Ensayo Qumica

UNIVERSIDAD FRANCISCO DE PAULA SANTANDER

FACULTAD CIENCIAS DE LA SALUD

GUÍA TUTORIAL 1

Asignatura: QUÍMICA BÁSICA Código 1481105 A – B Semestre: 1º

Unidad Nº 1 : FUNDAMENTOS Y SISTEMAS DE MEDICIÓN

Plan de Estudio : REGENCIA EN FARMACIA

Tutor : Luz Estela Romero Ramírez Código : 03454

DESARROLLO TEMÁTICO :

1. La Química y sus divisiones

2. La materia, clasificación, estados, propiedades, transformaciones, leyes.

3. Sistemas de medición. SI, Inglés

4. Notación científica, cifras significativas, exactitud, precisión

5. Mediciones: masa, longitud, temperatura, volumen, densidad, presión

6. Aplicación del factor unidad

INTRODUCCIÓN GENERAL

Apreciado estudiante, iniciaremos este capítulo estimulando la curiosidad sobre la ciencia QUÍMICA, para lo cuál nos haremos preguntas tales como: ¿Por qué el hielo se funde y el agua se evapora?, ¿Cómo participa la química en la parte preventiva y curativa de las enfermedades? ¿Cuál es la composición de los materiales que nos rodean, cuáles son sus propiedades y cómo interactúan con nosotros y con nuestro entorno? Para responder éstas y otras preguntas, empezaremos estudiando cómo los científicos definen y clasifican la química, la materia y sus características, la energía y su relación con la química, posteriormente nos familiarizamos con los sistemas de medición, la exactitud, la precisión y el número de cifras significativas, con las que se deben de expresar cada una de estas mediciones, y con los que diariamente tienen relación el Regente en Farmacia. Por último aprenderemos a manejar los resultados, a relacionarlos entre las diferentes mediciones y a resolver problemas con habilidad y confianza para iniciar la próxima unidad con grandes fortalezas.

OBJETIVOS

Al finalizar este capítulo el estudiante estará en capacidad de:

COGNOSCITIVOS

 Explicar con claridad y precisión los conceptos fundamentales de materia, estados de la materia, cambios de estado, volumen ocupado por la materia, la relación entre la masa y el volumen de la materia (densidad), sus métodos de medición, las cifras significativas con las que se expresan estos métodos y la exactitud y la precisión con que se pueden determinar.

 Argumentar y justificar con ideas propias y conceptos con fundamento, por medio de mapas conceptuales, “las magnitudes y sistemas de medición” y “la materia y la energía”.

 Explicar el empleo de la medición de magnitudes y unidades en determinados contextos, específicamente en el de REGENTE EN FARMACIA.

PROCEDIMENTALES

 Emplear el método del factor unidad para convertir unidades de un sistema a otro, usando ejemplos propuestos por usted, tales como: consumo de agua, energía eléctrica, peso de su cuerpo, de materiales para los diferentes medicamentos, medición de objetos, temperatura corporales y del ambiente en diferentes escalas, presión del lugar donde trabajas y vives y relacionarla con la de otros lugares más fríos y más calientes, involucrando de esta manera la altura, la presión y la temperatura.

 Averiguar la influencia en la diferencia de las densidades entre los estados gaseoso, líquido y sólido y el comportamiento de cada uno de éstos en el almacenamiento de los diferentes medicamentos, proponiendo alternativas de solución de problemas reales, a la vez que, reconocerá la utilidad de este tema en el campo profesional como REGENTE EN FARMACIA

ACTITUDINALES

 Respetar las opiniones de sus compañeros y contribuir al mejoramiento conceptual del tema FUNDAMENTOS Y SISTEMAS DE MEDICIÓN

 Manifestar interés y motivación por el tema tratado, además de complementarlo

 Cumplir con los informes, talleres, ejercicios y demás trabajos que el docente establezca.

DESARROLLO DE LA GUÍA

1. QUÉ ES QUÍMICA

Es la ciencia que estudia la naturaleza de la materia conociendo su composición, propiedades, estructura, los cambios que ocurren entre varios compuestos para originar nuevos productos, los factores que afectan estos cambios y las leyes que gobiernan la transferencia de energía.

2. MATERIA Y ENERGÍA

 La materia es todo aquello que tiene masa.

 La energía es la capacidad de producir trabajo.

La materia y la energía son intercambiables entre sí.

2.1 LA MATERIA

La comprensión actual de los cambios que vemos a nuestro alrededor, como la fusión del hielo o la combustión de la madera, está íntimamente ligada con la comprensión de la naturaleza y la composición de la materia

2.1.1 ESTADOS DE LA MATERIA

Diferenciación gráfica entre los estados de la materia

Sólido H2O H2O

Líquido. H2O H2O

Gaseoso. (vapor de agua) H2O d H2O

La materia puede existir en tres estados físicos fundamentales: gas, líquido y sólido, éstos son convertibles entre ellos, sin que cambie la composición de la sustancia.

¿Además de estos tres estados fundamentales, qué otros estados de la materia se conocen?

 ESTADO SÓLIDO :

Tiene algunas propiedades que lo identifican:

 PROPIEDADES:

a) Presentan un volumen definido y una forma rígida.

b) Son incompresibles, tienden a mantener su forma bajo fuerzas externas.

c) No se difunden.

d) Algunos de ellos se subliman (Yodo).

 ESTADO LÍQUIDO

Tiene algunas propiedades que lo identifican:

 PROPIEDADES:

a) Presentan un volumen definido y una forma variable

b) Son incompresibles

c) Se difunden lentamente

d) Se evaporan

Algunos líquidos se evaporan a la temperatura ambiente, ya que la energía cinética de sus moléculas le permite vencer las fuerzas de atracción que hay entre ellas.

 ESTADO GASEOSO

Tiene algunas propiedades que lo identifican:

 PROPIEDADES:

a) Presentan forma y volumen variable

b) Son muy compresibles,

c) Se difunden con facilidad

d) Se dilatan fácilmente

 e) Su forma cambia bajo fuerzas externas muy leves..

2.1.2 PROPIEDADES DE LA MATERIA

La materia se caracteriza por sus propiedades y su composición, estas propiedades se clasifican en generales y específicas:

PROPIEDADES GENERALES: Son aquellas que se aplican a cualquier clase de materia y por lo tanto no permiten establecer diferencia entre una y otra clase, ejemplo: forma, tamaño, peso, inercia, impenetrabilidad.

PROPIEDADES ESPECÍFICAS: Son las que permiten establecer diferencias entre una y otra clase de materia. Se dividen en:

 FISICAS: Son aquellas propias de cada clase de materia. Se pueden medir sin cambiar la identidad básica de la sustancia, incluyen su color, olor, sabor, densidad, dureza, maleabilidad, ductilidad, refracción, cristalografía, conductividad térmica, conductividad eléctrica, entre otras.

 El Color: podemos identificar algunas sustancias y comparar con otras por su color, se dice que el color es el reflejo de la luz que se .absorbe.

 Solubilidad: Indica la cantidad de sustancia que se disuelve en determinado volumen de un solvente específico, a una temperatura determinada.

 Densidad: es la relación existente entre la masa y el volumen de una sustancia.

 Punto de Fusión: es la temperatura a la que una sustancia pasa del estado sólido al estado líquido.

 Punto de Ebullición: es la temperatura a la que una sustancia líquida comienza a evaporarse.

Las temperaturas de los puntos de ebullición y de fusión dependerán de la sustancia, su estado de pureza y la presión.

 QUÍMICAS:. Cuando por procedimientos químicos, se modifica la composición o identidad de las sustancias, ejemplo: la combustión, la oxidación, la fermentación, etc.

Usualmente la materia se encuentra como mezcla, una Mezcla es la combinación de dos o más sustancias, en la cual las sustancias conservan sus propiedades características. Las mezclas pueden ser:

 Mezcla Heterogénea . Las fases de la mezcla se pueden diferenciar unas de otras. Existen varios procedimientos para la separación de los componentes de una mezcla: la filtración, evaporación, destilación, destilación fraccionada, cromatografía, tamizado, etc.

 Mezcla Homogénea (uniforme): presenta las mismas propiedades en todo su contenido, generalmente se llaman disoluciones (soluciones) y sus componentes se llaman solvente y soluto, cada parte de una solución es igual a otra parte, ejemplo : agua con alcohol.

2.2 ENERGIA

La energía total de un cuerpo depende: de su posición, estado de movimiento, condición interna, composición química y la masa. La energía se puede clasificar:

• Energía Potencial: Es la energía que posee un cuerpo en virtud de su posición

• Energía cinética: Es la energía que poseen los átomos y las moléculas en virtud de su movimiento

3. CONCEPTOS FUNDAMENTALES

3.1 NOTACIÓN CIENTÍFICA

Se utiliza cuando los números son muy grandes o muy pequeños, sin importar la magnitud, todos los números pueden llevar la siguiente fórmula: N x 10 n

N : Es un número entero entre 1 y 10

n : Exponente que debe ser un número entero positivo (+) ó negativo (–).

Si el punto decimal se mueve hacia la izquierda, entonces, n es un entero positivo. Si se mueve a la derecha, n es un número entero negativo. 568.762 = 5.6872 x 102. Significa que 5,6872 x 102, el exponente indica las veces que el número se debe multiplicar por 10, 5.6872 x 102 = 5.6872 (10 x 10) = 568.72.

Para los exponentes negativos, el valor indica las veces que el número se divide por 10, entonces 0.00772 = 7.72 x 10-3 → 7.72 / (10 x 10 x 10)

3.1.1 ADICIÓN O SUSTRACCIÓN: Para sumar o restar usando la notación científica, primero se escribe cada cantidad y luego se suman los valores, los exponentes permanecen iguales.

Si los exponentes son diferentes, se deben llevar todas las cantidades al mismo exponente.

Ejemplos:

(7.4 x 103) + (2.1 x 103) = 9.5 x 103

(4.31 x 104) + (3.9 x 103) = (4.31 x 104) + (0.39 x 104) = 4.70 x 104

(2.23 x 10-2) – (4.11 x 10-3) = (2.23 x 10-2) – (0.411 x 10-2) = 1.82 x 10-2

3.1.2 MULTIPLICACIÓN Y DIVISIÓN: Para multiplicar números expresados en notación científica con base 10, se deja la misma base y se suman algebraicamente los exponentes; con diferente base, se multiplican los valores numéricos y los exponentes n se suman algebraicamente.

Igual base: 105 x 10-7 = 105 + (-7) = 10-2

Diferente valor: 4 x 10-8 * 3.5 x 10-3 = 14 x 10-11 = 1.4 x 10-10

Para dividir usando notación científica, los valores numéricos se dividen normalmente, la base permanece igual y los exponentes se restan algebraicamente.

Igual base: 1024 / 1015 = 10 24-15 = 109

Diferente Valor: 12 x 10-8 / 2 x 10-3 * 15 x 1012 / 3 x 103 = 30 x 104

3.2 CIFRAS SIGNIFICATIVAS:

Son los dígitos significativos en una cantidad medida o calculada. El número de cifras significativas es igual al número de dígitos escritos, incluyendo el último dígito aún cuando el valor de éste sea incierto. Ejemplo: Se puede medir el volumen de una cantidad dada de un líquido usando una probeta graduada con una escala que da una incertidumbre de 1 mL en la medición, si se encuentra que el volumen es de 6 mL, el volumen real estará en el intervalo de 5 a 7 mL. El volumen del líquido se representa como 6 ± 1 mL. En este caso solo hay 1 cifra significativa que es 6, con una incertidumbre de más o menos 1 mL. Para medir con mayor exactitud se podría utilizar una probeta con divisiones más pequeñas, de tal manera que la incertidumbre fuera sólo de 0.1 mL. Si el volumen fuera 6.0 mL, la cantidad se puede expresar como (6.0 ± 0.1) mL, y el valor real estará entre 5.9 y 6.1 mL.

3.2.1 REGLAS PARA EL USO DE CIFRAS SIGNIFICATIVAS (C.S):

 Cualquier dígito diferente de cero es significativo: 457 cm (tres c.s), 0.825g (tres c.s).

 Los ceros ubicados entre dígitos diferentes de cero son significativos : 1008 kg (4 c.s),

20.32 m (cuatro c.s).

 Los ceros a la izquierda del primer dígito diferente de cero en un número, no son significativos, sólo indican la posición del punto decimal. 0.02g (una c.s), 0.000246 (tres c.s).

 Los ceros que están tanto al final de un número como a la derecha del punto decimal, son significativos. 2.0 cm (dos c.s), 0.300 (tres c.s)

 Cuando un número termina en ceros y no están a la derecha del punto decimal, los ceros no necesariamente son significativos. 110cm (2 o 3 c.s.),

400 puede tener (una c.s. (4)), (dos c.s 40), (tres c.s.400)

Para estos números es mejor usar la notación científica evitando esta ambigüedad, en este caso podemos expresar el número como:

4 x 102 (una c.s), 4.0 x 102 (dos c.s) o (4.00 x 102) (tres c.s).

EJERCICIOS:

Determine el número de cifras significativas en las siguientes mediciones:

a) 745cm b) 6.01g c) 0,746cm d) 0.0048 kg e) 1.310 x 1022 átomos f) 7000ml

REGLAS PARA REDONDEAR CIFRAS SIGNIFICATIVAS

 Si el dígito descartado del extremo izquierdo es más pequeño que 5, sencillamente descarte el dígito. 7,432 redondear a tres c.s. = 7.43.

 Si el dígito descartado es mayor de 5, aumente el último dígito retenido en 1. 93.56 redondear a tres c.s. = 93.6.

 Si el primer dígito removido es 5, redondear para hacer el número anterior un número par. Si es par dejarlo como tal 6.325 = 6.32. Si es impar aproximarlo al par superior 9.575 = 9.58.

 Remover de una vez todo el exceso de dígitos y no uno por uno.

Ejercicios: Efectúense las siguientes operaciones aritméticas:

1.2 11254.1 g + 0.1983 g

1.3 66.59 L - 3.113 L

1.4 8.16 m x 5.1355

1.5 0.0154 kg / 88.3 mL

1.6 2.64 x 103 cm + 3.27 x 102 cm

3.3 EXACTITUD

Se refiere a la verdad absoluta de una medida, es decir, indica que tan cerca está una medición del valor real de la cantidad medida (el valor experimental al verdadero ó generalmente aceptado). La exactitud se describe por medio del porcentaje de error. A menor diferencia entre el valor verdadero y el observado, mayor es la exactitud

% error = │(Vr. observado - Vr. Verdadero) / Vr. Verdadero │ * 100

Generalmente cuando el porcentaje de error no excede del 5% es bueno

Generalmente cuando el % de error da más o menos 2,5% es excelente.

3.4 PRECISIÓN

Hace referencia a la variabilidad de los resultados de repetidas mediciones de la misma magnitud en las mismas condiciones y por consiguiente describe la repetición de los mismos resultados en las mismas condiciones. Es la concordancia entre valores numéricos de dos o más mediciones realizadas de idéntica manera, mide el acercamiento al valor promedio del grupo de valores obtenidos del mismo modo

Ejemplo: Se pide a tres estudiantes que determinen el peso de una pieza de alambre de cobre, cuyo peso real es de 2,000 g. Los resultados de dos pesadas hechas por los estudiantes son:

ESTUDIANTE A ESTUDIANTE B ESTUDIANTE C

1,964 g 1,972 g 2,000 g

1,978 g 1,968 g 2,002 g

-------- --------- ---------

1,971 g 1,970 g 2,001g

Los resultados del estudiante B son más precisos que los del estudiante A (1,972 y 1,968) se desvían menos de 1,970). El rango de incertidumbre para el estudiante es ± 0.002. El estudiante A (1,964 y 1,978, hay mayor diferencia). El rango de incertidumbre para el estudiante es ± 0.007. Pero ninguno de estos conjuntos de resultados son exactos. Los resultados del estudiante C, son los más precisos y también los más exactos, ya que el valor promedio es más cercano al real. El rango de incertidumbre para el estudiante es ± 0.001

Ejemplo: Se toman dos termómetros A y B para medir el Pto. de.Ebullición. del agua a presión normal, 100º C, es la magnitud conocida.

El termómetro graduado de 10 en 10 unidades, se lee el valor de la temperatura y se estima la aproximación de los datos en 98º C, 101º C, 102º C, 99º C, 100º C y 99º C, la precisión no es muy buena existe una dispersión de 2º C es decir de ± 2, sin embargo el promedio es las mediciones es de 100º C, el informe que se presenta dice que la T es 100 ± 2º C, la exactitud es buena pero la precisión no por que hay un rango de ± 2 dos unidades.

El termómetro B, toma la temperatura grado por grado, tomándose erróneamente lecturas de 96.6º C, 96,7º C, 96.5º C, 96.7º C, 96.6º C, 96.5º C, el promedio de la medición es de 96.6º C. El informe que se presentó dice que la temperatura promedio de ebullición del agua es de 96.6 ± 0.1º C. la exactitud es muy mala por que está distante del valor normal, pero la precisión es buena por que la incertidumbre es de ± 0.1º

4. UNIDADES DE MEDIDA

“Muchas propiedades de la materia son cuantitativas, están asociadas con las cifras. Cuando una cifra representa una cantidad medida, las unidades de esa cantidad deben estar especificadas. Decir sólo la longitud de un lápiz es de 17,5 carece de sentido; decir que tiene 17,5 cm especifica aproximadamente la longitud. La mayor parte de las medidas y cálculos en física y química se expresan en cantidades de diferentes magnitudes, ejemplo: la velocidad, la longitud, la masa, la energía, etc. Cada medida incluye un número y una unidad, EL NUMERO, indica cuántas veces la unidad de referencia está contenida en la cantidad que ha sido medida y la UNIDAD, identifica la clase de dimensión y la magnitud de la cantidad de referencia usada como base de comparación.”

Existen varios sistemas de medida, entre ellos el SI (SISTEMA INTERNACIONAL DE MEDIDAS) y el Sistema Inglés.

Podemos cambiar de una unidad a otra y de un sistema a otro, mediante equivalencias que se conocen con el nombre de FACTORES DE CONVERSION, que es una relación numérica igual a la unidad. Para facilitar el uso del factor de conversión se usará la siguiente regla:

CANTIDAD DESEADA = CANTIDAD DADA * FACTOR UNIDAD

Se mostrarán los siguientes ejemplos:

a) Si suponemos que necesitamos transformar 850 g a kg, conocemos la relación 1 kg = 1 x l000 g, dividiendo a ambos lados de la ecuación por 1000 g obtenemos:

Obtenemos un cociente igual a uno, el valor de la fracción no varia y nos da las unidades correctas, así:

Esta relación también nos sirve para pasar 1,2 kg a gramos, 1000 g = 1 kg, dividiendo por 1 kg: De la relación 1 kg = 1000 g, obtenemos dos factores de conversión:

y

Sólo se requiere expresar el factor de conversión que se va a utilizar de tal forma que permita eliminar la unidad deseada. Ejemplos:

El SISTEMA INTERNACIONAL, consta de siete magnitudes como fundamentales:

PREFIJOS UTILIZADOS CON UNIDADES SI

PREFIJO SIMBOLO DEFINICION EJEMPLO

TERA T 1012 1 terametro (Tm) = 1 x 1012 m

GIGA G 109 1 gigavatio (Gw) = 1 x 109 w

MEGA M 106 1 megasegundo (Ms) = 1 x 106 s

KILO k 103 1 kilómetro (km) = 1 x 103 m

DECI d 10-1 1 decímetro (dm) = 1 x 10-1 m

CENTI c 10-2 1 centímetro (cm) = 1 x 10-2 m

MILI m 10-3 1 milímetro (mm) = 1 x 10-3 m

MICRO µ 10-6 1 micrómetro (µm) = 1 x 10-6 m

NANO n 10-9 1 nanómetro (nm) = 1 x 10-9 m

PICO p 10-12 1 picómetro (pm) = 1 x 10-12 m

ÁREAS Y VOLUMENES DE ALGUNAS FIGURAS GEOMÉTRICAS

AREAS

VOLUMENES

CUADRADO A = L . L

CUBO V = L x L x L o L3

RECTANGULO A = L . a

SÓLIDO RECTANGULAR V = L a h

CIRCULO A = π r2

CILINDRO = v = π r2 h

ESFERA A = 4 π r2 ESFERA = v = 4/3 π r3

TRIANGULO A = ½ b h

UNIDADES DE MEDIDA MÁS UTILIZADAS EN QUÍMICA

1. LONGITUD (L) Distancia lineal entre dos puntos, su unidad de medida es el metro (m)

1 METRO = 10 dm

100 cm

1000 mm

1,0936 yardas

3,28 pies o ft

1 PULGADA 2,54 cm

0,0254 m

1 YARDA = 3 pies ó ft

91,44 cm

1 PIE = 12 pulg

30,48 cm

1 MILLA = 1,609 km

5280 pie ó ft

1760 yardas

2. MASA (M) Es la cantidad de materia que posee un cuerpo, su unidad de medida es el kg (es constante)

PESO La fuerza de atracción que ejerce la gravedad sobre un objeto (es variable) w = m x g

1 KILOGRAMO = 1000 g

2,205lb

1 LIBRA US = 453,6 g

16 onzas

1 TON-CORTA = 2000 lb US

907 kg

1 GRAMO = 1000 mg

1 TON-METRICA = 1000 kg

1 TON-LARGA = 1016,06 kg

2240 lb

1 ONZA = 28,35 g

1 ARROBA = 25 lb, 11,54 kg

1 QUINTAL = 4 ARROBAS

43,36 kg

3. TIEMPO (О) Intervalo entre dos eventos, su unidad de medida es el segundo (s)

1 HORA = 60 min , 3600 s

1MINUTO = 60 s

4. CANTIDAD DE MATERIA: La cantidad de materia que posee un sistema se puede expresar en mol ó mol-g. El mol-g de un compuesto se define como la cantidad de masa del compuesto en gramos, que es numéricamente igual a la masa molecular y que contiene el número de Avogadro de moléculas.

1 mol-g de H2O = 18,016g y contiene 6,02 x 1023 moléculas de H2O

Para relacionar la cantidad de sustancia con su masa molecular se utiliza la ecuación n = m/pm

n = número de moles de la sustancia

m = cantidad de la sustancia

pm = masa molecular de la sustancia

5. TEMPERATURA: Es una medida de la intensidad o cantidad de calor que posee un cuerpo y determina la dirección en la cual fluye el calor. La energía calórica siempre fluye de zonas de alta temperatura a zonas de bajas temperaturas.

Para medir la temperatura de una sustancia se utilizan los termómetros de mercurio1 que por ser un metal líquido se contrae o se dilata con disminuciones o aumentos de temperatura respectivamente. En el laboratorio se usan termómetros en grados Celsius (Centígrados).

FAHRENHEIT : El punto de congelación del agua es 32o, y el punto de ebullición 212o

°F = 1.8 °C + 32

KELVIN (K) : Punto de congelación 273 y el punto de ebullición 373

K = °C +273

CELSIUS = A nivel del mar, el punto de congelación del agua es 00 y el punto de ebullición es 100° a una atmósfera de presión y el cero absoluto es –273,15 °C.

°C = °F - 32

1,8

OTRAS UNIDADES:

AREA (m2) Límite que separa unos cuerpos de otros.

1 m2 = 10000 cm2 1 pie2 = 929.03 cm2 1 pulg2 = 6.4516 cm2

1 MILLA2 = 2.59 km2 1 ha = 10000 m2 1km2 = 100 ha , 0.3863 millas

1 ACRE = 4840 yardas2 1 milla2 = 640 ACRES 1 yarda2 = 9 pies2

VOLUMEN (m3) Espacio ocupado por un cuerpo

1 LITRO = 1000 mL, 1000 cm3 , 10-3 m3 1 BARRIL = 158,97 L, 42 gl

1 m3 = 103L 1 BOTELLA = 750 ml

1 cm3 = 1 ml 1 pulg3 = 16,39 cm3

1 pie3 = 28.32 L , 7.48 gl 1 gl US = 3,785 L , 4 quarts

1 dm3 = 100 cm3 1hL = 100 L

DENSIDAD (kg / m3) Es la cantidad de masa contenida en la unidad de volumen de una sustancia. d = m/v

La densidad de los gases se puede calcular con la ecuación de estado de los gases ideales

P*V = n*R*T n = m/Pm d = m/V

P*Pm = d*R*T

d = (P*Pm) / (R*T)

DENSIDAD RELATIVA : Es la relación de la densidad de una sustancia con la densidad de otra sustancia de referencia, a condiciones específicas de presión y temperatura. Para los sólidos y los líquidos, la sustancia de referencia es el agua a 4 °C, la cual tiene una densidad de 1g/cm3. Para los gases es el aire seco (1.72 g/m3), Ge (gas) = Pm gas / P m aire a igual condiciones de P y T

PRESION Su unidad de medida en el SI es el PASCAL. Es la fuerza normal ejercida sobre una superficie determinada.

1 Pa = 1New/m2 , 10 dinas/ cm2

1atm = 760 mm Hg , 76 cm Hg

101.325 kPa

14.7 PSI ó lbf 7 pulg2

1.013 x 105 Pa

1.013 x 106 dinas / cm2 ó 1 dina = 105 N (Newton)

760 torr 1 torr = 1 mm Hg

1.033 kgf/ cm2

10.33 m H2O

PRESION ABSOLUTA GASES = P ATMOSFERICA + P MANOMETRICA. La presión atmosférica es igual a la presión barométrica (en la tierra), se mide con un barómetro de Hg

EJEMPLOS SOBRE CONVERSION DE UNIDADES

a) Cuál es la masa de una solución de 120 mL de HCl, densidad es 1.14 g/mL.

b) Qué volumen ocuparan 400 gramos de solución de H2S04 (líquido para batería) con una densidad 1,38 g /mL.

PORCENTAJE EN PESO

El concepto de porcentaje o porcentual implica la cantidad o número de unidades de un elemento o componente en 100 unidades del total. El porcentaje se calcula obteniendo la fracción de la cantidad bajo estudio, dividida por la cantidad total, multiplicada por 100%.

Por ejemplo: una muestra de mineral que pesa 350 g contiene 21.35 g de Cu2S. Cuál es el porcentaje de Cu2S de este mineral.

El concepto porcentaje se utiliza con frecuencia en Química para obtener la composición de los compuestos, y se procede de forma similar a la anteriormente descrita, la masa del elemento se divide por la masa total del compuesto. y se multiplica por 100%.

En los problemas de Química utilizamos frecuentemente sustancias de tipo comercial cuyo grado de pureza es variable y es necesario por lo tanto el dominio del concepto de % de pureza en peso.

Así encontramos que la soda (sosa) cáustica se puede encontrar comercialmente en la presentación 40% Pura, este porcentaje se interpreta que en 100 g de soda cáustica comercial están contenida 40 g NaOH puro.

100 g soda cáustica o 40 g NaOH (P)

40 g NaOH (P) 100 g soda cáustica

Esta relación se convierte en un factor de conversión que nos permitirá calcular los gramos de NaOH o los gramos soda (sosa) cáustica, según el caso: Cuántos g de soda cáustica del 30% de NaOH en peso se pueden preparar a partir de 1 g de NaOH:

Cuántos gramos NaOH se necesita para producir 20.000 g de soda cáustica que contiene 25% de NaOH en peso.

Ejemplo 3:

Un mineral contiene 45% de nitrato de potasio. ¿Cuántos kilogramos del mineral se necesitan para obtener 1550 gramos de nitrato de potasio?

1. Datos: Se nos dan como datos: se deben obtener 1550 gramos de nitrato de potasio y el mineral contiene 45% de nitrato de potasio.

2. Pregunta: Se necesita calcular los kilogramos de mineral.

3. Factores: Para pasar de gramos a kilogramos 1 kg = 1x103 g:

Solución:

En los dos ejemplos anteriores, los enunciados sólo daban un dato, pero con mucha frecuencia podremos encontrar ejercicios que proporcionan mas de un dato, en este caso se debe escoger el dato que nos permita obtener la respuesta solicitada.

Ejemplo 4:

El agua de mar contiene 3.1 % de cloruro de sodio (NaCl) en peso, el volumen total de los océanos es de unos 1,51x1021 litros de agua y la densidad del agua del mar es de 1.03 g/mL. ¿Cuántas toneladas de cloruro de sodio hay en el agua del mar?

1. Datos: 3.1% de NaCl

1.51x1021 litros de agua de mar

  = 1.03 g/mL

2. Pregunta: Cuántas toneladas de NaCl

3. Factores: 1 L  1x103 mL

100 g de agua de mar  3.1 g de NaCl

1 mL de agua de mar  1.03 g de NaCl

1 kg  1x103 g

1 Ton  1x103 kg

Solución:

Con estos ejemplos usted podrá intentar resolver cualquier tipo de ejercicio sobre factores de conversión. Practique resolviendo los siguientes problemas propuestos. Complete su práctica buscando problemas sobre el tema en otros textos

EVALUACIÓN

La evaluación se hace en CIPA, por medio de problemas propuestos, donde se involucren todos los temas vistos en la guía tutorial, en esta parte Usted debe mostrar que tan claro, fue el desarrollo del proceso ENSEÑANZA-APRENDIZAJE

AUTOEVALUACIÓN

Señor Estudiante, esta es la principal dimensión del aprendizaje y de la responsabilidad propia. Usted hará un autoanálisis, para encontrar las fortalezas y dificultades presentadas en los procesos cognitivos y procedimentales, las cuales registrará en el portafolio, descrito anteriormente.

COEVALUACIÓN

Algunas de las dificultades presentadas en los talleres propuestos, serán socializadas en clase, en CIPAS y con el apoyo del docente

BIBLIOGRAFÏA

CHANG, Raymound. QUÍMICA. Sexta Edición. Editorial Mc Graw-Hill, 1998.

SHERMAN, Alan, Sharon, RUSSIKOFF, Leonardo. CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA. Primera Edición. Editorial Continental S.A., México 1999

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