Este documento presenta información sobre conceptos básicos de química como átomo, masa atómica, isótopos, mol, número de Avogadro, moléculas, masa molecular, fórmulas, porcentajes, fórmulas empíricas, fórmulas moleculares y nomenclatura. Explica estos conceptos y proporciona ejemplos para ilustrarlos. También incluye secciones sobre oxidos, ácidos, hidrácidos, hidróxidos y nomenclatura de estos compuestos.

1. 2017
Erika Vanessa Izquierdo
Mariana Silva Niño
[QUIMICA]
Exalumnas de la presentación
Grado: 10-1

2. TABLA DE CONTENIDO
INTRODUCCION ……………………………………………………. 1
ATOMO ……………………………………………………. 2
MASA ATOMICA ……………………………………………………. 3
ISOTOPOS …………………………………………………….. 4
MOLE O MOL …………………………………………………….. 5
NUMERO DE ABOGADRO …………………………………………. 6
MOLECULAS …………………………………………………….. 7
MASA DE UNA MOL O MASA MOLECULAR ……………………... 8
MOL POR GRAMO O MOL POR MOLECULA ……………………. 8
FORMULAS …………………………………………………… 9
CALCULO DE PORCENTAJES APARTIR DE FORMULAS ……... 10
DETERMINCION EN FORMULA EMPIRICA ………………………. 11
DETERMINACION EN FORMULA MOLECULAR …………………. 12
NOMENCLATURA …………………………………………………….13

3. ATOMO
Es la partícula más pequeña de un elemento que puede combinarse y que conserva sus
propiedades
 En Química y física y biología, átomo es una de las unidades más pequeña de
la materia sus propiedades no se pueden dividir mediante procesos químicos; sin
embargo con el desarrollo de la física nuclear en el siglo XX se comprobó que el
átomo puede subdividirse en partículas más pequeñas, denominadas partículas
subatómicas, que se ubican en una región central del mismo denominada núcleo
atómico y una región periférica, los orbitales electrónicos. Se compone de la
siguiente manera:
 Núcleo atómico: en el cual se concentra casi toda su masa. Se conforma
de neutrones y protones, donde los neutrones son neutros y los protones positivos,
hablando eléctricamente.
 Orbital : las órbitas son recorridos definidos.

4. MASA ATOMICA
 La masa atómica de un átomo es la suma de las masas de todos los
protones y neutrones que lo componen.

5. ISOTOPOS
 Son átomos de un mismo elemento pero de distinta masa
1. Las masas atómicas para cada elemento corresponden al promedio de las masas
de sus isotopos en la proporción en que estos se hallan en la naturaleza , el cloro
presenta dos de masa, el de masa atómica 35 con una abundancia del 75,8% y
el de nada 37 que abunda el 24,12% ¿Cuál es la masa atómica promedio del
cloro?
Cl35
= 35 UMA (75,8%/100%)= 26.53 UMA
Cl 37
= 37 UMA(24,12%/100%)=8,92 UMA
= 35,45 UMA
 Calcula la masa atómica del Li sabiendo que esta formado por una mezcla del litio 6
y del Li 7 la abundancia del Li 7 es 92,40 % la masa isotópica del Li 6 es 6,0167 UMA
y la de el Li 7 vale 7,0179 UMA
LI6
=6.0167 UMA(7,6%/100%) =0.457 UMA
LI7
=7,0179 UMA(92,40%/100%)=6,484 UMA
=6,941 UMA

6. Mol o moles
 Es la masa de un elemento en gramos igual a su masa atómica, por ejemplo la
a masa atómica del azufre es 32,066 UMA y la masa de un mol de azufre por
consiguiente 32,066
Ej:
¿Cuánto pesa 3,5x10 moles por átomos de hierro?
X pesan 3,5x10-4
mol-átomo Fe
35x10-4
mol-átomo Fe x 55,84gFe/ 1mol-atomo Fe =0,0195544gFe
NUMERO DE ABOGADRO
Desde los tiempos de abogadro se pusieron a prueba muchos métodos para medir
el número de átomos llegando a la conclusión que el número de abogadro cuyo
símbolo es N2
es igual a 6,023x1023
átomos por mol .
Esta significa que un átomo de sodio cuyo precio es 23 gramos, un átomo de
cobre cuyo peso es 63,64gr contienen el mismo número de átomos es decir
6,023x1023
átomos/mol

7. Una mol por átomo de cualquier elemento contiene 6,023x1023
átomos /mol
EJ=
Cuantos átomos de sodio se encuentra en un trozo del mismo elemento que
contiene 2,6x10 -5
mol/atomo
X átomos Na – 2,6x10-5
mol-átomo Na
2,6x10-5
mol-átomo Na x 6.023x1023
atomo-mol Na /1mol-atomo
Na=1,5659x109
atmo –mol Na
EJ 2=
Una molécula de carbono tiene 5,34x1020
átomos ¿Cuántas moles-átomos
hay?respuesta8.86x10-24
X átomo de c- 5,34x1020
mol-átomo
5,34x1020
atomos de c.1mol-atomo de c/6,023x1023
=8,86613614x10-4
atomos de c
Masa de una mol o masa molecular
La masa de una molécula viene dada por la suma de las masas atómicas relativas
de sus átomos y se expresa en unidades de masa atómica
Mol por gramos o mol por molécula

8. Es el numero de gramos igual a su masa molecular
EJ= agua H2o
H=2x1= 2 gr
O=1x16=16gr
= 18 gr
El número de gramos mide el número de moléculas que contiene una mol
por molécula en un compuesto este número hallado por abogadro es igual
6,023x1023
molécula/mol
FORMULAS
Una fórmula es la representación por medio de símbolos de cada uno de los
elementos que forman moléculas hay varias clases de moléculas
 FORMULA EMPIRICA: indica la relación y clase de átomos que forman
una molécula por ejemplo . El agua está formada por H y O2

9.  FORMULA MOLECULAR : Expresa la composición real de un compuesto
e indica el número real de átomos de cada clase presentes en la molécula
(H2O) el agua tiene 2 de hidrogeno y 1 de oxigeno
 FORMULA ESTRUCTURAL: Expresa las posición de los enlaces y los
átomos en la molécula.
O
H H
CALCULO DE PORCENTAJES A PARTIR DE FORMULAS
Significa la cantidad o numero de 100 unidades totales
EJ:

10. Calcular la composición porcentual de co2
X % C=12gc/44gde C . 100%=27,27%
X % C=32gO2/44gCO2 . 100%=72,72%
=99,99%
DETERMINACION EN FORMULA EMPIRICA

11. Esto puede deducirse a partir de la composición porcentual
EJ:
Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que contiene el 70% de hierro y
el 30% de oxigeno
X mol-atomo Fe=70gFe . 1mol-ayomo Fe/55.84gFe=1,25mol-atomoFe/1,25
=1x2=2
X mol-atomoO2=30gO2 . 1molO2/16gO2=1,87mol-atomoO2/1,25=1,5x2=3
Fe2O3
DETERMINACION DE LA FORMULA MOLECULAR
Para poder deducir la formula molecular de un compuesto a partir de datos
experimentales es necesario conocer la formula empírica y la masa molecular
(formula empírica)n=masa molecular

12. EJ=
El análisis de un compuesto puro constituido de carbono e hidrogeno dio como
resultado de la siguiente composicion
Carbono 92,3% hidrogeno 7,7% y tiene una masa molecular de 78g
Xmol-atomo C=92,3g C.1mol-atomoFe/12gC= 7,69/7,68=1mol-atomoFe
Xmol-atomo H=7,7gH . 1mol-atomoH/1g H=7,7/7,68=1mol-atomo H
C=1X12=12
H=1x1= 1
13g-mol
n=78g-mol/13g-mol
n=6
CH(6)
C6H6
NOMENCLATURA
El nombre de las sustancias debe:
a) Definirse de modo que cada una quede bien diferenciada de las demás
b) Indicar, al menos, su fórmula empírica

13. c) Pronunciarse fácilmente
d) Escribirse con el mismo número de signos
NOMENCLATURA STOCK O INTERNACIONAL=
El sistema stock consiste en indicar la palabra oxido, seguida de la preposición
da, más el nombre del elemento no metal, indicando entre paréntesis con
números romanos del grado de oxidación del elemento
EJ=
Cl2O3—Oxido de cloro (I)
N2O3----Oxido de Nitrogeno (II)
NOMENCLATUA SISTEMATICA
Este sistema se nombran los oxidos-acidos con la palabra genérica oxido
anteponiéndole prefijos cuantitativos de origen griego.
Uno-mono
Dos-Di
Tres-tri
Cuatro-tetra
Cinco-penta
Seis-hexa
Siete-septa
EJ=
P2O5-pentoxido de difosforo
SO3-trioxido de Azufre
NOMENCLATURA COMUN O TRADICIONAL
Este sistema es recomendado para los oxidos-acidos que forman los
halógenos, los cuales presentan 4 estados de oxidación
Se utiliza el OSO para los elementos halógenos con menores
números de oxidación (+1,+3)
Y se utiliza ICO para los elementos halógenos con mayores
números, de oxidación(+5,+7)

14. Ademas se adiciona el prefijo IPO para el menor numero de oxidación y el
prefijo PER cuando el atomo tiene el mayor estado de oxidación
EJ=
Cl2O-Oxido hipocloroso(Cl=1+)
Cl2O3-Oxido Cloroso(Cl=3+)
Cl2O5-Oxido Clorico(Cl=5+)
Cl2O7- Oxido perclórico(Cl=7+
)
OXIDOS BASICOS Y NOMENCLATURA
EJ= Fe (2,3)
STOCK SISTEMATICA COMUN
Fe+2
O-2
Óxido de Hierro(I) Monóxido de
Hierro
Oxido Ferroso
Fe2
+2
O3
-2
Oxido de
Hierro(III)
Trióxido de
dihierro
Oxido Ferrico
Au (1,3)
STOCK SISTEMATICA COMUN
Au1
O-2
Oxido de Oro(I) Monóxido de dioro Oxido Auroso
Au3
2O3
-2
Oxido de Oro(III) Trióxido de dioro Oxido Áurico
ACIDOS
P=1,3,5
P2O + H2O - H2P2O2 – HPO - Acido Hipofosforoso
P2
+3
O3
-2
+ H2O – H2P2O4 - HPO2 - Acido metafosforoso
P2
+3
O3
-2
+ 2H2O - H4P2O5 – Acido Brofosforoso
P2
+3
O-2
3 + 3H2O – H6P2O6 – H3PO3 – Acido Ortofosforoso
P2
+5
O-2
5 + H2O – H2P2O6 – HPO3 – Acido metafosforoso

15. HIDRACIDOS
FORMULA NOMBRE SISTEMATICO
Y COMUN
NOMBRE SOLUCION
F2 + H2 – H1
F-1
Fluoruro de Hidrogeno Ácido fluorhídrico
Cl2 + H2 – H1
Cl-1
Cloruro de Hidrogeno Ácido Clorhídrico
I2 + H2 – H1
I-1
Yoduro de Hidrogeno Ácido Yodhídrico
S + H2 – H2
1
S-2
Sulfuro de Hidrogeno Ácido Sulfhídrico
HIDROXIDOS
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.
Nomenclatura de los hidróxidos:
la nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido
del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa:
 EJ:
 Mg+2
+ (OH)-1
» Mg(OH)2: hidróxido magnésico
 Pt+2
+ (OH)-1
» Pt(OH)2: hidróxido platinoso
 Pt+2 + (OH)-1 » Pt(OH)2: hidróxido platinoso
 Zr+2
+ (OH)-1
» Zr(OH)2: hidróxido hipocirconioso
 Zr+3
+ (OH)-1
» Zr(OH)3: hidróxido circonioso
 Zr+4
+ (OH)-1
» Zr(OH)4: hidróxido circónico
Nomenclatura de 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.

16.  EJ:
 HgOH: hidróxido de mercurio (I)
 Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)
 Be(OH)2: hidróxido de berilio, en lugar de hidróxido de berilio (II)
 CsOH hidróxido de cerio, en lugar de hidróxido de cerio (I)
Nomenclatura sistemática:
En la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos
numéricos a la palabra hidróxido.
 EJ:
 Be(OH)2: dihidróxido de berilio
 Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño
 Fe(OH)3: trihidróxido de hierro
WEDGRAFIA
http://quimica.wikia.com/wiki/%C3%81tomo
http://www.formulacionquimica.com/hidroxi dos/