Módulo de química.

1. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 1
INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
MÓDULO DE QUÍMICA
Daniela Aguirre Díaz
Paula Valentina Ríos
DÉCIMO TRES
Ibagué
2017

2. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 2
TABLA DE CONTENIDO.
Pág.
1. ÁTOMO 3
1.2 Masa atómica 4
1.3 Isótopos 5
2. MOL 6
3. NÚMERO DE AVOGADRO 7
4. NÚMEROS DE OXIDACIÓN 8
4.1 Tabla de números de oxidación 9
5. MOLÉCULAS 10
6. BALANCEO DE ECUACIONES 13
6.1 Balanceo por el método de Tanteo 14
6.2 Balanceo por el método de Redox 15
6.3 Balanceo por el método algebraico 16
7. FÓRMULAS 17
7.1 Fórmula empírica 18
7.2 Fórmula molecular 19
7.3 Formula estructural 20
8. CIFRAS SIGNIFICATIVAS 22
9. NOMENCLATURA 23
9.1 Óxidos básicos 24
9.2 Óxidos ácidos 25
9.3 Hidróxidos 26
9.4 Hidrácidos 27
10. WEBGRAFÍA 28

3. MÓDULO DE QUÍMICA
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1. ÁTOMO:
Es la unidad constituyente más
pequeña de la materia que tiene las
propiedades de un elemento químico.
Cada sólido, líquido, gas y plasma se
compone de átomos neutros
o ionizados. Los átomos son muy
pequeños; los tamaños típicos son
alrededor de 100 pm (diez mil
millonésima parte de un metro). No
obstante, los átomos no tienen límites
bien definidos y hay diferentes formas
de definir su tamaño que dan valores
diferentes pero cercanos.
Los átomos son lo suficientemente
pequeños para que la física clásica dé
resultados notablemente incorrectos. A
través del desarrollo de la física, los
modelos atómicos han incorporado
principios cuánticos para explicar y
predecir mejor su comportamiento.
Cada átomo se compone de un núcleo y
uno o más electrones unidos al núcleo.
El núcleo está compuesto de uno o
más protones y típicamente un número
similar de neutrones (ninguno en
el hidrógeno-1).
Los protones y los neutrones son
llamados nucleones. Más del 99,94 %
de la masa del átomo está en el núcleo.
Los protones tienen una carga
eléctrica positiva, los electrones tienen
una carga eléctrica negativa y los
neutrones tienen ambas cargas
eléctricas, haciéndolos neutros. Si el
número de protones y electrones son
iguales, ese átomo es eléctricamente
neutro. Si un átomo tiene más o menos
electrones que protones, entonces tiene
una carga global negativa o positiva,
respectivamente, y se denomina ion.

4. MÓDULO DE QUÍMICA
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1.2 MASA ATÓMICA:
Es la masa de un átomo, más
frecuentemente expresada en unidades
de masa atómica unificada.
La masa atómica puede ser considerada
como la masa total
de protones y neutrones (pues la masa
de los electrones en el átomo es
prácticamente despreciable) en un
solo átomo (cuando el átomo no tiene
movimiento).
La masa atómica es algunas veces
usada incorrectamente como un
sinónimo de masa atómica
relativa, masa atómica media y peso
atómico; estos últimos difieren
sutilmente de la masa atómica.
La masa atómica está definida como la
masa de un átomo, que sólo puede ser
de un isótopo a la vez, y no es un
promedio ponderado en las
abundancias de los isótopos.
En el caso de muchos elementos que
tienen un isótopo dominante, la
similitud/diferencia numérica real entre
la masa atómica del isótopo más común
y la masa atómica relativa o peso
atómico estándar puede ser muy
pequeña, tal que no afecta muchos
cálculos bastos, pero tal error puede ser
crítico cuando se consideran átomos
individuales.
Para elementos con más de un isótopo
común, la diferencia puede llegar a ser de
media unidad o más (por ejemplo, cloro).
La masa atómica de un isótopo raro puede
diferir de la masa atómica relativa o peso
atómico estándar en varias unidades de
masa.

5. MÓDULO DE QUÍMICA
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1.3 ISÓTOPOS
Son átomos de un mismo elemento, cuyos núcleos
tienen una cantidad diferente de neutrones, y por lo
tanto, difieren en número másico.
Se usa para indicar que todos los tipos
de átomos de un mismo elemento
químico (isótopos) se encuentran en el mismo sitio
de la tabla periódica.
Los átomos que son isótopos entre sí son los que
tienen igual número atómico (número
de protones en el núcleo), pero diferente número
másico (suma del número de neutrones y el de
protones en el núcleo). Los distintos isótopos de un
elemento difieren, pues, en el número de
neutrones.
La mayoría de los elementos químicos tienen más
de un isótopo. Solamente 21 elementos (por
ejemplo berilio o sodio) poseen un solo isótopo
natural. En contraste, el estaño es el elemento con
más isótopos estables, 10.
EJEMPLO:
Llamemos, por ejemplo, x a la abundancia de 10B; la de 11B será 100 − x puesto que
la suma de las abundancias de los dos isótopos debe dar 100. Así:
10, 811 = 10, 0129 · x/100 + 11, 0093 · 100 – x/100
Multiplicando ambos miembros de la igualdad por 100:
1081, 1 = 10, 0129 · x + 11, 0093 ·(100 − x)
Resolviendo la ecuación obtenemos la abundancia de 10B, que vale
x = 19,91 %
y la del otro isótopo, 11B, resulta ser:
100 − x = 100 − 19, 91 = 80,09 %
1. El boro, de masa atómica 10,811 u, está formado por dos isótopos, 10B
y 11B, cuyas respectivas masas isotópicas son 10,0129 u y 11,0093 u.
Calcula la abundancia natural de estos isótopos.

6. MÓDULO DE QUÍMICA
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2. MOL.
Es la unidad con la que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete
magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.
Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y
considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la
componen, se define como un mol la cantidad de esa sustancia que
contiene tantas entidades elementales del tipo considerado
como átomos hay en doce gramos de carbono-12. Esta definición no
aclara a qué se refiere cantidad de sustancia y su interpretación es
motivo de debates, aunque normalmente se da por hecho que se refiere
al número de entidades, como parece confirmar la propuesta de que a
partir de 2011 la definición se basa directamente en el número de
Avogadro (de modo similar a como se define el metro a partir de la
velocidad de la luz).
El número de unidades elementales átomos, moléculas, iones, radicales
u otras partículas o grupos específicos de estas existentes en un mol de
sustancia es, por definición, una constante que no depende del material
ni del tipo de partícula considerado.
Esta cantidad es llamada número de Avogadro (NA )3
y equivale a:
1 mol = 6,022 141 29 (39) x1023 Unidades elementales

7. MÓDULO DE QUÍMICA
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3.NÚMERO DE AVOGADRO
El Número de Avogadro es nada más y nada menos que 600 mil trillones, es
decir, expresado en número es la friolera de:
600.0003000.0002000.0001000.000 = 6,022 x 1023
moléculas o átomos.
Pues bien, un mol de cualquier
sustancia contiene 6,022 x
1023
moléculas o átomos de esa
sustancia o lo que es lo mismo
contiene el número de Avogadro
de átomos o de moléculas,
depende si hemos usado masa
atómica o molecular.
En este triángulo si quieres
calcular el Número de Moles
será lo de arriba partido por lo
de abajo, es decir Masa total
que tenemos de sustancia
partido por la masa atómica o
molecular de esa sustancia,
las dos expresadas en
gramos.
Si queremos calcular la masa
total que tenemos de una
sustancia, podemos hacerlo multiplicando el número de moles que tenemos
por la masa atómica o molecular de la sustancia. ¿Lo entiendes? solo hay que
fijarse en el triángulo, nos pedirán una de los 3 datos, sacaremos la solución
multiplicando o dividiendo en función de cómo estén los datos en el triángulo.
Bueno es una forma de memorizar las fórmulas pero se puede hacer sin el
triángulo perfectamente, solo hay que pensar un poco.

8. MÓDULO DE QUÍMICA
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4.NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es un número entero que representa el número
de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un
compuesto determinado.
El número de oxidación
es positivo si el átomo pierde
electrones, o los comparte con un
átomo que tenga tendencia a
captarlos.
Y será negativo cuando el átomo
gane electrones, o los comparta con
un átomo que tenga tendencia a
cederlos.
El número de oxidación se escribe
en números romanos (recuérdalo
cuando veamos la nomenclatura de
Stock):
+I, +II, +III, +IV, -I, -II, -III, -IV,
etc.
Pero en esta página también
usaremos caracteres arábigos para
referirnos a ellos:
+1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4 etc.,
lo que nos facilitará los cálculos al
tratarlos como números enteros. En
los iones monoatómicos la carga
eléctrica coincide con el número de
oxidación.
Cuando nos refiramos al número de
oxidación el signo + o - lo
escribiremos a la izquierda del
número, como en los números
enteros. Por otra parte la carga de
los iones, o número de carga, se
debe escribir con el signo a la
derecha del dígito: Ca2+
ión calcio
(2+), CO3
2-
ión carbonato(2-).
¿Será tan complicado saber cuál es
el número de oxidación que le
corresponde a cada átomo? Pues
no, basta con conocer el número de
oxidación de los elementos que
tienen un único número de
oxidación, que son pocos, y es muy
fácil deducirlo a partir de las
configuraciones electrónicas. Estos
números de oxidación aparecen en
la tabla siguiente. Los números de
oxidación de los demás elementos
los deduciremos de las fórmulas o
nos los indicarán en el nombre del
compuesto, así de fácil.

9. MÓDULO DE QUÍMICA
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4.1 TABLA NÚMEROS DE OXIDACIÓN

10. MÓDULO DE QUÍMICA
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5. MOLÉCULA
Es un grupo eléctricamente neutro y suficientemente estable de al menos
dos átomos en una configuración definida, unidos por enlaces químicos fuertes
(covalentes o enlace iónico).
En este estricto sentido, las moléculas se
diferencian de los iones poliatómicos. En
la química orgánica y la bioquímica, el
término "molécula" se utiliza de manera
menos estricta y se aplica también a
los compuestos orgánicos (moléculas
orgánicas) y en las biomoléculas.
Representación esquemática de los átomos
(bolas negras) y los enlaces moleculares
(barras blancas-grises) de una molécula de
C 60, es decir, un compuesto formado por
sesenta átomos de carbono.
Las moléculas según el número de átomos se clasifican en:
 Monoatómicos: Formadas por un sólo átomo como
en los metales: Na, K y Mg.
 Diatónicas: Constituidos por 2 átomos. Ej. H-Cl =
Ácido Clorhídrico.
 Triatómicas: Formada por tres átomos.

11. MÓDULO DE QUÍMICA
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 EJERCICIOS:
Como el
litio está
formado
únicamente por dos isótopos, la suma de sus abundancias expresadas en tanto por
ciento debe dar cien; esto nos permite calcular la abundancia del isótopo 6 3 Li:
%( 6 Li) = 100 − %( 7 Li) = 100 − 92, 40 = 7,60%
La masa atómica del litio es la media ponderada de las masas de los dos isótopos que
lo forman:
Mat (Li) = 6,0167 · 7,60/100 + 7,0179 · 92,40/100 = 6,94 u
El cobre está formado por dos isótopos, la suma de sus abundancias en tanto por
ciento vale 100; con esto se puede calcular la abundancia del Cu-65:
%( 65Cu) = 100 − %( 63Cu) = 100 − 64, 4 = 35,6%
No tenemos la masa exacta de los isótopos, por lo que se debe obtener una
aproximada: esto se consigue teniendo en cuenta que el número másico de los
isótopos (63 y 65) expresada en u es parecida a la masa de los isótopos. Así
tomaremos como 63 u la masa aproximada del isótopo de Cu-63 y como 65 % la del
Cu-65:
Mat (Cu) ≈ 63 · 64, 4/100 + 65 · 35, 6/100 ≈ 63,7 u
Calcula la masa atómica del litio sabiendo que está formado por una mezcla de 6 3 Li y 7 3 Li. La
abundancia de 7 3 Li es del 92,40 %. La masa isotópica del Li-6 es 6,0167 u y la del Li-7 vale
7,0179 u.
El cobre natural está formado por los isótopos Cu-63 y Cu-65. El más abundante es el primero,
con una distribución isotópica de 64,4 %. Calcula la masa atómica aproximada del cobre.

12. MÓDULO DE QUÍMICA
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La suma de las cuatro abundancias expresadas en tanto por ciento debe dar 100; con esto
calcularemos la del cuarto isótopo:
%( 209Pb) = 100 − %( 204Pb) − %( 207P b) − %( 208Pb) = 100 − 2 − 28, 2 − 57, 8 = 12,0%
Como no nos dan como dato la masa exacta de los isótopos, tendremos que deducir una masa
isotópica aproximada: esto se consigue teniendo en cuenta que la masa isotópica es parecida al
número másico de los isótopos expresada en u.
Mat (Pb) ≈ 204 · 2/100 + 207 · 28, 2/100 + 208 · 57, 8/100 + 209 · 12, 0/100 ≈ 207,8 u
Llamemos, por ejemplo, x a la abundancia de 10B; la de 11B será 100 − x puesto que
la suma de las abundancias de los dos isótopos debe dar 100. Así:
10, 811 = 10, 0129 · x/100 + 11, 0093 · 100 – x/100
Multiplicando ambos miembros de la igualdad por 100:
1081, 1 = 10, 0129 · x + 11, 0093 ·(100 − x)
Resolviendo la ecuación obtenemos la abundancia de 10B, que vale
x = 19,91 %
y la del otro isótopo, 11B, resulta ser:
100 − x = 100 − 19, 91 = 80,09 %
El plomo presenta cuatro isótopos: Pb-204, Pb-206, Pb-207 y Pb-208. La abundancia de los
tres primeros es 1,4 %; 28,2 % y 57,8 %. Calcula la masa atómica del plomo.
El boro, de masa atómica 10,811 u, está formado por dos isótopos, 10B y 11B, cuyas
respectivas masas isotópicas son 10,0129 u y 11,0093 u. Calcula la abundancia natural de
estos isótopos.

13. MÓDULO DE QUÍMICA
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 BALANCEO DE ECUACIONES
Una reacción química es la
manifestación de un cambio en la
materia y la isla de un fenómeno
químico. A su expresión gráfica se le da
el nombre de ecuación química, en la
cual, se expresan en la primera parte
los reactivos y en la segunda los
productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
En todo el objetivo que se persigue es
que la ecuación química cumpla con la
ley de la conservación de la materia.
EJEMPLO:
Paso 1:
FeS2 + O2→ FeO + SO2
Paso 2:
FeO + O2→ Fe2 O3
Paso 3
SO2 + O2 → SO3
paso 4:
SO3 + H2O → H2SO4
1. Balancear por método Redox la siguiente reacción
FeS2 + O2 + H2O → Fe2 O3 + H2SO4

14. MÓDULO DE QUÍMICA
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6.1 Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo:
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se
tengan los átomosen la misma cantidad, recordando que en:
H2SO4 hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos
5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las fórmulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para
ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en
el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxígeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5)
nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
MÁS EJEMPLOS:

15. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 15
6.2 Balanceo de ecuaciones por el método de Redox
En una reacción si un elemento se
oxida, también debe existir un
elemento que se reduce. Recordar que
una reacción de óxido reducción no es
otra cosa que una perdida y ganancia
de electrones, es decir,
desprendimiento o absorción de energía
(presencia de luz, calor, electricidad,
etc.)
Para balancear una reacción por este
método, se deben considerar los
siguiente pasos
1) Determinar los números de oxidación
de los diferentes compuestos que
existen en la ecuación.
Para determinar los números de
oxidación de una sustancia, se tendrá
en cuenta lo siguiente:
En una formula siempre existen en la
misma cantidad los números de
oxidación positivos y negativos
El Hidrogeno casi siempre trabaja con
+1, a excepción los hidruros de los
hidruros donde trabaja con -1
El Oxigeno casi siempre trabaja con -2
Todo elemento que se encuentre solo,
no unido a otro, tiene número de
oxidación 0
2) Una vez determinados los números
de oxidación, se analiza elemento por
elemento, comparando el primer
miembro de la ecuación con el segundo,
para ver que elemento químico cambia
sus números de oxidación
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su número
de oxidación son el Fierro y el Oxígeno,
ya que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el
Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los
elementos que variaron, en la escala de
Oxido-reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce
en 2
4) Si el elemento que se oxida o se
reduce tiene número de oxidación 0, se
multiplican los números oxidados o
reducidos por el subíndice del elemento
que tenga número de oxidación 0
Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se
cruzan, es decir el número del elemento
que se oxido se pone al que se reduce y
viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se
ponen como coeficientes en el miembro
de la ecuación que tenga más términos
y de ahí se continua balanceando la
ecuación por el método de tanteo

16. MÓDULO DE QUÍMICA
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6.3 Balanceo de ecuaciones por el método algebraico:
Este método está basado en la aplicación del álgebra. Para balancear ecuaciones se deben
considerar los siguientes puntos
1) A cada formula de la ecuación se le asigna una literal y a la flecha de reacción el signo de
igual.
Ejemplo:
Fe + O2 Fe2O3
ABC
2) Para cada elemento químico de la ecuación, se plantea una ecuación algebraica
Para el Fierro A = 2C
Para el Oxigeno 2B = 3C
3) Este método permite asignarle un valor (el que uno desee) a la letra que aparece en la
mayoría de las ecuaciones algebraicas, en este caso la C
Por lo tanto si C = 2
Si resolvemos la primera ecuación algebraica, tendremos:
2B = 3C
2B = 3(2)
B = 6/2
B = 3
Los resultados obtenidos por este método algebraico son
A = 4
B = 3
C = 2

17. MÓDULO DE QUÍMICA
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 FÓRMULA
La fórmula química es la representación de los elementos que forman
un compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número
de átomos que forman una molécula.
También puede darnos información adicional como la manera en que se unen
dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el
espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura química.
Ejemplo:
La fórmula general de los silanos es: SinHm
A veces, los miembros de una familia química se diferencian entre sí por una
unidad constante, generalmente un átomo de carbono adicional en una cadena
carbonada.
Existen varios tipos de fórmulas químicas:
 FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA.
 FÓRMULA MOLECULAR.
 FÓRMULA ESTRUCTURAL.
Fórmula empírica (1), Fórmula Molecular (2) y
varias fórmulas desarrolladas de la molécula
de Benceno: (3) Estructuras de Kekulé
(Isómeros de resonancia); (4) Estructura
hexagonal Plana, mostrando la longitud y el
ángulo de enlace; (5) Enlaces Sigma entre
orbitales híbridos sp2; (6) Orbitales atómicos
pz; (7) Orbital molecular pi deslocalizado; (8)
Anillo bencénico

18. MÓDULO DE QUÍMICA
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7.1 FÓRMULA EMPÍRICA
Es una expresión que representa la proporción
más simple en la que están presentes
los átomos que forman un compuesto químico.
Es por tanto la representación más sencilla de
un compuesto. Por ello, a veces, se le
llama fórmula mínima y se representa con "fm".
Así, la fórmula del agua es H2O (los subíndices 1
se omiten, quedan sobreentendidos) y la del
benceno es C6H6.
La fórmula empírica es la fórmula más simple
para un compuesto. Comúnmente, las fórmulas
empíricas son determinadas a partir de datos
experimentales, de ahí su nombre, fórmula
empírica.
 Cálculo de la fórmula empírica de un compuesto:
Primero, se obtienen los moles de cada elemento, luego se divide cada uno por
el de menor valor y finalmente, por simplificación, se hallan los números
enteros más sencillos posibles.
Al realizar el análisis gravimétrico de un determinado compuesto químico se ha
encontrado la siguiente composición centesimal:
69,98 % Ag; 16,22 % As; 13,80 % O.
Para la determinación de la fórmula empírica del compuesto se procede de la
siguiente manera:
Dividiendo el peso por el peso atómico se obtienen los moles:
 Para la plata 69,98/108= 0,65 moles
 Para el arsénico 16,22/75= 0,22 moles
 Para el oxígeno 13,80/16= 0,84 moles
Indica que el agua está formada
por hidrógeno y oxígeno.

19. MÓDULO DE QUÍMICA
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.2 FÓRMULA MOLECULAR
La fórmula molecular expresa el
número real de átomosque forman
una molécula a diferencia de la
fórmula química que es la
representación convencional de los
elementos que forman una molécula
o compuesto químico.
Una fórmula molecular se compone
de símbolos y subíndices numéricos;
los símbolos corresponden a
los elementos que forman
el compuesto químico representado
y los subíndices son la cantidad de
átomospresentes de cada elemento
en el compuesto.
El término se usa para diferenciar
otras formas de representación
de estructuras químicas, como
la fórmula desarrollada o la fórmula
esqueletal.
La fórmula molecular se utiliza para
la representación de los compuestos
inorgánicos y en las ecuaciones
químicas. También es útil en el
cálculo de los pesos moleculares.
Así, por ejemplo, una molécula de ácido
sulfúrico, descrita por la fórmula
molecular H2SO4 posee dos átomos
de hidrógeno, un átomo de azufre y
cuatro átomos de oxígeno.

20. MÓDULO DE QUÍMICA
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7.3 FÓRMULA ESTRUCTURAL
Representación gráfica de
la estructura molecular, que muestra cómo
se ordenan o distribuyen espacialmente los
átomos.
Se muestran los enlaces químicos dentro de
la molécula, ya sea explícitamente o
implícitamente. Por tanto, aporta más
información que la fórmula molecular o
la desarrollada.
Hay tres representaciones que se usan
habitualmente en las publicaciones: fórmulas
semidesarrolladas, diagramas de Lewis y en
formato línea-ángulo. Otros diversos
formatos son también usados en las bases de
datos químicas, como SMILES, InChI y CML.
A diferencia de las fórmulas químicas o
los nombres químicos, las
fórmulas estructurales suministran una
representación de la estructura molecular.
FÓRMULA ESTRUCTURAL DE LA
VITAMINA B12
Los químicos casi siempre describen una reacción
química o síntesis química usando fórmulas
estructurales en vez de nombres químicos, porque
las fórmulas estructurales permiten al químico
visualizar las moléculas y los cambios que ocurren.
Muchos compuestos químicos existen en diferentes
formas isoméricas, que tienen diferentes
estructuras pero la misma fórmula química global.
Una fórmula estructural indica la ordenación de los
átomos en el espacio mientras que una fórmula

21. MÓDULO DE QUÍMICA
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22. MÓDULO DE QUÍMICA
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 CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Representan el uso de una o
más escalas de
incertidumbre en
determinadas aproximaciones
Se dice que 4,7 tiene dos
cifras significativas, mientras
que 4,07 tiene tres. Para
distinguir los ceros (0) que
son significativos de los que
no son, estos últimos suelen
indicarse como potencias de
10 en notación científica, por
ejemplo 5000 será 5x103 con
una cifra significativa.
También, cuando una medida debe expresarse con determinado número de
cifras significativas y se tienen más cifras, deben seguirse las siguientes
reglas:
 Primera: si se necesita expresar una medida con tres cifras significativas,
a la tercera cifra se le incrementa un número si el que le sigue es mayor
que 5 o si es 5 seguido de otras cifras diferentes de cero. Ejemplo: 53,6501
consta de 6 cifras y para escribirlo con 3 queda 53,7; aunque al 5 le sigue
un cero, luego sigue un 1 por lo que no se puede considerar que al 5 le siga
cero (01 no es igual a 0).
 Segunda: siguiendo el mismo ejemplo de tres cifras significativas: si la
cuarta cifra es menor de 5, el tercer dígito se deja igual. Ejemplo: 53,649
consta de cinco cifras, como se necesitan 3 el 6 queda igual ya que la cifra
que le sigue es menor de 5; por lo que queda 53,6.
 Tercera: cuando a la cifra a redondear le sigue 5 seguido solo de ceros, se
considerará si la cifra a redondear es par o impar. Si la cifra a redondear es
impar, ésta se incrementa en 1 dígito. Ejemplo: 12,35 se observa que el 3
que precede al 5 es impar, por tanto se incrementa en 1 cifra quedando
12,4. Si la cifra a redondear es par, ésta se deja igual. Ejemplo: 0,1865000
por ser el 6 par, se mantiene su valor y queda 0,186. (6,0 ± 0,1) mL o
algo más satisfactorio según la resolución requerida.

23. MÓDULO DE QUÍMICA
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 NOMENCLATURA
En un sentido amplio, nomenclatura química son las reglas y regulaciones que rigen la
designación (la identificación o el nombre) de las sustancias químicas.
Como punto inicial para su estudio es necesario distinguir primero entre compuestos
orgánicos e inorgánicos.
Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazado con
hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los
compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos.
Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC. Nomenclatura en
química inorgánica
Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por
el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura
particulares para cada grupo.
Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera
semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen
propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion
H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH-
1 presente en estas moléculas
Debemos recordar aquí que las principales funciones químicas son: óxidos, hidróxidos,
ácidos y sales.
STOCK SISTEMÁTICA TRADICIONAL
Esta
nomenclatura
es aquella que
trabaja con
números
romanos.
La cual se vale de
los prefijos
numerales griegos
mono, di, tri, tetra,
penta, hexa, hepta,
octa, nona, deca,
etc, para nombrar el
número de átomos
de cada elemento en
la molécula.
El cual consiste en indicar
la valencia del elemento de
nombre específicos con
una serie de sufijos y
prefijos , las cuales se
indican de la siguiente
forma :
2N/OXIDACION:OSO-ICO
3N/OXIDACION:HIPO/OSO-
OSO-ICO
4N/OXIDACION:HIPO/OSO-
OSO-ICO.HIPER/ICO.

24. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 24
 9.1 ÓXIDOS BÁSICOS:
Un oxido básico u oxido metálico es un compuesto que resulta de la
combinación de un metal con el oxígeno, por lo tanto su unión
será iónica.
Cuando reaccionan con agua forman hidróxidos, que son bases, y por
eso su denominación. Los óxidos de los no metales se denominan óxidos
ácidos.
Según la IUPAC, los óxidos se formulan así:
Fe2(+3)O3(-2)
 (prefijo)óxido de (prefijo)(nombre del elemento): trióxido de
dihierro
 Óxido de (nombre del elemento)(número de oxidación): óxido de
hierro(III)
 Óxido de (nombre del elemento)(valor de la carga): óxido de
hierro(3+)
Para nombrar a los óxidos básicos, se deben observar los números
de oxidación, o valencias, de cada elemento. Hay tres tipos de
nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral de Stock.
Metal + Oxígeno = Óxido básico.

25. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 25
 9.2 OXÁCIDOS
Un óxido ácido es un compuesto químico binario que resulta de la
combinación de un elemento no metal con el oxígeno (nM2Ox).
Por ejemplo, el carbono (presente en la materia orgánica) se combina
con oxígeno para formar dióxido de carbono y monóxido de carbono,
a través de la combustión.
Otro ejemplo es la formación del dióxido de azufre por la combustión
de productos del petróleo.
El óxido se conforma de un metal más un oxígeno lo cual forma un
ácido metálico.
Los óxidos ácidos forman ácidos al reaccionar con agua. Así, el
dióxido de carbono con el agua forma ácido carbónico, mientras que
el trióxido de azufre forma ácido sulfúrico.
Los ácidos producidos a partir de los óxidos no metálicos con agua se
denominan oxácidos, debido a que contienen oxígeno.
Los óxidos ácidos, son, por lo general, gaseosos y tienen un punto de
fusión muy bajo, en comparación con los óxidos metálicos.
Debe su nombre a que al combinarse con el agua forman ácidos.
Para nombrar a los óxidos ácidos se sigue el mismo proceso que
el óxido básico:
NO METAL + OXÍGENO = OXÁCIDOS

26. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 26
 9.3 HIDRÓXIDOS O BASES:
Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal y un
elemento del grupo hidróxido (OH-). Se trata de compuestos ternarios
aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los
compuestos binarios.
 FORMULACIÓN DE LOS HIDRÓXIDOS: La fórmula general de los
hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que
el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de
las cargas sea cero.
 NOMENCLATURA:
Los hidróxidos trabajan con las tres nomenclaturas: (STOCK,
SISTEMATICA Y COMUN)
EJEMPLOS:

27. MÓDULO DE QUÍMICA
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 9.4 HIDRÁCIDOS
Son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F,
Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando
el O, los primeros actúan con valencia 1 y los segundos actúan con
valencia 2. Estos compuestos presentan carácter ácido en disolución
acuosa.
 Formulación de los hidrácidos
Las fórmulas de los hidrácidos son del siguiente tipo HnX (donde X
es el elemento no metálico y n es la valencia de dicho elemento).
 Nomenclatura de los hidrácidos
Los hidrácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional y la
nomenclatura sistemática, no utilizándose la nomenclatura de stock:
Nomenclatura tradicional: en la nomenclatura tradicional los
hidrácidos se nombran usando la palabra ácido ya que tienen
carácter ácido en disolución acuosa y añadiendo el sufijo hídrico al
nombre del elemento no metal.
Ejemplos:
H2S: Ácido Sulfhídrico
HBr: ácido bromhídrico
 Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática de los
hidrácidos se nombre utilizando el sufijo uro al nombre del no metal.
Ejemplos:
 HCl: cloruro de hidrógeno
HF: fluoruro de hidrógeno

28. MÓDULO DE QUÍMICA
Página 28
 10. WEBGRAFÍA:
 http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/
 http://definicion.de/acido/
 http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/
 https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_hidr%C3%A1cido
 https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_%C3%A1cido
 https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_b%C3%A1sico
 http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Nomenclatura_quimica.htm
l
 http://www.alonsoformula.com/inorganica/numero_oxidacion.htm
 http://www.areaciencias.com/quimica/mol.html
 http://balderciencias.weebly.com/uploads/2/2/1/5/22155040/ejerc
icios-de-moles-paso-a-paso.pdf
 https://es.wikipedia.org/wiki/Mol
 http://10ejemplos.com/10-ejemplos-de-oxidos-acidos
 http://www.ejemplos.co/20-ejemplos-de-oxidos-acidos/
 http://www.apruebaconathenas.com/wp-
content/uploads/2012/05/form_empirica.pdf
 http://profesor10demates.blogspot.com.co/2013/12/formula-
empirica-y-molecular.html