Hola a todos, en este vídeo vamos a adentrarnos en la estequiometría. Vamos a empezar con algo muy básico y es reconociendo lo que son las reacciones químicas. Como veis, hay una parte aquí que es una suma, una flechita, y aquí puede haber más compuestos, más elementos, no sólo tiene por qué ser uno, puede haber más sumándose. La cuestión es que hay que reconocer las diferentes partes de una reacción.
Aquí estarían los... reactivos que nos dan lo de aquí que son productos. Estas reacciones químicas hay que ajustarlas.
Ajustarlas consiste en que yo en un lado de la reacción debo tener los mismos hidrógenos que en el otro lado, lo mismo con los oxígenos. Entonces, si yo aquí en este lado de la reacción en los reactivos tengo dos hidrógenos, aquí también tengo que tener dos hidrógenos. Y eso sí se cumple. Pero también con cada uno de los elementos que salgan. Tengo oxígeno también.
Y como veis, de oxígeno no se cumple. Porque aquí tengo dos oxígenos y aquí tengo solo uno. Entonces, ¿qué debo hacer para ajustar estas reacciones?
Y que se cumpla que en un lado tenga lo mismo que en el otro, de cada elemento. Pues puedo ir añadiendo un número aquí delante que me va a ir multiplicando. Entonces, si yo por ejemplo ahora añado...
por ejemplo, para tener dos de oxígeno puedo añadir aquí delante un 2 y así consigo este 2 multiplica al hidrógeno y multiplica al oxígeno, es decir, ahora tengo aquí 4 de hidrógeno porque 2 por 2 de hidrógeno que había aquí hay 4 ahora y 2 por 1 de oxígeno que hay, hay 2 de oxígeno, he conseguido que haya 2 de oxígeno, sin embargo aquí tenemos 4 de hidrógeno ahora y aquí tenemos sólo 2 Pero ¿cómo lo puedo conseguir? Muy fácil, si multiplico este hidrógeno por 2. Ahora ya he conseguido en este lado 2 por 2, 4 de hidrógeno, 4 de hidrógeno aquí y 2 de oxígeno con 2 de oxígeno. Ya la he ajustado, como veis.
He conseguido que de cada elemento haya lo mismo en los reactivos que en los productos. Este ajuste, como habéis visto, ha sido un poco por tanteo. Viéndolo, así voy multiplicando, voy probando.
Existe... un ajuste que se llama el ajuste algebraico, que se nos ayuda en caso de que esto se nos complicara demasiado, porque a veces pasa, y no podemos llegar a él de una manera más intuitiva, pues usamos este método algebraico. Así que ahora esta reacción química, como veis, aquí tenemos estos reactivos y aquí estos productos, vamos a ajustarla con el método algebraico. Lo que tenemos que hacer es enumerar cada uno de los elementos o compuestos. Aquí tenemos este, le vamos a llamar A, a este B, a este C y a este D.
Y vamos a ir viendo de cada uno de los elementos que aparecen en esta reacción, por ejemplo, el carbón, el hidrógeno y el oxígeno, cuántos hay de carbono en el compuesto A. Vemos que hay dos. Volveremos. 2 en el A.
¿Hay alguno más aquí, en este lado de esta reacción? No. Pues ya, si nos pasamos a la flechita, la flechita va a ser el igual. Y ahora buscamos aquí cuántos carbonos hay y dónde está. Hay un carbono en el C, pues.
1C, que es lo mismo que poner C. ¿Veis? Esto con el carbono. Ahora vamos a ver los hidrógenos. Hay 6 hidrógenos en el A, pues ponemos 6A.
Ya no hay más, pues pongo un igual. Y aquí tenemos los hidrógenos en el D. 2D. Genial.
Y ahora vamos con el oxígeno. El oxígeno, pues veis que está prácticamente en todos. Vamos a ir viendo. En el primero hay un oxígeno en A. Pues ponemos 1 en A.
Componer A, suficiente. Hay 2 en B. Más, pongo más porque aún no hemos pasado la flechita. Más 2B. Cuando llegamos a la flechita es un igual.
En el C hay 2, pues 2C. Y en el D hay 1, pues... directamente con poner d, no hace falta poner 1d. Y una vez que hemos llegado a esto, vamos a dar un valor a una de las letras que nosotros queramos.
Yo aconsejo que si hay, por ejemplo, una letra que esté sola, como en este caso, igualada a algo por algo, dar valor a esa letra para ya sacar de aquí el valor de c. Me explico, si yo me invento un valor para a, ya al multiplicar 2 por a, me va a salir también el valor de c y de ahí puedo ir enganchando para ir resolviendo por sustitución en las siguientes ecuaciones que me han salido. Así que lo que voy a hacer en este caso es dar un valor a a. Voy a decir a es igual a 1. Si a es igual a 1, pues ya puedo sacar c, porque si os dais cuenta, lo voy a ir diciendo aquí a la par, 2 por 1 igual a c, es decir, c es igual a 2. Ya hay el valor de c, pero aquí el valor de a, insisto, es un valor que nosotros decidimos.
Normalmente se le da el valor a la letra que queramos, que pensemos que sea la más adecuada, un valor... tan básico como el 1, que es muy sencillo de operar. Por eso elegimos normalmente el 1. Digo normalmente porque, bueno, ahora os explico.
Cuando se nos complica a veces, a lo mejor hay que variar el valor de a o de otra letra. Vamos ahora que tenemos c y tenemos a. Si tengo a, puedo aquí despejar b. Pues venga, vamos a sustituir aquí 6 por a, que a es 1, 6 por 1 que es 6. Igual a 2D, despejo D, y me queda 6 entre 2, que es 3. ¿Veis? Ya voy teniendo todo y ahora llego a esta.
Y también puedo sustituir todas las letras y calcular en este caso el valor de B, que es el que me queda. Entonces A, hemos dicho que es 1, pongo 1 más 2 por B. B es la que no tengo averiguada aún, sigue siendo mi incógnita. 2 por C, que C hemos dicho que es 2, pues 2 por 2. 4 más b, que es 3. Calculo todo esto, me queda 2b igual a 4 más 3, 7, menos el 1. 7 menos 1, 6. Despejo b.
6 entre 2, que es 3. Entonces, ya lo tendría. Además, hemos llegado a unas soluciones de estas letras que no son fracciones. Así que vamos a ponerlos ya, ya tenemos ajustada nuestra reacción, porque ahora ya es simplemente ir sustituyendo la A, la vamos a sustituir por un 1. Si es un 1, no hace falta ni ponerlo. La B, hemos dicho que es 3, pues va a haber 3 moles de este elemento.
Ahora vamos al C, que el C era este, de CO2 habrá 2 moles. Y de agua, que es el D, D sería 3. Y ya habríamos ajustado esta reacción, como veis. Vamos a comprobar si efectivamente está ajustado, para que veáis que sí.
Vamos a ver cuántos carbonos hay en este lado y cuántos carbonos hay en este lado. Aquí tengo dos carbonos y aquí dos por C, dos por el carbono, también tengo dos. Bien, de carbonos estamos. De hidrógenos hay seis aquí.
Y aquí tres por dos, seis también, perfecto. Y de oxígeno hay... 3 por 2, 6, con este 7. Y aquí, 2 por 2, 4. Y 3 por 1 que hay aquí, 4 más 3, 7. ¿Veis?
Está perfectamente ajustada. Lo que os quería decir antes, cuando a veces se nos complica, es cuando aquí al despejar nos queda una fracción. Si sucede eso, podéis volver a retomar y cambiar el valor de la primera letra que habéis dado. O...
dejarlo con la fracción e ir sustituyendo si no se os complica mucho y luego quitar los denominadores multiplicando por el denominador común. Pero eso ya va en la decisión de cada uno. De todas maneras, si necesitáis profundizar en esto, tenéis un vídeo dedicado a ello en el canal cómo hacer este método algebraico para ajustar reacciones.
Que es un poco el primer paso para adentrarnos en la estequiometría. Antes de adentrarnos en problemas, vamos a recordar las nociones más básicas de un mol. Y es que un mol pesa, puesto aquí entre comillas, porque en realidad sería decir su masa es, masa molar o atómica, dependiendo de si tenemos un compuesto o un solo átomo. Aquí, o un solo elemento, perdón. Aquí también tenemos que el mol contiene 6,022 por 10 a la 23 partículas, que pueden ser átomos, pueden ser moléculas, iones, etc.
Además, esto, relacionadlo, llamadlo. El número de abogadro, pues aquí lo tenéis, ¿veis? Pero todo respecto al mol, ¿veis? El mol pesa, pues aquí podemos calcular con la masa molar y la atómica.
El mol contiene esto y el mol ocupa lo que se conoce como ese volumen molar de 22,4 litros, hablando de un gas en condiciones normales. Estas son así las nociones más básicas que debemos conocer antes de poder calcular masa molar, por ejemplo, que es lo que vamos a hacer ahora, y volumen. molar. Vamos a calcular ahora la masa molar de estas dos sustancias, de estos dos. compuestos.
Para ello, dejo anotados aquí los datos que debemos conocer para poder calcular esta masa molar y es la masa atómica de cada uno de los elementos que tenemos en estos compuestos. Estas masas atómicas os las pueden dar como datos o, si lo que quieren es que sepáis manejar la tabla periódica, os dejarán tener la tabla periódica si no os los dan. O a lo mejor en algunos casos incluso os piden que os lo sepáis.
La cuestión es que dependiendo del... caso de que tenga cada uno, esos datos hay que manejarlos a la hora de calcular la masa molar. ¿Y qué es eso de la masa molar? Pues este compuesto, que como hemos estado formado por hidrógeno, por azufre y por oxígeno, vamos a ir con la masa atómica de cada elemento calculando cuántos hay de hidrógeno, 2, y cuánto pesa cada hidrógeno, 1, pues 2 por 1 va a pesar 2. Y le vamos sumando ahora la de la azufre.
La azufre, hay uno de azufre. Y pesa 32, pues le sumo la única que hay de 32. Más, hay 4 de oxígeno y cada oxígeno son 16. Por lo tanto, 4 por 16. ¿Veis? Y haríamos esta suma y ya tendríamos lo que es la masa molar, que también lo podéis encontrar de esta manera.
Vamos a operar. 2 por 1, 2. Más 32. Más 4 por 16. Tendríamos 4 por 16. 64 y la suma de todo esto 98. ¿Y esto qué quiere decir la masa molar? Los gramos por cada mol de esta sustancia, por eso se da en gramos mol. Esto quiere decir que un mol de esta sustancia pesa, tiene una masa de 98 gramos.
¿Veis? Es así de sencillito. Cada elemento y multiplicarlo cuántas veces aparece su peso, su masa atómica.
y sumarlo todo. Y esa sería la masa molar. Vamos a hacer la de este.
Y además ahora cuidado con el paréntesis. Veréis que es muy sencillito. Funciona como si fuera en matemáticas un paréntesis en el cual se va a multiplicar el 3 por lo que hay adentro. Pero vamos con este aluminio del cual hay 2, por lo tanto tendría que multiplicar 2 por su masa atómica que es 27. Más. Ahora vamos con el azufre.
Y es que resulta que el azufre solo hay uno, pero está dentro de un paréntesis que tiene un subíndice de 3. Por lo tanto multiplicaré 3 por este 1 del azufre. Y hay en total 3 azufres por la masa atómica del azufre, que es 32. Más ahora el oxígeno. El oxígeno había 4 dentro del paréntesis, pero es que el paréntesis ahora me está indicando que hay que multiplicarlo por 3. Pues 3 por 4, 12 de oxígeno por 16, la masa atómica del oxígeno. Y ahora ya sumaríamos todo esto.
Para ello vamos a hacer los cálculos, que nos daría en este caso 2 por 27, 54. más 3 por 32, 96 más 12 por 16, 192. Hacemos toda esta suma, 342. ¿342 qué? ¿Qué estamos averiguando? Masa molar, es decir, cuántos gramos es la masa de un mol de este compuesto, por eso es gramo mol.
Vamos ahora con el volumen molar. ¿Qué es el volumen molar? Es saber Que un mol en condiciones normales, cada vez que veáis CN, este CN, es la abreviatura de condiciones normales. Que si no os ponen nada, debéis saber que las condiciones normales son una presión de una atmósfera y una temperatura de 0 grados Celsius.
Pues si hay un mol en condiciones normales de una sustancia, equivale a 22,4 litros su volumen. Vamos a ver ahora el problema entonces que se nos ha planteado, que nos dice, ¿qué volumen ocupan 5 moles de CO2? Ahí disculpad ese 2, no lo podemos poner en subíndice, pero entended que es un subíndice, ahora lo escribo.
En CN, pues ese CN ya sabemos que nos está indicando unas condiciones normales, que son una atmósfera de depresión y 0 grados Celsius. ¿Qué volumen ocupan 5 moles? Pues como esta relación me la debo saber, al igual que sé que una hora es igual a... una hora 60 minutos, una hora igual a 60 minutos, debo saber que un mol en condiciones normales igual a 22,4 litros.
Pues aquí podemos hacer una regla de tres. Un mol, en este caso, de CO2 va a ser igual a 22,4 litros. Porque me lo sé, me lo está diciendo en el problema.
¿Qué volumen ocupa en condiciones normales? Por eso, como estoy en condiciones normales, sé que un mol va a ser esto. Va a ocupar 22,4 litros.
Pues los moles que me den el problema, que me dice 5 moles entonces de CO2, ¿cuántos litros será? Esta es mi X. Pues nada, planteamos nuestras proporciones. 1 es a 5, como 22,4 es a x.
Despejamos x, que será la multiplicación de esto por esto, entre esto. Como es entre 1, pues directamente multiplicar 22,4 por 5. Bueno, ese por 5 vas a ponerlo ya con nuestro por de mayores. Y si multiplicamos esto nos sale 112 litros.
Entonces. Serán esos 5 moles. Vamos ahora con este problema que nos dice. Se necesitan preparar 9 litros de nitrógeno. Medidos a 20 grados Celsius.
Y a una presión de 710 milímetros de mercurio. La reacción que se utilizará será la que pone ahí. Teniendo en cuenta que ese 4, ese 2... Bueno, ahora como lo voy a escribir aquí son subíndices.
La pregunta es ¿cuántos gramos de...? cloruro amoníaco deberemos emplear. Entonces, vamos ahora a escribir la reacción. Bien, esa es, ¿vale? Datos que me da.
9 litros de nitrógeno. Se necesita 9 litros. Medidos a 20 grados Celsius y a una presión de 710 milímetros de mercurio. O sea, nos está hablando de que no está en condiciones normales.
Tiene otras condiciones diferentes. Veremos ahora a qué fórmula necesitamos. de los gases con estos datos. La cuestión es que me está diciendo que no está en condiciones normales.
La reacción me la da, que dice que es esta y dice ¿cuántos gramos de cloruro amoníaco, es decir de este? La pregunta es ¿cuántos gramos debemos emplear entonces si tenemos 9 litros de nitrógeno? Ok, o sea nos está dando.
Volumen de uno y nos están preguntando gramos, volumen de un producto y nos están preguntando gramos de un reactivo. Importante aquí primero, vamos a intentar saber cuántos moles tenemos realmente con nueve litros. O sea, porque la reacción aquí en estos cálculos vemos que hay un mol de esto, un mol de esto. 4 de estos, o sea, ajustada, sería 2 moles de este y 1 mol de este. Pero con 9 litros de este gas no vamos a llegar a completar 1 mol.
Ya veréis por qué. Entonces vamos a calcular efectivamente cuántos moles tenemos en realidad para luego hacer los cálculos y ver entonces cuántos gramos tendríamos de este. Para ello vamos a necesitar los números de moles, saberlos con este dato.
que nos ha dado de los gases de que no son condiciones normales, nos ha dado unas condiciones de temperatura distintas a las condiciones normales que son 20 grados Celsius y nos ha dado una presión de 710 milímetros de mercurio. Pues cuando resulte que el gas que esté en esa reacción no esté en condiciones normales, vamos a acudir a la fórmula de los gases ideales. P, presión por volumen, igual a... Número de moles por la constante R por la temperatura. Siempre teniendo en cuenta que aquí la presión tiene que estar en atmósferas, por lo tanto tenemos que hacer aquí un cambio.
Y la R es una constante que nos debemos saber. Y la temperatura debe estar en Kelvin. Por lo tanto también tenemos que hacer un cambio. Vamos a empezar por lo de la temperatura.
La temperatura, para pasarlo a Kelvin, hay que sumar 273. Por lo tanto serán 293 Kelvin. Este cambio es sencillito. Y aquí tendremos que hacer factura. de conversión para pasar de milímetros de mercurio a atmósferas, que es lo que necesitamos para la presión en esta fórmula.
Y debemos saber en este factor de conversión que milímetros de mercurio los tenemos que poner abajo para que se nos vayan y arriba tenemos que poner atmósferas. Y la relación entre milímetros de mercurio y atmósferas debemos también saberla de memoria. Debemos saber que una atmósfera son 760 milímetros de mercurio. Entonces ahora ya se mirían milímetros de mercurio con milímetros de mercurio, me quedaría... esta unidad para la presión y calcularía 710 por 1 entre 760, aquí me saldría en este caso 0,93.
Entonces ya puedo irme a la fórmula y sustituir porque la presión ya la tengo en atmósferas, que es 0,93 atmósferas por el volumen que me lo ha dado ya directamente en litros, ahí no tengo que cambiar nada. igual a n, que la n es el número de moles y es lo que quiero yo saber, por eso me va a quedar como esa incógnita la r, que debemos conocerla 0,082, por la temperatura que es 293. Entonces aquí si opero todo esto, despejo n, al final me quedará una fracción, no sé si se ve, en la cual el numerador será este y aquí el denominador, dividiendo todo esto. Entonces si multiplico 0,93 por 9 será... 8,37 y aquí esto 0,082 por 293 que pasará dividiendo me quedará 24,026. Entonces ya con esto voy a calcular el número de moles.
Al dividir esto me saldrá 0,35 moles de este nitrógeno de N2. ¿Ok? Entonces veis como efectivamente... Con 9 litros que tenemos de este nitrógeno no llegamos ni siquiera a un mol.
Por lo tanto, tenemos que ver ahora los cálculos que saldrían de cada uno de estos compuestos. Pero no es necesario porque vamos a centrarnos solo en el que nos preguntan. Pero ya tenemos un dato importante.
Que 9 litros son, en realidad, 0,35 moles de NO2. Perdón. de N2, de nitrógeno.
Seguimos. Voy a borrar ya ahora todos estos cálculos porque entiendo que de aquí ya no vamos a necesitar nada más. Y vamos ahora ya entonces a ver qué podemos hacer para llegar ahora a calcular los gramos de este reactivo. Para establecer una relación entre este y este, sabemos que en la...
ecuación inicial teníamos que un mol de esto, de este compuesto nos daba al final uno de estos, entonces podríamos hacer la relación de que un mol de este compuesto nos daría igual a un mol de N2, pero si lo que tengo en realidad son 0,35 moles de N2 pues ¿cuántos tendré de este? pues también No hace falta ni siquiera que opere. Si tengo un mol de este, me da un mol de este. Si me ha dado 0,35 moles de este, pues me va a dar también 0,35. Entonces aquí ni siquiera haría falta operar, pero os lo establezco para que lo veáis.
Como sería incluso con una regla de 3. O sea que sabemos que aquí también tenemos 0,35 moles de esta sustancia. ¡Anda! Y si tenemos 0,35 moles de esta sustancia... Yo si calculo su masa molar, y ahí es donde entra en juego la masa molar, sé lo que pesa un mol, sé la masa de un mol.
Y luego puedo establecer la relación necesaria para una regla de 3, para hallar entonces 0,35 moles. Y eso es lo que vamos a hacer. Vamos a calcular la masa molar de este compuesto, que ya sabéis, para la masa molar, las masas atómicas de cada uno de estos elementos.
que si no las tenéis, bueno yo os voy a ir dando los datos si no los podéis mirar también en la tabla periódica pero el nitrógeno sabemos que es 14 y como hay solo un nitrógeno pues pongo el 14 solo una vez le sumo ahora las del hidrógeno que es 1 por cada 1 y como hay 4, 1 por 4 que es 4 más el cloro que es 35,5 si hacemos toda esta suma nos dará una masa molar de 53,5 gramos por mol ¿Esto qué quiere decir? Que un mol de esta sustancia son 53,5 gramos. Entonces ya tengo para hacer mi regla de 3. Mi regla de 3 que me dice, si un mol son 53,5 gramos, si no tengo un mol y lo que tengo, que es lo que he calculado, son 0,35 moles, ¿Cuántos gramos tendré? Que es lo que me pregunta el problema. Y ya llegamos a calcularlo.
Aquí arriba, porque no se ve si no, hacemos los cálculos. 1 es a 0.35 como 53,5 es a x. Y despejando x nos sale la multiplicación de 0.35 por 53,5 que da un resultado de 18. 18,725 gramos.
Y esta es la solución a la pregunta que nos decía cuántos gramos de esta sustancia deberíamos emplear para finalmente que nos salgan 9 litros de nitrógeno. Y estos son los gramos que deberíamos emplear. Vamos ahora con este problema que nos dice. Teniendo...
la reacción esa que ya tenemos aquí escrita, calcula los gramos de amoníaco que se necesitarán para que reaccionen 16,5 moles de monóxido de nitrógeno. Interesante. Entonces, en realidad nos están preguntando, calcula los gramos de amoníaco, es decir, aquí tenemos los gramos de amoníaco, gramos, para que reaccionen 16,5 moles de esta sustancia. Bien, y mirad, aquí como tenemos, en realidad lo que nos da son los moles de esta sustancia, vamos a ver si conseguimos saber los gramos que tenemos de esta sustancia. de alguna manera.
Y es que sí que sabemos, tenemos un dato importante que es que ya tenemos además ajustada la reacción, cosa importante. En muchos de estos ejercicios las reacciones están sin ajustar y a veces os incluyen un apartado a que es ajustar la reacción, pero hay veces que no y tenemos que ser nosotros capaces de ver que esa reacción no está ajustada. En este caso sí está ajustada, como veis. Si no lo estuviera tendríais que incluir ese primer paso de poner poneros a ajustar esa reacción y llegaríais a esto.
Pues esto quiere decir que tenemos 4 moles. Si nos fijamos en moles, aquí tenemos 4, aquí tenemos 6 moles, este 6, aquí tenemos 5 moles y aquí 6 moles. Entonces, si yo calculo aquí cuántos gramos hay en 4 moles, que es la masa molar de NH3, vamos a calcular la masa molar de NH3, La masa molar es, bueno, la voy a poner aquí abajo porque luego lo voy a multiplicar.
Masa molar de NH3, del amoníaco. En nitrógeno sabemos que su masa es 14. Y del hidrógeno es 1. Pero como es por 3 que hay de hidrógeno, hay 3. Entonces son 17 gramos por mol. Pero ¿cuántos moles hay aquí?
Hay 4. Pues 4 por cada mol, que son 17. Aquí tenemos entonces en esta reacción tal cual 4 moles que si lo multiplicamos por 17 nos salen 68 gramos. O sea, estos 4 moles del amoníaco son 68 gramos. Vamos ahora con esta que es de la que nos dan el dato, también nos interesa conocer cuántos gramos habría en 6 moles.
Vamos a calcular la masa molar que sería nitrógeno que es 14 y oxígeno que es 16. Tendríamos al final la suma de esto, que sería 30 gramos por cada mol. Pero es que no hay solo un mol, hay 6. Pues tengo que multiplicar 6 por cada mol, que son 30. 6 por 30 son 180 gramos. Entonces aquí ya puedo establecer la relación, fijaos.
Si yo sé aquí, yo sé que 6 moles... Voy a establecerla en azul para que lo veáis. Y lo voy a hacer aquí. 6 moles.
Es lo que acabo de calcular. Si sé que 6 moles de esto son 180 gramos. Bueno, no. Con 6 moles de esto, porque yo quiero cambiar a esta sustancia. No voy a hacer la variación con esto.
Sé que si hay 6 moles de esto, va a haber 4 moles de estos que equivalen a... ¿A cuántos gramos de esta sustancia? Porque es lo que yo quiero hallar.
A 68 gramos. del amoníaco. Pues si en vez de tener 6 moles tengo los 16,5 que me dice el problema, la situación ha cambiado, ¿cuántos gramos tendré entonces? Esta va a ser mi x y ya lo podemos calcular. Haríamos la regla de 3. x sería la multiplicación de 16,5 por...
68, todo ello entre 6. Que si multiplicamos eso y lo dividimos entre 6, nos saldrá 187 gramos. ¿De qué sustancia estamos calculando aquí? Gramos de amoníaco.
Y eso sería lo que nos preguntaría este problema. ¿Cuántos calcula los gramos de amoníaco que se necesitan? Si en vez de tener 6 moles lo que tenemos son 16,5.
Y ya los tenemos aquí calculados. Se necesitarían 187 gramos de amoníaco. Es un resultado además que es lógico.
Aquí os animo también a que reviséis esos resultados que os salen. Porque si sé que 4 moles... Aquí tengo 6 moles. Pero en el problema me los ha aumentado y me dice si en vez de 6 tuviéramos 16,5... Por lo tanto, sé que va a haber más gramos de esto, seguro.
Y aquí también, si aquí de 6 ha pasado 16,5, aquí en proporción también va a aumentar. De 4 moles va a pasar más. Por lo tanto, tiene que ser más seguro que 68 gramos.
Con esto quiero decir que si por lo que sea os sale una cantidad menor de 68, tiene que saltar la alarma. Algo hemos hecho mal, porque no es un resultado lógico en este problema. Y hasta aquí el vídeo de hoy.
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Adiós.