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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Explicar el proceso de medición.
  • Identificar las tres partes básicas de una cantidad.
  • Describir las propiedades y unidades de longitud, masa, volumen, densidad, temperatura y tiempo.
  • Realizar cálculos y conversiones de unidades básicas en el sistema métrico y otros sistemas de unidades.

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 ×× 105 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 Tabla 1.2 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
Tabla 1.2

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 103 (1 kilómetro = 1.000 m = 103 m). Los prefijos utilizados y las potencias a las que se elevan 10 se encuentran en la Tabla 1.3.

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 103 1 kilómetro (km) = 1 ×× 103 m (1.000 m)
mega M 106 3 megahercios (MHz) = 3 ×× 106 Hz (3.000.000 Hz)
giga G 109 8 giga años (Ga) = 8 ×× 109 años (8.000.000.000 años)
tera T 1012 5 teravatios (TW) = 5 ×× 1012 W (5.000.000.000.000 W)
Tabla 1.3

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 (Figura 1.23); un metro es aproximadamente 39,37 pulgadas o 1,094 yardas. Las distancias más largas suelen indicarse en kilómetros (1 km = 1.000 m = 103 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).

Un metro es ligeramente mayor que una yarda y un centímetro es menos que la mitad de una pulgada. 1 pulgada equivale a 2,54 cm. 1 m equivale a 1,094 yardas, lo que equivale a 39,36 pulgadas.
Figura 1.23 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 (Figura 1.24). En mayo de 2019, esta definición se cambió por otra que se basa en valores medidos con precisión de varias constantes físicas fundamentales1. 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).

La foto muestra un pequeño cilindro de metal sobre un soporte. El cilindro está cubierto por 2 tapas de cristal, con la tapa de cristal más pequeña encajada dentro de la tapa de cristal más grande.
Figura 1.24 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 ×× 106 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 (Figura 1.25). El volumen estándar es un metro cúbico (m3), 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 (dm3). Un litro (L) es el nombre más común para el decímetro cúbico. Un litro es aproximadamente 1,06 cuartos de galón.

Un centímetro cúbico (cm3) es el volumen de un cubo con una longitud de arista de exactamente un centímetro. La abreviatura cc (de centímetro cúbico) 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.

La figura A muestra un gran cubo, que tiene un volumen de 1 metro cúbico. Este cubo más grande está formado por muchos cubos más pequeños en un patrón de 10 por 10. Cada uno de estos cubos más pequeños tiene un volumen de 1 decímetro cúbico o un litro. Cada uno de estos cubos más pequeños está formado, a su vez, por muchos cubos diminutos. Cada uno de estos diminutos cubos tiene un volumen de 1 centímetro cúbico, es decir, un mililitro. Un cubo de un centímetro cúbico tiene aproximadamente la misma anchura que una moneda de diez centavos, que tiene una anchura de 1,8 centímetros.
Figura 1.25 (a) Se muestran los volúmenes relativos para cubos de 1 m3, 1 dm3 (1 L) y 1 cm3 (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-cm3 (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/m3). Sin embargo, para muchas situaciones, esta es una unidad inconveniente, y a menudo utilizamos gramos por centímetro cúbico (g/cm3) 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/cm3 (la densidad de la gasolina) y 19 g/cm3 (la densidad del oro). La densidad del aire es de aproximadamente 1,2 g/L. La Tabla 1.4 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/cm3 agua 1,0 g/cm3 aire seco 1,20 g/L
roble (madera) 0,60-0,90 g/cm3 etanol 0,79 g/cm3 oxígeno 1,31 g/L
hierro 7,9 g/cm3 acetona 0,79 g/cm3 nitrógeno 1,14 g/L
cobre 9,0 g/cm3 glicerina 1,26 g/cm3 dióxido de carbono 1,80 g/L
plomo 11,3 g/cm3 aceite de oliva 0,92 g/cm3 helio 0,16 g/L
plata 10,5 g/cm3 gasolina 0,70-0,77 g/cm3 neón 0,83 g/L
oro 19,3 g/cm3 mercurio 13,6 g/cm3 radón 9,1 g/L
Tabla 1.4

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=masavolumendensidad=masavolumen

Ejemplo 1.1

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/cm3 . ¿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 cm3volumen del cubo de plomo=2,00 cm×2,00 cm×2,00 cm=8,00 cm3
densidad=masavolumen=90,7 g8,00 cm3=11,3 g/cm3densidad=masavolumen=90,7 g8,00 cm3=11,3 g/cm3

(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 (cm3) 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 cm3; (b) 8,91 g/cm3

Ejemplo 1.2

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:
vhierro=29,5 mL25,5 mL=4,0 mL vhierro=29,5 mL25,5 mL=4,0 mL

Se calcula entonces que la densidad del hierro es:

densidad=masavolumen = 31,48 g4,0 mL=7,9 g/mLdensidad=masavolumen = 31,48 g4,0 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=masavolumen = 1,95 g3,0 mL=0,65 g/mLdensidad=masavolumen = 1,95 g3,0 mL=0,65 g/mL

Nota: El comportamiento de hundimiento versus flotación ilustrado en este ejemplo demuestra la propiedad de "flotabilidad" (vea el Ejercicio 1.42 y el Ejercicio 1.43 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

Notas a pie de página

  • 1Para conocer más detalles, consulte https://www.nist.gov/pml/weights-and-measures/si-units-mass
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