Este documento presenta un módulo de química que incluye información sobre la estructura del átomo, moléculas, fórmulas químicas, estados de oxidación, nomenclatura de compuestos y más. Explica conceptos como masa atómica, isótopos, moles, número de Avogadro, y cómo calcular la composición porcentual de un compuesto. Además, detalla los tipos de fórmulas químicas y óxidos, e introduce la nomenclatura IUPAC para nombrar compuestos quí

1. Módulo de Química
María Camila Lombana Huertas
Alexandra Rojas Peña
Docente
Diana Jaramillo
Institución Educativa Exalumnas de la Presentación
Química
Ibagué - Tolima
2017

2. TABLA DE CONTENIDO
1)Átomo ¿Qué es? y su Estructura………………………………………………2
1.1 Masa atómica…………………………………………………………….3
1.2Isotopo……………………………………………………………………...3,4
2) Moles o Mol……………………………………………………………..............5
3) Número de Avogadro…………………………………………………..............6
4) Moléculas y Fórmulas………………………………………………………….7
4.1 Masa de una Mol/ Masa Molecular…………………………………......8
4.2 Mol/Gramos o Mol/ Molécula…………………………………………….8
5) Estado de Oxidación o Número de Oxidación………………………………..9
6) Formulas………………………………………………………………………….10
6.1 Fórmula Mínima o Empírica……………………………………………...11
6.2 Fórmula Molecular
6.3 Fórmula Estructural
7) Cálculo de Composición Porcentual a partir de Fórmulas
8) Cifras Significativas
12) Nomenclatura
12.1 Óxidos Básicos
12.2 Óxidos Ácidos
12.3

3. 1. ATOMO:
Es la partícula más pequeña de un elemento que puede combinarse y que conserva
sus propiedades.
La unión de los átomos ya sean con características iguales o distintas da como
resultado la formacion de moleculas.
Los átomos tienen un núcleo con protones y neutrones, y una corteza con
electrones.
Estructura de un Átomo:
Estas partículas subatómicas con las que están formados los átomos son tres: los
electrones, los protones y los neutrones. Lo que diferencia a un átomo de otro es la
relación que se establecen entre ellas.
Los electrones tienen una carga negativa y son las partículas subatómicas más
ligeras. La carga de los protones es positiva y pesan unas 1.836 veces más que los
electrones. Los únicos que no tienen carga eléctrica son los neutrones que pesan
aproximadamente lo mismo que los protones.

4. Los protones y neutrones se encuentran agrupados en el centro del átomo formado
el núcleo atómico. Por este motivo también se les llama nucleones. Los electrones
aparecen orbitando alrededor del núcleo atómico.
De este modo, la parte central del átomo, el núcleo atómico, tiene una carga positiva
en la que se concentra casi toda su masa, mientras que en el escorzo alrededor del
núcleo atómico hay un cierto número de electrones, cargados negativamente. La
carga total del núcleo atómico (positiva) es igual a la carga negativa de los
electrones, de modo que la carga eléctrica total del átomo sea neutra.
1.1 Masa Atómica:
Es la masa relativa de un átomo promedio del mismo. Es decir, es la totalidad
de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de
reposo.
Su unidad es la U.M.A (Unidad de Masa Atómica).
1.2 Isotopos
Son átomos de un mismo elemento pero de distinta masa.
Los átomos que son isótopos entre sí tienen el mismo número de protones
en el núcleo y ocupan en el mismo lugar en la tabla periódica.

5. Los Isótopos tienen el mismo el mismo número de protones, pero diferente
número de neutrones.
Las masas atómicas para cada elemento corresponden al promedio de las
masas de sus isótopos en la proporción en que estos se hallan en la
naturaleza.
Ejemplos:

6. 2) MOLES O MOL:
Es la masa de un elemento en gramos igual a su masa atómica.
Por ejemplo la masa atómica del S es 32,066 U.M.A y la masa de una mol
de S es por consiguiente 32,066.
Ejemplo:
¿Cual es la masa de 0,32 mol/atomo de Fosforo (P)?

7. Ejemplo:
¿Cuantas moles de Al hay en 135 gr de dicho metal?
3) NÚMERO DE AVOGADRO:
6.023X1023
Se le conoce como número de avogadro en honor al físico que
determinó el volumen de un mol de un gas.
Desde los tiempos de Avogadro se pusieron a prueba muchos métodos para
medir el número de átomos llegando a la conclusión que el número de
Avogadro cuyo símbolo es igual a 6,023x1023
átomos/mol.
Esto significa que un átomo de Na cuyo peso es 23gr un átomo de Cu cuyo
peso es 63,54 gr contiene el mismo número de átomos es decir 6,023x1023
átomos/mol.

8. Una mol sobre atomo de cualquier elemento contiene 6,023x1023
atomos/mol.
Ejemplo:
4)MOLÉCULAS Y FÓRMULAS:

9. La molécula resulta de la unión de dos o más átomos en una relación fija e
invariable.
Ejemplo:
La molécula de agua (H2O).
La fórmula es la representación por medio de símbolos de cada uno de los
elementos que forman la molécula.
Ejemplo:
H2O
Las moléculas según el número de átomos que la forman se clasifican en:
A. Monoatómicas, formadas por un solo átomo, ejemplo, Na, K, Mg.
B. Diatónicas, conformadas por dos átomos, ejemplo, O, Cl, Y, H.
C.Triatómicas, conformadas por tres átomos, ejemplo, OH

10. 4.1 Masa de una Mol/ Masa Molecular:

11. 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
(U.M.A).
4.2 Mol/Gramos o Mol/ Molécula:
Es el número de gramos igual a su masa molecular.
Ejemplo:
H2O: 18 u.m.a o gr
H: 2x1 = 2
O: 1x16= 16

12. Luego se realiza la sumatoria lo cual dará como resultado 18 U.m.a o Gr.
5) ESTADO DE OXIDACIÓN O NÚMERO DE OXIDACIÓN:
Es una expresión del número de electrones que un elemento ha ganado,
perdido o compartido al unirse con otro.
Reglas para determinar el número de oxidación:
1. Para cualquier átomo no combinado o elemento libre es 0.
Ejemplo:
Los números de oxidación para el Ca, K, y Ar.
2. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula
es igual a 0.
Ejemplo:

13. 3. El numero de oxidación del O es (-2) excepto en los peróxidos como por
ejemplo: H2O2 (-1) = Agua Oxigenada
4. El estado de oxidación del H es (+1) excepto en los hidruros metálicos, por ejemplo
:
5. Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), tienen en sus compuestos un estado
de oxidación (+1); mientras que los alcalinotérreos ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, y Ra)
tienen número de oxidación de (+2).
6. En sus compuestos binarios los alógenos (Cl, Br, I, y F) tienen números de
oxidación (-1).
EJ:
6) FORMULAS:
Una fórmula es la representación por medio de símbolos de cada uno de los
elementos que forman parte de un compuesto. Hay varias clases de fórmulas.
A. Fórmula empírica o mínima: Indica la relación y la clase de átomos que
forman una molécula.
Ejemplo: El agua (H2O).
B. Fórmula Molecular: Expresa la composición real de un compuesto e indica
el número real de átomos de cada clase presentes en la molécula.
Ejemplo:
H2O
2: H Y 1:O
C. Fórmula estructural: Expresa la posición de los enlaces y los átomos en la
molécula.
Ejemplo:
7) CÁLCULO DE LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL:
Significa la cantidad o número de 100 unidades totales.
Ejemplo:

14. Para verificar si el ejercicio quedo bien, la sumatoria debe dar 100 o
un número aproximado, en este caso 99.99%.
Ejemplo:
CaSO
La sumatoria dará como resultado 100%.
8) CIFRAS A SIGNIFICATIVAS:
Es un dígito que denota el grado de cantidad en el lugar que ocupa dentro
del número. Deben incluir todos los dígitos ciertos y únicamente el primer
dígito dudoso.
Ejemplo:
382, La cifras por su composición o valor relativo indican que hay tres
centenas, 8 decenas, y 2 unidades; por tanto sus cifras se consideran
significativas.
9) NOMENCLATURA:

15. Se ha establecido la nomenclatura IUPAC.
1. Stock o internacional, consiste en indicar la palabra óxido seguida de
la preposición de más del nombre del elemento no metal indicando (el
grado de oxidación de elementos, en número romano).
Ejemplo:
Óxido de Carbono (ll)
Óxido de Carbono (lV)
2. Sistemática: Se nombran con la palabra genérica óxido anteponiendo
prefijos cuantitativos (mono, di, tri, tetra, etc.)
Ejemplo:
Monóxido de Carbono
Dióxido de Carbono
3. Común o tradicional: Recomendada para los óxidos que forman halógenos,
los cuales presentan cuatro números de oxidación. En estos casos se utilizan los
sufijos OSO para los elementos que tengan menor número de oxidación e ICO para
los elementos con mayor número de oxidación.
Ejemplo:
Oxido Carbonoso (+2)
Óxido Carbónico (+4)
Óxidos:

16. Son las combinaciones del oxígeno con cualquier elemento químico. Se
dividen en dos:
A. Óxidos Ácidos, son combinaciones del oxígeno con un elemento no metal.
B. Óxidos Básicos, son combinaciones del oxígeno con elementos metales
Hidróxidos o Bases:
Son combinaciones del elemento hidrógeno con elementos metales.
EJ: Hidróxido de hierro (ll)
Dihidróxido de hierro
Ácidos:
Se denomina ácidos a las sustancias que se caracterizan por:
A) Ceder protones o iones hidrógenos en medios acuoso
B) Enrojecer el papel tornasol de azul
C) Permanecer incolora la fenolftaleína en un medio ácido
A. Presentar sabor agrio-picante ( los ácidos no se deben saborear, ser
muchos de ellos tóxicos )
Hidrácidos:
Son ácidos constituidos por la combinación del hidrógeno con un elemento no
metal.
Los hidrácidos se nombran con la palabra genérica acido, la raíz del no metal y el
sufijo hídrico