Modulo quimica grado decimo

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MODULO DE QUIMICA
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS
DE LA PRESENTACION
10º1

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DE LA PRESENTACION
10º1
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA
PRESENTACION
GABRIELA CHAPARRO DIAZ
JENIFFER TATIANA GONZALES
MODULO DE QUIMICA
GRADO 10º

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TABLA DE CONTENIDO Pg
1. ISOTOPOS 4
1.1Como se presentan diferentes tipos de isotopos 4
1.2Ejemplo de isotopos 5
2. MOLES 5
2.1Ejemplo de moles 7
3. ATOMO 7
4. NUMERO DE ABOGADRO 8
4.1Ejemplo de abogadro 8
5. MOLECULAS Y FORMULA 8
5.1moleculas 9
5.2Formula
6. MASA DE UNA MOL O MASA MOLECULAR 9
6.1Mol por gramo o por molécula 9
7. ESTADOS DE OXIDACION O NUMEROS DE OXIDACION 10
8. CALCULO DE LA COMPOSICION PORCENTUAL A PARTIR 11
DE FORMULAS
9. DETERMINACION DE FORMULA EMPIRICA 12
10.DETERMINACION FORMULA MOLECULAR 12
11.OXIDOS ACIDOS 13
12.OXIDOS BASICO 14
13.HIDROXIDOS 15
14.ACIDOS 15

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ISOTOPOS
La palabra Isotopos 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.
Otros elementos tienen isótopos naturales, pero inestables, como el uranio, cuyos
isótopos pueden transformarse o decaer en otros isótopos más estables,
emitiendo en el proceso radiación, por lo que decimos que son radiactivos.
Cada átomo puede tener una
cualquier cantidad de neutrones. Las
diferentes combinaciones de
neutrones y protones implican
diferencias en las fuerzas de
cohesión de los núcleos de los
isótopos. De este modo, a pesar que
puedan tener cualquier cantidad
de neutrones hay algunas
combinaciones
de protones y neutrones preferidas en
los diferentes isótopos.
¿COMO SE PRESENTAN LOS DIFERENTES ISOTOPOS DE UN ELEMENTO?
 Notación científica de los isótopos: los isótopos se identifican mediante
el nombre del elemento químico seguido del número
de protones y neutrones del isótopo. Por ejemplo, los tres isótopos más
habituales en el uranio que se utiliza como combustible nuclear se
representarían así: U-235, U-235 y U-238

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 Notación simbólica de los isótopos: el número de nucleones
(protones y neutrones) se denota como superíndice prefijo del símbolo
químico. En el caso de los tres isótopos anteriores
del uranio sería 234U, 235U y 238U
EJEMPLOS DE ISOTOPOS
El cloro presenta dos isotopos, el de masa 35 con una abundancia del
75,8% y el de masa 37 con una abundancia del 24,12%¿cuál es la ma sa
atómica del cloro?
CL35 = 35 uma 75,8% = 26,53 uma
100%
CL 37 = 37 uma 24,12 = 8,92 uma
100%
MOLES
El mol (símbolo: mol) es la unidad con 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).

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El número de unidades elementales:
Átomos, moléculas, iones, electrones, 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:
El siguiente triángulo que se suele utilizar mucho para los problemas de moles y
que hace que sea todo mucha más sencilla.
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.

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EJEMPLO DE MOLES:
Cual es la masa de 0,35 mol/atomo de p
Respuesta:
X pesan 0,35 mol/atomo x 31 gP = 10,85 g P
g 1mol/atomo
ATOMO
Un 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

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atómicos han incorporado principios cuánticos para explicar y predecir mejor su
comportamiento.
NUMERO DE ABOGADRO
Desde los tiempo de abogadro se pusieron aprueba muchos métodos para medir
el numero de atomos llegando a la conclusión de numero de abogadro cuyo
símbolo es N= 6,023x1023atomos/moles esto significa que un atomo de sodio
cuyo peso es de 23g, un atomo de cobre cuyo peso es de 63,54g contienen el
mismo numero de átomos es decir 6,023x1023 átomos/moles.
Una mol atomo de cualquier elemento contiene 6,023x1023 atomos/mol
EJEMPLO DE NUMERO DE ABOGADRO
Cuantos atomos de sodio (Na) se encuentran en un trozo de un mismo elemento
que contiene 2,6x10-5mol/atomo
Respuesta:
2,6x10-5mol/atomo Na x 6,023x1023atomos = 1,5659x1019
1mol/atomo Na
MOLECULAS Y FORMULAS
Molecula
La molecula resulta de la unión de dos o mas atomos en una relación fija e
invariable
Ejemplo:
La molecula de agua(h2o):
2 atomos de h
1 atomo de o

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Formula
Es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que
forman la molecula
Ejemplo :
H2O
Las moléculas según el numero de atomos que las forman se clasifican en:
1. Monoatomicas: formados por un solo atomo ejemplo: Na , K , MG
2. Diatomicas: formadas por dos atomos ejemplo: O , CL ,H2O
3. Triatomicas: conformadas por tres atomos ejemplo: NaOH
MASA DE UNA MOL O MASA MOLECULAR
La masa de una molécula tiene dada por la suma de las masas atómicas relativas
de sus átomos y se expresan en unidades de masa atómica.
MOL POR GRAMO O MOL POR MOLECULA
Es el numero de g igual a su masa molecular ejemplo:

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H2O = H=2x1= 2
O=1X16=16
18uma
El numero de abogadro mide el numero de moléculas que contiene mol x molecula
en un compuesto este numero hallado por abogadro es:
6,023x1023
ESTADOSDE OXIDACION O NUMEROS DE OXIDACION
Es una expresión de números de electrones que un elemento a ganado o perdido
o compartido al unirse con otro.
REGLAS PARA DETERMINAR EL NUMERO DE OXIDACION:
1. Para cualquier atomo no combinado o elemento libre es O ejemplo:
los números de oxidación para Cao, Alo,Ko
2. La suma de los números de oxidación de todos los atomos en una formula
es igual a O ejemplo :
H3 1P15O4 -2
3 + 5 – 8
8 – 8
0
3. El numero de oxidación de O es -2 excepto en los peróxidos como por
ejemplo:
H2O2 (-1)
Peróxido
Agua oxigenada

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4. El estado de oxidación de H es +1 excepto en los hidruros metálicos
ejemplo:
Ca2H2 -1
+2 -2
0
5. Los metales alcalinos (Li,Na,K,S) tienen en sus compuestos un estado de
oxidación +1 mientras que los alcalinos térreos ( Be,Mg,Ca,Cl,Ra,Ba) tienes
numero de oxidación +2
6. En sus compuestos binarios los alógenos ( Cl,F,Br,Y) tienen numero de
oxidación -2 ejemplo:
Al2 3O3-2 p4=0 Cr18 O4-2
+6 -6
0 +8 -8
0
CALCULO DE LA COMPOSICIONPORCENTUAL A PARTIR DE
FORMULAS
Significa la cantidad de numero de 100 unidades totales.
Ejemplo :
Calcula la composición porcentual CO2
Respuesta:
C = 1x12 =12
O= 2x16= 32
44 gCO2
X% C= 12 gC x 100%= 27,27

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44 gCO2
X% O= 32g O X 100%= 72,72
44 gCO2 99,99%
DETERMINACIONDE FORMULA EMPIRICA
Esta puede deducirse a partir de la composición porcentual.
Ejemplo:
Cual es la formula empírica de un compuesto que contiene el 70% Fe y el 30% de
O
Respuesta:
Xmol/atomo Fe = 70g de Fe x mol /atomo = 1,25 = 1x2 =2
55,84 g Fe 1,25
Xmol/atomo O= 30 g O x mol/atomo = 1,87 = 1,5x2 = 3
16 g de O 1,25
Fe2O3
DETERMINACION FORMULA MOLECULAR
Para deducir la formula molecular de un compuesto a partir de datos es necesario
conocer la formula empírica y la masa molecular.
Ejemplo :
el análisis de un compuesto puro constituido por C y H dio como resultado la
siguiente composición
resultado:
C 92,3%= 92,3g C x mol/atomo = 7,68 = 1
12,011g C 7,68

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H 7,7% = 7,7 g H x mol/atomo = 7,7 = 1
1 g H 7,68
Tiene una masa molecular igual a 78g
C = 1x12= 12
H=1x1=1
13 n=78 g =6
13 g
CH(6)=C6H6
OXIDOS ACIDOS
Oxido acido = oxigeno + no metal
Nomenclatura stock: consiste en indicar la palabra oxido seguida de la posición
de mas el nombre del elemento no metal.
Ejemplo :
CL2O : Oxido de Cloro (l)
Nomenclatura sistematica: se nombran los oxidos –acidos con la palabra oxido
anteponiendo prefijos cuantitavos : mono, di ,tri, tetra, penta ,hexa, hepta que
indican la cantidad de átomos de oxigeno del no metal.
Ejemplo :

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CO : monóxido de carbono
Nomenclatura común : es recomendado para los acidos – oxidos que forman los
halógenos los cuales presentan 4 estados de oxidación OSO ( +1,+3) ICO (+5,+7)
HIPO para el menor numero y PER cuando el atomo tiene mayor estado de
oxidación
Ejemplo :
CLO = Oxido Hipocloroso( CL 1)
2 N de oxidación Oso <
Ico >
3 N de oxidación Hipo oso+ <
Oso <
Ico >
4 N de oxidación Hipo oso +<
Oso <
Ico >
Per ico +>
7 , 6, 3 Ico
Oso
Hipo oso
OXIDOS BASICOS
es un metal que resulta de la combinación de un elemento metálico con el
oxígeno, por lo tanto su unión será iónica.
metal + oxígeno = óxido básico
Ejemplo:
ORO : 1 , 3
Au2O-2 : nomenclatura stock : oxido de oro ( I )

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Nomenclatura sistematica : monóxido de dioro
Nomenclatura común : oxido Auroso
Au32O3-2 : nomenclatura stock : oxido de oro( II )
Nomenclatura sistemática : trióxido de dioro
Nomenclatura común : oxido Aurico
HIDROXIDOS
son un grupo de compuestos químicos formados por un metal, combinación
que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un
metal, está presente en muchas bases.
Oxido básico + H2O
Ejemplo:
Au2O + H2O = Au(OH)-1
Au2O3 + H2O = Au(OH)-1
ACIDOS
es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando
se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión
hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.
Oxido acido + H2O = Acidos
Ejemplo:
S2O-2 = SO + H2O = H2SO2 = HSO

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