LOS FLUIDOS

LOS FLUIDOS

ESTÁNDAR:

ü  Formulo preguntas específicas sobre una observación, sobre una experiencia o sobre las aplicaciones de teorías científicas.

ü  Busco información en diferentes fuentes.

ü  Identifico y uso adecuadamente el lenguaje propio de las ciencias.

ü  Comparo líquidos y gases teniendo en cuenta características como el movimiento de sus moléculas, las fuerzas electrostáticas y otras que influyen en su comportamiento.

ü  Comparo modelos que explican el comportamiento de los gases ideales  y reales.

ü  Indago sobre aplicaciones De los fluidos en la industria.

ü  Explico las aplicaciones de los fluidos en diversos procesos mecánicos industriales.

CONTENIDO:

Fluidos, estado líquido y sus características. Estado gaseoso y sus características, aplicaciones de los fluidos.

1. LOS FLUIDOS:

Fluido, sustancia que cede inmediatamente a cualquier fuerza tendente a alterar su forma, con lo que fluye y se adapta a la forma del recipiente. Los fluidos pueden ser líquidos o gases. Las partículas que componen un líquido no están rígidamente adheridas entre sí, pero están más unidas que las de un gas. El volumen de un líquido contenido en un recipiente hermético permanece constante, y el líquido tiene una superficie límite definida. En contraste, un gas no tiene límite natural, y se expande y difunde en el aire disminuyendo su densidad. A veces resulta difícil distinguir entre sólidos y fluidos, porque los sólidos pueden fluir muy lentamente cuando están sometidos a presión, como ocurre por ejemplo en los glaciares. (Microsoft ® Encarta ® 2009. © 1993-2008 Microsoft Corporation. Reservados todos los derechos).

1.1. ESTADO LÍQUIDO

En el estado líquido, las moléculas se mantienen unidas por débiles fuerzas de atracción (menores que las de los sólidos); formando masas compactas, las moléculas de un líquido son capaces de deslizarse unas sobre otras (poseen fluidez), de modo que aunque su volumen es fijo su forma no lo es; los líquidos, en general son compresibles y, adoptan la forma del recipiente que los contiene.

Los líquidos y los gases reciben el nombre de fluidos, pues pueden fluir con libertad. Los sólidos y los líquidos se conocen en conjunto como fases condensadas porque tienen densidades más altas que los gases. La mayor parte de las sustancias pueden existir en los tres estados.

PROPIEDADES DE LOS LÍQUIDOS

Los líquidos son prácticamente incomprensibles puesto que el espacio libre intermolecular se ha reducido al mínimo y cualquier intento por comprimir más las moléculas choca con una resistencia debido a la repulsión que las nubes electrónicas de unas moléculas ejercen sobre otras próximas a ellas.

ü  Volumen y forma: los líquidos representan un volumen constante y no tienen forma característica, por lo tanto toman la forma del recipiente que los contiene.

ü  Evaporación: las moléculas de un líquido se mantienen cerca unas de otras debido a las fuerzas de atracción, sin embargo, algunas moléculas ganan suficiente energía cinética y vencen la atracción, lo cual les permite escapar de la superficie del líquido y pasar a la fase gaseosa produciéndose el fenómeno de evaporación. Si el líquido se encuentra en un recipiente abierto, con el tiempo se evapora completamente.

ü  La presión: Cuando hablamos de la presión ejercida por un fluido se tiene en cuenta el estado en que se encuentra; si es un líquido, la presión será igual a: 

P = h.d.g , donde h es altura, d es la densidad del líquido y g es la aceleración de la gravedad.

ü  Presión vapor: en el equilibrio líquido -  vapor el número de moléculas de gas en un volumen fijo a una temperatura determinada es constante. La presión ejercida por el vapor en equilibrio sobre la superficie del líquido, a una temperatura dada, es llamada presión vapor.

 La presión vapor depende la naturaleza del líquido y la temperatura. Si las atracciones intermoleculares son grandes, muy pocas moléculas pueden evaporarse y por tanto, la presión vapor será baja. Por el contrario, si las atracciones intermoleculares no son muy fuertes, mayor número de moléculas pasan al estado gaseoso aumentando el valor de la presión vapor.

ü  El punto de ebullición: El punto de ebullición de un líquido esta influenciado por las fuerzas de atracción intermoleculares. Líquidos con fuerzas de atracción relativamente altos poseen puntos de ebullición altos. Líquidos formados por moléculas no polares tienen bajos productos de ebullición relativos a sus pesos moleculares, como consecuencia de las fuerzas débiles de Van der Waals que hay que vencer durante la vaporización (moléculas con suficiente energía cinética pasan a la fase de vapor). El punto de ebullición de un líquido aumenta con su peso molecular, sin embargo hay que tener en cuenta las fuerzas de atracción intermolecular.

 Durante la ebullición de un líquido su temperatura permanece constante y el calor suministrado se utiliza exclusivamente para comunicar a moléculas líquidas la energía necesaria para escapar al estado gaseoso. Este calor se conoce como calor de vaporización. Podemos definir el calor molar de vaporización como la cantidad de calor necesaria para convertir un mol de moléculas (6,03 x 10²³ moléculas) del estado líquido al estado gaseoso a la misma temperatura, siendo igual al calor de vaporización multiplicado por el peso molecular. El calor molar de vaporización o entalpía de vaporización se representa como ∆Hº vap y es una medida de las fuerzas de atracción que experimentan las moléculas del líquido; su valor alto se debe a que las atracciones intermoleculares son de gran magnitud.

El calor de vaporización es, por tanto, la energía calorífica necesaria para vaporizar un gramo de un líquido en su punto de ebullición, siendo la cantidad de calor que se emplea para vaporizar un líquido igual a la cantidad de calor que se liberaría al condensarlo.

El calor de vaporización o el calor de condensación se pueden calcular mediante la siguiente expresión:

∆H vap = Calor de vaporización  = Calor de condensación = energía calorífica x masa

El calor de vaporización del agua a 100ºC y 1 atm es de 540 calorías por gramo.

El punto de ebullición depende de la presión sobre la superficie del líquido. A bajas presiones, los líquidos hierven a menor temperatura que a presiones elevadas.

ü  Tensión superficial: todas las moléculas de un líquido son atraídas con la misma intensidad dando como resultado que la fuerza de atracción neta sobre estas sea cero. Las moléculas situadas en la superficie, experimentan una atracción hacia adentro del líquido lo que trae como consecuencia que la superficie del líquido se contrae para que su área sea la  menor posible y el líquido se comporte como si estuviera rodeado de una membrana invisible. Este fenómeno se llama tensión superficial y es la causa por la cual las gotas de un líquido o las burbujas de éste toman la forma esférica, al ser la superficie mínima para un volumen dado. La tensión superficial se define como la fuerza, expresada en dinas,  que actúa en un ángulo recto sobre una línea de un centímetro de longitud  en la superficie del líquido; la tensión superficial es inversamente proporcional a la temperatura.

ü  La viscosidad: es la medida de las fuerzas internas de fricción que dentro de un líquido se oponen al flujo; esta se mide determinando el coeficiente de viscosidad (µ), definido como la fuerza por unidad de superficie necesaria parta mover una capa de fluido con diferencia de velocidad de un centímetro por segundo con respecto a otra situada a un centímetro de separación.

1.2. ESTADO GASEOSO

El estado gaseoso es un estado disperso de la materia en el cual las moléculas tienden al máximo desorden y muestran poca respuesta a la gravedad; las moléculas de un gas están tan separadas entre sí que esta distancia es mucho mayor que el diámetro real de las mismas. El gas no posee ni forma ni volumen definido y trata de ocupar el máximo espacio posible.

PROPIEDADES DE LOS GASES

Dada la gran movilidad de sus moléculas y el enorme espacio vacío que hay entre estas, los gases presentan ciertas propiedades las cuales se describen en el siguiente cuadro:

GENERALIDADES DE LOS GASES

Las propiedades que caracterizan a los gases se explican a partir de variables como la temperatura, la presión,  el volumen y la cantidad del gas.

1. La presión, fuerza aplicada por unidad de área o P = F/A, se expresa generalmente en atmósferas (atm) o milímetros de mercurio (mm Hg) en donde: 1 atm = 760 mm Hg = 1,033x10³ Pascales (Pa). De acuerdo con lo anterior:

A- ¿A cuántos mm Hg equivalen 2,5 atm?

B- ¿A cuántos mm Hg equivalen 0,8 Pa?

C- ¿A cuántas atm equivalen 2350 mm Hg?

D- ¿A cuántas atm equivalen  7,6x10⁵ Pa?

2. La temperatura es una medida de la energía cinética de las partículas en movimiento; se suele expresar en grados Kelvin o escala absoluta: K = ºC + 273 o ºC = K – 273; también tenemos que ºC = 9/5ºF + 32 o ºF = 5/9(ºC – 32). De acuerdo con lo anterior:

A. Convierta en grados kelvin: 25ºC, 0ºC. -23ºC

B. Convierta en grados centígrados: 450ºF, 220ºF, -50ºF

C. exprese en grados kelvin: 32ºF, 0ºF.

3. El volumen se define como el espacio ocupado por un cuerpo; suele expresarse en litros (L) o mililitros (mL) en donde: 1 L = 1000 mL; 1 galón = 3,875 L. En un sistema físico, el volumen de un gas es igual al volumen del recipiente que lo contenga. A condiciones normales (CN), el volumen ocupado por un mol de cualquier gas ideal es igual a 22,4 litros.

 Exprese:

A. 4 galones en L y mL

B. 8 L en galones y mL

C. 570 mL en L y galones

4. La cantidad de un gas se expresa en moles (n). Las moles de un gas se relacionan con la masa  y  el peso molecular del mismo mediante la siguiente ecuación:

n = w/PM

Calcular:

A. Las moles presentes en 125 g de K₂Cr₂O₇

B. La equivalencia en gramos de 0,85 mol de Fe(OH)₃

TEORÍA CINÉTICA DE LOS GASES

Esta teoría explica las características y propiedades de la materia en general: las partículas de toda materia están en movimiento hasta cierto punto y el calor es una medida o señal de éste.

Cuando se describe el comportamiento de un gas se debe tener en cuenta que:

ü  No existen fuerzas de atracción entre las moléculas de un gas

ü  Las moléculas de los gases se mueven constantemente en línea recta por lo que poseen energía cinética

ü  En el movimiento, las moléculas de un gas chocan elásticamente unas con otras y con las paredes del recipiente que las contiene de una forma completamente aleatoria o al zar

ü  La frecuencia de las colisiones de las moléculas contra la pared del recipiente que las contiene explica la presión que ejerce éste

ü  La energía de tales moléculas puede ser convertida en calor o en otra forma de energía

ü  La energía cinética total de las moléculas de un gas permanece constante si la presión y la temperatura también permanecen constantes

ü  La velocidad promedio de las moléculas de un gas genera una energía cinética promedio la cual se calcula:

LEYES DE LOS GASES

1. LEY DE BOYLE-MARIOTTE

Establece que la presión de un gas es inversamente proporcional a su volumen, es decir, que si la presión aumenta el volumen disminuye o si la presión disminuye el volumen aumenta. Se expresa como: P_iV_i = P_fV_f Ejemplo:

Se tiene un volumen de 400 cm³ de oxígeno a una presión de 380 mm de Hg. ¿Qué volumen ocupará a una presión de 760 mm de Hg, si la temperatura permanece constante?

Presión inicial = 380 mm Hg

Volumen inicial = 400 cm³

Presión final = 760 mm Hg

Volumen final = ¿?

Según la expresión matemática:

P_i  x V_i  = P_f x V_f  Reemplazamos los valores de acuerdo con lo planteado en el ejemplo y tenemos:

380 mm Hg x 400 cm³ = 760 mm Hg x V_i 

Despejando V_i  y resolviendo:

V_{i =} 380 mm Hg x 400 cm³ /760 mm Hg

V_{i =  200} cm³ 

2. LEY DE CHARLES

Establece que el volumen de un gas es directamente proporcional a su temperatura es decir, si la temperatura aumenta, el volumen del gas aumenta y si la temperatura del gas disminuye, su volumen también. Se expresa como: V_i/T_i = V_f/T_{f .} 

Ejemplo:

Se tiene 3 moles de un gas ideal en un recipiente de 700 cm³ a 12°C y calentamos el gas hasta 27°C. Cuál será el nuevo volumen del gas?

Volumen inicial = 700 cm³
Temperatura inicial = 12 + 273 = 285 °K
Temperatura final = 27 + 273 = 300 °K

Volumen final = ¿?

De acuerdo con la Ley de Charles, al aumentar la temperatura del gas debe aumentar el volumen:

Según la expresión matemática:

V_i / T_i  = V_f / T_f

Despejando V_f, reemplazamos y resolvemos:

 V_f = V_{i x} T_{f /} T_i 

V_f = 700 cm^{3  .} 300 °K / 285 °K

V_f = 736,8 cm³ 

3. GASES IDEALES

Son aquellos gases que su descripción se ajusta a la Teoría Cinética. Las características de un gas ideal son:

1. El volumen de las moléculas es despreciable comparado con el volumen total ocupado por el gas
2. No existen fuerzas de atracción entre las moléculas
3. Las colisiones son perfectamente elásticas.
4. La ecuación que define el comportamiento de un gas ideal, Ecuación de Estado, es:

PV = nRT

  

*La constante R de los gases ideales es igual a 0,082 atm x L / K x mol.

Los gases cuya descripción no se ajusta a las suposiciones de la Teoría Cinética se llaman Gases Reales los cuales a condiciones ordinarias de presión y temperatura se comportan como gases ideales; pero si la temperatura es muy baja o la presión es muy alta, sus  propiedades se desvían en forma considerable de la de los gases ideales. La ecuación que describe su comportamiento fue propuesta por Van der Walls y tiene la siguiente forma:

(P + an/ V)(V - nb) = nRT      Nota: en el primer paréntesis n y V se elevan al cuadrado

  

En esta ecuación, a y b son valores constantes determinados experimentalmente para cada gas en particular; el valor de a  representa la influencia de las fuerzas  intermoleculares que existen en los gases reales, y b representa la influencia del volumen real de las moléculas, que para estos gases no es despreciable.

 

ACTIVIDAD 1. Identificación y comprensión

Lee con atención el marco teórico del presente tema y posteriormente responde las preguntas relacionadas con el mismo.

1. ¿Qué es un fluido?
2. ¿Qué características presentan los fluidos?
3. ¿Por qué un sólido no se puede considerar como un fluido?
4. ¿Qué diferencias hay entre un líquido y un gas?
5. ¿Cuáles son las principales propiedades que presentan los líquidos?
6. ¿Cuáles son las principales propiedades que presentan los gases?
7. ¿Qué diferencia hay entre un gas ideal y un gas real?

 ACTIVIDAD 2. Identificación y diferenciación.

A continuación aparece una serie de propiedades que pueden ser de un líquido o un gas. En el cuadro, colóquelas según como correspondan.

PROPIEDADES:

Poca compresibilidad, mucha compresibilidad, densidad muy grande, poca expansibilidad, fluidez moderada, densidad poco variable, volumen variable, fluidez alta, volumen constante, energía cinética moderada, energía cinética grande, mucha expansibilidad.

LOS FLUIDOS Y SUS PROPIEDADES
PROPIEDAD DE LOS GASES	PROPIEDAD DE LOS LÍQUIDOS

ACTIVIDAD 3. Argumentación y análisis.

De acuerdo con lo visto en el marco teórico, los fluidos tienen una serie de propiedades que se relacionan con variable físicas como el volumen, la temperatura, la presión vapor, el calor de vaporización, etc. Lee con atención estas características y resuelve los siguientes ejercicios:

1. ¿Cuánto calor se necesita para vaporizar 25 g de agua en su punto de ebullición?
2. ¿Cuánto calor se desprende en la condensación de 10 g de vapor de agua a 100ºC?
3. Se sabe que para vaporizar cierta cantidad de agua a 100ºC  se requieren 6410 calorías. ¿Cuál es la cantidad de agua que se vaporizó?
4. Exprese las siguientes temperaturas en la escala absoluta o kelvin: 20ºC, 36ºC, 100ºC y -25ºC.
5. Un buzo se sumerge a una profundidad de 100 m. Calcule la presión que ejerce el agua sobre el buzo.

ACTIVIDAD 4. Aplicación y resolución de problemas.

1. Un gas ideal ocupa un volumen de 685 mL a una presión de 240 mm Hg ¿Cuál será su volumen si la presión aumenta a 350 mm Hg?

2. Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 18,5 L a presión de 5 atm. Calcular su volumen si la presión se reduce a 2000 mm Hg

3. Calcule el volumen de un gas ideal a 870 mm Hg si ocupó 583 mL a 0,8 atm.

4. El volumen de un gas ideal es de 350 mL a temperatura de 25ºC. ¿Cuál será su volumen si su temperatura se triplica?

5. Una muestra de gas ideal ocupa un volumen de 850 mL a temperatura ambiente de 18 ºC. ¿Qué temperatura debe alcanzar el gas para que su volumen sea de 2 L?

6. 25 g de CO₂ ocupan un volumen de 11,2 mL a 0ºC y 645 mm Hg. Calcular el volumen ocupado por el gas a 100 ºC permaneciendo constante su presión.

7. Calcular el volumen ocupado por 6 moles de Benceno a 20 ºC y 1000 mm Hg

8. Determine la presión de un recipiente que contiene 50 moles de metano a 10 ºC.

9. Determine el volumen ocupado por 15 moles de metano a condiciones normales (T = 0ºC y P = 1 atm)

10. Establezca, si le es posible, la relación entre la ecuación de los gases ideales y la densidad de un gas.

ACTIVIDAD 5. Investigación y análisis.

1. Los diagramas de equilibrio son gráficas que representan el equilibrio entre los estados en que se puede presentar una sustancia, siendo el más sencillo la gráfica de presión vapor contra temperatura. Has el diagrama de equilibrio que representa las fases del agua y explícalo.
2. ¿Por qué en los lugares más altos la presión atmosférica es menor que a nivel del mar? ¿Qué implicaciones tiene este hecho para los seres humanos que viven en ciudades como Bogotá y La Paz?
3. Elabora una lista de 10 fluidos. ¿De qué forma los utilizas? ¿Qué ocurriría si no existieran?

ACTIVIDAD 6. Identificación.

En la siguiente sopa de letras encontraras una serie de palabras clave (24) relacionadas con el presente tema. ¡Encuéntralas!

Taller 1. Magnitudes. Décimo

MAGNITUDES. MEDICIONES Y CONVERSIONES

Taller No 1

TABLA 1

FACTORES DE EQUIVALENCIA Y CONVERSIÓN DE             

                                                                   ALGUNAS UNIDADES DE MEDICIÓN

Efectúe las conversiones indicadas.

                                                                                                               

1.       86,5mg=________g=________kg                                     

2.       110ºK = ________ºC

3.       6,5 x 10³ mm = ________ m = ________ km           

4.       4,5 g/ml = ________ lb/ft³                                                           

5.       8,59 x 1^0-2  kl = ________ l = ________ cm³                          

6.       1 oz = ________ mg                                                                 

7.       Dos hombres están separados por 130 km ¿Cuántas Millas hay entre ellos? 

8.       553 yd = ________ cm    

9.       0,3 m = ________ cm                                                                   

10.    7,8 pt = ________ l

11.    93ºC = ________ ºF

12.     86ºC = ________ºK

13.    . 4,6 l =________ gal

14.    6,8 x 10 ^-8 oz = ________ g

15.    ¿Cuál es la densidad en g/cc de un objeto rectangular de 2 yds de largo, 2 pies de ancho y 40 Pulg de profundidad sabiendo que pesa 3000 lb?

16.    ¿Cuánto pesará un metro cúbico de bromo (Br) si su densidad específica es de 3,1

Tema: Magnitudes

¡Hola compañeros!

Hoy les tengo la guía relacionada con el tema No 1 Magnitudes. Química General Grado Décimo. Espero les sea útil:

INSTITUCIÓN EDUCATIVA MAYOR DE YUMBO

Colegio Nocturno Fray A. de la C. Peña

ÁREA DE CIENCIAS NATURALES Y EDUCACIÓN AMBIENTAL

QUÍMICA GENERAL I.

Lic. Alvaro Avendaño Arias



MAGNITUDES. MEDICIONES Y CONVERSIONES

Guía No 1

SISTEMA INTERNACIONAL DE UNIDADES

En nuestra vida cotidiana nos encontramos muchas veces ante la necesidad de cuantificar magnitudes, metros de tela, litros de leche, kilogramos de tortilla, watts en un foco o bombilla, metros cuadrados de alfombra, etcétera. En cada caso se ha establecido una unidad diferente para medir. Todo aquello susceptible de ser medido se conoce como magnitud.

Para definir el concepto de “unidad” diremos que es una medida aceptada convencionalmente, misma que, por comparación, sirva para conocer el tamaño de otras magnitudes. Medir una magnitud es encontrar cuántas veces ésta contiene a la unidad.

El sistema MKS absoluto (Metro, Kilogramo, Segundo) se considera como la base del llamado Sistema Internacional de Unidades, conocido comúnmente por las siglas SIU o SI.

Dentro del SI existen dos tipos de unidades:

Unidades fundamentales, que son siete: Metro para longitud; kilogramo para masa; Segundo para tiempo; Ampere para intensidad eléctrica; Kelvin para temperatura; Candela para intensidad luminosa y; Mol para la cantidad de sustancia.

Unidades derivadas que se obtienen a partir de las fundamentales, como por ejemplo; metro cuadrado para área; metro cúbico para volumen; pascal para presión, entre otras.

CONVERSIÓN DE UNIDADES
TABLA 1
FACTORES DE EQUIVALENCIA Y CONVERSIÓN DE ALGUNAS UNIDADES DE MEDICIÓN

LONGITUD
Unidades del sistema métrico decimal.  Unidades del sistema inglés
1 kilómetro (Km) = 1000 metros (m)
1 milla = 1,609 Km
1 metro (m) = 100 centímetros (cm) = 1 x 10^{-2 m}
0,62137 milla = 1 Km
1 centímetro (cm) = 10 milímetros (mm)
1 yarda (yd) = 3 pies (ft) = 0,914 m
1 pie = 12 pulgadas = 30,48 cm
1 milímetro (mm) = 1000 micras (µ) = 1 x 10-1 cm
1 pulgada = 2,54 cm
1 micra (µ) = 10 Angstrom (Å) = 1 x 10-8 cm

VOLUMEN
1 litro (l) = 1000 mililitros (ml) = 1000,028 cm3
1 galón (gal) = 4 cuartos (qr) = 3,79 l
1 cuarto (qr) = 0,946 l = 2 pintas (pt)
1 pinta = 473 ml = 16 onzas líquidas
1 onza líquida = 29,6 ml

MASA
1 tonelada (Tn) = 1000 kilogramos (kg)
1 kilogramo (kg) = 1000 gramos (g)
1 gramo (g) = 1000 miligramos (mg)
1 miligramo (mg) = 1000 microgramos (mcg)
2,2 libras (lb) = 1 kilogramo
1 libra (lb) = 16 onzas = 0,453 g
1 onza (oz) = 28,35 g


OTRAS UNIDADES
1 Atmósfera = 1,033 kg x cm-2 = 760 mm de Hg
1 mm de Hg = 1,3158 x 10 -3 atm
1 caloría = 4,186 julios (j) = 4,186 x 10 -7 ergios
1 ergio = 1 x 10 -7 julios = 1 dina x cm
1 megaelectronvoltio (MeV) = 3,84 x 10 ^-14 cal
1 electronvoltio (eV) = 1,602 x 10-12 ergios
1 mol de megaelectronvoltio (N. MeV) =1,72 x 10 ¹⁷  kcal/ mol


CONVERSIÓN DE UNIDADES
Cualquiera de estas igualdades presentadas en forma de cociente recibe el nombre de razón unitaria. La cual puede ser expresada de cualquiera de las siguientes formas, dependiendo de lo que se quiera determinar una u otra de las unidades. Por ejemplo, si 1 Km = 1000 m, tenemos que:

1 K m / 1 000 m ó 1 000 m / 1 Km

La anterior es una razón unitaria, pues su numerador y denominador son exactamente iguales.

Ello nos permite realizar transformaciones de unidades. Por ejemplo, la altura h a la que se encuentra la Ciudad de México es de 2 240 metros sobre el nivel del mar. ¿A cuántos kilómetros corresponde?
h = 2 240 m / (1 Km / 1000 m) = 2,24 Km

-Para saber cuántos gramos hay en 12 kg de azúcar:
(1000 g / 1 Kg) 12 Kg = 12.000 g

-Podemos determinar cuántos gramos hay en una aspirina de 500 mg
(1 g / 1 000 mg) 500 mg = 0,5 g

¨Utilicemos razones unitarias y transformemos 24 h en min:
(60 min / 1 h) 24 h = 1 440 min.

Para convertir temperaturas empleamos las siguientes ecuaciones matemáticas que relacionan la escala kelvin (ºK), la Celsius o centígrada (ºC) y la Fahrenheit (ºF):
• ºK = ºC + 273
• ºC = ºK – 273
• ºC = 5/9 (ºF-32)
• ºF = 9/5 ºC + 32

La temperatura del cuerpo humano, por ejemplo, es de 37 ºC, que equivale a 310 ºK (37 + 273), y el punto de ebullición del agua sobre el nivel del mar es de 373 K, que equivale a 100 ºC (373 - 273).

EL MOL
La unidad de medida que se utiliza para determinar las cantidades de sustancias es el mol, una unidad del SI que se define como la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas como átomos hay en exactamente 12 gramos de isótopo de carbono 12 (que son los átomos de carbono más abundantes en la Naturaleza).

Pero, ¿cuántos átomos están contenidos en 12 gramos de esos átomos de carbono?

La respuesta es verdaderamente asombrosa: existen 6,023 x 1023 átomos, o sea ¡602 000 000 000 000 000 000 000! átomos, es decir, ¡seiscientos dos mil trillones de átomos! De esta manera se dice que la cantidad de una sustancia que contienen 6,023 x 1023 partículas (átomos, moléculas, iones, electrones, etc.) es un mol de dicha sustancia. Este número es conocido como Número de Avogadro en honor al científico italiano Amadeo Avogadro (1776-1856). NA = 6,023 x 1023.

De esta manera, un mol de aluminio estará formado por 6,023 x 1023 átomos de aluminio; en tanto que un mol de agua lo forman 6,023 x 1023 moléculas de agua. Igualmente podemos referirnos a un mol de arroz que contendrá 6,023 x 1023 granos de arroz, como un mol de melones (que es imposible contar y observar) sería igual a 6,023 x 1023 melones.

A partir de esta lógica ¿podremos afirmar que la masa de un mol de melones es igual a la masa de un mol de sandías?

Tal como ya te percataste, el número de Avogadro (NA) es muy grande, pero es como cualquier otro número de los muchos que existen en la Naturaleza y que tienen magnitudes mayores, semejantes o menores, por ejemplo:

- El radio del Universo se ha calculado en 1,22 x 1023 km, cuyo valor en metros es de 1,22 x 1026 m y 1,22 x 1028 cm. La última cantidad se escribe y nombra así: 12 200 000 000 000 000 000 000 000 000, o sean doce mil doscientos cuatrillones de centímetros. Su valor en kilómetros es parecido en magnitud al número de Avogadro (NA).

- La masa de la estrella Betelgeuse, situada en la constelación de Orión, es 50 veces mayor que la masa solar, es decir tiene 1 x 1035 gramos que se escribe y lee así: 100 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000 000, cien mil quintillones de gramos.

El número de Avogadro es tan grande que hace volar la imaginación, así:

La estrella más cercana a nuestro Sol es Alfa Centauro, la cual se encuentra a 40 billones de kilómetros de la Tierra (4 x 1016 m). A partir de un mol de H2 (pesa dos gramos), ¿cuántas moléculas de hidrógeno, H2, tendrá que colocar en cada metro uniformemente espaciadas de tal manera que cubriéramos toda esa distancia?

Relacionando el número de Avogadro con la distancia en metros, obtenemos:

6,023 x 1023 moléculas / 4 x 1016 m = 1.5 x 107 moléculas/m.

Esto es, en cada metro podríamos colocar... ¡15 millones de moléculas de hidrógeno!

En el laboratorio no existen instrumentos para cuantificar directamente moles de sustancia (no podemos contar una a una tantas partículas); pero sí para medir la masa.

Debido a esto, lo que se cuantifica es la masa de uno o varios moles. La masa de un mol de átomos de un cierto elemento se puede consultar en la tabla periódica química. Por ejemplo, en la casilla del cobre aparecen siempre dos números, el número atómico (que es el número de protones existentes en su núcleo) y la masa atómica.

¿Cuántos gramos pesan 1 mol de cobre?

Así, un mol de átomos de cobre tiene una masa de 63,55 g.

M Cu = 63,55 g/mol

Tanto la masa atómica como el número de Avogadro (NA) son razones unitarias, por lo que pueden expresarse de la manera siguiente:

(NA átomos /1 mol de sustancias) = (6,023 x 10 23 á t o m o s de Cobre / 1 mol de cobre)

(M gramos de sustancia/ 1 mol de sustancia) = (63,55 g de cobre/ 1 mol de cobre)

Observa que -en ambos casos- numerador y denominador son la misma cosa. Igual a tener 1 mol de cobre que 63,55 g de cobre o que 6.023 x 1023 átomos de cobre. Obtendremos lo mismo.

Estas dos razones unitarias nos permiten:

-Transformar moles en números de partículas.

-Transformar moles en gramos.

En este caso puedes emplear la relación n = m / PM, donde:

n = número de moles

m = masa de la sustancia en gramos

PM = masa atómica o molecular en g/mol

Ejemplos:

1. ¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 2.5 moles de dicho elemento?

Respuesta:

Sea N el número de átomos buscados. Basta multiplicar el dato por la razón unitaria del número de Avogadro para encontrar el resultado.

N = 2.5 mol H (6.023 x 10 23 á t o m o s H / 1 mol H)

N = 1. 505 x 1024 á t o m o s de H


2. ¿Cuántos moles de cobre hay en 25 gramos de cobre?

Respuesta:

Coloca el dato de masa y multiplica por la inversa de la razón unitaria:

Cu = 25 g Cu (1 mol Cu / 63. 55 g Cu) = 0.39 moles de Cu

3. Calcula el mol contenido en 20 gramos de carbonato de sodio (Na2CO3)

Respuesta:

Se realiza el cálculo para obtener la masa molecular (PM) consultando en la tabla periódica los valores de las masas atómicas de los elementos: Na, C y O. Dichos valores se multiplican por los subíndices correspondientes a cada elemento químico según la fórmula del carbonato de sodio, esto es:

Na: 22.98 x 2 = 45.96

C: 12.01 x 1 = 12.01

O: 15.96 x 3 = 47.97

= 105.94 g/mol Na2CO3

Aplicando la fórmula y sustituyendo:

n = m / PM

= 20 g / 105,94 g / mol

= 0.188 moles de Na2CO3

4.  Obtener la cantidad de gramos que hay en 2 mol de Na2CO3 (PM = 105.94 g/mol).

Respuesta:

Datos:

PM = 105.94 g/mol

n = 2 mol

m =?

Fórmula:

n = m / PM, al despejar m, la ecuación nos queda: m = n x PM

Sustituyendo las variables

m = (2 mol) (105.94 g/mol) = 211.88 g de Na2CO3

5.  ¿Cuántos gramos de vitamina A (C20H30O) se tiene en 9.78 x 1021 moléculas de vitamina?

Se determina la masa molar de la vitamina A:

C: 12.01 x 20 = 240.20

H: 1.00 x 30 = 30.00

O: 15.99 x 1 = 15.99

= 286.19 g / mol

Luego, se emplea razones unitarias:

m = 9.78 x 1021 moléculas (286.19 g de Vitamina A / 6.023 x 10 m o l é culas)

= (2798.94 x 1021 / 6.023 x 1023)

= 4.65 g de Vitamina A


LA DENSIDAD
La densidad (d o D) es una propiedad específica de las sustancias, puesto que sustancias diferentes tienen diferentes valores de densidad. Esta propiedad relaciona la masa de una sustancia con el volumen que ocupa y matemáticamente dicha relación se expresa como:

D = m / V

En donde d o D representa el valor de la densidad de la sustancia considerada; m representa su masa, y V el volumen que ocupa.

Por otra parte, la densidad de una sustancia depende de la temperatura a la que ésta se encuentre; así, aunque el hielo y el agua son químicamente iguales su estado físico depende de la temperatura a la que se hallen, y si se comparan los valores de densidad se tiene:

Densidad del hielo (agua a 0 ºC) = 0.92 g/cm3

Densidad del agua (agua a 20 ºC) = 1.0 g/cm3

Algo similar sucede con otras sustancias, por lo que, al expresar el valor de su densidad, debe indicarse la temperatura a la cual se hizo la medición; si no es así debe sobreentenderse que la medición se hizo a 25 ºC.

Algunos otros ejemplos de valores de densidad son:

Ejemplo
 1. ¿Cuál será la masa de una placa de oro que ocupa un volumen de 18 mL a 20 ºC?

Respuesta:

De la ecuación D = m / V, despejamos m y nos queda la relación m = D x V y conociendo que la densidad de oro a 20 ºC es de 19.3 g/mL se tiene:

m = D x V

m = 19.3 g/mL x 18 mL = 347.4 g

2. Encuentra la densidad de una sustancia líquida, de la cual 86 g ocupan un volumen de 125 mL.

Respuesta:

Aplicando la ecuación D = m / V se tiene que:

D = 86 g / 125 mL

D = 0.6889 g / mL

Ejercicios. Resuelva

1. Realiza las siguientes transformaciones de unidades con el empleo de razones unitarias:

a) 13 km en m

b) 2.300 mg en Kg

c) 24 h en s

d) 73 ºC en K

e) 20 dm2 en m2

f) 756 mm3 en m3

g) 205 L en mL


2. Resuelve los siguientes problemas:

a) Calcula el número de moles que se tienen en un gramo de agua (H2O).

b) Calcula la masa en gramos que tiene un átomo de oro (Au).

c) Calcula el número de partículas que se encuentran en 25 gramos de sosa caústica o hidróxido de sodio (NaOH).

d) Calcula el número de moléculas que se encuentran en 4.6 moles de ácido acético (CH3COOH).

e) Calcula el volumen en cm3 de un cubo de aluminio que pesa 3 Kg.

f) El punto de ebullición de 80 g de agua es de 92 ºC ¿Cuál será el punto de ebullición de 800 g de agua?, ¿por qué?

g) La densidad de una sustancia es de 0.37 g/cm3. Exprésala en Kg/m3.