educativos:
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- Educación Secundaria Obligatoria
- Ordinaria
- Segundo Ciclo
- Cuarto Curso
- Ordinaria
- Autor/es:
- Segismundo Peláez Lirola
- Subido por:
- Segismundo P.
- Licencia:
- Reconocimiento - No comercial - Compartir igual
- Visualizaciones:
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- Fecha:
- 4 de mayo de 2020 - 16:53
- Visibilidad:
- Público
- Duración:
- 27′ 55″
- Relación de aspecto:
- 1.78:1
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- Tamaño:
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