2024-1001

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Corporacion Tecnica Del Magdalena

Camilo Monsalvo

1/4/2024

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES

QUÍMICA GENERAL I

Curso: AMBIENTACION, INGRESO 2024

Carreras:
Licenciatura en Química
Profesorado en Química
Tecnicatura en Química Universitaria

Docentes responsables

Esp. SUSANA FIAD
Lic. VICTOR MATIA FERREYRA
Prof. ANABELLA QUEVEDO
Lic. LAURA ARAMAYO

Año: 2024

¿Por qué se cocinan los alimentos? ¿Para qué nos alimentamos? ¿Como
actúa el jabón y el detergente? ¿Por qué a las barras luminosas de
cotillón hay que doblarlas y agitarlas para que se observe la
fluorescencia? ¿Por qué se oscurece la manzana cortada? ¿Por qué
debemos cepillarnos los dientes? ¿Por qué alivian el dolor algunos
medicamentos? ¿Por qué un clavo dejado a la intemperie se cubre de
herrumbre?

Si alguna vez te hiciste estas preguntas y quieres saber las respuestas,
entonces estás en la carrera correcta, ¡¡¡¡¡¡¡¡porque todo esto y mucho más
es una cuestión de QUÍMICA!!!!!!!!

Bienvenido ingresante 2024!!!!!

La química es una ciencia fáctica y como tal posee un objetivo y un método.
Objetivo: estudiar los cambios de carácter permanente que ocurren en la materia
Método de estudio: método científico
A los fines prácticos se divide en química inorgánica y química orgánica.
Química Inorgánica Química Orgánica
• Intervienen los elementos químicos pero el
carbono es poco frecuente (sólo en Dióxido
de Carbono, Monóxido de Carbono, Acido
Carbónico, Carbonatos y Bicarbonatos).
• Predominan los compuestos sencillos.
• Los compuestos son solubles en solventes
polares (agua).
• Los compuestos son termoestables.
• Los compuestos, en general, conducen
corriente eléctrica.
• Los compuestos son estables y no
inflamables.
• La velocidad de reacción es rápida.
• El carbono es el principal elemento. Al
combinarse con hidrógeno, oxígeno y
nitrógeno, es capaz de formar gran cantidad de
compuestos distintos.
• Predominan los compuestos complejos.
• Los compuestos son solubles en solventes
apolares (éter, cloroformo, benceno).
• Los compuestos son termolábiles.
• Los compuestos, en general, no conducen
corriente eléctrica.
• Los compuestos son inestables e
inflamables.
• La velocidad de reacción es lenta.
Podemos definir Materia como:
Las principales características de la materia son:
 Es ponderable (posee masa)
 Es extensa (ocupa un lugar en el espacio)
Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las
sustancias, así como las transformaciones de la materia y las variaciones de energía
que acompañan a estos cambios.

Todo aquello que puede ser percibido por los sentidos o bien, todo aquello que constituye el mundo
físico que nos rodea, susceptible de adquirir distintas formas.
La Ciencia Química
istemas Materiales
CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA

 Es impenetrable
 Es indestructible
 Es divisible
Fenómenos Físicos y Químicos
Los fenómenos son cambios que ocurren en la materia; si el cambio es transitorio el
fenómeno es físico y si el cambio es permanente es un fenómeno químico.
Fenómeno Físico (FF) Fenómeno Químico (FQ)
✓ Ebullición del agua
✓ Congelación del agua
✓ Cualquier cambio de estado
✓ Disolución de una sal
✓ Combustión del papel
✓ Caramelización del azúcar
✓ Fermentación de la uva
✓ Cualquier Reacción química

Propiedades de la materia
Las propiedades de la materia son aquellas cualidades de la misma que pueden ser
apreciadas por los sentidos (color, brillo, textura). Puede ser sólida, líquida o gaseosa. Se
clasifican en:
Propiedades Intensivas: Son aquellas que no varían con la cantidad de materia (masa)
considerada. Dependen del tipo de materia considerada, es decir de la sustancia. Son las
constantes físicas. Ejemplos: peso específico, densidad, punto de fusión, punto de
ebullición, coeficiente de solubilidad, índice de refracción, conductividad térmica, etc.
Propiedades Extensivas: Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada.
Ejemplos: peso, volumen, forma, superficie, etc.
Un ejemplo de propiedades intensivas: 1 kg ó 1 mg, o cualquier otra cantidad de agua,
hierve a 100 °C a una presión de 1.013,25 hPa (presión atmosférica a nivel del mar. Esta
cantidad expresada como hectopascales en el SI, solía expresarse en otros sistemas de
unidades que van cayendo en desuso, como 760 mm. Hg ó 1 Atmósfera de presión).

Estados de agregación de la materia

En la naturaleza se encuentran sustancias en estado sólido, líquido y gaseoso. Actualmente
en laboratorios de cierta complejidad se generaron dos nuevos estados: el plasma y el
cubo de hielo cuántico. Cada uno de estos estados surge de la acción e intensidad de dos
fuerzas intermoleculares: las de atracción o cohesión (llamadas también fuerzas de Van der
Waals que tienden a unir las moléculas ocupando el menor espacio posible) y las de

repulsión (que tienden a separar las moléculas, de tal forma que ocupen el mayor espacio
posible). Estas fuerzas actúan en sentidos opuestos y simultáneamente sobre las
moléculas, en continuo movimiento, de un cuerpo.
Estado Sólido: Poseen forma y volumen propio. Predominan las fuerzas de atracción entre
sus moléculas. No se pueden comprimir. Son rígidos y no fluyen. Se caracterizan por tener
un agrupamiento ordenando de partículas que no se mueven de sus posiciones fijas, vibran
alrededor de ellas. Los sólidos se pueden dividir en dos categorías: cristalinos y amorfos.
Los cristalinos como el hielo, por ejemplo, poseen un ordenamiento estricto y de gran
alcance, es decir sus átomos, iones o moléculas ocupan posiciones específicas, en este
caso las fuerzas de atracción son máximas. En los amorfos como el vidrio, por ejemplo,
carecen de ordenamiento bien definido y de un orden molecular de largo alcance. En unos
de los últimos temas del programa retomaremos los sólidos y los estudiaremos con mayor
profundidad.
Estado Líquido: Fluyen con facilidad (la capacidad de fluir está en relación inversa a la
viscosidad del líquido). Según las características del líquido se encuentran líquidos
“movibles” como el agua y “viscosos” como el aceite Poseen volumen propio y adquieren la
forma del recipiente que los contiene. Están igualadas en sus moléculas las fuerzas de
atracción y repulsión molecular. No se pueden comprimir. Las propiedades del estado
líquido son diversas y varían en forma notable en los distintos líquidos. Las variaciones
dependen de la naturaleza y las fuerzas de atracción entre las partículas que los
constituyen. Las fuerzas de atracción de las moléculas del líquido que tienden a
mantenerlas unidas dentro de un recipiente, adoptando la forma de éste, se denominan
fuerzas cohesivas. Las fuerzas que existen entre las moléculas del líquido y las del
recipiente se llaman fuerzas adhesivas que determinan la forma del menisco. En este
estado existe cierta tendencia a la ordenación de las moléculas, que es contrarrestada por
el movimiento caótico de sus moléculas. En el tema 9 del programa retomaremos los
líquidos y los estudiaremos con mayor profundidad.
Estado Gaseoso: Fluyen con facilidad. No poseen forma propia (adoptan la forma del
recipiente que los contiene) ni volumen propio (tienden a ocupar el volumen disponible)
porque las fuerzas de repulsión entre sus moléculas predominan sobre las de atracción o
cohesión. Son compresibles. Todos los gases que no reaccionan entre sí se mezclan en
todas proporciones formando sistemas homogéneos o inhomogénenos. Sus moléculas
están muy separadas y se mueven al zar. En un gas el número de partículas por unidad de

volumen es también muy pequeño. Las partículas se muevende forma desordenada, con
choques entre ellas y con las paredes del recipiente que los contiene. Esto explica las
propiedades de expansibilidad y compresibilidad que presentan los gases: sus partículas
se mueven libremente, de modo que ocupan todo el espacio disponible. La compresibilidad
tiene un límite, si se reduce mucho el volumen en que se encuentra confinado un gas éste
pasará a estado líquido. El comportamiento físico de un gas es independiente de su
composición química y se define por medio de las variables: volumen, presión, temperatura
y el número de moles de la sustancia.
Debido a los avances de la ciencia, hoy en día, y en laboratorios específicos se pueden
obtener otros dos nuevos estados de de la materia
Plasma: Gas que se obtiene calentando una sustancia en estado gaseoso hasta una
temperatura tan elevada que sus átomos se convierten en iones, siendo la concentración
de partículas negativas y positivas casi idénticas, motivo por el cual es prácticamente neutro
y buen conductor de la corriente eléctrica. Es decir, comparten las características generales
de los gases.
✔ Sus moléculas tienen fuerzas de cohesión débiles, por lo que están separadas y se
mueven libremente.
✔ No tienen forma definida, por lo que toman la forma del recipiente que los contiene.
✔ Al estar tan separadas, no tienen volumen constante, por lo que pueden comprimirse y
ocupar un volumen menor.
✔ Sus moléculas están ionizadas, por lo que es conductor de la electricidad

Cubo de hielo Cuántico o Condensado de Bose-Einstein: gas que se ha enfriado a una
temperatura próxima al 0K originando átomos ultracongelados que pierden energía y
movilidad, uniéndose en un superátomo que constituye este quinto estado de la materia,
actualmente en experimentación.
Este estado fue creado por los científicos en 1995.
✔ Usando una combinación de láseres e imanes enfriaron una muestra de rubidio a
temperaturas muy cercanas al cero absoluto.
✔ A esta temperatura extremadamente baja, el movimiento molecular prácticamente se
detiene y los átomos comienzan a agruparse en un "súperátomo". Un BEC se utiliza para
estudiar la mecánica cuántica a nivel macroscópico.

✔ El estado condensado de B-E tiene muchas de las propiedades de un superfluido que
fluye sin fricción.
Cambio de estado
Es el pasaje, de una porción de materia, de un estado de agregación a otro por variación
de la temperatura y/o de la presión (los cambios de estado se verifican siguiendo leyes
físicas características).

Esquema con nombres de los cambios de estado

O también:

Volatilización

Fusión Vaporización

Solidificación Licuación o
Condensación

Sublimación

SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO o
VAPOR

Vapor y Gas
Se entiende por vapor de una sustancia al gas que se obtiene de un líquido (por
evaporación) o de un sólido (por volatilización), estando o no en contacto con ellos. Se
entiende por gas al estado de agregación de una sustancia en esas condiciones de presión
y temperatura. Ej hablamos del gas oxígeno y del vapor de agua.
Para recordar:

Cambios de Fase
Generalmente las transiciones de fase sólido-líquido-gas se representan en una curva de
calentamiento, mientras que los cambios de estado gas-líquido-sólido se representan en
una curva de enfriamiento.
Analicemos la curva de calentamiento que corresponde al agua. Esta curva describe
los cambios físicos que experimenta el agua a medida que se añade calor al sistema.
Observamos en el gráfico 1 que cuando se agrega calor a un sólido (A), su temperatura
comienza a elevarse hasta alcanzar el punto de fusión (B); a partir de este punto, todo el
calor agregado es utilizado para fundir el sólido, permaneciendo constante la
temperatura durante el cambio de estado sólido-líquido(B-C).
Cuando todo el sólido se ha fundido y transformado en líquido(C) comienza a elevarse la
temperatura de este último hasta alcanzar el punto de ebullición (D). A continuación
ocurre la transición de fase líquido-gas, fenómeno que también ocurre a temperatura
constante (D-E). Finalmente cuando todo el líquido se ha convertido en gas (E) el calor
adicionado sólo eleva la temperatura del gas.
Gráfico1: Curva típica de calentamiento para un mol de agua
✓ Todos los cambios de estado ocurren a temperatura constante.
✓ La EVAPORACIÓN es la vaporización de las moléculas de la superficie del líquido a
cualquier temperatura.
✓ La EBULLICIÓN es la vaporización masiva (en todo el seno del líquido) de las
moléculas del líquido y ocurre a una temperatura definida: el punto ebullición del
líquido.

De manera similar podemos analizar una curva de enfriamiento para el agua. En este
caso la curva describe los cambios físicos que experimenta el agua a medida que se extrae
calor del sistema.
Gráfico2: Curva típica de enfriamiento para un mol de agua
Sistemas Materiales
La materia no varía en función de su forma o tamaño, sino en relación con su composición.
Por eso, desde el punto de vista químico, interesa la constitución de la materia. Para
estudiar experimentalmente la composición o cualquier propiedad de la materia, es
necesario tomar y aislar una porción limitada de la misma a partir del medio que nos rodea.
Esa porción de materia se denomina Sistema Material.
Entre las propiedades que caracterizan a los Sistemas Materiales citaremos la Extensión
(capacidad para ocupar una parte del espacio) y la Inercia (incapacidad de los cuerpos
para salir del estado de reposo, para cambiar las condiciones de su movimiento o para
cesar en él, sin la aplicación o intervención de alguna fuerza).
Los Sistemas Materiales poseen una determinada cantidad de materia, y a eso lo
denominamos Masa. Una manera de medir la cantidad de masa de un sistema material es
midiendo (determinando) su Peso.

El Peso es la fuerza con la que el cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la
Tierra.

Como la distancia que existe entre los distintos puntos de la superficie terrestre y el centro
de gravedad no siempre es igual, los valores de la fuerza de atracción hacia la tierra varían
ligeramente de un sitio a otro. De todo esto se deduce que:
La unidad de masa en el Sistema Internacional de Pesas y Medidas (SI) es el kilogramo
(Kg.)
Resumiendo:
Masa Peso
Es una medida de la cantidad de materia que
tiene un cuerpo
Es una medida de la
atracción gravitatoria que la
tierra ejerce sobre un cuerpo.
Es una magnitud escalar e invariable Es una magnitud vectorial y
variable
La unidad patrón en el SI es el Kg La unidad patrón en el SI es
el Kgf.
El instrumento que permite su medición es la
BALANZA.
El instrumento que permite su
medición es el dinamómetro.
Se relacionan a través de: P=m.g, donde P es peso y se expresa en Newton(N);
m es masa en Kg y g es la aceleración de la gravedad, en la tierra g ≅9,8m/s2

Masa es una magnitud constante, mientras que Peso es variable.

Clasificación de los Sistemas Materiales
Sobre la base de sus propiedades intensivas, los sistemas pueden clasificarse como
Sistemas homogéneos, Sistemas heterogéneos o Sistemas Inhomogéneos.
Sistemas Homogéneos: poseen idénticas propiedades intensivas en todos los puntos del
sistema (monofásicos). Ejemplo: agua destilada, agua salada, aire seco, mercurio.
Se clasifica en:
Sustancias Puras: No pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos (son
sistemas homogéneos no fraccionables)Ejemplos: Hielo,hierro, sodio, cloro, mercurio,
agua. Pueden ser:
Sustancias puras simples: están formadas por átomos y por lo tanto no pueden
descomponerse. Ejemplos: hidrógeno (H2), oxígeno (O2), sodio (Na), cloro (Cl2).
Sustancias puras compuestas: están formadas por átomos distintos y pueden
descomponerse. Ejemplos: agua (H2O), cloruro de sodio (NaCl), alcohol.
Soluciones: Pueden ser fraccionadas por métodos físicos o mecánicos obtenidos en dos o
más sustancias puras. Ejemplos: el fraccionamiento del agua salada origina agua dulce y
sal (cloruro de sodio).
Sistemas Heterogéneos
Poseen distintas propiedades intensivas en todos los puntos del mismo y presentan
superficie de separación o interfase entre las fases que lo forman.
Ejemplo: arena y agua, aceite y agua.
Juan tiene
80kg de
masa
¿Cuánto
pesará en
la luna?
¿Cuánto
pesa en la
tierra? 7okg
de masa

Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen el sistema heterogéneo.
Ejemplo: en el sistema arena - agua, la arena es una fase y el agua otra.
Componente: Es cada una de las sustancias que componen un sistema. Ejemplo: en el
sistema agua salada – arena, la arena y el agua salada son distintas fases, pero en este
sistema hay tres componentes, la arena, el agua y la sal.
Sistemas Inhomogéneos
No presentan superficie de discontinuidad, pero sus propiedades varían en forma gradual
y continua. Ejemplo: la atmósfera terrestre.
En resumen, los sistemas se clasifican:
Clasificación Ejemplos
Sistemas
Homogéneos
Sustancias Puras
Simples Na, Cl2, H2, O2, S
Compuestas NaCl, H2O, H2SO4
Soluciones
NaCl en H2O
H2SO4 en H2O
Sistemas
Heterogéneos
Cloruro de Sodio en agua con
arena.
Ácido sulfúrico en agua con hielo.
Veamos como ejemplo, la sangre, que parece un sistema homogéneo a simple vista, pero
observado al microscopio revela su heterogeneidad. Las porciones homogéneas que
constituyen el sistema heterogéneo se denomina Fases. Los sistemas heterogéneos
presentan dos o más fases, mientras que los homogéneos son monofásicos. Veamos
algunos ejemplos.
Son sistemas heterogéneos:
− Sangre (varios componentes).
− Aceite y agua (dos componentes).
− Benceno y agua (dos componentes).
Son sistemas homogéneos:
− Sacarosa o azúcar común (un componente).
− Cloruro de sodio o sal de cocina disuelta en agua (dos componentes).
− Bicarbonato de sodio (un componente).
Son sistemas inhomogéneos: el aire
En la naturaleza lo más frecuente es encontrar sistemas de varios componentes (algunos
como sistemas homogéneos y otros heterogéneos). Para analizar (esto lo hace la Química

Analítica) un componente del sistema, es necesario separarlo y purificarlo para luego
identificarlo. Para la separación de las fases de un sistema heterogéneo se aplican métodos
físicos, tales como: Sedimentación, Centrifugación, Filtración. También Métodos
eléctricos, Métodos magnéticos, etc.
Para la separación de los componentes de un sistema homogéneo se utilizan métodos
como: Cristalización, Destilación simple o fraccionada, Adsorción fraccionada
(cromatografía).
Si aplicamos algunos de estos métodos a un sistema homogéneo como, por ejemplo, sal
disuelta en agua, se obtienen fracciones con propiedades intensivas distintas entre sí y
respecto del sistema inicial: cloruro de sodio, sólido de color blanco y agua. El sistema
homogéneo inicial, en este caso es una Solución. Si con los mismos procedimientos
intentamos fraccionar otro sistema homogéneo como, por ejemplo, naftaleno (llamada
comúnmente naftalina) obtenemos fracciones con propiedades intensivas iguales y a su
vez idénticas a las del sistema original. En este caso, existe inicialmente una Sustancia
Pura. Podemos decir entonces, que:

A las sustancias puras se las considera Especies Químicas, destacando así la especificidad
de sus propiedades.
Cuerpo
Cuerpo u objeto es la porción limitada en materia con forma y uso definido (una mesa, un
árbol, una bacteria, etc.) .Por ser parte integrante de la materia se caracterizan porque
ocupan un lugar en el espacio (que no puede ser ocupado por otro cuerpo en el mismo
tiempo) y poseen masa. La masa de un cuerpo se relaciona con el peso.
Peso = Masa x Aceleración de la Gravedad
Es decir, el peso es la fuerza (atracción) que ejerce la tierra sobre los cuerpos.
Su expresión matemática es P = m.g
Sustancia
Sustancia es la calidad de materia que constituye un cuerpo
Propiedades de las sustancias:
Solución: es un sistema homogéneo fraccionable, y Sustancia Pura: es un sistema
homogéneo "no" fraccionable.

Las sustancias se caracterizan por sus propiedades individuales y a veces únicas, es decir
toda sustancia pura tiene una serie de propiedades características que la distinguen de las
demás.
 Propiedades organolépticas: son aquellas que se aprecian con los sentidos. Por
ejemplo: color, olor, sabor, impresión al tacto, etc..
 Propiedades físicas: son aquellas que pueden medirse y observarse sin modificar la
composición o identidad de la sustancia. Estas propiedades sirven para identificar una
sustancia y es común encontrarlas en tablas que figuran en los libros de química. Por
ejemplo: el punto de fusión del hielo se puede determinar calentando un trozo de él y
registrando la temperatura a la cual se transforma en agua líquida.; pero dado que el
hielo difiere del agua solo en apariencia y no en composición (cambio físico), entonces
se puede congelar el agua para recuperar el hielo original. Otras propiedades físicas son
conductividad, dureza, ductilidad, sabor, brillo, transparencia, punto de ebullición,
densidad, solubilidad etc.
Vamos a definir algunas propiedades físicas:
Volumen: es una propiedad extensiva y se define como una medida del espacio que ocupa
un cuerpo, varía con la temperatura y se expresa en m3; otras unidades muy utilizadas y
sus equivalencias son:
1L = 1 dm3= 1000mL y 1mL=1cm3
Densidad: es una propiedad intensiva y se define como una medida que sirve para
identificar sustancias, varía con la temperatura y se calcula como el cociente entre la masa
y el volumen de una muestra de materia. Se representa con la letra delta minúscula δ.
δ=
𝒎
𝑽

Su unidad en el SI es kg/m3 .

La densidad de los sólidos y líquidos se suele expresar en g/cm3 o g/ml y en g/l para los
gases. La densidad de un líquido o un gas se puede medir midiendo independientemente
la masa y el volumen de una muestra. En el caso de los sólidos se suele pesar el sólido en
una balanza para determinar su masa y midiendo el volumen del líquido desplazado por el
sólido al ser sumergido en él.

Peso Específico: representa el peso de un cuerpo por unidad de volumen. Se lo indica
como Pe.
Su unidad en el SI es N/m3. Pe =
𝑝𝑒𝑠𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛
=
𝑚.𝑔
𝑣

¿Qué relación existe entre estas dos propiedades?
Temperatura y calor
La temperatura de un cuerpo y cuánto calor gana o pierde son consideraciones importantes
en diversas aplicaciones técnicas. Los términos temperatura y calor se usan
frecuentemente y todos entendemos su significado general. Pero no es lo mismo.
La temperatura es una medida de cuan caliente (mayor temperatura) o frio (menor
temperatura) está un cuerpo. Para medirla se usa el termómetro.
Cuando prendemos el calefactor para calentar la casa, aumenta la temperatura; cuando
ponemos algo en la heladera para enfriarlo, baja su temperatura. Sin embargo, muchas
veces nos resulta difícil dar una definición precisa de estos dos términos. Por ejemplo, si
usted tiene dos recipientes de agua a temperaturas suficientemente diferentes, usted podría
decir cuál está más caliente o tiene una temperatura mayor tocando ambos recipientes con
su mano. Note que esto es una comparación o medida relativa. Usted está comparando
cuán caliente o fría está el agua en los recipientes relativo a la temperaturade su mano.
Por lo tanto, podemos decir que la temperatura es una medida de cuán caliente o frío está
un cuerpo. Con respecto al calor, sabemos que está asociado a la transferencia de energía.
Cuando ponemos la mano en un recipiente con agua, la mano siente frío o calor cuando la
energía es transferida desde la mano o hacia ella, respectivamente. De esta manera

podemos decir que el calor es la cantidad de energía transferida desde un cuerpo a otro a
causa de una diferencia de temperatura. Esta transferencia de energía ocurre hasta que las
temperaturas de ambos cuerpos se igualan. A este estado se lo denomina equilibrio
térmico.
Es importante entender la diferencia entre energía térmica y calor. La energía térmica está
contenida en los cuerpos mientras que el calor es una forma de transferencia de energía
entre los cuerpos. Comúnmente se habla de “flujo de calor” del objeto caliente al objeto frío.
A pesar de que el término calor en sí mismo implica transferencia de energía. Por costumbre
se utilizan términos como “calor absorbido” o “calor liberado” para describir los cambios
energéticos que ocurren durante un proceso. Los químicos solemos expresar la energía y
el calor en calorías, cuyo símbolo es cal. Una caloría se define como la energía que se
requiere para elevar de 14,5 °C a 15,5°C la temperatura de 1,00 g de agua y es,
aproximadamente, la energía que proporciona un fósforo. La Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado que se abandone la caloría como
unidad de energía y se utilice el joule (J), que es la unidad correspondiente en el S.I. Sin
embargo, su uso está tan generalizado que resulta difícil abandonarla. En esta guía
utilizaremos indistintamente ambas unidades. La relación entre ellas es: 1 cal = 4,184 J
¿Cómo medimos la temperatura de un sistema? Seguramente usted ya sabe que la
temperatura se puede medir con un termómetro; por ejemplo, para medir la temperatura de
un recipiente con agua se coloca un termómetro de mercurio en contacto con el agua, se
espera que alcance el equilibrio térmico y se lee el valor en la escala de ese termómetro.
¿Cómo se construye la escala de ese termómetro? Para comenzar debemos considerar
que la sustancia que se usa dentro del termómetro tiene la propiedad de expandirse o
contraerse al cambiar su temperatura, lo cual resulta en un cambio en la altura del líquido
dentro del capilar del termómetro. Entonces, para establecer esta escala de temperatura
necesitamos dibujar marcas sobre el termómetro y subdivisiones entre ellas dependiendo
de la altura del nivel del líquido dentro del capilar. Diversas escalas de temperatura asignan
valores diferentes a estas marcas en la escala. Particularmente, en la escala Celsius se
definen dos marcas correspondientes al punto de fusión (cero de la escala) y al punto de
ebullición del agua a 1 atm de presión (100°C) y se divide este intervalo en 100 partes
iguales. Cada una de estas partes se define como la unidad de medida, el grado Celsius o
grado centígrado (°C).

Otras escalas de temperatura, es la absoluta o Kelvin (K) es la unidad del sistema
internacional para medir temperaturas.
La escala Kelvin fue definida a partir de propiedades físicas
de la materia y no sólo en términos relativos como es el
caso de la escala Celsius. Esto hace que en la escala
Kelvin no haya valores de temperatura negativos, es decir
cero kelvin es la menor temperatura alcanzable.
Es decir, podemos convertir una en otra haciendo:
TK = t°C + 273
Puntos de fusión y de ebullición: el punto de fusión es la
temperatura a la que una sustancia pasa del estado sólido
al líquido. Si se otorga energía a una sustancia pura, la
temperatura se mantiene constante durante la fusión, y solo, una vez que se ha fundido
todo el sólido, la temperatura comienza a subir. El punto de fusión es una propiedad física
intensiva de la materia; esto quiere decir que no está ligada a la cantidad de sustancia o
al tamaño del cuerpo.
El punto de ebullición es la temperatura a la que un líquido comienza a hervir. Una vez que
el líquido ha entrado en ebullición (y está hirviendo), la temperatura no sufre ninguna
variación siempre que el líquido sea puro. El punto de ebullición está vinculado a
las propiedades específicas del líquido, y no a su cantidad. También es una propiedad
física intensiva de la materia. El punto de ebullición depende de la presión a la que esté
sometido el líquido. Se denomina punto de ebullición normal de un líquido a la temperatura
que hierve ese líquido cuando la presión es igual a la atmosférica , o sea 1 atmósfera.
 Propiedades químicas: son aquellas que se observan cuando una sustancia participa
en una reacción a partir de la cual se transforma en una o más sustancias diferentes.
Revelan el comportamiento de una sustancia frente a otra. Por ejemplo la capacidad de
combinación y/o de descomposición. Así el sodio metálico se combina violentamente
con el agua dando hidróxido de sodio y desprendiendo hidrógeno:
2𝑁𝑎(𝑠) + 2𝐻2𝑂 ⟾ 2𝑁𝑎𝑂𝐻 + 𝐻2
Clasificación de las sustancias:
• Según su Origen
Naturales: existen en la naturaleza (aceites, azúcares, hidrocarburos)
Artificiales: se obtienen por síntesis del laboratorio (aspirina).
http://definicion.de/ebullicion/

• Según su naturaleza química:
Inorgánicas: están formadas por todos los elementos (ácido sulfúrico, cloruro de sodio). El
carbono es poco abundante y sólo se encuentra en algunos compuestos como ácido
carbónico, carbonato y bicarbonato.
Orgánicas: están formados por carbono como elemento fundamental excepto ácido
carbónico, carbonato y bicarbonato (alcohol, glucosa, aceites)
• Según su composición química:
Simples: están formadas por átomos de igual naturaleza (hidrógeno, nitrógeno, carbono).
Compuestas: están formadas por átomos de distinta naturaleza (cloro de sodio, bicarbonato
de sodio).
Las sustancias puras se clasifican a su vez, en simples y compuestas. El criterio de
clasificación utilizado en este caso es el de la Descomposición.
Cuando por variación de ciertas condiciones, como presión, temperatura, etc., un sistema
cambia sus propiedades intensivas en forma permanente, decimos que ha sufrido una
nueva transformación.
La descomposición es una transformación química ya que las sustancias intervinientes o
reactivos, se convierten en productos.
Por ejemplo: el calentamiento de clorato de potasio originan dos productos, cloruro de
potasio (sólido blanco) y oxígeno (gas).
Otro ejemplo: si se hace pasar una corriente eléctrica continúa a través de una solución
acuosa conductora, el agua de la misma se convierte en dos gases, hidrógeno y oxígeno.
Producida la descomposición, ninguna de las sustancias puras formadas será,
separadamente, transformable en la sustancia compuesto original. El hidrógeno, al igual
que el oxígeno, no será convertible, por separado, en la sustancia compuesta agua.
Sustancia pura compuesta:
Es aquella que puede descomponerse en dos o más sustancias puras simples. Ejemplo:
almidón, agua, amoníaco.
Sustancia pura simple:
Es la que no puede descomponerse en otras por ninguno de los métodos químicos
corrientes. Ej.: hierro, aluminio, oxígeno.
No hay un método exclusivo capaz de descomponer cualquier compuesto, razón por la cual
la tarea de clasificar todas las sustancias conocidas fuera ardua y lenta. Aún a principios
del siglo XIX, algunas sustancias simples eran consideradas compuestas y viceversa.

Actualmente se han identificado alrededor de 3 millones de sustancias, en su casi totalidad,
compuestas. Sólo hay un poco más de un centenar de sustancias simples o sustancias
elementales (la mayoría naturales y algunas artificiales). El resultado final del análisis de un
sistema material, utilizando métodos físicos y químicos, es la sustancia elemental que, por
elmomento podremos llamar Elemento. El camino inverso, el de la síntesis química, nos
permite llegar a obtener sistemas materiales compuestos a partir de elementos.
Cuando dos elementos se combinan químicamente dan un compuesto, en el cual ambos
componentes ya no son identificables por sus propiedades, ni separables por métodos
físicos. Esto es lo que se denomina Combinación Química. Ejemplo, si hacemos arder un
trozo de carbón en presencia de abundante oxígeno, ambas sustancias simples se
combinan formando un compuesto llamado anhídrido carbónico o dióxido de carbono. Sí,
por otro lado, quemamos hidrógeno en presencia de oxígeno, se obtiene la sustancia
compuesta agua. Si ahora se hace burbujear anhídrido carbónico en el agua, parte del gas
se dispersa en el agua formando una solución (una parte se combina con el agua para dar
ácido carbónico) pero una parte queda como dióxido de carbono gaseoso, el cual forma
con la fase liquida un sistema heterogéneo gas - líquido.
Los sistemas materiales heterogéneos y las soluciones dentro de los sistemas homogéneos
reciben el nombre de mezclas. Las mezclas poseen propiedades diferentes de las que
presentan las combinaciones. Sus componentes no pierden las propiedades específicas y
son separables por métodos físicos.

Energía
Se ha dicho que el mundo físico está construido por la materia, pero es necesario además
considerar la existencia de la energía, la cual se define como la capacidad para realizar
trabajo. Por trabajo se entiende toda producción de un cambio en el estado de un sistema,
venciendo la resistencia que se opone a dicho cambio. Por ejemplo, cuando elevamos un
objeto desde su posición a nivel del suelo hasta cierta altura, se realiza un trabajo, ya que
se cambia la posición del cuerpo y para ello debe vencerse la resistencia representada por
la fuerza de gravedad. El trabajo realizado queda entonces almacenado en el objeto bajo
la forma de energía potencial, que se hará evidente en forma de energía cinética
(movimiento) si se deja caer el cuerpo a su nivel original.
La energía potencial es, pues, la energía almacenada en un cuerpo y depende de su
posición o relación con respecto a otros, y matemáticamente se la puede calcular a través

de: Ep = P. h, donde P es peso y h altura.. Como P = m.g , entonces la energía potencial
es también: Ep = m.g.h
La energía cinética es la energía propia de un cuerpo en movimiento, y matemáticamente
se la puede calcular a través de: Ec = m.v2/2 donde m es la masa y v la velocidad con que
se mueve.
La unidad de energía en el sistema M.K.S es el Joule, que es el trabajo realizado por una
fuerza de un Newton aplicada a lo largo de un metro.
La unidad de energía en el sistema c.g.s es el ergio, que es el trabajo realizado por una
fuerza de una dyna aplicada a lo largo de un centímetro. Una dina es la fuerza que actuando
durante un segundo sobre una masa de un gramo produce en ella un movimiento de una
velocidad de 1 cm. por seg. El ergio es muy pequeño, razón por la cual en la práctica se
utiliza el joule o julio (107 ergios).
La energía puede presentarse bajo diferentes modalidades, ya sea como energía mecánica,
química, térmica, lumínica, eléctrica, etc. en ciertas condiciones, una forma de energía
puede ser convertida en otra.
Los cambios químicos (cambios en la composición de la materia) casi siempre se
acompañan de cambios de energía (almacenamiento o liberación de energía). Toda
sustancia posee energía, que se denomina energía química y depende de su constitución.
Por ejemplo, si la sustancia oxígeno reacciona con la sustancia hidrógeno para formar la
sustancia agua, se produce liberación de energía en forma de calor. Estas reacciones que
transcurren con liberación de energía calórica se denominan reacciones exotérmicas e
indica que la o las sustancias reaccionantes poseen mayor energía química potencial que
el o los productos de la reacción. Esta diferencia energética se exterioriza durante la
reacción por la liberación de calor. Hay otras reacciones en las cuales la sustancia formada
posee más energía química potencial que la o las sustancias iniciales, por cuya razón es
necesario suministrar energía para que el cambio químico se produzca (reacción
endotérmica).
Durante muchos años se consideró que materia y energía eran dos entidades diferentes.
La materia se caracterizaba por poseer masa, la energía, no. A principios de este siglo,
Einstein propuso que materia y energía son sólo manifestaciones distintas de una misma
realidad y formuló la relación existente entre la masa (m) y la energía (E) en su famosa
ecuación:

E = m x c2
Donde c es la velocidad de la luz, cuyo valor es 2,9979 x 1010 c/seg. (Prácticamente 300.000
km./seg.) La ecuación de Einstein indica que es muy grande la cantidad de energía que
puede obtenerse por conversión de una pequeña cantidad de materia. La confirmación
experimentada de ello fue obtenida casi cuatro décadas después, en ocasión de las
primeras experiencias de Enrico Fermi sobre reacciones nucleares.
Otra manera de Clasificar los Sistemas Materiales es la siguiente.
Los sistemas están formados por uno o varios cuerpos rodeados por un medio o entorno
con el cual pueden interaccionar intercambiando materia y/o energía. Según esto, los
sistemas pueden ser:
Sistemas abiertos: Intercambian con el medio, materia y energía en forma de calor:

Sistemas Dispersos

Este sistema está constituido por una fase dispersa (formadas por sustancias disueltas en
la dispersión) y por una fase dispersante (fase que disuelve a la dispersa).
Clasificación: se realiza según el grado de división de las partículas dispersas en:
I-Dispersión macroscópica o grosera: sistema heterogéneo al ojo humano. Las
partículas dispersas se ven a simple vista. Ejemplo: Arena, Agua.
II-Dispersión fina: sistema homogéneo al ojo humano y heterogéneo al microscopio.
Toma distinto nombre según el estado físico de la fase dispersa y de la fase dispersante.
Si ambas fases son líquidas, se denomina: Emulsión; por ejemplo, la leche: dispersión de
partículas de materia grasa en medio líquido, observadas al microscopio.
Si la fase dispersa es sólida, la dispersión se llama: Suspensión; por ejemplo, la tinta china:
dispersión de partículas de carbón disueltas en un líquido.
III-Dispersión coloidal o sol: sistema homogéneo al microscopio y heterogéneo al ultra
microscopio. Ejemplos: la gelatina, la mayonesa, el humo, la espuma de afeitar, la tinta
china, el queso, la niebla, la gelatina, la piedra pómez, la leche, las pinturas y el citoplasma
celular. Según una clasificación se la llama emulsión coloidal, a aquella cuya fase dispersa
y fase dispersante son líquidas. A las partículas de la fase dispersa se las denominan
micelas. A las dispersiones coloidales se las suele llamar soles. Si el medio dispersante es
agua se las llama hidrosoles, si es alcohol, se las llama alcohosoles.
Si los soles pierden algo del medio dispersante, las dispersiones coloidales se espesan,
quedando masas gelatinosas, denominadas geles, que se clasifican según el medio de
dispersión. Por ejemplo: Hidrogeles, Alcohogeles.
A las dispersiones coloidales se las suele clasificar considerando la afinidad relativa entre
las fases:
1- Si la afinidad es pequeña, se dice que la fase dispersa es liófoba, por ejemplo: hidrófoba,
alcohófoba. Estos se llaman “coloides irreversibles” porque precipitan fácilmente y una vez
secos no pueden dispersarse nuevamente. Por ejemplo: Haluros de Ag, sulfuro arsenioso.
2-Si la afinidad es grande se dice que la fase dispersa es liófila, por ejemplo: hidrófila o
benzófila. Estos se llaman “coloides reversibles” porque una vez separada la fase
Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en
proporciones no definidas.23

dispersante y obtenida la suspensión seca, puede nuevamente prepararse la misma, al
agregarle la fase dispersante, por ejemplo: dispersiones de almidón, jabón.
Esta clasificación no es estricta, puesto que existen ejemplos que poseen características
de ambos grupos, tales como los óxidos hidratados.
Esta distinta afinidad determina propiedades características para ambos soles, de
importante aplicación. Por ejemplo: En los soles liófobos, su tensión superficial y viscosidad
son análogas a la del medio de dispersión, y en los soles liófilos, su tensión superficial es
menor que la del medio de dispersión, mientras que la viscosidad es mucho más elevada.
En 1907, Carl Ostwald clasificó las dispersiones coloidales según el estado físico de las
fases dispersas y dispersante, en los siguientes tipos:
Medio de
dispersión
Fase dispersa Ejemplos
Gas Líquido Nubes. Nieblas
Gas Sólido Humo. Polvo volcánico
Líquido Gas Espuma
Líquido líquido Mayonesa. Manteca
Líquido Sólido Pinturas
Sólido Gas Pelo cano. Piedra
pómez
Sólido Líquido Jalea. Queso
Sólido Sólido Piedras preciosas
Este tipo de dispersiones presentan las siguientes propiedades características:
a-Sedimentación: mediante la utilización de ultracentrífuga o con el aditamento de
sustancias, se origina la precipitación de las fases dispersas. Es un método que se utiliza
para separar proteínas, utilizando el precipitante indicado.
b- Propiedad óptica: Efecto Tyndall: se denomina así al fenómeno que se origina al
realizar la siguiente experiencia: si en una habitación a oscuras se hace incidir un haz de
luz, especialmente en dirección perpendicular al movimiento de las partículas dispersas, se
observan puntos luminosos en la disolución coloidal, debido a la dispersión de la luz que
originan las partículas coloidales.
c-Movimiento Browniano: es el movimiento caótico, incesante, irregular en forma de
zigzag, que se observa al ultramicroscopio. Se debe a los choques entre las moléculas del
medio de dispersión y la fase dispersante.
d-Propiedad eléctrica: Electroforesis: se denomina así al fenómeno que se obtiene cuando
se somete a una dispersión coloidal a una diferencia de potencial elevado, observándose
que esta se desplaza como un conjunto hacia uno de los electrodos. Por ejemplo: Goma

arábiga, sulfuros, colorantes ácidos en estado coloidal están cargado negativamente y por
consiguiente, se dirigen al ánodo y los óxidos, hidróxidos y colorantes básicos están
cargados positivamente y por consiguiente se dirigen al cátodo.
e-Floculación: la adición de electrolitos a las dispersiones coloidales de soles liófobos
produce la agrupación de partículas y su separación del líquido, al “precipitar” la fase
dispersa. Esta precipitación se conoce como Coagulación y Floculación.

Dispersiones: son sistemas heterogéneos
Soluciones: son sistemas homogéneos

Comparación entre las propiedades de los coloides y las soluciones
a. Propiedades mecánicas
• Difusión: Fenómeno por el cual una sustancia, por el movimiento de sus moléculas,
tiende a ocupar todo el volumen posible. Los coloides difunden lentamente, las
soluciones lo hacen rápidamente.
• Diálisis: Es la difusión de una sustancia a través de una membrana (celofán,
pergamino). Los coloides no dializan a través de ellas; las soluciones si.
• Filtración: Permite separar partículas suspendidas en los líquidos que las contienen
mediante la utilización de filtros. Los coloides y las soluciones filtran; las
dispersiones groseras y finas no lo hacen.
• Ultrafiltración: Consiste en usar filtros cuyo tamaño de poros es muy pequeño. Los
coloides no ultrafiltran y las soluciones sí.
b. Propiedades ópticas
• Visibilidad al ultramicroscopio: la observación de los coloides al ultramicroscopio
permite visualizar las micelas y no a las moléculas de las soluciones.
• Efecto Tyndall: Si un sistema coloidal es iluminado lateralmente puede observarse la
marcha del rayo luminoso dentro del mismo por la difracción que éste sufre al chocar
con las micelas, este fenómeno se denomina efecto Tyndall. Los coloides presentan
Efecto Tyndall; las soluciones no (son ópticamente vacías).
Un ejemplo de dispersión coloidal son los suelos, que están constituidos por coloides
inorgánicos como las arcillas (constituidos por óxidos e hidróxidos de hierro y aluminio)
y sílice; y coloides orgánicos como la parte nutritiva del suelo llamado humus (formado
mediante la acción de distintos microorganismos con procesos físicos y químicos).

• Movimiento Browniano: Al observar las micelas al ultramicroscopio se las ve animadas
por un movimiento rectilíneo y frecuentes cambios de dirección. Este fenómeno se
denomina movimiento Browniano.y no es observado en las soluciones.
c. Propiedades eléctricas
• Electroforesis: Sometidas a la acción de un campo eléctrico, las micelas se dirigen hacia
uno u otro electrodo (polo). Se denomina cataforesis al movimiento de las micelas hacia
el cátodo (electrodo negativo), anaforesis es el movimiento de las micelas hacia el ánodo
(electrodo positivo).
Resumen de las propiedades de los coloides

Mecánicas
Difusión
Diálisis
Filtración
Ultrafiltración
+
-
+
-

Ópticas
Ultramicroscopio
Efecto Tyndall
Movimiento Browniano
+
+
+
Eléctricas Electroforesis +

En el siguiente cuadro vemos ejemplos de dispersiones según quien sea el dispersante y
la fase dispersa:
Dispersión Fase Dispersante Fase Dispersa
Tinta china agua negro de humo
Niebla aire Agua
Arcilla en agua agua Arcilla

IV- Dispersión verdadera o molecular: sistema homogéneo aún al ultramicroscopio.
Corresponde al sistema material homogéneo denominado solución. Ejemplo: agua salada.
Resumiendo, podemos clasificar a los sistemas dispersos como:

Sistemas dispersos
Dispersiones
Soluciones verdaderas
Groseras
Finas
Coloidales
Emulsiones
Suspensiones

En el siguiente cuadro se clasifican según el tamaño de las partículas:
Tamaño de
partícula
(micrones - - )
Visibilidad Diálisis Filtración Ultrafiltrac
.
Ejemplos
Dispersión
grosera
p > 50 Ojo _ _ _ Agua y arena
Dispersión
fina
50 > p > 0,1 Microscopio _ +
O
_
_ Emulsiones:
leche, crema.
Suspensiones:
Tinta china
Dispersión
coloidal
0,1 > p > 0,001 Ultramicrosc
opio
_ + _ Gelatina
Agar
Solución
verdadera
p < 0,001 + + + Agua y azúcar
Agua y sal
Nota: recuerde que 1 micrón es 1x10-6 metros o 1x10-4 centímetros
Mezclas: Cuando se unen una o más sustancias (la unión puede ser real o aparente) se
forma una mezcla. Las mezclas son homogéneas o heterogéneas y sus componentes se
pueden separar por métodos mecánicos o físicos.
Métodos de Separación
Para separar los componentes de un sistema homogéneo se utilizan Métodos de
Fraccionamiento. Para separar las fases de un sistema heterogéneo se utilizan Métodos
de Separación de Fases.
a) Métodos de Fraccionamiento de Sistemas Homogéneos:
Permiten separar los componentes de una solución pero no los de una sustancia pura. Los
más importantes son:
Destilación: El método se basa en los diferentes puntos de ebullición de los componentes
de la solución. De esta forma se pueden extraer los componentes condensando sus
vapores y recogiéndolos por separado. Permite separar líquidos de sólidos o líquidos entre
sí. En una primera etapa se produce la separación por evaporación y luego una
condensación por enfriamiento.
Existen distintos tipos:
Destilación simple: permite separar dos o más líquidos mezclados siempre que posean
diferentes puntos de ebullición (P.E.). Ejemplo: agua y alcohol (P.E. 100 ºC y 78 ºC
respectivamente). Ejemplo: destilación del agua natural. Se utiliza un aparato como se ve
en la figura1a. y 1b.

Fig1.a. Esquema de un equipo de destilación
simpleFig.1.b. Foto de un aparto de destilación simple en el
laboratorio
El refrigerante a contracorriente, permite que los vapores desciendan por el tubo interior y
el agua, a menor temperatura, desciende por el tubo exterior. De esta manera se logra la
condensación completa de los vapores destilados, fig. 1c.
.
Fig 1.c. Foto de un refrigerante
Destilación fraccionada: Se utiliza un aparato como se ve en la figura 2a. y 2b. que
requiere de un dispositivo adicional llamado corrientemente columna de fraccionamiento:
La destilación fraccionada es una variante de la destilación simple que se emplea
principalmente cuando es necesario separar líquidos con punto de ebullición cercanos.
La principal diferencia que tiene con la destilación simple es el uso de una columna de
fraccionamiento. Ésta permite un mayor contacto entre los vapores que ascienden con el
líquido condensado que desciende, por la utilización de diferentes "platos". Esto facilita el
intercambio de calor entre los vapores (que ceden) y los líquidos (que reciben). Ese
intercambio produce un intercambio de masa, donde los líquidos con menor punto de
ebullición se convierten en vapor, y los vapores con mayor punto de ebullición pasan al
estado líquido.
http://es.wikipedia.org/wiki/Punto_de_ebullici%C3%B3n
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1
http://es.wikipedia.org/w/index.php?title=Columna_de_fraccionamiento&action=edit&redlink=1

Figura 2a.Esquema de un equipo de destilación fraccionada Figura 2b. Foto de una
planta de petróleo

Cristalización: El método consiste en evaporar el solvente de la solución quedando en
forma sólida el componente que estaba disuelto. Se usa para separar sólidos con distintas
solubilidades a diferentes temperaturas. La máxima cantidad de gramos de una sustancia
que se disuelve en 100gramos de agua es lo que llamamos corrientemente solubilidad. Este
método consiste en disolver el sistema en el solvente hirviendo y luego, dejar enfriar. De
esta forma el componente menos soluble cristaliza y sus cristales se separan por filtración.
Ej. Una mezcla de sal en agua se coloca en un recipiente y se somete a evaporación. El
agua se evapora y queda un residuo cristalino.

Fig. 3
Aplicaciones: En muchos casos la naturaleza se encarga de realizar este proceso
mediante la energía solar como en las salinas, donde se obtienen cristales de cloruro de
sodio al evaporarse el agua, Fig 4.

Fig.4 Foto de las salinas Grandes, Jujuy.

Cromatografía:

La palabra Cromatografía significa “Escribir en Colores” ya que cuando fue desarrollada los
componentes separados eran colorantes. Es un método físico de separación de mezlas
complejas. El método está basado en la retención selectiva, cuyo objetivo es separar los
distintos componentes de la mezcla, permitiendo identificar la cantidad de dicha sustancia,
separar los componentes de la mezcla, para obtenerlos más puros y medir la proporción de
los componentes de la mezcla.
Los componentes de una mezcla pueden presentar una diferente tendencia a permanecer
en cualquiera de las fases involucradas. Mientras más veces los componentes viajen de
una fase a la otra (partición) se obtendrá una mejor separación. Las técnicas
cromatográficas se basan en la aplicación de la mezcla en un punto (Punto de Inyección o
Aplicación) seguido de la influencia de la fase móvil. Se utiliza para separar componentes
de soluciones cuando se dispone de pequeñas cantidades o cuando la cantidad de
sustancias disueltas es elevada. La separación se produce al competir por las sustancias
disueltas una fase fija o estacionaria y una fase móvil que se desplaza a través de la
primera. Algunos ejemplos son: separación de pigmentos vegetales, separación de
aminoácidos de una proteína, separación de cationes de distintos metales.
La cromatografía en papel se explica diciendo que a medida que el liquido asciende por el
papel, “arrastra” aquellos componentes más solubles en él, dejándolos a mayor distancia
de la muestra inicial. Aquellos componentes menos solubles en el líquido quedan más cerca
de la muestra

Un sistema homogéneo que no se fracciona por ninguno de los métodos mencionados,
tiene un solo componente y se llama sustancia pura, esquema 2.

Esquema 2. Clasificación de los sistemas homogéneos
b) Métodos de separación de fases:
Permiten separar las distintas fases que forman parte de un sistema heterogéneo.
Algunos ejemplos son:
Tría: Consiste en tomar con pinzas o con la mano las fases sólidas dispersas en otro sólido
o líquido. Por ej. Al sacar un lápiz de la cartuchera, al sacar trozos de hielo de un vaso de
gaseosa.

Decantación: Separa líquidos de sólidos o líquidos no miscibles por acción de la gravedad.
La fase de mayor peso específico se deposita en el fondo del recipiente y la otra sobrenada,
facilitando la separación Ejemplo: eristrosedimentación (sedimentación y separación de los
componentes de la sangre, al separar el agua del aceite, la clara de la yema, etc.

Decantación de un sólido y un líquido y de dos líquidos

Centrifugación: consiste en colocar el sistema material formado por un líquido y un sólido
en un recipiente que se hace girar a gran velocidad, (centrífuga), acelerando la decantación
por acción de la fuerza centrífuga. Ejemplo: separación de plasma y glóbulos rojos de la
sangre (Hematocrito).

Filtración: Separa líquidos de sólidos dejando pasar al líquido por un poro cuyo tamaño
no permite el pasaje sólido. Se utiliza embudo y papel de filtro. Embudo Ejemplo: yerba y
agua.
Para acondicionar el papel de filtro al tamaño del embudo, doblar el papel a la mitad,
volverlo a doblar dejando un espacio de más o menos medio centímetro entre las dos partes
rectas. Abrir el papel en forma de cono y colocarlo de modo que descansen tres pliegues
contra la pared del embudo.

Tamización: el sistema formado por dos sólidos de diferente tamaño de partículas se
coloca sobre una mall de metal tamiz, dejando pasar las de menor tamaño y reteniendo
las de mayor tamaño.

Imantación: es un método indicado para separar dos sólidos, si uno de ellos tiene la
propiedad de ser atraído por un imán. Ejemplo: arena y limaduras de hierro.

Disolución –flotación: estos métodos consisten en agregar un solvente, en un caso para
disolver el soluto y en el otro para hacer que una fase flote. Por ejemplo sal fina mezclada
con arena, se le agrega agua y la sal disolverá., y en otro arena mezclada con corcho molido
al agregar agua el corcho flotará.
Composición Centesimal
Se denomina composición centesimal al porcentaje de cada una de las fases que forman
parte de un sistema heterogéneo, o de los componentes de una solución, o de los
elementos de una sustancia pura. Así como los métodos de separación permiten hacer un
análisis cualitativo de las mezclas, la composición centesimal permite hacer un análisis
cuantitativo de las mismas.
Herramienta que aporta la matemática…

REGLA DE TRES
La regla de tres es un mecanismo que permite la resolución de problemas vinculados a la
proporcionalidad entre tres valores que se conocen y un cuarto que es la incógnita.
Ejemplo:
Si 1 Kilo de harina cuesta $300, ¿cuánto costará 2,5 kg?

1kg de harina-------------- $300
2,5kg ---------------- x $
donde x =
𝟐,𝟓 𝐤𝐠,$𝟑𝟎𝟎
𝟏𝐤𝐠
=$700

Ejemplo 1:
Para un sistema formado por: 10 g de talco, 40 g de arena y 20 g de azufre
a. Calcular la masa total del sistema
10 g de talco + 40 g de arena + 20 g de azufre = 70 g masa total
b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada componente.

Talco Arena Azufre
70 g ------ 100%70 g ------- 100% 70 g ------- 100%
10 g ------ x = 14,28 % 40 g ------ x = 57,14% 20 g ------ x = 28,57%
también se pueden resolver calculando la cantidad de cada componente en 100 g del
sistema:
Talco Arena Azufre
70 g ------ 10 g de talco 70 g ------- 40 g de aren 70 g ------- g de azufre
10 g ------ x = 14,28 g% 100 g ------ x = 57,14 g% 20 g ------ x = 28,57 g%
c. Verificación
14,28% de talco + 57,14% de arena + 28,57% de azufre = 100 % del sistema

Ejemplo 2: Una sustancia pura contiene 4 g. de azufre y 7 g. de hierro.
a. Calcular la masa total de la sustancia
4 g de azufre + 7 g de hierro = 11 g de sustancia
b. Calcular qué porcentaje de la masa total representa cada elemento.
Azufre Hierro
11 g ------- 100% 11 g ------- 100%
4 g ------- x = 36,36 % 7 g ------- x = 63,64 %
También
Azufre Hierro
11 g ------- 4 g de azufre 11 g ------- 7 g de hierro
100 g ------- x = 36,36 g% 7 g ------- x = 63,64 g%
c. Verificación
36,36 % de azufre + 63,64% de hierro = 100 % de sustancia.
ELEMENTO QUÍMICO
Un elemento químico es definido, en sentido general, como un tipo de materia constituida
por átomos de la misma clase. En su forma más simple posee un número determinado de
protones en su núcleo, haciéndolo pertenecer a una categoría única clasificada con el
número atómico, aún cuando éste pueda desplegar distintas masas atómicas. Es una
sustancia que no puede ser descompuesta mediante una reacción química, en otras más
simples. No existen dos átomos de un mismo elemento con características distintas y, en
el caso de que estos posean número másico distinto, pertenecen al mismo elemento y se

los conoce como isótopos. Todos los elementos se encuentran en la tabla periódica de los
elementos, la cual se va actualizando.
Alotropía
Se denomina alotropía a la propiedad que poseen determinados elementos químicos
de aparecer con diferentes características en cuanto a la física, o con distintas
estructuras moleculares. Por ejemplo el oxígeno puede presentarse como oxígeno
atmosférico (O2) y como ozono (O3); el fósforo, por ejemplo, puede aparecer
como fósforo blanco o como fósforo rojo. En un sentido similar, el carbono, de acuerdo
a distintos factores, se presenta como diamante o grafito.

Notación exponencial
Es frecuente que en el trabajo científico se trabaje con números muy grandes o muy
pequeños. Una manera fácil y rápida de poder comparar, operar o simplemente nombrar
un número de estas características es utilizando la notación exponencial. Consiste en
expresar un número como el producto de otros dos números: uno llamado coeficiente (C) y
el otro una potencia de base 10, cuyo exponente es un número entero: Cx10n.
El coeficiente (C) tiene un dígito hacia la izquierda del punto decimal. La potencia de diez
indica cuantos lugares se corrió el punto decimal.
“Todo número formado por la unidad seguida de ceros puede expresarse como una potencia de 10
cuyo exponente coincide con la cantidad de ceros”

103 = 10.10.10 = 1000
102 = 10.10 = 100
Entonces 1000 = 103 y 100 = 102

“Todo número constituido por la unidad precedida de ceros, puede expresarse como potencia de
base 10 donde el exponente es negativo y coincide con la cantidad de ceros”

10-3 =
1
10
.
1
10
.
1
10
=
1
100
= 0,001 0,001 = 10-3
Ejemplos:
➢ masa de la luna = 73477 000 000 000 000 000 000kg = 73477.1018 kg =
7,3477.104.1018 kg = 7,3477.1022 kg.
➢ El diámetro de una átomo de hidrógeno es 0,0000001mn=1.10-7 nm.
➢ 100000 = 1x105
➢ 0,00001 = 1x10-5
➢ 6,5x10-7= 0,00000065

➢ 1,3 × 10-9 = 0,0000000013
Ahora veamos un problema sencillo: Se ha medido un espacio muy pequeño en un chip
de computadora y tiene un ancho de 0,00000256m, una longitud 0,00000014m y una altura
0,000275m. Se desea calcular su volumen.
Resolución:
Primero convertimos todas las dimensiones a notación científica:
• Ancho: 0,000 002 56m = 2,56×10-6 m.
• longitud: 0,000 000 14m = 1,4×10-7 m.
• altura: 0,000 275m = 2,75×10-4 m.

Después multiplicamos las cifras juntas (dejamos los ×10 para luego):
2,56 × 1,4 × 2,75 = 9,856
Ahora multiplicamos los ×10: 10-6 × 10-7 × 10-4 = 10-17
(que resulta de sumar -6, -4 y -7=-17)

El resultado es 9,856×10-17 m3

MEDICIÓN
Medir es una actividad que el químico realiza como estudiante, como profesional, como
investigador, como técnico, etc.
Pensemos en algunas actividades de la vida diaria, que nos permiten visualizar el acto de
medir.

Actividad 1
a) Describa la tarea que realiza cuando quiere prepara un bizcochuelo de caja tipo
EXQUISITA.
b) Indique cuántas veces realizó la operación de medir, aclarando qué midió y con qué lo
hizo.
c) Repita la actividad considerando otras situaciones de la vida cotidiana en que Ud.
considere
que están involucrados procesos de medición. Elija el ejemplo que desee.

Actividad 2
2.1. Lea atentamente el siguiente texto:

La Historia de las Medidas de Longitudes
Primera Parte: ¿Cómo se media en la antigüedad?
Es indudable que los primeros hombres tuvieron que dedicar la mayoría de su tiempo a la
lucha por la supervivencia. Sin embargo, no pasó mucho tiempo para que las sociedades
primitivas necesitaran “medidas rudimentarias” para muchas actividades comunes como:
construir viviendas, el trueque de alimentos o materias primas, ropa.
Las unidades para medir longitudes en la antigüedad estaban directamente relacionadas
con la experiencia diaria: se utilizaba el campo o partes del cuerpo humano (codo, pulgada,
pie, yarda o la braza, palmo o cuarta, paso, dedo).

2.2.
a) ¿De qué se trata el texto?
b) ¿Cuáles eran las medidas que se utilizaban en la antigüedad?
c) ¿Qué equivalencias reconoces en el primer texto?
2.3. Tomando medidas averigua:
a) ¿A cuántas pulgadas equivale un codo? Anota el resultado.
b) Ahora con tu pulgada mide el codo de tu compañero de banco. ¿Mide lo mismo?

Medir: es relacionar algo que no se conoce con algo conocido, algo familiar que se
repite, que es fijo, asignándole a esta relación, un número que expresa la cantidad
de veces que el objeto conocido (unidad) entra en el objeto desconocido (objeto a
medir).

Medir una magnitud física significa compararla con otra de la misma naturaleza que
haya sido elegida como unidad, de manera que el resultado de la medición sea:
Un número con una unidad

MAGNITUDES Y UNIDADES DE MEDICIÓN

Magnitud, cantidad y unidad

La noción de magnitud está inevitablemente relacionada con la de medida. Se denominan
magnitudes a ciertas propiedades o aspectos observables de un sistema físico que pueden
ser expresados en forma numérica. En otros términos, las magnitudes son propiedades o
atributos medibles, y medir consiste en comparar una magnitud con otra de la misma
naturaleza, a la que denominaremos unidad, para averiguar el número de veces que la
contiene. La unidad es una cantidad arbitraria, que se adopta para comparar con ella
cantidades de la misma especie.
Las características que debe tener la unidad elegida son:

a.- debe ser constante en el tiempo y en el espacio.
b.- debe ser universal, que todo el mundo la pueda utilizar.
c.- de fácil reproducción.

• La longitud, la masa, el volumen, la fuerza, la velocidad, la cantidad de sustancia son
ejemplos de magnitudes físicas.
• La belleza, sin embargo, no esuna magnitud, entre otras razones porque no es
posible elaborar una escala y mucho menos un aparato que permita determinar
cuántas veces una persona o un objeto es más bello que otro. La sinceridad o la
amabilidad tampoco lo son. Se trata de aspectos cualitativos porque indican cualidad
y no cantidad.

CLASIFICACIÓN DE LAS MAGNITUDES FÍSICAS

1.- POR SU ORIGEN
1.a. Magnitudes Fundamentales: Son aquellas que sirven de base para escribir las
demás magnitudes, no dependen de otras para ser medidas y tienen su propio patrón de
medida. Las magnitudes fundamentales son:

1.b. Magnitudes Derivadas: Son aquellas magnitudes que están expresadas en función
de las magnitudes fundamentales y no tienen patrón de medida ; Ejemplos:

2.- POR SU NATURALEZA
2.a. Magnitudes Escalares: Son aquellas magnitudes que están perfectamente
determinadas con sólo conocer su valor numérico (módulo) y su respectiva unidad.
Ejemplos:

2.b. Magnitudes Vectoriales: Son aquellas magnitudes que además de conocer su valor
numérico y unidad, se necesita la dirección y sentido para que dicha magnitud quede
perfectamente determinada. Ejemplos:

Sabemos que la fuerza que se está
aplicando al bloque es de 5 Newton;
pero de no ser por la flecha (vector) que
nos indica que la dirección y el sentido
es hacia arriba estaría incompleto. La
fuerza es una magnitud vectorial.
El desplazamiento indica que mide 6 Km y tiene
una orientación N 60°E (tiene dirección y
sentido) con lo cual es fácil llegar desde el punto
O a la casa. El desplazamiento es una magnitud
vectorial también

En el año 1960 la Conferencia General de Pesos y Medidas, la autoridad internacional en
lo que respecta a unidades, propuso una revisión y modernización del sistema métrico
llamada Sistema Internacional de Unidades (SI). En el siguiente cuadro se muestran las
siete unidades básicas del SI, las demás se pueden derivar de estas básicas.
Cantidad Básica Nombre de la Unidad Símbolo
Longitud metro m
Masa kilogramo k
Tiempo tiempo s
Corriente eléctrica ampere A
Temperatura kelvin K
Cantidad de sustancia mol mol
Intensidad luminosa candela cd

Al igual que las unidades métricas, las unidades del SI cambian en múltiplos de 10 mediante
una serie de prefijos como los que se muestran en la siguiente tabla, y que son utilizados
frecuentemente en química. Cuando la magnitud no tiene prefijo es porque se trata de la
UNIDAD.
Tablas de conversión
Prefijo Símbolo Significado Ejemplo
Exa E 1000000000000000000 ó 1.1018 1exametro (Em)= 1.1018
Peta P 1000000000000000 ó 1.1015 1 petametro (Pm)= 1.1015
Tera T 1000000000000 ó 1.1012 1terametro (Tm)= 1.1012m
Giga G 1000000000 ó 1.109 1gigametro(Gm)= 1.109m
Mega M 1000000 ó 1.106 1megametro(Mm)= 1.106m
Kilo k 1000 ó 1.103 1kilometro(Km)= 1.103m
Hecto h 100 ó 1.102 1hectometro (hm)= 1.102m
Deca da 10 ó 1.101 1 decametro (da)= 1.101m
UNIDAD 1 ó 1.100
Deci d 1/10 ó 1.10-1 1decimetro(dm)=0,1 ó 1.10-
1 m
Centi c 1/100 ó 1.10-2 1centimetro(cm)=0,01 ó
1.10-2 m
Mili m 1/1000 ó 1.10-3 1centimetro(mm)=0,001 ó
1.10-3 m
Micro µ 1/1000000 ó 1.10-6 1micrometro(µm)= 1.10-6 m
Nano n 1/1000000000 ó 1.10-9 1nanometro(nm)= 1.10-9m
Pico P 1/1000000000000 ó 1.10-12 1picometro (pm)= 1.10-12m
Femto F 1/000000000000000 ó 1.10-15 1 femtometro (fm)= 1.10-15
m
Atto A 1/000000000000000000 ó 1.10-18 1 attometro (am) = 1.10-18

CONVERSIÓN DE UNIDADES
La conversión de unidades es la transformación de una cantidad, expresada en un cierta
unidad de medida, en otra equivalente, que puede ser del mismo sistema de unidades o
no. Este proceso suele realizarse con el uso de los factores de conversión y las tablas de

conversión. Frecuentemente basta multiplicar por una fracción (factor de conversión) y el
resultado es otra medida equivalente, en la que han cambiado las unidades. Cuando el
cambio de unidades implica la transformación de varias unidades se pueden utilizar varios
factores de conversión uno tras otro, de forma que el resultado final será la medida
equivalente en las unidades que buscamos.
FACTOR DE CONVERSION
Un factor de conversión es una operación matemática, para hacer cambios de unidades
de la misma magnitud, o para calcular la equivalencia entre los múltiplos y submúltiplos de
una determinada unidad de medida.
Para realizar la conversión lo que hacemos es poner la unidad que queremos eliminar en
el denominador y la unidad a la que queremos convertir en el numerador. Y siempre ponerle
un “1” a la unidad mayor

Veamos algunos ejemplos:
1) Convertir 1m a km y a mm.
Como 1 m no tiene prefijo porque se trata de la unidad, entonces el multiplicador es 1.100.
Resolución:
1 m = 1.100. El km tiene el prefijo kilo delante de la unidad, y como sabemos por la tabla
el km tiene un multiplicador de la unidad (1km= 1.103) . Entonces para efectuar la
conversión se debe encontrar el factor multiplicador realizando la resta entre el
exponente de la unidad en la que estamos y el exponente de la unidad a la que
queremos llegar, o sea en este caso: 0-3= - 3. Así multiplico 1m por el factor encontrado:
1m x 1.10-3 =1.10-3=0,001km
Razonando de igual para pasar 1m a mm: Así
1m=1.10-3 mm, encontramos el factor multiplicador 0- (-3) = 3.
1m x 1.103 =1.103=1000 mm
2) Convertir 12 kg a g y a Mg.
3) Resolución:

12kg y como 1kg=1.103 y como queremos pasarlo a la unidad básica que es el g que tiene
un factor de 1.100, realizamos la resta , o sea 3-0=3, entonces :
12kgx 1.103 =12000g
Ahora pasemos los 12kg a Mg, como el Mg=1.106 , realizamos la resta de los
exponentes: 3- 6=-3.
12kgx 1.10-3= 12.10-3 Mg= 0,012Mg

4) Convertir 50 m3 a cm3

Resolución:
50 m3 .
(100𝑐𝑚)3
(1𝑚)3
=
50𝑚3.1000000𝑐𝑚3
1𝑚3
= 50000000 cm3

5) Convertir 1,42 g/cm3 a kg/m3

Resolución:
1,42
𝑔
𝑐𝑚3
x
1𝑘𝑔
1000𝑔
x
(100𝑐𝑚)3
(1𝑚)3
=1,42
𝑔
𝑐𝑚3
x
1𝑘𝑔
1000𝑔
x
1000000 𝑐𝑚3
1𝑚3
=1420kg/m3

6) Convertir 20m/seg a Km/h

Resolución:
20
𝒎
𝒔𝒆𝒈
.
𝟏 𝑲 𝒎
𝟏𝟎𝟎𝟎𝒎
.
𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔𝒆𝒈
𝟏 𝒉
= 𝟕𝟐
𝑲𝒎
𝒉

Relación entre magnitudes

Magnitudes directamente proporcionales

Dos magnitudes x e y están en proporción directa cuando al aumentar una aumenta la otra
en la misma proporción, o al disminuir una la otra también disminuye en la misma
proporción. Matemáticamente se cumple que al dividirlas da el mismo número. Cuando nos
referimos a las relaciones directamente proporcionales, llegamos a la siguiente expresión
general:
y = a x

La relación directamente proporcional es por lo tanto una función. Si y es una función de x,
decimos que y = f(x), y por lo tanto x será la variable independiente e y la variable
dependiente de esta función. Gráficamente

Magnitudes inversamente proporcionales

Dos magnitudes x e y son inversamente proporcionales cuando al aumentar una la otra
disminuye en la misma proporción, o al disminuir una la otra aumenta en la misma
proporción. Matemáticamente se cumple que al multiplicarlas da el mismo número. Cuando
nos referimos a las relaciones inversamente proporcionales, llegamos a la siguiente
expresión general:
y =
𝑎
𝑥

la cual también cumple con que a cada valor de x le corresponde uno solo de y, siendo por
lo tanto una función. Es por ello que, a x se la considera como la variable independiente y
a y como la variable dependiente. Gráficamente:

Y
Y
X

La curva, llamada hipérbola, posee la particularidad que no corta a ninguno de los dos ejes
cartesianos, sino que se aproxima continuamente tanto al eje x como al eje y es decir que
la distancia entre la curva y los ejes tiende a ser 0, a medida que se extienden
indefinidamente. Este tipo de rectas a los que una curva se aproxima continuamente se les
llama asíntota

Trabajo practicoN°1
1) Teniendo en cuenta las modificaciones que sufren los siguientes sistemas,
clasifíquelos como cambios físicos o químicos:
a) Oxidación de una varilla de hierro.
b) Congelamiento de una masa de agua.
c) Corte de una lámina de vidrio.
d) Cocción de un alimento
e) Digestión de un alimento.
f) Secado de una placa de cemento

2) Indique cuáles de las siguientes características corresponden al estado gaseoso.
a) Tiene volumen propio y adopta la forma del recipiente que lo contiene.
b) No tiene forma propia y es incompresible.
c) Tiene fluidez y es compresible

3) Demuestre cuando una propiedad es intensiva o extensiva empleando métodos
gráficos. Para lograrlo.
a) Calcule la masa de diferentes cubos de plata sabiendo que la densidad de la plata
a 20°C es 10,5g/cm3.

Volumen del cubo de plata
(cm3)
Masa del cubo de plata
(g)
1
2
3
4
5
b) Grafique densidad (eje Y) en función de la masa (ejeX), usando papel milimetrado,
d=f(m).
c) Grafique el volumen en función de la masa usando papel milimetrado, v=f(m).
d) ¿Qué conclusiones extrae de los gráficos?. ¿Qué tipo de propiedades son la
densidad y el volumen?
4) Identifique si las siguientes propiedades son extensivas (PE) o intensivas (PI):
a. La temperatura a la cual se derrite el hielo;
b. El color del cloruro de níquel
c. La energía producida cuando se quema 1 mol de gas metano
d. El peso específico del hierro
e. La dureza del diamante
f. el color de la miel

g. La masa de una torta
h. La densidad de del alcohol
5) Calcule la densidad de una esfera de 1500 mg que tiene un radio de 0,21 cm. NOTA:
el volumen de una esfera es 𝑉=4/3𝜋𝑅3.
6) Marcar la opción correcta. Un sistema material formado por agua líquida, hielo, arena y
limaduras de hierro
a-Tiene 4 fases y cuatro componentes
b-Tiene 3 fases y cuatro componentes
c-Tiene 3 fases y tres componentes
d-Tiene 4 fases y tres componentes
e-Ninguna es correcta
7) Completar el siguiente cuadro y revisar los conceptos básicos involucrados.
Sistema material Tipo de sistema
(*)
N° de
fases
N° de
componentes
Clasificación de cada
componente (**)
Agua-sal común-arena
Oxígeno-nitrógeno-
monóxido de carbono-

Limaduras de hierro-
azufre en polvo

Agua-hielo
Leche
Aire
100g de agua + 10 g
de sal fina

(*) homogéneo, heterogéneo o inhomogéneo;
(**) sustancia simple, sustancia compuesta, disolución

8) Un virus fue examinado por microscopía electrónica y se encontró que consistía en
partículas uniformemente cilíndricas de 150 nm de diámetro y 3000 nm de longitud. Si
el virus tiene una densidad de 1,37 g/cm3. ¿Cuál será la masa de cada virus?
volumen del cilindro: π.r2.l (donde: r es radio y l la longitud).
9) ¿Cuáles de las siguientes propiedades del bromo son físicas y cuáles químicas?
a) Densidad a 25 °C y 1 atm = 3,12 g/mL.
b) Reacciona con el flúor.
c) El vapor de bromo tiene color naranja.
d) Punto de ebullición normal = 58,8 °C.
10) Las siguientes propiedades fueron determinadas para un trozo de hierro. Indicar cuáles
de ellas son intensivas y cuáles extensivas, justificando su respuesta:
a) Masa = 40 g

b) Densidad = 7,8 g/cm3
c) Color: grisáceo brillante
d) Punto de fusión = 1535 ºC
e) Volumen = 5,13 cm3
f) Se oxida en presencia de aire húmedo
g) Insoluble en agua
11) El volumen del plasma sanguíneo de un adulto es de unos 3,1 L. Su densidad es de
1,020 g/mL. ¿Alrededor de cuántos gramos de plasma sanguíneo hay en su cuerpo?
12) Comparar y ordenar en forma creciente los siguientes volúmenes:
a) 10-3 L b) 70 dm3 c) 1570 mL d) 1,20 cm3 e) 0,052 m3 f) 38000 μL
13) Calcule el volumen que ocupan 100 g de una solución de hidróxido de sodio (NaOH), la
cual tiene una densidad de 1,20 g/mL.
14) Los puntos de fusión y ebullición de una sustancia son respectivamente -20ºC y 70ºC.
Indicar cuál es su probable estado de agregación a:
a) 0ºC
b) 100ºC
c) -30ºC

15) Indicar como aislaría los componentes de los siguientes sistemas:
a) Agua y arena
b) Telgopor y mármol en trozos
c) Agua salada y aceite
d) Limaduras de hierro, clavos de cobre, clavos de aluminio y arena
e) Vidrio molido, naftalina en polvo y corcho

16) Una masa de hierro de 19,65 g se coloca en una probeta con 25 ml de agua y el nivel
asciende a 27,5 ml. ¿Cuál será la densidad del hierro?

17) Marcar la opción correcta. Una solución es:
a-Un sistema material polifásico
b-Un sistema material no fraccionable
c-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias simples
d-Un sistema material homogéneo fraccionable
e-Un sistema material que por descomposición da dos o más sustancias compuestas

18) Marcar la opción incorrecta
a-El movimiento de las moléculas, átomos o iones está restringido en un sólido
b-En los gases predominan las fuerzas de repulsión sobre las de atracción, debido a la
Energía cinética de las partículas
c-En los sólidos amorfos las partículas están ordenadas regularmente
d-En los gases la distancia intermolecular es muy grande
e-Los gases no poseen volumen propio

19) Encuentre el volumen ocupado por 6,7g de:
a) Helio cuya densidad es 0,000016 g/cm3
b) Benceno cuya densidad es 0,88 g/cm3
c) Oro cuya densidad es 19,05 g/cm3
20) Expresar las siguientes magnitudes en notación científica:
a) 3200 m
b) 0,00007 s
c) 555,3 cm2
d) 60200000000000000 litros
21) Realizar las siguientes conversiones de unidades, expresarlas en notación científica e
indicar el nombre de la magnitud a que se hace referencia:
Ejercicio Conversión Nombre de la magnitud
32 cm a mm
0,004g a mg
20m3 a mm3
1,4L a ml
0,0057 ml a l
12,6 Km a m
78,9 hl a cl
120m2 a mm2
0,34km2 a m2
1,23Kg a g
100mm a Km
0,0048 ml a µl
1,2Gm a m
4000µg a g
4000µg a Kg
34Mm a pm
120 L a nl
0,000121s a µs
1,23Tg a g

22) Complete el siguiente cuadro:
a) 1x10-2
b) 0,00023
c) 1x10-5
d) 0,00059
e) 178000000
f) 5,1x10-7
g) 3,19x108

23) Dadas las siguientes propiedades de la materia:
I) Tiene moléculas con gran movilidad y libertad de movimientos
II) Es muy compresible
III) Tiene distancias intermoleculares grandes
IV) Tiene volumen propio pero no forma
V) Tiene moléculas en posiciones fijas

Indique la opción correcta:

a) Solo I, II y IV corresponden a propiedades del estado gaseoso.
b) Solo V corresponde a una propiedad del estado sólido.
c) Solo III corresponde a una propiedad del estado líquido.
d) Solo IV y V corresponden a propiedades del estado sólido.

24) Para un sistema que está formado por 8 g de limaduras de hierro, 5 g de azufre en
polvo, 30 g de sal fina y 150 ml de agua:
a) Dibújelo
b) Clasifíquelo
c) Indique número de fases y cuales son
d) Indique número de componentes y cuales son.
e) Calcule su composición centesimal
f) Indique los métodos para separarlo
25) Calcule la composición centesimal en peso del aire, sabiendo que 5 g contienen:
3,78g de nitrógeno, 1,1525 g de oxígeno; 0,0025 g de dióxido de carbono y 0,065 g de
argón. ¿Cómo se clasifica el sistema aire y por qué?.

26) Para un sistema que está formado por 23 ml de alcohol y 150 ml de agua (d H2O
1g/ml; d alcohol 078g/ml)
a) Dibújelo
b) Clasifíquelo
c) Indique número de fases y cuales son
d) Indique número de componentes y cuales son.
e) Calcule su composición centesimal
f) Indique los métodos para separarlo

27)
a) El diámetro de un átomo de bromo es de 2,3 x 10-8 cm. Exprese esta distancia en
picómetros.

b) Los océanos contienen aproximadamente 1,35 x 109 km3 de agua exprese este
volumen en litros.
c) Una persona sana tiene alrededor de 200 mg de colesterol en 100 mL de sangre. Si el
volumen total de sangre en un persona es de 5 L ¿cuántos gramos de colesterol total
contiene la sangre