Química Modulo

MODULO DE QUIMICA
Integrantes:
MARÍA CAMILA CASTELLANOS MORA
MARÍA JOSÉ CASTAÑEDA ROJAS
Presentado a:
DIANA JARAMILLO
10-1
INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
2017

1
TABLA DE CONTENIDO
1. Introducción ….……………………….…………………………………….. 2
2. Átomo …………….……….....……………...………………………………….. 3
2.1 Masa atómica ………………………………………………………
2.2 Isótopos …………………………………………………………….
3. Moles o Mol ………………………………………………………………….. 5
4. Número Avogadro ...……………………………………………………….. 6
5. Fórmula …………………………………………...………………………… 7
5.1 Masa de una mol ………………………………………………
5.2 Mol-gr o Mol-molecula ………………………………………....
6. Fórmulas …………………………………………………………………….. 9
6.1 Fórmula Empírica o mínima ………………………………
6.2 Fórmula molecular …………………………………………..
6.3 Fórmula estructural ………………………………………...
7. Cálculo de la composición porcentual .……………………………… 12
8. Estado de oxidación ……………………...…………………………….. 13
9. Nomenclatura ……………………..…..………………………………... 14
9.1 Función química …………………………………………….
9.2 Grupo Funcional …………………………………………….
10. Óxidos Ácidos …………….……....……………………………………. 15
10.1 Nomenclatura Stock o Internacional …………………..
10.2 Nomenclatura Sistemática ………………………….......
10.3 Nomenclatura Común o Tradicional ……..……………
11. Óxidos Básicos .…………………..…………………………………. 18
12. Hidróxidos ..………...………………………………………………… 21
13. Oxácidos …………..………………………………………………….. 22
13.1 Nomenclatura ……..……………………………………….
14. Hidrácidos …………….…………………….……………………….. . 23
12.1 Nombre sistemático o común ……….………………..
12.3 Nombre Solución Acuosa ………….……..……………

2
INTRODUCCIÓN
En el presente documento vamos a abordar los principales temas vistos a largo del
primer periodo académico.
Partiremos desde átomos que se derivan en dos subtemas los cuales son los más
directos que son: masa atómica (uma) e isótopos,seguido hablaremos de las moles y
mol en el cual resaltaremos los principales aspectos haciendo un pequeño resumen
de este tema para así acto seguido ver número de avogadro que abarca temas más
extensos en los cuales explicaremos cómo hallar número de moles, números de
moleculas y atomos totales, seguido de estos veremos masa de un mol y mol- gr con
este último tema finalizamos la primera parte de lo visto de este periodo.
A partir de las fórmulas empezamos con la segunda parte de los temas vistos en el
primer periodo empezaremos con una breve explicación de fórmula empírica o
mínima y su determinación, seguido de esto explicaremos sobre la fórmula molecular
y cómo se determina y para finalizar esta segunda parte de lo visto en el primer
periodo académico veremos cálculo porcentual y haremos un breve explicación
sobre este tema.
Para concluir con la tercera parte de los temas que se abordaron en clases del
primer periodo académico se empezará hablando sobre los estados de oxidación, a
partir de este tema empezaremos con nomenclatura, de este tema se derivan cinco
subtemas donde entraremos en profundidad con cada subtema, ya que veremos su
definición, su proceso y sus diferentes nombre en los diferentes tipos de
nomenclatura

3
ÁTOMO
Un átomo es la partícula más pequeña de la materia que posee las propiedades de
un elemento, miden aproximadamente diez mil millonésima parte de un metro.
Este está compuesto por: un núcleo el cual contiene cargas positivas que son los
protones, también contiene cargas neutras que son los neutrones, y también está
compuesto por una parte externa también llamada corteza o corona que contiene
partículas con carga negativa es decir electrone.
MASA ATÓMICA: Es la masa relativa de un átomo promedio de sí mismo, es decir
es el peso que posee un átomo.
ISÓTOPOS: Son átomos de un mismo elemento pero de distinta masa, es decir son
la suma del peso total de un elemento.
Las masa atómicas de cada elemento corresponden al promedio de sus isótopos
que se hallan en la naturaleza.
Las unidades de los
isótopos están dados en
UMA (unidades de masa
atómica)

4
EJEMPLO:
Calcula la masa atómica del litio sabiendo que está formado por una mezcla de 6 3
Li y 7 3 Li. La abundancia de 73 Li es del 92, 40 %. La masa isotópica del Li − 6 es
6, 0167 y la del Li − 7 vale 7, 0179.
¿Cual es la masa de 1.42 mol/átomo de sodio?
1,42 mol/átomo. 22.990Na = 32,6452 gr de Na
1mol/átomo

5
MOLES O MOL
Es la masa de un elemento en gramos igual a su masa atómica. por ejemplo la masa
atómica. por ejemplo la masa atómica del azufre es 32,066 uma y la masa de una
mol de un mol de azufre es de 32,066
EJEMPLO:
- cual es la masa de 0.35 mos/atomo P
- Hallar el número demo/átomo contenidos en 0.4 de oxígeno y en 48gr de carbono
0.025 mol/átomo de oxígeno y 3,49 mol/átomo
0,4gr O2 x 1mol/átomo = 0,0125 mol/átomo de O2
16
48gr C x 1mol/átomo = 4 mol/átomo de C
12gr C
0.35 mol/atomo P x 31gr P = 10,85
mol/átomoP

6
2,6x1
0
NÚMERO DE AVOGADRO
El número de avogadro es la representación de la cantidad de átomos,
electrones, iones, moléculas que se encuentran en un mol, este número
puede ser esencial para convertir entre el gramo y la unidad de masa
atómica.
Ejemplo:
Una muestra de carbono tiene átomos, ¿cuántas moles/átomo del
mismo tiene?
¿Cuantas moleculas hay en 32,05 gramos de HCl?
Número de avogadro
6,032x10
23

7
FORMULA
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.
Las moléculas según el número de átomos que las conforman se pueden
clasificar, dependiendo esto se clasifican en tres grupos:
*Monoatómicas
*Diatómicas
*Triatómicas
Monoatómicas Diatómicas Triatómicas
Clasificación
Formados por sus
dos átomos.
Están formadas
dos átomos
Conformados por
tres clases de
átomos
Na, K O,H,F,Cl NaOH
Ej: Ej: Ej:

8
MASA DE UN MOL:
La masa de una molécula viene dada por la suma de las masas atómicas
relativas de sus átomos y se expresan en unidades de masa atómica.
MOL-GR O MOL-MOLECULA:
Es el peso en gramos de un mol de moléculas de una sustancia química. Se
determina expresando el peso molecular en gramos.
EJEMPLOS :
Hallar la masa molecular para HNO3
H=1 x 1 = 1
N=1 x 14 = 14
O=3 x 16 = 48.
63 g/mol de HNO3
Hallar la masa molecular para el H2O
H= 2 x 1 = 2
O= 1 x 16 = 16.
18g/mol de H2O
63 gr/mol de HNO3
18 g/mol de H2O

9
x mol/átomo 26,97 gr Ag . 1 mol/átomo Ag = 0,25 = 1
107,8682 gr Ag 0,25
x mol/átomo 8,86 gr Cl . 1 mol/átomo Cl= 0,25= 1
35,4597 gr Cl 0,25
FÓRMULAS
FÓRMULA EMPÍRICA:
La fórmula empírica es la expresión de la proporción más simple entre los
átomos de un compuesto químico, esto es, tiene los subíndices enteros más
pequeños posibles. Pueden coincidir con los de la fórmula molecular, que
muestra el número de átomos en el compuesto.
EJEMPLO:
El agua está formada por (H2O)
CÓMO SE DETERMINA?:
Esta puede deducirse a partir de la composición porcentual.
EJEMPLO:
Hallar la fórmula empírica para un compuesto cuya síntesis se que
contiene 26,97 gr Ag y 8,86 gr Cl.
Hallar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 56,4 % de P y
43,6% de O.

10
FÓRMULA MOLECULAR:
La fórmula molecular es la que expresa el número de átomos que conforman
una molécula a diferencia de las demás esta muestra la composición real del
compuesto estudiado.
Ej:
H2 de O1
EJEMPLO:
-Hallar la fórmula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es
CHO y su masa en 180gr
x mol/átomo P 56,4 gr P . 1 mol/átomo P =1,821= 1X2=2
30,97 gr P 1,821
X mol/átomo O 43,602 grO . 1 mol/átomo O = 2,725= 1,5 x
2= 3
16 gr de O 1,821
P2O3

11
hallar la fórmula molecular de un compuesto cuyo análisis se determinó
que está constituido por K 44,9%, S 18,4%, O 36,7% y su masa molecular
aproximada 174,2gr
H = 1X2 = 2
C = 1X12=12
O = 1X16=16
30gr
n=180gr
30gr
n= 6
CH2O 6
C6H12O6
fórmula
molecula
r
x mol/atomo K = 44,9grK x 1mol/atomo = 1.51mol/atomo = 2
39grK 0,575
x mol/atomo S = 18,4grS x 1mol/atomo = 0,575mol/atomo=1
32grS 0,575
x mol/atomo O = 36,7grO x 1mol/atomo = 2,29mol/atomo = -4
16grO 0,575
K2SO4
K=2x39=78
S=1x32=32
O=4x16=64
174

12
K2SO4=K2SO4
CÁLCULO PORCENTUAL
Significa la cantidad o número de 100 unidades totales. Conocida la fórmula
de un compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que
cada elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo
compuesto químico.
EJEMPLO:
Calcular la composición porcentual de CO2
C= 1 x 12 = 12
O= 2 x 16 = 32.
44 g/mol CO2
n= 174,2grmol
174grmol
n= 1grmol
44 gr/mol

13
Hallar cálculo porcentual de H2O
H= 2 X 1 = 2
O= 1 X 16 =16.
18 gr/mol
x % C = 12 gr C . 100 % = 27,27
44 gr CO2
x% O = 32 gr O . 100 % = 72,72
44 gr CO2
99,99
18 gr/mol
x % H= 2 gr de H . 100% = 11,11
18 gr H2O
x % O= 16 gr de O .100%= 88,88
18 gr H2O
99,99

14
HCl
+1 -1
0
+1 -1
H2O
+2 -2
0
+2 -2
HClO2
+1+3-4
+4-4
0
+1 +3 -2 H2S
+2-2
0
+2 -2
MgH2
+2-1
0
+2 -1
FeO
+2-2
0
+2 -2
ESTADO DE OXIDACIÓN
El estado de oxidación o también conocido como “número de oxidación” se
define como las cargas positivas o negativas de un átomo, así que puede
decir que es el número de electrones que el átomo ha decidido ceder o
aceptar.
EJEMPLO:
NOMENCLATURA
La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se usan para nombrar
a las combinaciones existentes entre los elementos y los compuestos
químicos. Según la IUPAC, sigla de la unión internacional de química pura y
aplicada.
FUNCIÓN QUÍMICA:
Se llama función química al conjunto de propiedades comunes que
caracterizan una serie de sustancias, lo cual permite diferenciarlas de las

15
demás. Estas sustancias tienen un comportamiento propio y específico en los
procesos químicos.
GRUPO FUNCIONAL:
Las diversas especies que tiene una función química determinada poseen en
sus moléculas un átomo o un grupo de átomos de constitución análoga que lo
caracteriza.
EJEMPLO:
Cualquier Hidróxido es identificable por su grupo funcional OH (hidroxilo) y su
complemento característico A - 1
Las funciones fundamentales en química inorgánica son:
➢ Óxido
➢ Acido
➢ Base
➢ Sal

16
ÓXIDOS ÁCIDOS
Compuestos binarios formados por oxígeno (O) y un elemento no metal.
EJEMPLOS:
● Cl2O Esto es un óxido ácido ya que está conformado por un
elemento no metal que en este caso sería el cloro (Cl)
y el oxígeno (O)
● SO2 En este caso está conformado por el elemento Azufre (S) y
el oxígeno
METAL OXÍGENO HIDRÓGEN
O
NO METAL
Óxido
Básico
H2O
HIDRÓXIDO
Óxido
Ácido
H2O
OXÁCIDOS HIDRÁCIDO
SALES
Oxígeno + NO Metal Óxidos Ácidos

17
NOMENCLATURA STOCK:
Esta nomenclatura consiste en indicar la palabra óxido seguida de la
proposición , más el nombre del elemento no metal , indicamos en un
paréntesis con números romanos el grado de oxidación del elemento.
EJEMPLO:
● Cl2O - Óxido de cloro (I)
● SO2 - Óxido de azufre (VI)
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Se nombran los óxido ácidos con la palabra genérica anteponiendo el prefijo
de origen griego:
❖ Mono
❖ Di
❖ Tri
❖ Tetra
❖ Penta
❖ Hexa
❖ Hepta ...
Estos indican la cantidad de átomos de oxígeno y del no metal presente en la
molécula
EJEMPLOS:
● Cl2O - Monóxido de Dicloro
● CO - Monóxido de Carbono
● CO2 - Dióxido de carbono
● Cl2O5 - Pentaóxido de Dicloro

18
NOMENCLATURA COMÚN:
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 :
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico:
EJEMPLO:
Oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la
valencia +2, óxido ferroso.
Ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con
valencia +3, óxido férrico.
Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
hipo - oso (para la menor valencia)
oso (para la valencia intermedia)
ico (para la mayor valencia)
Cuando posee de cuatroa más números de oxidación se usan los prefijos y
sufijos:
hipo - oso (para la valencia más menor)
oso (para la valencia menor)
ico (para la mayor valencia)
per-ico (para la más mayor valencia)
2 N° de Oxidación
oso (<) ico (>)
3N° de
Oxidación
hipo - oso
(+<)
oso (<)
ico (>)
4N° de
Oxidación
hipo-oso (+<)
oso (<)
ico (>)
per-ico (+>)

19
EJEMPLO:
● Cl2O - Hipocloroso
● Cl2O5 - Óxido Clórico
● CO - Óxido Carbonoso
● CO2 - Óxido Carbónico
ÓXIDOS BÁSICOS
Se les denominan óxidos básicos a todo compuesto a todo compuesto que
se produce tras la combinación de un un metal y el oxígeno.
❖ Fórmula general para un óxido básico:
EJEMPLO:
❖ FeO Esto es un óxido básico ya que está compuesto por el
hierro (Fe) que es un metal y el oxígeno.
❖ Na2O Esto es un óxido básico ya que está compuesto por el
sodio (Na) que es un metal y el oxígeno.
Oxígeno + Metal Óxido Básico

20
NOMENCLATURA STOCK:
Esta nomenclatura consiste en nombrar al compuesto con un número romano
al final del nombre con la valencia atómica que este posea.
EJEMPLO:
❖ Mn2O7 - Óxido de Manganeso (VII).
❖ FeO - Óxido de Hierro (III)
Los óxidos básicos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y el
nombre de elemento de unos prefijos que indican el número de átomos que
posee el elementos.
PREFIJO NUMERO DE ATOMOS
mono
di
tri
tetra
penta
hexa
hepta
octo
1
2
3
4
5
6
7
8

21
EJEMPLO:
● Au2O3 - Trióxido de Dioro
● Na2O - Monóxido de calcio
● CO2 - Dióxido de carbono
● Cu2O - Monoxido de Dicobre
Esta nomenclatura para nombrar el elemento se debe tener en cuenta las
valencias para poder nombrarlos respectivamente con oso, ico, hipo etc.
EJEMPLO:
Si el metal posee dos valencias: Se coloca el nombre del metal y la
terminación OSO para la menor valencia e ICO para la mayor valencia.
Ejemplo:
● óxido cuproso = Cu2O
● óxido cúprico = Cu2O2 – CuO
Si el metal posee tres valencias: Se coloca el nombre del metal, se añade
el prefijo HIPO y el sufijo OSO para la menor valencia (que vamos a dar a
conocer como la primera valencia para evitar confusiones con casos de 4
valencias), el sufijo OSO para la valencia intermedia (la segunda), y el sufijo
ICO para la mayor valencia (la tercera).
Ejemplo:
● Cr2 O2 = óxido hipocromoso
● Cr 2 O 3 = óxido cromoso
● Cr 2O6 = óxido crómico
Si el metal posee cuatro valencias: Se coloca el nombre del metal, se
añade el prefijo HIPO y el sufijo OSO para la primera valencia, el sufijo OSO
para la segunda, ICO para la tercera, y finalmente, el prefijo PER y el sufijo
ICO para la cuarta.

22
Ejemplo:
● Mn2O2– MnO = óxido hipomanganoso
● Mn2O4–> = óxido manganoso
● Mn2 O6 = óxido manganico
● Mn 2 O 7 = óxido permanganico
HIDRÓXIDO
Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal (catión) y un
elemento del grupo hidróxido (OH-) (anión). Se trata de compuestos ternarios
aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los
compuestos binarios.
EJEMPLO:
❏ Ag2O+ H2O = Ag (OH)
❏ CuO + H2O = Cu (OH)
NOMENCLATURA STOCK:
En la nomenclatura de stock comienza con la palabra hidróxido seguido del
elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre
paréntesis.
EJEMPLOS:
❏ HgOH: hidróxido de mercurio (I)
❏ Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)
Óxido básico + H2O Hidróxido

23
En la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la
palabra hidróxido.
EJEMPLO:
❏ Be(OH)2: Dihidróxido de berilio
❏ Sn(OH)4: Tetrahidróxido de estaño
❏ Fe(OH)3: Trihidróxido de hierro
La nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del
elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa:
❏ Fe(OH)2: hidróxido ferroso (posee 2 valencias y actúa con la menor)
Fe(OH)3: hidróxido férrico (posee 2 valencias y actúa con la mayor)
❏ Cr(OH)2: hidróxido hipocromoso (posee 3 valencias y actúa con la
menor)
Cr(OH)3: hidróxido cromoso (posee 3 valencias y actúa con la
mediana)
OXÁCIDOS
Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por un óxido no
metálico y una molécula de agua (H2O).
EJEMPLO:
❏ SO3 + H2O → H2SO4
Óxido Ácido + H2O Oxácido

24
❏ SO2 + H2O → H2SO3
NOMENCLATURA
Cuando un elemento presenta más de un número de oxidación posible se
emplean unos prefijos y unos sufijos concretos.
Para el número de oxidación MÁS BAJO se antepone al nombre del
elemento central el prefijo HIPO- (del griego hypo, inferior) y detrás del
nombre el sufijo -OSO.
Para el número de oxidación BAJO se añade al nombre del elemento central
el sufijo -OSO.
Para el número de oxidación ALTO se añade al nombre del elemento
central el sufijo -ICO.
Para el número de oxidación MÁS ALTO se añade el prefijo PER- (del griego
hyper, superior) y el sufijo -ICO.
EJEMPLO:
❏ N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO3 Ácido Nítrico
❏ CO2 + H2O → H2CO3 Ácido Carbónico
HIDRÁCIDOS
Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos
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.

25
EJEMPLOS:
➢ Cl2 + H2O = HCl
➢ F2 + H2O = HF
➢ Br2 + H2O = HBr
NOMBRE:
Los nombre que se utilizan para llamar a los hidrácidos son:
➔ Nombre sistemático
➔ Nombre de solución acuosa
NO Metal + Hidrógeno

26
WEBGRAFÍA
http://conceptodefinicion.de/atomo/
Tema:átomo
Año de la publicación:Noviembre 29 del 2014
Autor:Anónimo
https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmica
Tema:Formula quimica
Año de Publicación:19 de febrero
Autor: Anónimo
http://www.fullquimica.com/2012/02/mol-gramo-o-molecula-gramo-mol-
g.html
Tema: Mol-gramo
Año de publicación: Febrero 2012
Autor: Cesar de Paz
http://quimica.wikia.com/wiki/F%C3%B3rmula_emp%C3%ADrica
Tema: Fórmula empírica
Año de publicación:
Autor: Julián Leonarda Paez
https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_molecular
Tema: Fórmula molecular
Año de publicación: 23 de Febrero modificación: 2017
Autor:anónimo
https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/Composici%C3%B3n_por
centual
Tema: Composición Porcentual
Año de publicación: Modificado el 4 de abril de 2017
Autor: Anónimo
https://es.slideshare.net/elprofetito/oxidos-acidos-presentation
Tema: Óxido ácido

27
Año de publicación: 17 de octubre 2008
Autor: Alberto quispe
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-
tradicional/
Tema: Nomenclatura
Año de publicación: 22 de octubre
Autor: Anónimo
http://www.formulacionquimica.com/oxidos/
Tema:óxidos básicos
Autor:
http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/
Tema: Hidróxidos
Año publicación:
Autor:
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-stock/
Tema: Nomenclatura stock
Año de la publicación: 22 de octubre del 2016
Autor: Anónimo
https://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%A1cido
Tema:Oxácido
Año de publicación: 18 abril 2017
Autor: Anónimo
http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/
Tema: Hidrácidos
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