PRÁCTICA 3: PREPARACIÓN DE DISOLUCIONES

INTRODUCCIÓN

Esta práctica consistía en la preparación de dos disoluciones de concentración conocida, observando el resultado y aprendiendo el procedimiento de preparación de las disoluciones.

En este caso, una de las disoluciones se preparaba con un soluto sólido (sulfato de cobre pentahidratado) y la otra, a partir de otra disolución de concentración conocida (ácido clorhídrico diluido).

El material que hemos utilizado ha sido el siguiente: 

- Vasos de precipitado: los vasos de precipitado en este caso nos han servido como recipientes para preparar las disoluciones. En el primer caso, lo utilizamos para disolver el sulfato de cobre pentahidratado, y en la segunda no utilizamos el vaso de precipitado.

- Vidrio de reloj: lo utilizamos para coger el sulfato de cobre pentahidratado y transportarlo hasta que lo juntamos con el agua.

- Varilla de agitar: en esta práctica hemos utilizado la varilla de agitar para remover el sulfato de cobre pentahidratado cuando lo disolvemos con el agua.

- Espátula de laboratorio: la utilizamos en el primer experimento para coger de forma precisa el sulfato de cobre pentahidratado. 

- Balanza: la balanza la utilizamos para pesar el sulfato de cobre pentahidratrado, y coger la cantidad necesaria.

- Matraz aforado: lo utilizamos en la primera disolución para verter la disolución de sulfato de cobre pentahidratado, y una vez dentro del matraz, añadir el agua necesaria.

- Probeta: la probeta la utilizamos en el segundo experimento para echar el agua antes de añadir el ácido clorhídrico.

- Pipeta y aspirador de cremallera: utilizamos ambos utensilios para extraer el ácido clorhídrico diluido y añadirlo al agua que anteriormente hemos echado en la probeta en la segunda disolución.

- Sulfato de cobre pentahidratado; es el soluto sólido que utilizamos en la primera disolución. La fórmula es CuSO2.

- Ácido clorhídrico diluido: es la disolución que utilizamos en la segunda disolución. Su fórmula es HCl.

Este es todo el material que hemos utilizado en esta práctica.

Los conceptos clave de esta práctica son: 

• Disolución: 

Una solución (o disolución) es una mezcla de dos o más componentes, perfectamente homogénea ya que cada componente se mezcla íntimamente con el otro, de modo tal que pierden sus características individuales. Esto último significa que los constituyentes son indistinguibles y el conjunto se presenta en una sola fase (sólida, líquida o gas) bien definida. Una solución que contiene agua como solvente se llama solución acuosa.

Si se analiza una muestra de alguna solución puede apreciarse que en cualquier parte de ella su composición es constante.

Entonces, reiterando, llamaremos solución  o disolución a las mezclas  homogéneas que se encuentran en  fase líquida. Es decir,  las mezclas homogéneas que se presentan en fase sólida,  como las aleaciones (acero, bronce, latón) o las que se hallan en fase gaseosa (aire, humo, etc.) no se les conoce como disoluciones. 

Las sales, los ácidos, y las bases se ionizan cuando se disuelven en el agua.

Características de las soluciones (o disoluciones): 

I) Sus componente no pueden separarse por métodos físicos simples como decantación, filtración, centrifugación, etc. 

II) Sus componentes sólo pueden separase por destilación, cristalización, cromatografía. 

III) Los componentes de una solución son soluto y solvente. 

    Soluto es aquel componente que se encuentra en menor cantidad y es el que se disuelve.  El soluto puede ser sólido, líquido o gas, como ocurre en las bebidas gaseosas, donde el dióxido de carbono  se utiliza como gasificante de las bebidas. El azúcar se puede utilizar como un soluto disuelto en líquidos (agua).

    Solvente es aquel componente que se encuentra en mayor cantidad y es el medio que disuelve al soluto.  El solvente es aquella fase en  que se encuentra la solución. Aunque un solvente puede ser un gas, líquido o sólido, el solvente más común es el agua.

IV) En una disolución, tanto el soluto como el solvente interactúan a nivel de sus componentes más pequeños (moléculas, iones). Esto explica el carácter homogéneo de las soluciones y la imposibilidad de separar sus componentes por métodos mecánicos.

Mayor o menor concentración

Ya dijimos que las disoluciones son mezclas de dos o más sustancias, por lo tanto se pueden mezclar agregando distintas cantidades: Para saber exactamente la cantidad de soluto  y de solvente  de una disolución  se utiliza una magnitud denominada concentración. 

Dependiendo de su concentración, las disoluciones se clasifican en diluidas, concentradas, saturadas,  sobresaturadas.  

- Diluidas: si la cantidad de soluto respecto del solvente es pequeña.  Ejemplo: una solución de 1 gramo de sal de mesa en 100 gramos de agua. 

- Concentradas: si la proporción de soluto con respecto del solvente es grande.  Ejemplo: una disolución de 25 gramos de sal de mesa  en 100 gramos de agua.  

- Saturadas: se dice que una disolución está saturada a una determinada temperatura cuando no admite más cantidad de soluto disuelto.  Ejemplo: 36 gramos de sal de mesa en 100 gramos de agua a 20º C.  

Si intentamos disolver 38 gramos de sal en 100 gramos de agua, sólo se disolvería 36 gramos y los 2 gramos restantes permanecerán en el fondo del vaso sin disolverse.  

- Sobresaturadas: disolución que contiene mayor cantidad de soluto que la permitida a una temperatura determinada. La sobresaturación se produce por enfriamientos rápidos o por descompresiones bruscas. Ejemplo: al sacar el corcho a una botella de refresco gaseoso.

• Concentración en mol/L: 

Existen distintas formas de expresar la concentración de una disolución, pero las dos más utilizadas son: gramos por litro (g/l) y molaridad (M).
Los gramos por litro indican la masa de soluto, expresada en gramos, contenida en un determinado volumen de disolución, expresado en litros. Así, una disolución de cloruro de sodio con una concentración de 40 g/l contiene 40 g de cloruro de sodio en un litro de disolución.
La molaridad se define como la cantidad de sustancia de soluto, expresada en moles, contenida en un cierto volumen de disolución, expresado en litros, es decir: M = n/V. El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. 

La molaridad se refiere al número de moles de soluto que están presentes por litro de solución.  Por ejemplo, si una solución tiene una concentración molar de 2.5M, sabemos que hay 2.5 moles de soluto por cada litro de solución.  Es importante notar que el volumen de solvente no es tomado en cuenta sino el volumen final de la solución. 

Molaridad = moles de soluto / litros de solución M = mol soluto / L solución

Tras la introducción teórica explicamos cada una de las partes detalladamente.

PARTE 1: PREPARACIÓN DE UNA DISULUCIÓN DE SULFATO DE COBRE PENTAHIDRATADO EN AGUA DE CONCENTRACIÓN 0,01 MOL/L

Queríamos preparar un litro de disolución de sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4) en agua (5H2O). Para ello:

-Primer paso: Calculamos la masa del sulfato de cobre. Para ello primero vamos a calcular el número de moles con la siguiente fórmula: c=n/v  ; n=c.v    n= 0'01.1 n=0'01 mol de CuSO4. Una vez obtenido el número de moles aplicamos la fórmula para calcular la masa: n=m/M ; m=n.M -->  m= 0'01. 250 --> m=2'5g. Masa molar del CuSO4= 250 g/mol.

-Segundo paso: A continuación, al obtener la masa, en un vidrio de reloj añadimos el sulfato de cobre necesario pesándolo en la balanza.

-Tercer paso: Después de pesar el sulfato de cobre lo depositamos en un vaso de precipitado, y añadimos agua hasta los 100 mL para disolverlo, mezclándolo.

                                               

-Cuarto paso: Una vez disuelto volcamos el contenido del vaso de precipitado en el matraz aforado y lo enrasamos hasta llegar a la marca del matraz (su volumen es de 1 litro).
Para añadir el agua usamos un vaso de precipitados y para una mejor precisión hicimos uso de un cuentagotas, puesto que al enrasar necesitamos que quedara con la forma de la figura A.

PARTE 2: PREPARACIÓN DE UNA DISOLUCIÓN DE ÁCIDO CLORHÍDRICO DE CONCENTRACIÓN 0,1 MOL/L

Una vez realizada la primera disolución nos dispusimos a preparar la segunda; a partir de una disolución de ácido clorhídrico, de concentración 1mol/L. Y la haremos reacionar con agua (H2O) para obtener 50mL de disolución de ácido clorhídrico en agua de concentración 0,1mol/L.

-Primer paso: Calculamos el volumen de la disolución, a partir de una su concentración, C=0,1 mol/L y un volumen de 50mL. En primer lugar determinamos el número de moles: C=n/v; 0,1=r/0,05; n=0,005 mol de HCL. A continuación calculamos de ácido clorhídrico: C=L/V; n=0,005/v; V=0,005L; V=5mL.

-Segundo paso: Añadimos en una probeta 25mL de agua (H2O).

-Tercer paso: Nos ayudamos de una pipeta y el aspirador para extraer el volumen calculado anteriormente; y lo vertemos en la probeta que contiene el agua. Siempre intruduciendo el ácido en segundo lugar para evitar salpicaduras, ya que el ácido es corrosivo.

-Cuarto paso: Por ultimo enrasamos hasta los 50m/L.

 * En el vídeo añadimos agua, pero solo para enrasar.

 CONCLUSIONES

En esta práctica hemos realizado dos disoluciones. Una disolución es una mezcla homogénea a nivel molecular o iónico de dos o más sustancias que no reaccionan entre sí, cuyos componentes se encuentran en proporciones variables. Consta de un disolvente y un soluto hallándose el segundo siempre en menor cantidad.

Podemos saber que las prácticas que hemos realizado son disoluciones por el hecho de que la mezcla era perfectamente homogénea ya que tanto el HCl como el CuSO4.5H2O no era apreciable en la mezcla final.

Por ello al ser disoluciones podemos usar la fórmula aprendida que relaciona el número de moles con la concentración y el volumen.

n=C.V

Por lo tanto esta práctica nos ha servido para comprobar como los ejercicios de reacciones químicas con moles realizados en el aula, tienen una función práctica en el laboratorio al poder realizar disoluciones con la concentración que nosotros deseemos.

En ella hemos podido mediante algunos cálculos conocer el número de moles, de CuSO4.5H2O en la primera y de HCl en la segunda, necesarios para preparar partiendo de un sólido o de una líquido con concentración mayor, una disolución con la concentración adecuada.

En la primera disolución hemos partido de un sólido, como es el sulfato de cobre pentahidratado, y conociendo su masa molar hemos sido capaces de, pasando por el número de moles, saber cuántos gramos debemos mezclar con agua para obtener una disolución 0,01 mol/L de 1 litro.

En la segunda en la cual partíamos ya de una disolución de ácido clorhídrico en agua de 1mol/L y queríamos obtener una de 0,1 mol/L. Para lograrlo hemos hecho el mismo proceso, calculamos el número de moles necesarios partiendo de la concentración de la primera disolución y como el número de moles ha de ser el mismo cambiando la variable de la concentración podemos  conocer el volumen de disolución necesario para que la concentración sea de 0,1 mol/L.

PRÁCTICA 2: VELOCIDAD DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

INTRODUCCIÓN

En este trabajo realizaremos tres reacciones químicas y haremos estudios de la variación de la velocidad dependiendo de distintos factores.

Una reacción química se define como el proceso de formación en el que unas sustancias iniciales (reactivos) se transforman en unas sustancias finales (productos). Estas dos sustancias tienen distinta naturaleza, es decir, no se trata de un cambio en las propiedades (cambio físico) sino que las sustancias iniciales se convierten en otras con diferente fórmula. En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.

·       

Características de las reacciones químicas

Ø La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida.

Ø Durante la reacción se desprende o se absorbe energía:

o   Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción.

o   Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción.

Ø Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.

Una reacción química se representa mediante una ecuación química. Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

·        Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica el sentido de la reacción.

REACTIVOS ----------------à PRODUCTOS

·        A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.

Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la reacción.

Velocidad de una reacción química

La velocidad de una reacción química se define como la velocidad a la que disminuye la concentración de los reactivos. Así si un proceso es rápido, los reactivos desaparecerán en poco tiempo. La velocidad depende de varios factores que comprobaremos mediante distintas prácticas.

Para saber si una reacción es rápida o lenta, hay que conocer la velocidad a la que transcurre.  Podemos definir velocidad de reacción como la variación de cantidad de sustancia formada o transformada por unidad de tiempo.

En general, para determinar la velocidad de una reacción, hay que medir la cantidad de reactivo que desaparece o la cantidad de producto que se forma por unidad de tiempo.

·        Factores que afectan a la velocidad de reacción

La velocidad de una reacción se ve influida por una serie de factores; entre ellos se pueden destacar:

Ø Naturaleza de los reactivos

    Se ha observado que según los reactivos que intervengan, las reacciones tienen distinta velocidad, pero no se ha podido establecer aún unas reglas generales.

Ø Concentración de los reactivos

 La velocidad de reacción aumenta con la concentración de los reactivos.  Para aumentar la concentración de un reactivo:

o   Si es un gas, se consigue elevando su presión.

o   Si se encuentra en disolución, se consigue cambiando la relación entre el soluto y el disolvente.

Ø Superficie de contacto de los reactivos

Cuanto más divididos están los reactivos, más rápida es la reacción. Esto es así porque se aumenta la superficie expuesta a la misma.

Ø Temperatura

En general, la velocidad de una reacción química aumenta conforme se eleva la temperatura.

Ø Presencia de catalizadores

    Un catalizador es una sustancia, distinta a los reactivos o los productos, que modifican la velocidad de una reacción. Al final de la misma, el catalizador se recupera por completo e inalterado. En general, hace falta muy poca cantidad de catalizador.

    Los catalizadores aumentan la velocidad de la reacción, pero no la cantidad de producto que se forma.

Nosotros nos centraremos en la temperatura, la concentración de los reactivos y la superficie de contacto de los reactivos.

Estas prácticas serán llevadas a cabo con agua, vasos de precipitado, morteros, ácido clorhídrico (HCl) y comprimidos efervescentes.

Los comprimidos efervescentes contienen carbonatos y un ácido y al disolverlos en agua tiene lugar la siguiente reacción química:

CO₃^2- + 2H⁺ => H₂CO₃

Además este medio acuoso se descompone a su vez en dióxido de carbono y agua quedando la reacción:

CO₃^2- + 2H⁺ => H₂O + CO₂

Como el CO₂ es una sustancia gaseosa al introducir el comprimido en agua se desprenderán burbujas de esta sustancia.

Para nuestra práctica utilizaremos el Efferalgan (1 gramo) que contiene 1 gramo de paracetamol.

PARTE 1: INFLUENCIA DE LA TEMPERATURA

En este experimento vamos a probar la influencia de la temperatura en la velocidad de reacción de los comprimidos de Efferalgan.

-Material utilizado:

- Dos vasos de precipitado.
- Dos comprimidos de Efferalgan de 1 gramo.
- Agua.
- Hielos.

Usamos dos vasos precipitados que vamos a llenar de agua. A continuación introducimos solo en uno de ellos un hielo (el vaso de la izquierda en el vídeo). Al observar que el agua del vaso con hielo se está enfriando introducimos un comprimido de efferalgan de  1g en cada vaso. Al introducir las pastillas observamos la rapidez con la que se disuelve el efferalgan en el vaso que no contiene hielo aunque se pone un poco turbia el agua  mientras que en el vaso que sí lo contiene se disuelve más lentamente y el agua se empieza a poner muy turbia.

-Conclusiones: Podemos observar también cómo al introducir las pastillas salen burbujas de dióxido de carbono ya que el CO3 es una sustancia gaseosa.
En el experimento hemos podido apreciar la influencia de la temperatura en la disolución ya que se disuelve antes en agua del tiempo que en agua fría. En el agua del tiempo tarda 2,12 minutos mientras que en el agua fría tarda 5, 25 minutos en disolverse. Esto se debe a que el agua fría tiene menor energía que el agua del tiempo, y esto hace que las colisiones entre las partículas del agua y del comprimido sean mayores en el agua del tiempo que en el agua fría.


PARTE 2: INFLUENCIA DE LA SUPERFICIE DE CONTACTO ENTRE LOS REACTIVOS


En este experimento, repetiremos el experimento anterior, pero con agua del tiempo en ambos vasos y en uno de los vasos añadiremos el comprimido pulverizado.

-Material utilizado:

- Dos vasos de precipitado.
- Dos comprimidos de Efferalgan de 1 gramo.
- Agua.
- Varilla de vidrio.

En primer lugar cogemos dos recipientes utilizados anteriormente y los llenamos de agua del tiempo, a continuación cogemos otras dos pastillas de Efferalgan y con un mortero machamos una de ellas. Acto seguido, introducimos a la vez en el primer vaso (el situado a la izquierda en el vídeo) la pastilla entera y en el segundo vaso (situado a la derecha) la pastilla pulverizada. En el segundo debemos asegurarnos de empujar suavemente la sustancia con la varilla de vidrio, de tal manera que quede cubierta por agua en su totalidad, pero sin remover (es importante realizar este paso para que los resultados sean lo más objetivos y precisos posible).

Durante la disolución de las sustancias observamos que, sin duda, el agua de la segunda es más turbia y la pastilla en polvo de este mismo recipiente se disuelve con mayor facilidad, aunque se observa que la disolución comienza de manera rápida, se ralentiza. A pesar de esto tras 1,01min ya se ha disuelto por completo (en el vaso de la derecha).

La pastilla entera es por tanto la que más tarda, 2,02 minutos. En cambio es la que provoca menor turbidez en el agua, y por lo generar mantiene su ritmo de disolución estable.

-Conclusiones:

Podemos decir entonces que la velocidad de reacción de una sustancia depende directamente de la influencia de la superficie de contacto entre los reactivos, ya que el comprimido pulverizado se disolvió con mayor rapidez que el que estaba entero. Esto se debe a que, al estar machacado el comprimido hay que romper menos uniones entre las partículas.

PARTE 3: INFLUENCIA DE LA CONCENTRACIÓN DE LOS REACTIVOS

En este experimento introduciremos el comprimido de Efferalgan (paracetamol) en dos vasos de precipitado, uno con agua del grifo sin nada más (el vaso de la izquierda en el vídeo), y otro con un poco de agua y un poco de ácido clorhídrico (el vaso de la derecha en el vídeo).

• Paso 1: En primer lugar llenaremos un vaso de precipitado con agua del grifo, y el otro vaso lo llenaremos con agua del grifo, pero en menor cantidad, para que al añadir el ácido clorhídrico ambos tengan la misma cantidad total de disolvente. Cuando añadimos el ácido clorhídrico lo hicimos con guantes y teniendo en cuenta que había que echar el ácido clorhídrico sobre el agua, y no al revés porque puede ser peligroso.

• Paso 2: Una vez que teníamos los vasos preparados, los pusimos en la mesa y echamos la pastilla a la vez en ambos, poniendo en ese mismo momento en marcha el cronómetro.

•  Paso 3: Empezaron a salir burbujas de los comprimidos. Salían con mayor velocidad en el vaso del ácido clorhídrico, en el que el comprimido se disolvía a gran velocidad  y el agua estaba muy turbia. En cambio, en el vaso del agua la disolución comenzó siendo más lenta, y el agua estaba menos turbia.

•   Paso 4: La reacción en el vaso con el ácido clorhídrico fue más rápida hasta el primer minuto aproximadamente. Cuando llegamos al primer minuto, las dos reacciones iban a la misma velocidad, ya que la reacción del vaso con ácido clorhídrico empezaba a ralentizarse, y la turbidez del vaso con agua comenzó a ser mayor que la del vaso con ácido clorhídrico.

•  Paso 5: La velocidad de reacción del vaso del ácido clorhídrico seguía disminuyendo, de manera que la velocidad de reacción del vaso con agua era mayor que la del vaso con ácido clorhídrico.

• Paso 6: Al final, terminó de disolverse antes el comprimido en el vaso con agua (2,51 minutos) que en el vaso con ácido clorhídrico (3,54 minutos).

-Todo el experimento se llevó a cabo con guantes porque cuando el ácido clorhídrico entra en contacto con la piel puede provocar ampollas y quemaduras, ya que es un líquido tóxico y muy corrosivo.

- Material utilizado:

-       Dos vasos de precipitado.

-       Agua.

-       Ácido clorhídrico.

-       Guantes de plástico.

-       Cronómetro y grabadora.
-   Dos comprimidos de Efferalgan de 1 gramo.

- Conclusiones: Al añadir el ácido clorhídrico estamos aumentando la concentración de iones H⁺, que es uno de los reactivos del proceso. Los comprimidos contienen carbonatos (derivados del CO₃^2-) y un ácido (sustancia que en medio presenta iones H⁺). Al disolverlos en el agua, tiene lugar la siguiuente reacción química: CO₃^2- + H⁺ --> H₂CO₃. Por ello al aumentar la cantidad de iones H⁺  con el ácido clorhídrico la disolución tendría que haber sido más rápida.  Al principio pensábamos que así sería, pero nos dimos cuenta de que a medida que avanzaba el tiempo, la velocidad de reacción en el ácido clorhídrico disminuía y acabó terminando primero la reacción del comprimido del vaso con agua. No sabemos muy bien a que se puede deber este cambio en la velocidad de reacción del vaso con ácido clorhídrico.

CONCLUSIONES

Al realizar estos proyectos hemos podido comprobar que la velocidad de las reacciones químicas dependen de varios factores como:

La temperatura, como hemos podido observar en la primera reacción, esto se debe a que un aumento de temperatura aumenta la velocidad de reacción por lo que hay un mayor número de partículas en colisión que tienen la energía de activación necesaria para que suceda la reacción, resultando en más colisiones exitosas.

También depende de la superficie en contacto entre los reactivos, como hemos podido observar en la segunda reacción, esto es así porque aumenta la superficie expuesta a la reacción química acelerando así el proceso.

Por último hemos observado que depende de la concentración de los reactivos, apreciada en la tercera reacción, esto se debe a que al aumentar la concentración de estos habrá mas colisiones que generará una reacción química más rápida.

Aparte de estos factores hay otros que influyen en la velocidad con que se produce una reacción química tales como la presión, la presencia de un catalizador, el estado físico de los reactivos y en ocasiones la luz.

La incertidumbre, el error absoluto y el error relativo

La incertidumbre de una medición está asociada generalmente a su calidad. La incertidumbre de una medición es la duda que existe respecto al resultado de dicha medición, y depende de la persona que mide y del instrumento de medida. Según esta incertidumbre se analizan dos tipos de errores: el error absoluto y el error relativo.

El error absoluto es la diferencia entre el valor real y el valor medido, y el error relativo es el error expresado en tanto por ciento o en tanto por uno y se calcula dividiendo el error absoluto entre el valor real.

El error relativo es el que nos indica la importancia del error, y si es menor de 5% podemos decir que es bajo.

A continuación realizaremos una práctica en la que deberemos hallar el error absoluto y relativo que se comete al medir el diámetro de una moneda de 2 €. Para realizar esta práctica hemos utilizado una moneda de dos euros y una regla milimetrada.

En primer lugar cada una de las integrantes del blog medimos el diámetro de la moneda por separado, utilizando la regla milimetrada, y obtenemos los siguientes resultados:

VALORES MEDIDOS (cm)	VALOR MEDIDO – MEDIDA = E abs (cm)
2,5	2,5 – 2,5 = 0
2,5	2,5 – 2,5 = 0
2,5	2,5 – 2,5 = 0

MEDIDA = MEDIA DE LOS VALORES OBTENIDOS = 2,5 cm

Una vez calculada la diferencia entre los valores registrados y el valor real, nos disponemos a comparar la incertidumbre, en este caso +0,1 -0,1, con la diferencia de los valores obtenidos, en este caso 0 y tomamos el mayor como valor absoluto.

Error absoluto =  + 0,1 -0,1

 

 

 

A continuación calculamos error relativo, que obtenemos de dividir el error absoluto entre el real.

 

 

 

E relativo = |E abs|/valor real

E relativo = 0,1/2,5

E relativo = 0,04 (tanto por 1)

E relativo = 0,04x100 = 4%

Error relativo = 4%

Una vez que tenemos el error absoluto y relativo calculado, nos fijaremos en el error relativo para sacar las conclusiones.

Nos damos cuenta de que el error relativo es un 4 %, por lo que vemos que no es una medida mala, ya que el error no supera el 5 %.

Con esto terminamos la práctica de la moneda.