Fases y clasificación de la materia La materia se define como todo lo que ocupa espacio y tiene masa, y está a nuestro alrededor. Los sólidos y los líquidos son más obviamente materia: podemos ver que ocupan espacio y su peso nos indica que tienen masa. Los gases también son materia; si los gases no ocuparan espacio, un globo no se inflaría (aumentaría su volumen) al llenarse de gas. Sólido, líquido y gaseoso son los tres estados de la materia que se encuentran comúnmente en la tierra ( ). Un sólido es rígido y posee una forma definida. Un líquido fluye y adopta la forma de su recipiente, salvo que forme una superficie superior plana o ligeramente curvada al actuar sobre ella la gravedad (en gravedad cero, los líquidos adoptan una forma esférica). Tanto las muestras líquidas como las sólidas tienen volúmenes que son casi independientes de la presión. Un gas toma la forma y el volumen de su recipiente. Los tres estados o fases más comunes de la materia son sólido, líquido y gaseoso. Un cuarto estado de la materia, el plasma, se da de forma natural en el interior de las estrellas. Un plasma es un estado gaseoso de la materia que contiene un número apreciable de partículas cargadas eléctricamente ( ). La presencia de estas partículas cargadas confiere propiedades únicas a los plasmas que justifican su clasificación como un estado de la materia distinto de los gases. Además de las estrellas, los plasmas se encuentran en algunos otros ambientes de alta temperatura (tanto naturales como artificiales), como los rayos, ciertas pantallas de televisión e instrumentos analíticos especializados que se utilizan para detectar trazas de metales. Un soplete de plasma puede utilizarse para cortar metal (créditos: "Hypertherm"/Wikimedia Commons). En una minúscula célula de un televisor de plasma, el plasma emite luz ultravioleta, que a su vez hace que la pantalla de ese lugar tenga un color específico. La composición de estos pequeños puntos de color constituye la imagen que se ve. Vea este video para saber más sobre el plasma y los lugares donde se encuentra. Algunas muestras de materia parecen tener propiedades de sólidos, líquidos o gases al mismo tiempo. Esto puede ocurrir cuando la muestra está compuesta por muchos trozos pequeños. Por ejemplo, podemos verter la arena como si fuera un líquido porque está compuesta por muchos granos pequeños de arena sólida. La materia también puede tener propiedades de más de un estado cuando es una mezcla, como ocurre con las nubes. Las nubes parecen comportarse como gases, pero en realidad son mezclas de aire (gas) y pequeñas partículas de agua (líquida o sólida). La masa de un objeto es una medida de la cantidad de materia que contiene. Una forma de medir la masa de un objeto es medir la fuerza que se necesita para acelerar el objeto. Se necesita mucha más fuerza para acelerar un automóvil que una bicicleta porque el automóvil tiene mucha más masa. Una forma más común de determinar la masa de un objeto es utilizar una balanza para comparar su masa con una masa estándar. Aunque el peso está relacionado con la masa, no es lo mismo. El peso se refiere a la fuerza que la gravedad ejerce sobre un objeto. Esta fuerza es directamente proporcional a la masa del objeto. El peso de un objeto cambia cuando cambia la fuerza de gravedad, pero su masa no. La masa de un astronauta no cambia solo porque vaya a la luna. Pero su peso en la luna es solo una sexta parte de su peso en la tierra porque la gravedad de la luna es solo una sexta parte de la de la tierra. Puede sentirse "sin peso" durante su viaje cuando experimenta fuerzas externas insignificantes (gravitacionales o de cualquier otro tipo), aunque, por supuesto, nunca está "sin masa". La ley de conservación de la materia resume muchas observaciones científicas sobre la materia: afirma que no hay ningún cambio detectable en la cantidad total de materia presente cuando la materia se convierte de un tipo a otro (un cambio químico) o cambia entre los estados sólido, líquido o gaseoso (un cambio físico) . La fabricación de cerveza y el funcionamiento de las pilas son ejemplos de la conservación de la materia ( ). Durante la elaboración de la cerveza, los ingredientes (agua, levadura, cereales, malta, lúpulo y azúcar) se convierten en cerveza (agua, alcohol, carbonatación y sustancias aromáticas) sin que se produzca una pérdida real de sustancia. Esto se ve más claramente durante el proceso de embotellado, cuando la glucosa se convierte en etanol y dióxido de carbono y la masa total de las sustancias no cambia. Esto también puede verse en una batería de plomo y ácido de un automóvil: las sustancias originales (plomo, óxido de plomo y ácido sulfúrico), que son capaces de producir electricidad, se transforman en otras sustancias (sulfato de plomo y agua) que no producen electricidad, sin que cambie la cantidad real de materia. (a) La masa de materiales precursores de la cerveza es la misma que la masa de cerveza producida: el azúcar se ha convertido en alcohol y dióxido de carbono. (b) La masa del plomo, del óxido de plomo y del ácido sulfúrico consumida por la producción de electricidad es exactamente igual a la masa del sulfato de plomo y del agua que se forma. Aunque esta ley de conservación es válida para todas las conversiones de la materia, los ejemplos convincentes son escasos y poco frecuentes porque, fuera de las condiciones controladas de un laboratorio, rara vez recogemos todo el material que se produce durante una conversión determinada. Por ejemplo, cuando se come, se digiere y se asimila la comida, se conserva toda la materia del alimento original. Pero como una parte de la materia se incorpora al cuerpo y otra parte se excreta en forma de diversos tipos de residuos, es difícil de verificar mediante mediciones. Clasificación de la materia La materia puede clasificarse en varias categorías. Dos grandes categorías son las mezclas y las sustancias puras. Una sustancia pura tiene una composición constante. Todas las muestras de una sustancia pura tienen exactamente la misma composición y propiedades. Cualquier muestra de sacarosa (azúcar de mesa) está compuesta por un 42,1 % de carbono, un 6,5 % de hidrógeno y un 51,4 % de oxígeno en masa. Cualquier muestra de sacarosa tiene también las mismas propiedades físicas, como el punto de fusión, el color y el dulzor, independientemente de la fuente de la que se haya aislado. Las sustancias puras pueden dividirse en dos clases: elementos y compuestos. Las sustancias puras que no pueden descomponerse en sustancias más simples mediante cambios químicos se denominan elementos . El hierro, la plata, el oro, el aluminio, el azufre, el oxígeno y el cobre son ejemplos comunes de los más de 100 elementos, de los cuales unos 90 se dan de forma natural en la Tierra y unas dos docenas se han creado en laboratorios. Las sustancias puras, formadas por dos o más elementos, se denominan compuestos . Los compuestos se descomponen mediante cambios químicos para producir elementos u otros compuestos, o ambos. El óxido de mercurio (II), un sólido anaranjado y cristalino, puede descomponerse por el calor en los elementos mercurio y oxígeno ( ). Cuando se calienta en ausencia de aire, el compuesto sacarosa se descompone en el elemento carbono y el compuesto agua (la fase inicial de este proceso, cuando el azúcar se vuelve marrón, se conoce como caramelización, y es lo que confiere el característico sabor dulce y a nuez a las manzanas caramelizadas, las cebollas caramelizadas y el caramelo). El cloruro de plata(I) es un sólido blanco que puede descomponerse en sus elementos, plata y cloro, por absorción de la luz. Esta propiedad es la base del uso de este compuesto en las películas fotográficas y en los lentes fotocromáticos (aquellos que se oscurecen al exponerse a la luz). (a) El compuesto óxido de mercurio(II), (b) cuando se calienta, (c) se descompone en gotas plateadas de mercurio líquido y oxígeno gaseoso invisible (créditos: modificación del trabajo de Paul Flowers). Muchos compuestos se descomponen al calentarse. Este sitio muestra la descomposición del óxido de mercurio, HgO. También puede ver un ejemplo de la descomposición fotoquímica del cloruro de plata (AgCl), base del origen de la fotografía. Las propiedades de los elementos combinados son diferentes a las del estado libre o no combinado. Por ejemplo, el azúcar blanco cristalino (sacarosa) es un compuesto resultante de la combinación química del elemento carbono, que es un sólido negro en una de sus formas no combinadas, y los dos elementos hidrógeno y oxígeno, que son gases incoloros cuando no están combinados. El sodio libre, un elemento que es un sólido metálico suave y brillante, y el cloro libre, un elemento que es un gas amarillo-verde, se combinan para formar el cloruro de sodio (sal de mesa), un compuesto que es un sólido blanco y cristalino. Una mezcla está compuesta por dos o más tipos de materia que pueden estar presentes en cantidades variables y que pueden separarse mediante cambios físicos, como la evaporación (más adelante aprenderá más sobre esto). Una mezcla cuya composición varía de un punto a otro se denomina mezcla heterogénea . El aderezo italiano es un ejemplo de mezcla heterogénea ( ). Su composición puede variar, ya que puede prepararse con distintas cantidades de aceite, vinagre y hierbas. No es igual de un punto a otro de la mezcla: una gota puede ser mayoritariamente vinagre, mientras que otra gota puede ser mayoritariamente aceite o hierbas porque el aceite y el vinagre se separan y las hierbas se asientan. Otros ejemplos de mezclas heterogéneas son las galletas de chocolate (podemos ver los trozos de chocolate, las nueces y la masa de las galletas por separado) y el granito (podemos ver el cuarzo, la mica, el feldespato, etc.). Una mezcla homogénea , también llamada solución , presenta una composición uniforme y parece visualmente igual en todo momento. Un ejemplo de solución es una bebida deportiva, que consiste en agua, azúcar, colorante, aromatizante y electrolitos mezclados uniformemente ( ). Cada gota de una bebida deportiva sabe igual porque cada gota contiene las mismas cantidades de agua, azúcar y otros componentes. Tenga en cuenta que la composición de una bebida deportiva puede variar: puede estar hecha con algo más o menos de azúcar, saborizantes u otros componentes, y seguir siendo una bebida deportiva. Otros ejemplos de mezclas homogéneas son el aire, el sirope de arce, la gasolina y una solución de sal en agua. (a) El aderezo de aceite y vinagre para ensaladas es una mezcla heterogénea porque su composición no es uniforme en todas sus partes. (b) Una bebida deportiva comercial es una mezcla homogénea porque su composición es uniforme en toda su extensión (créditos: foto (a) a la izquierda: modificación del trabajo de John Mayer; foto (a) a la derecha: modificación del trabajo de Umberto Salvagnin; foto (b) a la izquierda: modificación del trabajo de Jeff Bedford). Aunque hay poco más de 100 elementos, decenas de millones de compuestos químicos resultan de diferentes combinaciones de estos elementos. Cada compuesto tiene una composición específica y posee propiedades químicas y físicas definidas que lo distinguen de todos los demás compuestos. Y, por supuesto, hay innumerables formas de combinar elementos y compuestos para formar diferentes mezclas. En la se muestra un resumen de cómo distinguir entre las distintas clasificaciones principales de la materia. En función de sus propiedades, una sustancia determinada puede clasificarse como una mezcla homogénea, una mezcla heterogénea, un compuesto o un elemento. El 99 % de la corteza terrestre y la atmósfera están compuestas por, aproximadamente, once elementos ( ). El oxígeno constituye casi la mitad y el silicio alrededor de la cuarta parte de la cantidad total de estos elementos. La mayoría de los elementos de la Tierra se encuentran en combinaciones químicas con otros elementos; aproximadamente una cuarta parte de los elementos se encuentran también en estado libre. Composición elemental de la Tierra Elemento Símbolo Porcentaje de masa Elemento Símbolo Porcentaje de masa oxígeno O 49,20 cloro Cl 0,19 silicio Si 25,67 fósforo P 0,11 aluminio Al 7,50 manganeso Mn 0,09 hierro Fe 4,71 carbono C 0,08 calcio Ca 3,39 azufre S 0,06 sodio Na 2,63 bario Ba 0,04 potasio K 2,40 nitrógeno N 0,03 magnesio Mg 1,93 flúor F 0,03 hidrógeno H 0,87 estroncio Sr 0,02 titanio Ti 0,58 todos los demás - 0,47 Átomos y moléculas Un átomo es la partícula más pequeña de un elemento que tiene las propiedades de ese elemento y puede entrar en una combinación química. Consideremos el elemento oro, por ejemplo. Imagine que corta una pepita de oro por la mitad, luego corta una de las mitades por la mitad y repite este proceso hasta que queda un trozo de oro tan pequeño que no se puede cortar por la mitad (por muy pequeño que sea su cuchillo). Esta pieza de oro de tamaño mínimo es un átomo (del griego átomos , que significa "indivisible") ( ). Este átomo dejaría de ser oro si se dividiera más. (a) Esta fotografía muestra una pepita de oro. (b) Un microscopio de túnel de barrido (Scanning-Tunneling Microscope, STM) puede generar vistas de las superficies de los sólidos, como esta imagen de un cristal de oro. Cada esfera representa un átomo de oro (créditos: a: modificación del trabajo del Servicio Geológico de los Estados Unidos; b: modificación del trabajo de "Erwinrossen"/Wikimedia Commons). La primera sugerencia de que la materia está compuesta por átomos se atribuye a los filósofos griegos Leucipo y Demócrito, que desarrollaron sus ideas en el siglo V a. C. Sin embargo, no fue hasta principios del siglo XIX cuando John Dalton (1766-1844), un maestro de escuela británico muy interesado en la ciencia, apoyó esta hipótesis con mediciones cuantitativas. Desde entonces, repetidos experimentos han confirmado muchos aspectos de esta hipótesis, y se ha convertido en una de las teorías centrales de la química. Otros aspectos de la teoría atómica de Dalton se siguen utilizando, pero con pequeñas revisiones (los detalles de la teoría de Dalton se proporcionan en el capítulo sobre átomos y moléculas). Un átomo es tan pequeño que su tamaño es difícil de imaginar. Una de las cosas más pequeñas que podemos ver a simple vista es un solo hilo de una tela de araña: Estas hebras tienen un diámetro de aproximadamente 1/10.000 de un centímetro (0,0001 cm). Aunque la sección transversal de una hebra es casi imposible de ver sin un microscopio, es enorme a escala atómica. Un solo átomo de carbono en la red tiene un diámetro de unos 0,000000015 centímetros, y se necesitarían unos 7.000 átomos de carbono para abarcar el diámetro de la hebra. Para ponerlo en perspectiva, si un átomo de carbono tuviera el tamaño de una moneda de diez centavos, la sección transversal de una hebra sería mayor que un campo de fútbol, lo que requeriría unos 150 millones de “monedas de diez centavos" de átomos de carbono para cubrirla. La muestra vistas microscópicas y a nivel atómico cada vez más cercanas de algodón ordinario. Estas imágenes ofrecen una visión cada vez más cercana: (a) una mota de algodón, (b) una sola fibra de algodón vista con un microscopio óptico (ampliada 40 veces), (c) una imagen de una fibra de algodón obtenida con un microscopio electrónico (con un aumento mucho mayor que el del microscopio óptico); y (d y e) modelos a nivel atómico de la fibra (las esferas de diferentes colores representan átomos de diferentes elementos) (créditos c: modificación de la obra de "Featheredtar"/Wikimedia Commons). Un átomo es tan ligero que su masa también es difícil de imaginar. Mil millones de átomos de plomo (1.000.000.000 de átomos) pesan aproximadamente 3 × 10 -13 gramos, una masa demasiado ligera para ser pesada incluso en las balanzas más sensibles del mundo. Se necesitarían más de 300.000.000.000.000 de átomos de plomo (300 billones, o 3 × 10 14 ) para ser pesados, y solo pesarían 0,0000001 gramos. Es raro encontrar colecciones de átomos individuales. Solo unos pocos elementos, como los gases helio, neón y argón, están formados por un conjunto de átomos individuales que se mueven independientemente unos de otros. Otros elementos, como los gases hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y cloro, se componen de unidades formadas por pares de átomos ( ). Una forma del elemento fósforo consiste en unidades compuestas por cuatro átomos de fósforo. El elemento azufre existe en varias formas, una de las cuales consiste en unidades compuestas por ocho átomos de azufre. Estas unidades se denominan moléculas. Una molécula está formada por dos o más átomos unidos por fuerzas fuertes llamadas enlaces químicos. Los átomos de una molécula se mueven como una unidad, como las latas de refresco de un paquete de seis o un manojo de llaves unidas en un mismo llavero. Una molécula puede estar formada por dos o más átomos idénticos, como las moléculas de los elementos hidrógeno, oxígeno y azufre, o puede estar formada por dos o más átomos diferentes, como las moléculas del agua. Cada molécula de agua es una unidad que contiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. Cada molécula de glucosa es una unidad que contiene 6 átomos de carbono, 12 de hidrógeno y 6 de oxígeno. Al igual que los átomos, las moléculas son increíblemente pequeñas y ligeras. Si un vaso de agua ordinario se ampliara al tamaño de la Tierra, las moléculas de agua de su interior tendrían el tamaño de una pelota de golf. Los elementos hidrógeno, oxígeno, fósforo y azufre forman moléculas compuestas por dos o más átomos del mismo elemento. Los compuestos agua, dióxido de carbono y glucosa están formados por combinaciones de átomos de diferentes elementos. Descomposición del agua/producción de hidrógeno El agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno combinados en una relación de 2 a 1. El agua puede descomponerse en gases de hidrógeno y oxígeno mediante la adición de energía. Una forma de hacerlo es con una batería o fuente de alimentación, como se muestra en la ( ). La descomposición del agua se muestra a nivel macroscópico, microscópico y simbólico. La batería proporciona una corriente eléctrica (microscópica) que descompone el agua. A nivel macroscópico, el líquido se separa en los gases hidrógeno (a la izquierda) y oxígeno (a la derecha). Simbólicamente, este cambio se presenta mostrando cómo el H 2 O líquido se separa en los gases H 2 y O 2 . La descomposición del agua implica una reordenación de los átomos de las moléculas de agua en diferentes moléculas, cada una de ellas compuesta por dos átomos de hidrógeno y dos átomos de oxígeno, respectivamente. Dos moléculas de agua forman una molécula de oxígeno y dos de hidrógeno. La representación de lo que ocurre, 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 H 2 ( g ) + O 2 ( g ) , se analizará con mayor profundidad en capítulos posteriores. Los dos gases producidos tienen propiedades claramente diferentes. El oxígeno no es inflamable, pero es necesario para la combustión de un combustible, y el hidrógeno es altamente inflamable y una potente fuente de energía. ¿Cómo se puede aplicar este conocimiento en nuestro mundo? Una de las aplicaciones es la investigación de un transporte más eficiente en cuanto al combustible. Los vehículos de pilas de combustible (fuel-cell vehicles, FCV) funcionan con hidrógeno en lugar de gasolina ( ). Son más eficientes que los vehículos con motor de combustión interna, no son contaminantes y reducen las emisiones de gases de efecto invernadero, haciéndonos menos dependientes de los combustibles fósiles. Sin embargo, los FCV aún no son económicamente viables y la producción actual de hidrógeno depende del gas natural. Si conseguimos desarrollar un proceso para descomponer el agua de forma económica, o producir hidrógeno de otra forma respetuosa con el medio ambiente, los FCV podrían ser el camino del futuro. Una pila de combustible genera energía eléctrica a partir de hidrógeno y oxígeno mediante un proceso electroquímico y solo produce agua como producto de desecho. La química de los teléfonos móviles Imagine lo diferente que sería su vida sin teléfonos móviles ( ) y otros dispositivos inteligentes. Los teléfonos móviles se fabrican a partir de numerosas sustancias químicas, que se extraen, refinan, purifican y ensamblan utilizando un amplio y profundo conocimiento de los principios químicos. Alrededor del 30 % de los elementos que se encuentran en la naturaleza se encuentran en un típico teléfono inteligente. La carcasa/cuerpo/marco está formada por una combinación de polímeros resistentes y duraderos compuestos principalmente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno [acrilonitrilo butadieno estireno (Acrylonitrile Butadiene Styrene, ABS) y policarbonato termoplástico], y metales estructurales ligeros y resistentes, como el aluminio, el magnesio y el hierro. La pantalla de visualización está hecha de un vidrio especialmente endurecido (vidrio de sílice reforzado por la adición de aluminio, sodio y potasio) y recubierto con un material para hacerlo conductor (como el óxido de indio y estaño). La placa de circuito utiliza un material semiconductor (normalmente silicio), metales de uso común como el cobre, el estaño, la plata y el oro, y elementos más desconocidos como el itrio, el praseodimio y el gadolinio. La batería se basa en iones de litio y otros materiales, como hierro, cobalto, cobre, óxido de polietileno y poliacrilonitrilo. Casi un tercio de los elementos naturales se utilizan para fabricar un teléfono móvil (créditos: modificación del trabajo de John Taylor). Conceptos clave y resumen La materia es todo lo que ocupa espacio y tiene masa. El bloque básico de la materia es el átomo, la unidad más pequeña de un elemento que puede formar combinaciones con átomos del mismo tipo o con átomos de otros elementos. En muchas sustancias, los átomos se combinan en moléculas. En la Tierra, la materia existe comúnmente en tres estados: sólidos, de forma y volumen fijos; líquidos, de forma variable, pero volumen fijo; y gases, de forma y volumen variables. En condiciones de alta temperatura, la materia también puede existir como plasma. La mayor parte de la materia es una mezcla: Se compone de dos o más tipos de materias que pueden estar presentes en cantidades variables y pueden separarse por medios físicos. Las mezclas heterogéneas varían su composición de un punto a otro; las mezclas homogéneas tienen la misma composición de un punto a otro. Las sustancias puras están formadas por un solo tipo de materia. Una sustancia pura puede ser un elemento, que consta de un solo tipo de átomo y no puede descomponerse mediante un cambio químico, o un compuesto, que consta de dos o más tipos de átomos. Ejercicios de química del final del capítulo ¿Por qué se utiliza la masa de un objeto, en lugar de su peso, para indicar la cantidad de materia que contiene? ¿Qué propiedades distinguen a los sólidos de los líquidos? ¿A los líquidos de los gases? ¿Sólidos a partir de gases? Los líquidos pueden cambiar su forma (fluir); los sólidos no. Los gases pueden sufrir grandes cambios de volumen al cambiar la presión; los líquidos no. Los gases fluyen y cambian de volumen; los sólidos no. ¿En qué se diferencia una mezcla heterogénea de una homogénea? ¿En qué se parecen? ¿En qué se diferencia una mezcla homogénea de una sustancia pura? ¿En qué se parecen? La mezcla puede tener diversas composiciones; una sustancia pura tiene una composición definida. Ambos tienen la misma composición de punto a punto. ¿En qué se diferencia un elemento de un compuesto? ¿En qué se parecen? ¿En qué se diferencian las moléculas de los elementos y las moléculas de los compuestos? ¿En qué se parecen? Las moléculas de los elementos solo contienen un tipo de átomo; las moléculas de los compuestos contienen dos o más tipos de átomos. Se parecen en que ambos están formados por dos o más átomos unidos químicamente. ¿En qué se diferencia un átomo de una molécula? ¿En qué se parecen? Muchos de los artículos que se compran son mezclas de compuestos puros. Seleccione tres de estos productos comerciales y prepare una lista de los ingredientes que son compuestos puros. Las respuestas variarán. Ejemplo de respuesta: Gatorade contiene agua, azúcar, dextrosa, ácido cítrico, sal, cloruro de sodio, fosfato monopotásico y acetato isobutirato de sacarosa. Clasifique cada uno de los artículos de la siguiente lista como un elemento, un compuesto o una mezcla: (a) cobre (b) agua (c) nitrógeno (d) azufre (e) aire (f) sacarosa (g) una sustancia compuesta por moléculas que contienen cada una dos átomos de yodo (h) gasolina Clasifique cada uno de los artículos de la siguiente lista como un elemento, un compuesto o una mezcla: (a) hierro (b) oxígeno (c) óxido de mercurio (d) sirope para panqueques (e) el dióxido de carbono (f) una sustancia compuesta por moléculas que contienen cada una un átomo de hidrógeno y un átomo de cloro (g) bicarbonato de sodio (h) el polvo de hornear (a) elemento; (b) elemento; (c) compuesto; (d) mezcla; (e) compuesto; (f) compuesto; (g) compuesto; (h) mezcla Un átomo de azufre y una molécula de azufre no son idénticos. ¿Cuál es la diferencia? ¿En qué se parecen las moléculas del oxígeno gaseoso, las del hidrógeno gaseoso y las del agua? ¿En qué se diferencian? En cada caso, una molécula está formada por dos o más átomos combinados. Se diferencian en que los tipos de átomos cambian de una sustancia a otra. ¿Por qué se dice que los astronautas en el espacio “no tienen peso", pero sí “tienen masa"? Prepare una lista de los principales productos químicos consumidos y producidos durante el funcionamiento de un automóvil. Se consume gasolina (una mezcla de compuestos), oxígeno y, en menor medida, nitrógeno. El dióxido de carbono y el agua son los principales productos. El monóxido de carbono y los óxidos de nitrógeno se producen en menor cantidad. La materia está en todas partes a nuestro alrededor. Haga una lista con los nombres de los quince tipos de materia que se encuentra cada día. Su lista debe incluir (y marcar al menos un ejemplo de cada uno) lo siguiente: un sólido, un líquido, un gas, un elemento, un compuesto, una mezcla homogénea, una mezcla heterogénea y una sustancia pura. Cuando el hierro elemental se corroe, se combina con el oxígeno del aire y acaba formando un óxido de hierro(III) de color marrón rojizo llamado óxido. (a) Si un clavo de hierro brillante con una masa inicial de 23,2 g se pesa después de ser recubierto con una capa de óxido, ¿esperaría que la masa hubiera aumentado, disminuido o permanecido igual? Explique. (b) Si la masa del clavo de hierro aumenta a 24,1 g, ¿qué masa de oxígeno se ha combinado con el hierro? (a) Aumentó ya que se habría combinado con el oxígeno del aire aumentando así la cantidad de materia y por lo tanto la masa. (b) 0,9 g Como se indica en el texto, los ejemplos convincentes que demuestran la ley de conservación de la materia fuera del laboratorio son escasos. Indique si la masa aumentaría, disminuiría o se mantendría igual para los siguientes escenarios en los que se producen reacciones químicas: (a) Se coloca exactamente una libra de masa de pan en un molde. La masa se cuece en un horno a 350 °F liberando un maravilloso aroma a pan recién horneado durante el proceso de cocción. ¿La masa del pan horneado es menor, mayor o igual que la libra de masa original? Explique. (b) Cuando el magnesio arde en el aire se produce una ceniza blanca y escamosa de óxido de magnesio. ¿La masa de óxido de magnesio es menor, mayor o igual que el trozo de magnesio original? Explique. (c) Antoine Lavoisier, el científico francés al que se le atribuye la primera ley de conservación de la materia, calentó una mezcla de estaño y aire en un matraz sellado para producir óxido de estaño. ¿La masa del matraz cerrado y del contenido disminuyó, aumentó o permaneció igual después del calentamiento? La levadura convierte la glucosa en etanol y dióxido de carbono durante la fermentación anaeróbica, tal y como se representa en la sencilla ecuación química que aparece aquí: glucosa ⟶ etanol + dióxido de carbono (a) Si se convierten completamente 200,0 g de glucosa, ¿cuál será la masa total de etanol y dióxido de carbono producida? (b) Si la fermentación se lleva a cabo en un recipiente abierto, ¿esperaría que la masa del recipiente y del contenido después de la fermentación fuera menor, mayor o igual que la masa del recipiente y del contenido antes de la fermentación? Explique. (c) Si se producen 97,7 g de dióxido de carbono, ¿qué masa de etanol se produce? (a) 200,0 g; (b) La masa del recipiente y del contenido disminuiría ya que el dióxido de carbono es un producto gaseoso y saldría del recipiente. (c) 102,3 g átomo partícula más pequeña de un elemento que puede entrar en una combinación química compuesto sustancia pura que puede descomponerse en dos o más elementos elemento sustancia que se compone de un solo tipo de átomo; una sustancia que no puede descomponerse por un cambio químico gas estado en el que la materia no tiene ni volumen ni forma definidos mezcla heterogénea combinación de sustancias con una composición que varía de un punto a otro mezcla homogénea (también, solución) combinación de sustancias con una composición uniforme en toda su extensión líquido estado de la materia que tiene un volumen definido, pero una forma indefinida ley de conservación de la materia cuando la materia se convierte de un tipo a otro o cambia de forma, no hay un cambio detectable en la cantidad total de materia presente masa propiedad fundamental que indica la cantidad de materia materia cualquier cosa que ocupe espacio y tenga masa mezcla materia que puede separarse en sus componentes por medios físicos molécula conjunto de enlaces de dos o más átomos de un mismo o diferente elemento plasma estado gaseoso de la materia que contiene un gran número de átomos o moléculas cargadas eléctricamente sustancia pura sustancia homogénea que tiene una composición constante sólido estado de la materia que es rígido, tiene una forma definida y tiene un volumen bastante constante peso fuerza que la gravedad ejerce sobre un objeto

Ciencia


Propiedades físicas y químicas Las características que distinguen una sustancia de otra se llaman propiedades. Una propiedad física es una característica de la materia que no está asociada a un cambio en su composición química. Algunos ejemplos conocidos de propiedades físicas son la densidad, el color, la dureza, los puntos de fusión y ebullición y la conductividad eléctrica. Algunas propiedades físicas, como la densidad y el color, pueden observarse sin cambiar el estado físico de la materia. Otras propiedades físicas, como la temperatura de fusión del hierro o la temperatura de congelación del agua, solo pueden observarse cuando la materia sufre un cambio físico. Un cambio físico es un cambio en el estado o las propiedades de la materia sin que se produzca un cambio en las identidades químicas de las sustancias contenidas en la materia. Los cambios físicos se observan cuando la cera se derrite, cuando el azúcar se disuelve en el café y cuando el vapor se condensa en agua líquida ( ). Otros ejemplos de cambios físicos son la magnetización y desmagnetización de metales (como se hace con las etiquetas de seguridad antirrobo habituales) y la molienda de sólidos en polvo (que a veces puede producir cambios de color notables). En cada uno de estos ejemplos, hay un cambio en el estado físico, la forma o las propiedades de la sustancia, pero no hay cambio en su composición química. (a) La cera sufre un cambio físico cuando la cera sólida se calienta y forma cera líquida. (b) El vapor que se condensa dentro de una olla es un cambio físico, ya que el vapor de agua se convierte en agua líquida (créditos a: modificación de la obra por "95jb14"/Wikimedia Commons; créditos b: modificación de la obra por "mjneuby"/Flickr). El cambio de un tipo de materia en otro tipo (o la incapacidad de cambiar) es una propiedad química . Algunos ejemplos de propiedades químicas son la inflamabilidad, la toxicidad, la acidez y muchos otros tipos de reactividad. El hierro, por ejemplo, se combina con el oxígeno en presencia del agua para formar óxido; el cromo no se oxida ( ). La nitroglicerina es muy peligrosa porque explota con facilidad; el neón no representa casi ningún peligro porque es muy poco reactivo. (a) Una de las propiedades químicas del hierro es que se oxida; (b) una de las propiedades químicas del cromo es que no se oxida (créditos a: modificación del trabajo de Tony Hisgett; créditos b: modificación del trabajo de "Atoma"/Wikimedia Commons). Un cambio químico siempre produce uno o más tipos de materia que difieren de la materia presente antes del cambio. La formación de óxido es un cambio químico porque el óxido es un tipo de materia diferente del hierro, el oxígeno y el agua presentes antes de que se formara el óxido. La explosión de la nitroglicerina es un cambio químico porque los gases producidos son tipos de materia muy diferentes de la sustancia original. Otros ejemplos de cambios químicos son las reacciones que se llevan a cabo en un laboratorio (como la reacción del cobre con el ácido nítrico), todas las formas de combustión (quema) y la cocción, digestión o putrefacción de los alimentos ( ). (a) El cobre y el ácido nítrico sufren un cambio químico para formar nitrato de cobre y dióxido de nitrógeno gaseoso de color marrón. (b) Durante la combustión de una cerilla, la celulosa de la cerilla y el oxígeno del aire sufren un cambio químico para formar dióxido de carbono y vapor de agua. (c) La cocción de la carne roja provoca una serie de cambios químicos, entre ellos la oxidación del hierro de la mioglobina que da lugar al conocido cambio de color rojo a marrón. (d) El hecho de que un plátano se vuelva marrón es un cambio químico al formarse nuevas sustancias más oscuras (y menos sabrosas) (créditos b: modificación del trabajo de Jeff Turner; créditos c: modificación del trabajo de Gloria Cabada-Leman; créditos d: modificación del trabajo de Roberto Verzo). Las propiedades de la materia se dividen en dos categorías. Si la propiedad depende de la cantidad de materia presente, es una propiedad extensiva . La masa y el volumen de una sustancia son ejemplos de propiedades extensivas; por ejemplo, un galón de leche tiene una masa mayor que un vaso de leche. El valor de una propiedad extensiva es directamente proporcional a la cantidad de materia en cuestión. Si la propiedad de una muestra de materia no depende de la cantidad de materia presente, es una propiedad intensiva . La temperatura es un ejemplo de propiedad intensiva. Si el galón y la taza de leche están cada uno a 20 °C (temperatura ambiente), cuando se combinan, la temperatura sigue siendo de 20 °C. Como otro ejemplo, considere las propiedades distintas, pero relacionadas del calor y la temperatura. Una gota de aceite de cocina caliente salpicada en el brazo provoca una breve y leve molestia, mientras que una olla de aceite caliente produce graves quemaduras. Tanto la gota como la olla de aceite están a la misma temperatura (propiedad intensiva), pero la olla contiene claramente mucho más calor (propiedad extensiva). Diamante de peligro Es posible que haya visto el símbolo que aparece en la en los envases de productos químicos en un laboratorio o lugar de trabajo. A veces lo llaman "diamante de fuego" o "diamante de peligro", este diamante de peligro químico proporciona una valiosa información que resume brevemente los diversos peligros de los que hay que ser consciente cuando se trabaja con una sustancia concreta. El diamante de peligro de la Agencia Nacional de Protección contra Incendios (National Fire Protection Agency, NFPA) resume los principales peligros de una sustancia química. El Sistema de Identificación de Peligros 704 de la Agencia Nacional de Protección contra Incendios (NFPA) fue desarrollado por la NFPA para proporcionar información de seguridad sobre ciertas sustancias. El sistema describe los riesgos de inflamabilidad, reactividad, salud y otros. Dentro del símbolo general del diamante, el diamante superior (rojo) especifica el nivel de riesgo de incendio (rango de temperatura para el punto de inflamabilidad). El diamante azul (izquierda) indica el nivel de peligro para la salud. El diamante amarillo (derecha) describe los riesgos de reactividad, como la facilidad con la que la sustancia sufrirá una detonación o un cambio químico violento. El diamante blanco (inferior) señala los peligros especiales, como si es un oxidante (que permite que la sustancia arda en ausencia de aire/oxígeno), sufre una reacción inusual o peligrosa con el agua, es corrosiva, acídica, alcalina, un peligro biológico, radiactiva, etc. Cada peligro se clasifica en una escala de 0 a 4, siendo 0 ningún peligro y 4 extremadamente peligroso. Aunque muchos elementos difieren drásticamente en sus propiedades químicas y físicas, algunos elementos tienen propiedades similares. Por ejemplo, muchos elementos conducen bien el calor y la electricidad, mientras que otros son conductores deficientes. Estas propiedades pueden utilizarse para clasificar los elementos en tres clases: metales (elementos que conducen bien), no metales (elementos que conducen de forma deficiente) y metaloides (elementos que tienen conductividades intermedias). La tabla periódica es una tabla que agrupa los elementos con propiedades similares ( ). Aprenderá más sobre la tabla periódica a medida que continúe su estudio de la química. La tabla periódica muestra cómo los elementos pueden agruparse según ciertas propiedades similares. Tenga en cuenta que el color de fondo indica si un elemento es un metal, un metaloide o un no metal, mientras que el color del símbolo del elemento indica si es un sólido, un líquido o un gas. Conceptos clave y resumen Todas las sustancias tienen propiedades físicas y químicas distintas, y pueden sufrir cambios físicos o químicos. Las propiedades físicas, como la dureza y el punto de ebullición, y los cambios físicos, como la fusión o la congelación, no implican un cambio en la composición de la materia. Las propiedades químicas, como la inflamabilidad y la acidez, y los cambios químicos, como la oxidación, implican la producción de una materia diferente a la presente. Las propiedades medibles pertenecen a una de las dos categorías. Las propiedades extensivas dependen de la cantidad de materia presente, por ejemplo, la masa del oro. Las propiedades intensivas no dependen de la cantidad de materia presente, por ejemplo, la densidad del oro. El calor es un ejemplo de propiedad extensiva, y la temperatura es un ejemplo de propiedad intensiva. Ejercicios de Química del final del capítulo Clasifique las seis propiedades subrayadas en el siguiente párrafo como químicas o físicas: El flúor es un gas amarillo pálido que reacciona con la mayoría de las sustancias . El elemento libre se funde a -220 °C y hierve a -188 °C . Los metales finamente divididos arden en flúor con una llama brillante. Diecinueve gramos de flúor reaccionarán con 1,0 gramos de hidrógeno . Clasifique cada uno de los siguientes cambios como físicos o químicos: (a) condensación del vapor (b) quema de gasolina (c) acidificación de la leche (d) disolución del azúcar en el agua (e) fundición del oro (a) físico; (b) químico; (c) químico; (d) físico; (e) físico Clasifique cada uno de los siguientes cambios como físicos o químicos: (a) la quema de carbón (b) fusión del hielo (c) mezclar sirope de chocolate con leche (d) explosión de un petardo (e) magnetización de un destornillador El volumen de una muestra de oxígeno gaseoso cambió de 10 mL a 11 mL al cambiar la temperatura. ¿Es un cambio químico o físico? físico Un volumen de 2,0 litros de hidrógeno gaseoso se combina con 1,0 litros de oxígeno gaseoso para producir 2,0 litros de vapor de agua. ¿El oxígeno sufre un cambio químico o físico? Explique la diferencia entre propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia considerada, mientras que el valor de una propiedad intensiva es el mismo independientemente de la cantidad de materia considerada. Identifique las siguientes propiedades como extensivas o intensivas. (a) volumen (b) la temperatura (c) humedad (d) calor (e) punto de ebullición La densidad (d) de una sustancia es una propiedad intensiva que se define como la relación entre su masa (m) y su volumen (V). densidad = masa volumen d = m V Considerando que tanto la masa como el volumen son propiedades extensivas, explique por qué su relación, la densidad, es intensiva. Al ser propiedades extensivas, tanto la masa como el volumen son directamente proporcionales a la cantidad de sustancia estudiada. Al dividir una propiedad extensiva entre otra, se "anula" esta dependencia de la cantidad, dando lugar a una relación independiente de la cantidad (una propiedad intensiva). cambio químico cambio que produce un tipo de materia diferente a la original propiedad química comportamiento relacionado con el cambio de un tipo de materia en otro tipo de materia propiedad extensiva propiedad de una sustancia que depende de la cantidad de esta propiedad intensiva propiedad de una sustancia que es independiente de la cantidad de esta cambio físico cambio en el estado o las propiedades de la materia que no implica un cambio en su composición química propiedad física característica de la materia que no está asociada a ningún cambio en su composición química

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Mediciones Las mediciones proporcionan gran parte de la información que sirve de base a las hipótesis, teorías y leyes que describen el comportamiento de la materia y la energía en los dominios macroscópico y microscópico de la química. Toda medición proporciona tres tipos de información: el tamaño o la magnitud de la medición (un número); un patrón de comparación para la medición (una unidad); y una indicación de la incertidumbre de la medición. Mientras que el número y la unidad se representan explícitamente cuando se escribe una cantidad, la incertidumbre es un aspecto del resultado de la medición que se representa más implícitamente y que se tratará más adelante. El número de la medida puede representarse de diferentes maneras, incluida la forma decimal y la notación científica. (La notación científica también se conoce como notación exponencial; en el Apéndice B se puede encontrar una revisión de este tema). Por ejemplo, el peso máximo de despegue de un avión Boeing 777-200ER es de 298.000 kilogramos, lo que también puede escribirse como 2,98 × 10 5 kg. La masa del mosquito medio es de unos 0,0000025 kilogramos, lo que puede escribirse como 2,5 × 10 -6 kg. Las unidades , como los litros, las libras y los centímetros, son estándares de comparación para las mediciones. Una botella de 2 litros de un refresco contiene un volumen de bebida que es el doble del volumen aceptado de 1 litro. La carne con la que se prepara una hamburguesa de 0,25 libras pesa una cuarta parte de lo que se acepta como peso de 1 libra. Sin unidades, un número puede carecer de sentido, ser confuso o poner en peligro la vida. Supongamos que un médico prescribe fenobarbital para controlar las convulsiones de un paciente y establece una dosis de "100" sin especificar las unidades. Esto no solo será confuso para el profesional médico que administra la dosis, sino que las consecuencias pueden ser fatales: 100 mg administrados tres veces al día pueden ser eficaces como anticonvulsivos, pero una sola dosis de 100 g es más de 10 veces la cantidad letal. En la se enumeran las unidades de medida de siete propiedades fundamentales ("unidades base"). Los estándares de estas unidades se fijan por acuerdo internacional y se denominan como el Sistema Internacional de Unidades o Unidades SI (del francés, “Le Système International d'Unités”). El Instituto Nacional de Normas y Tecnología (National Institute of Standards and Technology, NIST) de los Estados Unidos utiliza las unidades del SI desde 1964. Las unidades para otras propiedades pueden derivarse de estas siete unidades base. Unidades básicas del sistema SI Propiedad medida Nombre de la unidad Símbolo de la unidad longitud metro m masa kilogramo kg tiempo segundo s temperatura kelvin K corriente eléctrica amperio A cantidad de sustancia mol mol intensidad luminosa candela cd Las unidades de medida cotidianas suelen definirse como fracciones o múltiplos de otras unidades. La leche se suele envasar en recipientes de 1 galón (4 cuartos), 1 cuarto (0,25 galones) y una pinta (0,5 cuartos). Este mismo enfoque se utiliza con las unidades del SI, pero estas fracciones o múltiplos son siempre potencias de 10. Las unidades fraccionarias o múltiples del SI se nombran utilizando un prefijo y el nombre de la unidad base. Por ejemplo, una longitud de 1.000 metros también se llama kilómetro porque el prefijo kilo significa "mil", que en notación científica es 10 3 (1 kilómetro = 1.000 m = 10 3 m). Los prefijos utilizados y las potencias a las que se elevan 10 se encuentran en la . Prefijos de unidades comunes Prefijo Símbolo Factor Ejemplo femto f 10 −15 1 femtosegundo (fs) = 1 × 10 -15 s (0,000000000000001 s) pico p 10 −12 1 picómetro (pm) = 1 × 10 -12 m (0,000000000001 m) nano n 10 −9 4 nanogramos (ng) = 4 × 10 -9 g (0,000000004 g) micro µ 10 −6 1 microlitro (μL) = 1 × 10 -6 L (0,000001 L) mili m 10 −3 2 milimoles (mmol) = 2 × 10 -3 mol (0,002 mol) centi c 10 −2 7 centímetros (cm) = 7 × 10 -2 m (0,07 m) deci d 10 −1 1 decilitro (dL) = 1 × 10 -1 L (0,1 L ) kilo k 10 3 1 kilómetro (km) = 1 × 10 3 m (1.000 m) mega M 10 6 3 megahercios (MHz) = 3 × 10 6 Hz (3.000.000 Hz) giga G 10 9 8 giga años (Ga) = 8 × 10 9 años (8.000.000.000 años) tera T 10 12 5 teravatios (TW) = 5 × 10 12 W (5.000.000.000.000 W) ¿Necesita un repaso o más práctica con la notación científica? Visite este sitio para repasar los fundamentos de la notación científica. Unidades básicas del SI Las unidades iniciales del sistema métrico, que acabaron evolucionando hacia el sistema SI, se establecieron en Francia durante la Revolución Francesa. Los estándares originales del metro y el kilogramo fueron adoptados allí en 1799 y, con el tiempo, por otros países. En esta sección se presentan cuatro de las unidades básicas del SI utilizadas habitualmente en química. En capítulos posteriores se introducirán otras unidades del SI. Longitud La unidad estándar de longitud , tanto en el sistema SI como en el sistema métrico original, es el metro (m) . Un metro se especificó originalmente como 1/10.000.000 de la distancia del Polo Norte al ecuador. Ahora se define como la distancia que recorre la luz en el vacío en 1/299.792.458 de segundo. Un metro es aproximadamente 3 pulgadas más largo que una yarda ( ); un metro es aproximadamente 39,37 pulgadas o 1,094 yardas. Las distancias más largas suelen indicarse en kilómetros (1 km = 1.000 m = 10 3 m), mientras que las más cortas pueden indicarse en centímetros (1 cm = 0,01 m = 10 –2 m) o en milímetros (1 mm = 0,001 m = 10 –3 m). Se muestran las longitudes relativas de 1 m, 1 yd, 1 cm y 1 in (no el tamaño real), así como las comparaciones de 2,54 cm y 1 in y de 1 m y 1,094 yd. Masa La unidad estándar de masa en el sistema SI es el kilogramo (kg) . El kilogramo fue definido anteriormente por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada ( IUPAC ) como la masa de un objeto de referencia específico. Este objeto era originalmente un litro de agua pura, y más recientemente era un cilindro de metal hecho de una aleación de platino-iridio con una altura y un diámetro de 39 mm ( ). En mayo de 2019, esta definición se cambió por otra que se basa en valores medidos con precisión de varias constantes físicas fundamentales Para conocer más detalles, consulte https://www.nist.gov/pml/weights-and-measures/si-units-mass . Un kilo es aproximadamente 2,2 libras. El gramo (g) es exactamente igual a 1/1.000 de la masa del kilogramo (10 –3 kg). Esta réplica del prototipo de kilogramo, tal y como se definió anteriormente, se encuentra en el Instituto Nacional de Normas y Tecnología (NIST) de Maryland (créditos: Institutos Nacionales de Normas y Tecnología). Temperatura La temperatura es una propiedad intensiva. La unidad de temperatura del SI es el kelvin (K) . La convención de la IUPAC es utilizar kelvin (todo en minúsculas) para la palabra, K (en mayúsculas) para el símbolo de la unidad, y no usar ni la palabra "grado" ni el símbolo de grado (°). El grado Celsius (°C) también está permitido en el sistema SI, utilizándose tanto la palabra "grado" como el símbolo de grado para las mediciones Celsius. Los grados Celsius tienen la misma magnitud que los kelvin, pero las dos escalas colocan sus ceros en lugares diferentes. El agua se congela a 273,15 K (0 °C) y hierve a 373,15 K (100 °C) por definición, y la temperatura normal del cuerpo humano es de aproximadamente 310 K (37 °C). La conversión entre estas dos unidades y la escala Fahrenheit se tratará más adelante en este capítulo. Tiempo La unidad básica de tiempo del SI es el segundo (s) . Los intervalos de tiempo pequeños y grandes pueden expresarse con los prefijos adecuados; por ejemplo, 3 microsegundos = 0,000003 s = 3 × 10 -6 y 5 megasegundos = 5.000.000 s = 5 × 10 6 s. También se pueden utilizar horas, días y años. Unidades derivadas del SI Podemos derivar muchas unidades a partir de las siete unidades básicas del SI. Por ejemplo, podemos utilizar la unidad base de longitud para definir una unidad de volumen, y las unidades base de masa y longitud para definir una unidad de densidad. Volumen El volumen es la medida de la cantidad de espacio que ocupa un objeto. La unidad de volumen estándar del SI está definida por la unidad base de longitud ( ). El volumen estándar es un metro cúbico (m 3 ) , un cubo con una longitud de arista de exactamente un metro. Para dispensar un metro cúbico de agua, podríamos construir una caja cúbica con longitudes de borde de exactamente un metro. Esta caja contendría un metro cúbico de agua o cualquier otra sustancia. Una unidad de volumen más utilizada se deriva del decímetro (0,1 m, o 10 cm). Un cubo con longitudes de aristas de exactamente un decímetro contiene un volumen de un decímetro cúbico (dm 3 ). Un litro (L) es el nombre más común para el decímetro cúbico. Un litro es aproximadamente 1,06 cuartos de galón. Un centímetro cúbico (cm 3 ) es el volumen de un cubo con una longitud de arista de exactamente un centímetro. La abreviatura cc (de c entímetro c úbico) es utilizada a menudo por los profesionales de la salud. Un centímetro cúbico equivale a un mililitro (mL ) y es 1/1.000 de un litro. (a) Se muestran los volúmenes relativos para cubos de 1 m 3 , 1 dm 3 (1 L) y 1 cm 3 (1 mL) (no a escala). (b) Se compara el diámetro de una moneda de diez centavos con la longitud de la arista de un cubo de 1-cm 3 (1 mL). Densidad Utilizamos la masa y el volumen de una sustancia para determinar su densidad. Por lo tanto, las unidades de densidad se definen por las unidades base de masa y longitud. La densidad de una sustancia es la relación entre la masa de una muestra de la sustancia y su volumen. La unidad del SI para la densidad es el kilogramo por metro cúbico (kg/m 3 ). Sin embargo, para muchas situaciones, esta es una unidad inconveniente, y a menudo utilizamos gramos por centímetro cúbico (g/cm 3 ) para las densidades de sólidos y líquidos, y gramos por litro (g/L) para los gases. Aunque hay excepciones, la mayoría de los líquidos y sólidos tienen densidades que oscilan entre unos 0,7 g/cm 3 (la densidad de la gasolina) y 19 g/cm 3 (la densidad del oro). La densidad del aire es de aproximadamente 1,2 g/L. La muestra las densidades de algunas sustancias comunes. Densidades de sustancias comunes Sólidos Líquidos Gases (a 25 °C y 1 atm) hielo (a 0 °C) 0,92 g/cm 3 agua 1,0 g/cm 3 aire seco 1,20 g/L roble (madera) 0,60-0,90 g/cm 3 etanol 0,79 g/cm 3 oxígeno 1,31 g/L hierro 7,9 g/cm 3 acetona 0,79 g/cm 3 nitrógeno 1,14 g/L cobre 9,0 g/cm 3 glicerina 1,26 g/cm 3 dióxido de carbono 1,80 g/L plomo 11,3 g/cm 3 aceite de oliva 0,92 g/cm 3 helio 0,16 g/L plata 10,5 g/cm 3 gasolina 0,70-0,77 g/cm 3 neón 0,83 g/L oro 19,3 g/cm 3 mercurio 13,6 g/cm 3 radón 9,1 g/L Aunque hay muchas formas de determinar la densidad de un objeto, quizá el método más sencillo consista en hallar por separado la masa y el volumen del objeto, y luego dividir la masa de la muestra entre su volumen. En el siguiente ejemplo, la masa se halla directamente mediante el pesaje, pero el volumen se halla indirectamente mediante las mediciones de la longitud. densidad = masa volumen Cálculo de la densidad El oro, en ladrillos, lingotes y monedas, ha sido una forma de moneda durante siglos. Para estafar a la gente y que pague por un ladrillo de oro sin invertir realmente en un ladrillo de oro, se ha pensado en rellenar los centros de los ladrillos de oro huecos con plomo para engañar a los compradores y hacerles creer que todo el ladrillo es de oro. No funciona: el plomo es una sustancia densa, pero su densidad no es tan grande como la del oro, 19,3 g/cm 3 . ¿Cuál es la densidad del plomo si un cubo de plomo tiene una longitud de arista de 2,00 cm y una masa de 90,7 g? Solución La densidad de una sustancia puede calcularse dividiendo su masa entre su volumen. El volumen de un cubo se calcula elevando al cubo la longitud de las aristas. volumen del cubo de plomo = 2,00 cm × 2,00 cm × 2,00 cm = 8,00 cm 3 densidad = masa volumen = 90,7 g 8,00 cm 3 = 11,3 g/cm 3 (En el siguiente apartado hablaremos de la razón del redondeo al primer decimal). Compruebe lo aprendido (a) Con tres decimales, ¿cuál es el volumen de un cubo (cm 3 ) con una longitud de arista de 0,843 cm? (b) Si el cubo de la parte (a) es de cobre y tiene una masa de 5,34 g, ¿cuál es la densidad del cobre con dos decimales? Respuesta: (a) 0,599 cm 3 ; (b) 8,91 g/cm 3 Para aprender más sobre la relación entre masa, volumen y densidad, utilice este simulador interactivo para explorar la densidad de diferentes materiales. Usar el desplazamiento del agua para determinar la densidad Este ejercicio utiliza una simulación para ilustrar un enfoque alternativo para la determinación de la densidad que implica la medición del volumen del objeto a través del desplazamiento del agua. Utilice el simulador para determinar las densidades del hierro y la madera. Solución Haga clic en el botón “turn fluid into water” ("convertir el líquido en agua") en el simulador para ajustar la densidad del líquido en el vaso de precipitados a 1,00 g/mL. Retire el bloque rojo del vaso de precipitados y observe que el volumen de agua es de 25,5 mL. Seleccione la muestra de hierro haciendo clic en “iron” ("hierro") en la tabla de materiales de la parte inferior de la pantalla, coloque el bloque de hierro en el plato de la balanza y observe que su masa es de 31,48 g. Transfiera el bloque de hierro al vaso de precipitados y observe que se hunde, desplazando un volumen de agua igual a su propio volumen y haciendo que el nivel del agua suba a 29,5 mL. Por lo tanto, el volumen del bloque de hierro es: v hierro = 29,5 mL – 25,5 mL = 4,0 mL Se calcula entonces que la densidad del hierro es: densidad = masa volumen = 31,48 g 4,0 mL = 7,9 g/mL Retire el bloque de hierro del vaso de precipitados, cambie el material del bloque por madera y repita las mediciones de masa y volumen. A diferencia del hierro, el bloque de madera no se hunde en el agua, sino que flota en su superficie. Para medir su volumen, arrástrelo por debajo de la superficie del agua para que quede totalmente sumergido. densidad = masa volumen = 1,95 g 3,0 mL = 0,65 g/mL Nota: El comportamiento de hundimiento versus flotación ilustrado en este ejemplo demuestra la propiedad de "flotabilidad" (vea el y el al final del capítulo). Compruebe lo aprendido Siguiendo el método de desplazamiento del agua, utilice el simulador para medir la densidad de la muestra de espuma. Respuesta: 0,230 g/mL Conceptos clave y resumen Las mediciones proporcionan información cuantitativa que es fundamental en el estudio y la práctica de la química. Cada medida tiene una cantidad, una unidad de comparación y una incertidumbre. Las medidas pueden representarse en notación decimal o científica. Los científicos utilizan principalmente unidades del SI (Sistema Internacional), como los metros, los segundos y los kilogramos, así como unidades derivadas, como los litros (para el volumen) y los g/cm 3 (para la densidad). En muchos casos, es conveniente utilizar prefijos que den lugar a unidades fraccionarias y múltiples, como microsegundos (10 -6 segundos) y megahercios (10 6 hercios), respectivamente. Ecuaciones clave densidad = masa volumen Ejercicios de Química del final del capítulo ¿Un litro equivale a una onza, a una pinta, a un cuarto o a un galón? ¿Un metro equivale a una pulgada, a un pie, a una yarda o a una milla? aproximadamente una yarda Indique las unidades de base del SI o las unidades derivadas que son apropiadas para las siguientes mediciones: (a) la longitud de una carrera de maratón (26 millas 385 yardas) (b) la masa de un automóvil (c) el volumen de una piscina (d) la velocidad de un avión (e) la densidad del oro (f) el área de un campo de fútbol (g) la temperatura máxima en el Polo Sur el 1. º de abril de 1913 Indique las unidades de base del SI o las unidades derivadas que son apropiadas para las siguientes mediciones: (a) la masa de la luna (b) la distancia de Dallas a Oklahoma City (c) la velocidad del sonido (d) la densidad del aire (e) la temperatura de ebullición del alcohol (f) el área del estado de Delaware (g) el volumen de una vacuna contra la gripe o el sarampión (a) kilogramos; (b) metros; (c) metros/segundo; (d) kilogramos/metro cúbico; (e) kelvin; (f) metros cuadrados; (g) metros cúbicos Indique el nombre y el símbolo de los prefijos utilizados con las unidades del SI para indicar la multiplicación por las siguientes cantidades exactas. (a) 10 3 (b) 10 -2 (c) 0,1 (d) 10 -3 (e) 1.000.000 (f) 0,000001 Indique el nombre del prefijo y la cantidad indicada por los siguientes símbolos que se utilizan con las unidades base del SI. (a) c (b) d (c) G (d) k (e) m (f) n (g) p (h) T (a) centi-, × 10 -2 ; (b) deci-, × 10 -1 ; (c) Giga-, × 10 9 ; (d) kilo-, × 10 3 ; (e) mili-, × 10 -3 ; (f) nano-, × 10 -9 ; (g) pico-, × 10 -12 ; (h) tera-, × 10 12 Una pieza grande de joyería tiene una masa de 132,6 g. Una probeta graduada contiene inicialmente 48,6 mL de agua. Cuando la joya se sumerge en la probeta graduada, el volumen total aumenta a 61,2 mL. (a) Determine la densidad de esta pieza de joyería. (b) Suponiendo que la joya esté hecha de una sola sustancia, ¿qué sustancia es probable que sea? Explique. Visite esta simulación de densidad y pulse el botón "turn fluid into water" ("convertir el líquido en agua") para ajustar la densidad del líquido en el vaso de precipitados a 1,00 g/mL. (a) Utilice el método de desplazamiento de agua para medir la masa y el volumen del material desconocido (seleccione el bloque verde con signos de interrogación). (b) Utilice los datos de masa y volumen medidos en el paso (a) para calcular la densidad del material desconocido. (c) Acceda al enlace proporcionado. (d) Suponiendo que este material es una piedra preciosa que contiene cobre, identifique sus tres identidades más probables comparando la densidad medida con los valores tabulados en esta guía de densidad de piedras preciosas . (e) ¿Cómo se relacionan la masa y la densidad para bloques del mismo volumen? (a) m = 18,58 g, V = 5,7 mL. (b) d = 3,3 g/mL (c) dioptasa (ciclosilicato de cobre, d = 3,28-3,31 g/mL); malaquita (carbonato básico de cobre, d = 3,25-4,10 g/mL); turmalina de Paraiba (silicato de sodio y boro con cobre, d = 2,82-3,32 g/mL) Visite esta simulación de densidad y haga clic en el botón "reset" ("reiniciar") para asegurarse de que todos los parámetros del simulador están en sus valores por defecto. (a) Utilice el método de desplazamiento de agua para medir la masa y el volumen del bloque rojo. (b) Utilice los datos de masa y volumen medidos en el paso (a) para calcular la densidad del bloque rojo. (c) Utilice el control deslizante verde vertical para ajustar la densidad del fluido a valores muy por encima, luego muy por debajo y finalmente casi iguales a la densidad del bloque rojo, anotando sus observaciones. Visite esta simulación de densidad y pulse el botón "turn fluid into water" ("convertir el líquido en agua") para ajustar la densidad del líquido en el vaso de precipitados a 1,00 g/mL. Cambie el material del bloque por espuma y espere pacientemente hasta que el bloque de espuma deje de subir y bajar en el agua. (a) El bloque de espuma debe estar flotando en la superficie del agua (es decir, solo parcialmente sumergido). ¿Cuál es el volumen de agua desplazado? (b) Utilice el volumen de agua de la parte (a) y la densidad del agua (1,00 g/mL) para calcular la masa de agua desplazada. (c) Retire y pese el bloque de espuma. ¿Cómo se compara la masa del bloque con la masa de agua desplazada de la parte (b)? (a) volumen de agua desplazada = 2,8 mL; (b) masa de agua desplazada = 2,8 g; (c) la masa del bloque es de 2,76 g, esencialmente igual a la masa de agua desplazada (2,8 g) y en consonancia con el principio de Arquímedes de flotabilidad. Celsius (°C) unidad de temperatura; el agua se congela a 0 °C y hierve a 100 °C en esta escala centímetro cúbico (cm 3 o cc) volumen de un cubo con una longitud de arista de exactamente 1 cm metro cúbico (m 3 ) Unidad de volumen del SI densidad relación entre la masa y el volumen de una sustancia u objeto kelvin (K) Unidad de temperatura del SI; 273,15 K = 0 °C kilogramo (kg) unidad de masa estándar del SI; 1 kg = aproximadamente 2,2 libras longitud medida de un objeto de una sola dimensión litro (L) (también, decímetro cúbico) unidad de volumen; 1 L = 1.000 cm 3 metro (m) unidad métrica estándar y del SI de longitud; 1 m = aproximadamente 1,094 yardas mililitro (mL) 1/1.000 de litro; equivale a 1 cm 3 segundo (s) Unidad de tiempo del SI Unidades del SI (Sistema Internacional de Unidades) normas fijadas por acuerdo internacional en el Sistema Internacional de Unidades ( Le Système International d'Unités ) unidad estándar de comparación para las mediciones volumen cantidad de espacio ocupado por un objeto

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Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones El conteo es el único tipo de medición que está libre de incertidumbre, siempre que el número de objetos contados no cambie mientras se realiza el proceso de conteo. El resultado de esta medición de conteo es un ejemplo de número exacto . Al contar los huevos de un cartón, se puede determinar exactamente cuántos huevos contiene el cartón. Los números de las cantidades definidas también son exactos. Por definición, 1 pie es exactamente 12 pulgadas, 1 pulgada es exactamente 2,54 centímetros y 1 gramo es exactamente 0,001 kilogramos. Sin embargo, las cantidades derivadas de mediciones distintas del conteo son inciertas en mayor o menor medida debido a las limitaciones prácticas del proceso de medición utilizado. Cifras significativas en la medición Los números de las cantidades medidas, a diferencia de las cantidades definidas o contadas directamente, no son exactos. Para medir el volumen de un líquido en una probeta graduada, debe hacer una lectura en el fondo del menisco, el punto más bajo de la superficie curva del líquido. Para medir el volumen de líquido en esta probeta graduada, debe subdividir mentalmente la distancia entre las marcas de 21 y 22 mL en décimas de mililitro, y luego hacer una lectura (estimación) en el fondo del menisco. Consulte la ilustración en la . El fondo del menisco en este caso se encuentra claramente entre las marcas 21 y 22, lo que significa que el volumen de líquido es ciertamente mayor de 21 mL, pero menor de 22 mL. El menisco parece estar un poco más cerca de la marca de 22 mL que de la de 21 mL, por lo que una estimación razonable del volumen del líquido sería de 21,6 mL. En el número 21,6, por tanto, los dígitos 2 y 1 son ciertos, pero el 6 es una estimación. Algunas personas podrían estimar que la posición del menisco está igualmente distante de cada una de las marcas y estimar el dígito de la décima posición como 5, mientras que otras podrían pensar que está aún más cerca de la marca de 22 mL y estimar este dígito como 7. Tenga en cuenta que sería inútil intentar estimar un dígito para la centésima, dado que el dígito de la décima es incierto. En general, las escalas numéricas como la de este cilindro graduado permitirán realizar mediciones hasta la décima parte de la división más pequeña de la escala. La escala en este caso tiene divisiones de 1 mL, por lo que los volúmenes pueden medirse con una precisión de 0,1 mL. Este concepto es válido para todas las mediciones, incluso si no se hace una estimación de forma activa. Si coloca una moneda de 25 centavos en una balanza electrónica estándar, puede obtener una lectura de 6,72 g. Las cifras 6 y 7 son ciertas, y el 2 indica que la masa de la moneda de 25 centavos está probablemente entre 6,71 y 6,73 gramos. La moneda de 25 centavos pesa aproximadamente 6,72 gramos, con una incertidumbre nominal en la medición de ± 0,01 gramos. Si la moneda se pesa en una balanza más sensible, la masa podría ser de 6,723 g. Esto significa que su masa está entre 6,722 y 6,724 gramos, lo que supone una incertidumbre de 0,001 gramos. Toda medición tiene cierta incertidumbre , que depende del dispositivo utilizado (y de la habilidad del usuario). Todos los dígitos de una medida, incluido el último dígito incierto, se denominan cifras significativas o dígitos significativos . Tenga en cuenta que el cero puede ser un valor medido; por ejemplo, si se sube a una balanza que muestra el peso a la libra más cercana y muestra "120", entonces el 1 (centenas), el 2 (decenas) y el 0 (unidades) son todos valores significativos (medidos). Un resultado de medición se comunica correctamente cuando sus dígitos significativos representan con precisión la certeza del proceso de medición. Pero ¿qué pasaría si se analizara un valor notificado y se intentara determinar qué es significativo y qué no? Bueno, para empezar, todos los dígitos que no son ceros son significativos, y los ceros son los únicos que requieren alguna reflexión. Utilizaremos los términos "inicial", “último" y "cautivo" para los ceros y estudiaremos cómo tratarlos. Empezando por el primer dígito distinto de cero a la izquierda, cuente este dígito y todos los dígitos restantes a la derecha. Es el número de cifras significativas de la medida, a menos que el último dígito sea un cero a la izquierda del punto decimal. Los ceros cautivos son el resultado de la medición y, por tanto, siempre son significativos. Los ceros a la izquierda, sin embargo, nunca son significativos; simplemente nos indican dónde se encuentra el punto decimal. Los ceros a la izquierda en este ejemplo no son significativos. Podríamos utilizar la notación exponencial (como se describe en el Apéndice B ) y expresar el número como 8,32407 × 10 -3 ; entonces el número 8,32407 contiene todas las cifras significativas, y 10 -3 ubica el punto decimal. El número de cifras significativas es incierto en un número que termina con un cero a la izquierda de la ubicación del punto decimal. Los ceros de la medida 1.300 gramos podrían ser significativos o simplemente indicar dónde se encuentra el punto decimal. La ambigüedad puede resolverse con el uso de la notación exponencial: 1,3 × 10 3 (dos cifras significativas), 1,30 × 10 3 (tres cifras significativas, si se miden las decenas), o 1.300 × 10 3 (cuatro cifras significativas, si también se midió el lugar de las unidades). En los casos en los que solo se dispone del número con formato decimal, es prudente asumir que todos los últimos ceros no son significativos. Al determinar las cifras significativas, asegúrese de prestar atención a los valores comunicados y piense en la medición y las cifras significativas en términos de lo que es razonable o probable al evaluar si el valor tiene sentido. Por ejemplo, el censo oficial de enero de 2014 informó de que la población residente en los EE. UU. era de 317.297.725 personas. ¿Cree usted que la población de los EE. UU. se determinó correctamente con las nueve cifras significativas indicadas, es decir, con el número exacto de personas? Constantemente las personas nacen, mueren o se trasladan al país o fuera de él, y se hacen suposiciones para tener en cuenta el gran número de personas que no se contabilizan realmente. Debido a estas incertidumbres, podría ser más razonable esperar que conozcamos la población con una aproximación de un millón de personas, en cuyo caso la población debería indicarse como 3,17 × 10 8 personas. Cifras significativas en los cálculos Un segundo principio importante de la incertidumbre es que los resultados calculados a partir de una medición son al menos tan inciertos como la propia medición. Hay que tener en cuenta la incertidumbre de las mediciones para no tergiversarla en los resultados calculados. Una forma de hacerlo es informar del resultado de un cálculo con el número correcto de cifras significativas, que está determinado por las siguientes tres reglas de redondeo de números: Al sumar o restar números, redondee el resultado al mismo número de decimales que el número con menos decimales (el valor menos seguro en términos de suma y resta). Al multiplicar o dividir números, redondee el resultado al mismo número de cifras que el número con el menor número de cifras significativas (el menor valor seguro en términos de multiplicación y división). Si el dígito que hay que descartar (el que está inmediatamente a la derecha del dígito que hay que retener) es inferior a 5, "se redondea hacia abajo" y se mantiene el dígito sin modificar; si es superior a 5, "se redondea hacia arriba" y se incrementa el dígito retenido en 1. Si el dígito eliminado es 5, y es el último dígito del número o está seguido solo por ceros, redondee hacia arriba o hacia abajo, lo que dé un valor par para el dígito retenido. Si algún dígito distinto de cero sigue al 5 descartado, redondee hacia arriba. (La última parte de esta regla puede parecerle un poco extraña, pero se basa en estadísticas fiables y tiene por objeto evitar cualquier sesgo al descartar el dígito "5", ya que se acerca por igual a los dos valores posibles del dígito retenido). Los siguientes ejemplos ilustran la aplicación de esta regla en el redondeo de algunos números diferentes a tres cifras significativas: 0,028675 se redondea a 0,0287 (el dígito descartado, 7, es mayor que 5) 18,3384 se redondea "hacia abajo" a 18,3 (el dígito descartado, 3, es menor que 5) 6,8752 redondea "hacia arriba" a 6,88 (el dígito descartado es 5, y le sigue un dígito distinto de cero) 92,85 redondea "hacia abajo" a 92,8 (el dígito descartado es 5, y el dígito retenido es par) Repasemos estas reglas con algunos ejemplos. Redondeo de números Redondee lo siguiente al número de cifras significativas indicado: (a) 31,57 (a dos cifras significativas) (b) 8,1649 (a tres cifras significativas) (c) 0,051065 (a cuatro cifras significativas) (d) 0,90275 (a cuatro cifras significativas) Solución (a) 31,57 se redondea "hacia arriba" a 32 (el dígito descartado es 5, y el dígito retenido es par) (b) 8,1649 se redondea "hacia abajo" a 8,16 (el dígito descartado, 4, es menor que 5) (c) 0,051065 se redondea "hacia abajo" a 0,05106 (el dígito descartado es 5, y el dígito retenido es par) (d) 0,90275 se redondea "hacia arriba" a 0,9028 (el dígito descartado es 5, y el dígito retenido es par) Compruebe lo aprendido Redondee lo siguiente al número de cifras significativas indicado: (a) 0,424 (a dos cifras significativas) (b) 0,0038661 (a tres cifras significativas) (c) 421,25 (a cuatro cifras significativas) (d) 28.683,5 (a cinco cifras significativas) Respuesta: (a) 0,42; (b) 0,00387; (c) 421,2; (d) 28.684 Suma y resta con cifras significativas Regla: Al sumar o restar números, redondee el resultado al mismo número de decimales que el número con menos decimales (es decir, el valor menos seguro en términos de suma y resta). (a) Sume 1,0023 g y 4,383 g. (b) Reste 421,23 g de 486 g. Solución (a) 1,0023 g + 4,383 g 5,3853 g La respuesta es 5,385 g (redondee a la milésima; tres decimales) (b) 486 g – 421,23 g 64,77 g La respuesta es 65 g (redondeado a la unidad; sin decimales) Compruebe lo aprendido (a) Sume 2,334 mL y 0,31 mL. (b) Reste 55,8752 m de 56,533 m. Respuesta: (a) 2,64 mL; (b) 0,658 m Multiplicación y división con cifras significativas Regla: Al multiplicar o dividir números, redondee el resultado al mismo número de dígitos que el número con menos cifras significativas (el valor menos cierto en términos de multiplicación y división). (a) Multiplique 0,6238 cm por 6,6 cm. (b) Divida 421,23 g entre 486 mL. Solución (a) 0,6238 cm × 6,6 cm = 4,11708 cm 2 ⟶ el resultado es 4,1 cm 2 ( redondee a dos cifras significativas ) cuatro cifras significativas × dos cifras significativas ⟶ respuesta de dos cifras significativas (b) 421,23 g 486 mL = 0,866728... g/mL ⟶ el resultado es 0,867 g/mL ( redondee a tres cifras significativas ) cinco cifras significativas tres cifras significativas ⟶ respuesta de tres cifras significativas Compruebe lo aprendido (a) Multiplique 2,334 cm y 0,320 cm. (b) Divida 55,8752 m entre 56,53 s. Respuesta: (a) 0,747 cm 2 (b) 0,9884 m/s En medio de todos estos tecnicismos, es importante tener en cuenta la razón de ser de estas reglas sobre las cifras significativas y el redondeo: representar correctamente la certeza de los valores comunicados y garantizar que un resultado calculado no se represente como más seguro que el valor menos seguro utilizado en el cálculo. Cálculo con cifras significativas Una bañera común mide 13,44 dm de largo, 5,920 dm de ancho y 2,54 dm de profundidad. Suponga que la bañera es rectangular y calcule su volumen aproximado en litros. Solución V = l × w × d = 13,44 dm × 5,920 dm × 2,54 dm = 202,09459 ... dm 3 ( valor de la calculadora ) = 202 dm 3 o 202 L ( respuesta redondeada a tres cifras significativas ) Compruebe lo aprendido ¿Cuál es la densidad de un líquido con una masa de 31,1415 g y un volumen de 30,13 cm 3 ? Respuesta: 1,034 g/mL Determinación experimental de la densidad mediante el desplazamiento del agua Se pesa un trozo de barra de refuerzo y se sumerge en una probeta graduada parcialmente llena de agua, con los resultados que se muestran. (a) Utilice estos valores para determinar la densidad de este trozo de barra de refuerzo. (b) Las barras de refuerzo son en su mayoría de hierro. ¿Su resultado en (a) apoya esta afirmación? ¿Cómo? Solución El volumen del trozo de barra de refuerzo es igual al volumen del agua desplazada: volumen = 22,4 mL – 13,5 mL = 8,9 mL = 8,9 cm 3 (redondeado al 0,1 mL más cercano, según la regla de la suma y la resta) La densidad es la relación de masa y volumen: densidad = masa volumen = 69,658 g 8,9 cm 3 = 7,8 g/cm 3 (redondeado a dos cifras significativas, según la regla de multiplicación y división) En la , la densidad del hierro es de 7,9 g/cm 3 , muy cercana a la de la barra de refuerzo, lo que apoya el hecho de que la barra de refuerzo es principalmente de hierro. Compruebe lo aprendido Se pesa un trozo de forma irregular de un material amarillento y brillante y se sumerge en una probeta graduada, con los resultados que se muestran. (a) Utilice estos valores para determinar la densidad de este material. (b) ¿Tiene alguna conjetura razonable sobre la identidad de este material? Explique su razonamiento. Respuesta: (a) 19 g/cm 3 ; (b) Es probable que sea oro; el aspecto es correcto para el oro y es muy cercana a la densidad dada para el oro en la . Precisión y exactitud Los científicos suelen realizar mediciones repetidas de una cantidad para garantizar la calidad de sus hallazgos y evaluar tanto la precisión como la exactitud de sus resultados. Se dice que las mediciones son precisas si dan resultados muy similares cuando se repiten de la misma manera. Se considera que una medición es exacta si da un resultado muy cercano al valor verdadero o aceptado. Los valores precisos coinciden entre sí; los valores exactos coinciden con un valor verdadero. Estas caracterizaciones pueden extenderse a otros contextos, como los resultados de una competición de tiro con arco ( ). (a) Estas flechas están cerca de la diana y la una de la otra, por lo que son exactas y precisas. (b) Estas flechas están cerca la una de la otra, pero no de la diana, por lo que son precisas, pero no exactas. (c) Estas flechas no están ni en la diana ni cerca la una de la otra, por lo que no son exactas ni precisas. Supongamos que a una química de control de calidad de una empresa farmacéutica se le encarga la comprobación de la exactitud y la precisión de tres máquinas diferentes que deben dispensar 10 onzas (296 mL) de sirope para la tos en frascos de almacenamiento. Procede a utilizar cada máquina para llenar cinco botellas y luego determina cuidadosamente el volumen real dispensado, obteniendo los resultados tabulados en la . Volumen (mL) de medicamento para la tos suministrado por dispensadores de 10 onzas (296 mL) Dispensador N.º 1 Dispensador N.º 2 Dispensador N.º 3 283,3 298,3 296,1 284,1 294,2 295,9 283,9 296,0 296,1 284,0 297,8 296,0 284,1 293,9 296,1 Teniendo en cuenta estos resultados, informará de que el dispensador N.º 1 es preciso (los valores son todos cercanos entre sí, con una diferencia de unas pocas décimas de mililitro) pero no es exacto (ninguno de los valores se acerca al valor objetivo de 296 mL, siendo cada uno de ellos más de 10 mL demasiado bajo). Los resultados del dispensador N.º 2 representan una mayor exactitud (cada volumen está a menos de 3 mL de 296 mL) pero una peor precisión (los volúmenes varían en más de 4 mL). Por último, puede informar que el dispensador N.º 3 funciona bien, dispensando el sirope para la tos con precisión (todos los volúmenes están a 0,1 mL del volumen objetivo) y con exactitud (los volúmenes difieren entre sí en no más de 0,2 mL). Conceptos clave y resumen Las cantidades pueden definirse o medirse. Las cantidades medidas tienen una incertidumbre asociada que está representada por el número de cifras significativas del número de la cantidad. La incertidumbre de una cantidad calculada depende de las incertidumbres de las cantidades utilizadas en el cálculo y se refleja en el redondeo del valor. Las cantidades se caracterizan con respecto a la exactitud (proximidad a un valor verdadero o aceptado) y la precisión (variación entre los resultados de las mediciones repetidas). Ejercicios de Química del final del capítulo Exprese cada uno de los siguientes números en notación científica con las cifras significativas correctas: (a) 711,0 (b) 0,239 (c) 90743 (d) 134,2 (e) 0,05499 (f) 10.000,0 (g) 0,000000738592 Exprese cada uno de los siguientes números en notación exponencial con las cifras significativas correctas: (a) 704 (b) 0,03344 (c) 547,9 (d) 22086 (e) 1.000,00 (f) 0,0000000651 (g) 0,007157 (a) 7,04 × 10 2 ; (b) 3,344 × 10 -2 ; (c) 5,479 × 10 2 ; (d) 2,2086 × 10 4 ; (e) 1,00000 × 10 3 ; (f) 6,51 × 10 -8 ; (g) 7,157 × 10 −3 Indique si cada uno de los siguientes elementos puede determinarse con exactitud o debe medirse con cierto grado de incertidumbre: (a) el número de huevos en una cesta (b) la masa de una docena de huevos (c) el número de galones de gasolina necesarios para llenar el tanque de un automóvil (d) el número de cm en 2 m (e) la masa de un libro de texto (f) el tiempo necesario para ir de San Francisco a Kansas City a una velocidad media de 53 mi/h Indique si cada uno de los siguientes elementos puede determinarse con exactitud o debe medirse con cierto grado de incertidumbre: (a) el número de segundos de una hora (b) el número de páginas de este libro (c) el número de gramos de su peso (d) el número de gramos en 3 kilogramos (e) el volumen de agua que se bebe en un día (f) la distancia de San Francisco a Kansas City (a) exacto; (b) exacto; (c) incierto; (d) exacto; (e) incierto; (f) incierto ¿Cuántas cifras significativas contienen cada una de las siguientes medidas? (a) 38,7 g (b) 2 × 10 18 m c) 3.486.002 kg (d) 9,74150 × 10 -4 J (e) 0,0613 cm 3 (f) 17,0 kg (g) 0,01400 g/mL ¿Cuántas cifras significativas contienen cada una de las siguientes medidas? (a) 53 cm (b) 2,05 × 10 8 m (c) 86.002 J (d) 9,740 × 10 4 m/s (e) 10,0613 m 3 (f) 0,17 g/mL (g) 0,88400 s (a) dos; (b) tres; (c) cinco; (d) cuatro; (e) seis; (f) dos; (g) cinco En las etiquetas de los productos comerciales se indicaban las siguientes cantidades. Determine el número de cifras significativas de cada una. (a) 0,0055 g de ingredientes activos (b) 12 tabletas (c) peróxido de hidrógeno al 3 % (d) 5,5 onzas (e) 473 mL (f) 1,75 % de bismuto (g) 0,001 % de ácido fosfórico (h) 99,80 % de ingredientes inertes Redondee cada uno de los siguientes números a dos cifras significativas: (a) 0,436 (b) 9,000 (c) 27,2 (d) 135 (e) 1,497 × 10 −3 (f) 0,445 (a) 0,44; (b) 9,0; (c) 27; (d) 140; (e) 1,5 × 10 -3 ; (f) 0,44 Redondee cada uno de los siguientes números a dos cifras significativas: (a) 517 (b) 86,3 (c) 6,382 × 10 3 (d) 5,0008 (e) 22,497 (f) 0,885 Realice los siguientes cálculos e informe de cada respuesta con el número correcto de cifras significativas. (a) 628 × 342 (b) (5,63 × 10 2 ) × (7,4 × 10 3 ) (c) 28,0 13,483 (d) 8119 × 0,000023 (e) 14,98 + 27.340 + 84,7593 (f) 42,7 + 0,259 (a) 2,15 × 10 5 ; (b) 4,2 × 10 6 ; (c) 2,08; (d) 0,19; (e) 27.440; (f) 43,0 Realice los siguientes cálculos e informe de cada respuesta con el número correcto de cifras significativas. (a) 62,8 × 34 (b) 0,147 + 0,0066 + 0,012 (c) 38 × 95 × 1,792 (d) 15 - 0,15 - 0,6155 (e) 8,78 × ( 0,0500 0,478 ) (f) 140 + 7,68 + 0,014 (g) 28,7 – 0,0483 (h) ( 88,5 – 87,57 ) 45,13 Tome en cuenta los resultados del concurso de tiro con arco que se muestra en esta figura. (a) ¿Qué arquero es más preciso? (b) ¿Qué arquero es más exacto? (c) ¿Quién es el menos preciso y el menos exacto? (a) Arquero X; (b) Arquero W; (c) Arquero Y Clasifique los siguientes conjuntos de medidas como exactas, precisas, ambas o ninguna. (a) Comprobación de la consistencia del peso de las galletas de chocolate: 17,27 g, 13,05 g, 19,46 g, 16,92 g (b) Comprobación del volumen de un lote de pipetas de 25 mL: 27,02 mL, 26,99 mL, 26,97 mL, 27,01 mL (c) Determinación de la pureza del oro: 99,9999 %, 99,9998 %, 99,9998 %, 99,9999 % exactitud el grado de igualdad de una medida con un valor correcto número exacto número derivado por conteo o por definición precisión el grado de igualdad de una medida con la misma cuando se repite redondeo procedimiento utilizado para garantizar que los resultados calculados reflejan adecuadamente la incertidumbre de las mediciones utilizadas en el cálculo cifras significativas (también, dígitos significativos) todos los dígitos medidos en una determinación, incluido el último dígito incierto incertidumbre estimación de la cantidad en la que la medición difiere del valor real

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