Estudo da Química na Matéria

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UNIVERSIDAD NACIONAL DE CATAMARCA 
FACULTAD DE CIENCIAS EXACTAS Y NATURALES 
 
 
 
QUÍMICA GENERAL I 
 
Curso: AMBIENTACION, INGRESO 2022 
 
Carreras: 
Licenciatura en Química 
Profesorado en Química 
Tecnicatura en Química Universitaria 
 
 
Docentes responsables 
 
Lic. SUSANA FIAD 
Prof. ELVIRA LEMA 
Prof. ANABELLA QUEVEDO 
Dr. Tomas Falaguerra 
 
 
Año: 2022 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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¿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 2022!!!!! 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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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: 
 
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. 
 
La Ciencia Química 
istemas Materiales 
CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA 
 
 
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Las principales características de la materia son: 
 Es ponderable (posee masa) 
 Es extensa (ocupa un lugar en el espacio) 
 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). 
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. 
 
 
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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 
 
 
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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. 
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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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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 
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). 
 Volatilización 
 
 Fusión Vaporización 
 
 Solidificación Licuación o 
 Condensación 
 
 Sublimación 
 
SÓLIDO LÍQUIDO GASEOSO o 
VAPOR 
✓ 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. 
 
 
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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 
 
 
 
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 
 
 
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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. 
 
 
 
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: 
 
 
El Peso es la fuerza con la que el cuerpo es atraído por el centro de gravedad de la 
Tierra. 
 
Masa es una magnitud constante, mientras que Peso es variable. 
 
 
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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 
 
 
 
 
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: 
¿Cuánto 
pesará en 
la luna? 
Juan tiene 
80kg de 
masa 
¿Cuánto 
pesa en la 
tierra? 
7okg de 
masa 
 
 
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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. 
Fase: Es cada uno de los sistemas homogéneos que constituyen elsistema 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 
 
 
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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: 
 
Solución: es un sistema homogéneo fraccionable, y Sustancia Pura: es un sistema 
homogéneo "no" fraccionable. 
 
 
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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: 
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, ductibilidad, sabor, brillo, transparencia, punto de ebullición, 
densidad, solubilidad etc. 
Vamos a definir algunas propiedades físicas: 
 
 
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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. 
Pe =
𝑝𝑒𝑠𝑜
𝑣𝑜𝑙𝑢𝑚𝑒𝑛 
= 
𝑚.𝑔
𝑣
 
Su unidad en el SI es N/m3 . 
 
¿Qué relación existe entre estas dos propiedades? 
 
 
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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 temperatura 
de 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. 
 
 
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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 calienteal 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 oC) 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. 
 
 
 
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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 
http://definicion.de/ebullicion/
 
 
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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). 
• 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: 
 
 
19 
 
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 el momento 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 carbonogaseoso, 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, 
 
 
20 
 
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 
 
 
21 
 
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: 
 
 
 
 
 
 Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC 
Sistemas cerrados: Intercambian con el medio, energía en forma de calor. No 
intercambian materia. 
 
 
 
 
 
El agua se evapora y el calor se disipa hacia 
el medio 
Hay pérdida de calor. No hay 
evaporación. 
 
 
22 
 
 Agua a 100 ºC Agua a 30 ºC 
Sistemas aislados: No intercambian ni materia ni energía con el medio 
 
 
 
 
Agua a 100 ºC Agua a 100 ºC 
 
Recipiente 
Aislante 
 
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: gelatina, mayonesa. 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. 
No se pierde calor ni temperatura. 
Sistema disperso o mezcla es todo sistema material formado por más de una sustancia, en 
proporciones no definidas. 
 
 
23 
 
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 
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 lossoles 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: 
 
 
24 
 
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. 
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) 
 
 
25 
 
• 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). 
• 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 
 
 
26 
 
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: 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 Microscop
io 
_ + 
 O 
 _ 
_ Emulsiones: 
leche, crema. 
Suspensiones: 
Tinta china 
Dispersión 
coloidal 
0,1 > p > 0,001 Ultramicro
scopio 
_ + _ 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: 
Sistemas dispersos 
Dispersiones 
Soluciones verdaderas 
Groseras 
Finas 
Coloidales 
Emulsiones 
Suspensiones 
 
 
27 
 
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 
simple 
Fig.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: 
 
 
28La 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. 
 
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. 
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
 
 
29 
 
 
 
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 
 
 
 
30 
 
 
 
Fig. 5. Cromatografía en papel 
 
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. 
 
 
 
 
31 
 
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. 
 
 
 
 
32 
 
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: 
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 
 
 
33 
 
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. 
 AzufreHierro 
 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 
 
 
34 
 
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 
 
 
35 
 
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 
 
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 es una 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 
 
 
 
36 
 
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 El desplazamiento indica que mide 6 Km y tiene 
 
 
37 
 
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. 
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 
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 
 
 
38 
 
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 
Nanon 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: 
 
 
39 
 
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
𝑐𝑚3x
1𝑘𝑔
1000𝑔
x
(100𝑐𝑚)3
(1𝑚)3 =1,42
𝑔
𝑐𝑚3x
1𝑘𝑔
1000𝑔
x
1000000 𝑐𝑚3
1𝑚3 =1420kg/m3 
 
 
 
6) Convertir 20m/seg a Km/h 
 
 
 
40 
 
 
Resolución: 
20 
𝒎
𝒔𝒆𝒈
 . 
𝟏 𝑲 𝒎
𝟏𝟎𝟎𝟎𝒎
 .
𝟑𝟔𝟎𝟎 𝒔𝒆𝒈
𝟏 𝒉
 = 𝟕𝟐
𝑲𝒎
𝒉
 
 
Trabajo practico N°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 c 
e) Tipo de propiedades son la densidad y el volumen?. 
 
 
4) Subraye con una línea todas las propiedades físicas y con dos líneas a las 
transformaciones químicas que se refieren en el siguiente enunciado: 
 “La temperatura del terreno es un factor importante para la maduración de 
las naranjas, porque ella afecta la evaporación del agua y la humedad del aire 
circundante” . 
 
 
41 
 
5) 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 
 
6) 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 
 
7) 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 
 
8) 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. 
 
9) 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? 
 
10) 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 
 
11) 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 
 
 
 
42 
 
12) 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 
 
13) 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 
14) 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 
 
 
43 
 
15) Expresar las siguientes magnitudes en notación científica: 
a) 3200 m 
b) 0,00007 s 
c) 555,3 cm2 
d) 60200000000000000 litros 
16) 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 
 
17) 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 correspondena 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. 
 
18) 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 
19) 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?. 
 
20) 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 
 
 
44 
 
d) Indique número de componentes y cuales son. 
e) Calcule su composición centesimal 
f) Indique los métodos para separarlo 
 
21) Lea las siguientes descripciones del elemento bromo e indique cuales de las 
propiedades son físicas y cuales son químicas. El bromo es un líquido marrón rojizo que 
hierve a 58,9 °C y se congela a –7.2 °C. La densidad del líquido a 20°C es de 3,12 g/mL. 
El líquido corroe metales fácilmente, y reacciona rápidamente con aluminio metálico para 
formar bromuro de aluminio. 
22) 
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 de este individuo?. 
23) Un recipiente cilíndrico con radio r y altura h tiene un volumen de V=πr2h. 
a) Calcule el volumen en centímetros cúbicos de un cilindro con radio de 16,5 cm y una 
altura de 22,3 cm. 
b) Calcule el volumen en metros cúbicos de un cilindro de 6,3 pies de altura y 2 pies de 
diámetro,(1 pie=29,3cm). 
c) Calcule la masa en kilogramos de un volumen de mercurio igual al volumen del cilindro 
sabiendo que la densidad del mercurio es de 13,6 g/cm3. 
24) Calcule el peso de un astronauta en la Tierra y en la Luna, sabiendo que su masa es 
igual a 150 kg (dato: gL = 1,6249 m/s2 ). 
25) Los siguientes cubos tienen el mismo volumen, pero diferentes masas. ¿Cuál es el 
más denso y cuál el menos denso? ¿Cuál tiene mayor peso específico y cuál menor? 
 
 
26) ¿Qué pasaría con la densidad y con el peso específico, si tenemos ahora cubos que 
tienen la misma masa y diferentes volúmenes?