en este modulo se presenta los temas tratados en el periodo anterior para mayor entendimiento de nuestra parte

1. EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
Modulo de química sobre temas tratados en el primer
periodo.
Presentado por: Jineth Dayanna Morales
Paula Sofía Camacho
Director: Diana Jaramillo
10-3
Ibagué - Tolima
2017

2. INTRODUCCION:
En el siguiente modulo presentaremos los temas en los cuales
presentamos dificultad durante el periodo visto, consigo trae
teoría sobre los temas y con su respectivo ejercicio planteado
antes por la docente o consultado por nosotras para mayor
entendimiento y aprendizaje de estos.
Lo que se busca principalmente es entender con facilidad estos
temas de forma didáctica ya que se nos hace más usual utilizar
imágenes o consultas breves donde se explican los ejercicios que
más adelante utilizaremos en clase o extraclase planteados por la
docente Diana Jaramillo.
Se pretende superar nuestras dificultades y dar todo nuestro
empeño el siguiente periodo para no volver a presentar fallas por
este tipo de situaciones.

3. MODULO DE QUIMICA SOBRE TEMAS
TRATADOS EN CLASE
Dificultades presentadas en los temas durante el primer
periodo:
Numero de avogrado: El número de Avogadro es la cantidad de
átomos, electrones, iones, moléculas que se encuentran en un mol,
además este número sirve para establecer conversiones entre el gramo y
la unidad de masa atómica.
La equivalencia del número de Avogadro es enorme, más o menos
equivale al volumen de la luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
El valor del número de Avogadro se halla a partir de la definición del
número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12
elevado a la potencia 23.

4. Masa molecular o masa de una mol:
La masa molecular (masa molecular relativa o peso fórmula) es un
número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una
sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos, se
calcula sumando todas las masas atómicas de dicho elemento. Su valor
numérico coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades
de masa atómica, en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude a una
sola molécula, mientras que la masa molar corresponde a un mol (N =
6,022·1023
de moléculas.
EJERCICIO:
Hallar la masa molecular para el acido nítrico HNO3
SOLUCION
H 1X1: 1
N 1X14: 14
O 3X16: 48
63g/mol
2. calcular los moles/molécula en 50g de H2SO4
SOLUCION
50G H2SO4 X 1mol/molecula = 0.51mol/moleculaH2SO4
98g H2SO4
H: 2X1:2
S: 1X32: 32 98g/mol
O: 4X16: 64

5. ESTADOS DE OXIDACION O NUMEROS DE OXIDACION:
Es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de
un compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica
hipotética que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos
distintos fueran 100% iónicos. El EO es representado por números, los
cuales pueden ser positivos, negativos o cero. En algunos casos, el estado
de oxidación promedio de un elemento es una fracción, tal como +8/3 para
el hierro en la magnetita (Fe3O4). El mayor EO conocido es +8 para los
tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio, hassio y algunos complejos de
plutonios, mientras que el menor EO conocido es -4 para algunos
elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 18).
La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o
más electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde
electrones), otra sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose.
Este es el mecanismo básico que promueve las reacciones de óxido-
reducción.
EJEMPLO:
1. El estado de oxidación del hidrogeno es +1 excepto cuando forma hidruros
metálicos, momento en el cual tiene un estado de oxidación -1, por
ejemplo NaH, KH, TiH2, en los casos anteriores el hidrogeno va
acompañado de un elemento metálico formando hidruros metálicos, en
estas moléculas el hidrogeno tiene un estado de oxidación de -1.
EJERCICIO:
SOLUCION

6. DETERMINACION DE FORMULAS EMPIRICAS:
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.1
Por ello, a veces, se le
llama fórmula mínima y se representa con "fm".
Fórmula empírica o Formula miníma Química/Fórmula empírica Una
fórmula es una pequeña lista de los elementos químicos que forman una
sustancia, con alguna indicación del número de moles de cada elemento
presente y, a veces, la relación que tiene con otros elementos de la misma
sustancia.
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.
EJERCICIO:
Cuál es la formula empírica de un compuesto que contiene 40% de hierro y
30% de oxigeno
SOLUCION:
Xmol/atomo fe= 70gFe x 1 mol/atomo Fe = 1.25= 1x2:2
55.84g Fe = 1.25= 1x2:2
Xmol/ atomo O2= 30gO x 1mol/atomo O = 1.87= 1.5x 2:3
16gO 1.25

7. DETERMINACION DE LA FORMULA MOLECULAR
La fórmula molecular expresa el número real de átomos que 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
átomos presentes de cada elemento en el compuesto.1
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. 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.
EJERCICIO:
La Vitamina C (ácido ascórbico) posee un 40.92% de Carbono(C), 4.58 % de
Hidrogeno (H), y un 54.50 % de Oxigeno(O), en masa. El peso molecular
de este compuesto es de 176 uma. ¿Cuáles serán su fórmula molecular o
química y su fórmula empírica?
SOLUCION: I
Las cantidades molares de oxigeno y carbono parecen ser iguales,
mientras que la cantidad relativa
De hidrogeno parece ser mayor. Como no podemos tener fracciones de
átomo, hay que
Normalizar la cantidad relativa de hidrogeno y hacerla igual a un entero.
1.333 es como 1 y 1/3, así que si multiplicamos las proporciones de cada
átomo por 3
Obtendremos valores enteros para todos los átomos.

8. C = (1.0) x 3 = 3
H = (1.333) x 3 = 4
O = (1.0) x 3 = 3
Es decir C3H4O3
Esto corresponde a la fórmula empírica del ácido ascórbico.
II
Ahora corresponde calcular la formula molecular de este compuesto.
Si sabemos que el peso molecular de este compuesto es de 176 uma.
¿Cuál será el peso
Molecular de nuestra fórmula empírica?.
Para calcular la masa molar o molecular, se deben sumar las masas
atómicas de todos los átomos presentes en la formula química, es
decir:
(N° de moléculas x masa atómica) + (N° de moléculas x masa atómica)
=
Masa molecular.
Según lo señalado anteriormente, los resultados se expresarían de la
siguiente manera:
(3 x 12.011) + (4 x 1.008) + (3 x 15.999) = 88.062 uma.
El peso molecular de nuestra fórmula empírica es significativamente menor
que su masa molecular.
¿Cuál será la proporción entre los dos valores?
(176 uma / 88.062 uma) = 2.0

9. La fórmula empírica pesa esencialmente la mitad que la molecular. Si
multiplicamos la
Fórmula empírica por dos, entonces la masa molecular será la correcta.
Entonces, la fórmula molecular será:
2 x C3H4O3
FUNCION OXIDO:
Son compuestos binarios inorgánicos que resultan de la combinación del
oxigeno mas cualquier elemento. Cuando el oxigeno esta unido al metal se
dice que es un oxido básico y cuando es la unión de un oxido a un no
metal se llama oxido ácido.
1. OXIDOS ACIDOS: Un óxido ácido es un compuesto químico binario
que resulta de la combinación de un elemento no metal con
el oxígeno (nM2Ox).

10. EJEMPLO:
CO Óxido de carbono (II), Monóxido de carbono o anhídrido carbonoso.
2. OXIDOS BASICOS: es un metal que resulta de la combinación de
un elemento metálico con el oxígeno, por lo tanto su unión será iónica.
EJERCICIO:
Dióxido de titanio.
SOLUCION:
(TiO2), este suele ser utilizado en la elaboración de plásticos y algunas
pinturas.
OXIDOS NEUTROS:
Conocidos también como anhidros imperfectos. Están compuestos por el
no metal y oxigeno. No reaccionan con el agua.
EJERCICIO:
Nitrógeno (N) - 1,2,4
SOLUCION:
Monóxido de carbono: CO

11. NOMENCLATURA QUIMICA
Es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los
elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés International Union of
Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en materia de
nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas
correspondientes.
EJEMPLO:
NOMENCLATURA SISTEMATICA:
Esta es el primer tipo de nomenclatura que se basa en nombrar los
compuestos usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad
de cada uno de los elementos presentes en cada molécula.
EJEMPLO:

12. NOMENCLATURA TRADICIONAL O COMUN:
El ultimo tipo de nomenclatura que encontramos en el sistema de la IUPAC
se denomina nomenclatura tradicional, 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 :
Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el
nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se
puede optar a usar el sufijo –ico.
K2O, óxido de potasio u óxido potásico.
EJEMPLO:
1) CaO = óxido de calcio
2) Li₂O = oxido de litio
3) MgO = óxido de magnesio
OXIDOS
Un óxido es un compuesto químico, formado por al menos un átomo de
oxígeno y un átomo de algún otro elemento.1
El átomo de oxígeno
normalmente presenta un estado de oxidación (-2).2
Existe una gran
variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3 principales estados
de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso,
a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones
estables con el oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido
a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las
características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los
enlaces covalentes.
EJEMPLO:

13. EJERCICIOS:
- 1 solo estado de oxidación → "Óxido de" + elemento:
CaO: Óxido de Calcio (el Calcio solo tiene valencia +2)
K2O: Óxido de Potasio (el Potasio solo tiene valencia +1)
- 2 estados de oxidación:
Sufijo "oso" para el estado de oxidación menor (Bi2O3: Óxido Bismutoso
Sufijo "ico" para el estado de oxidación mayor (Bi2O5: Óxido Bismútico,
3 estados de oxidación:
Prefijo "hipo" + Sufijo "oso" para el estado de oxidación más bajo (P2O5:
Sufijo "oso" para el estado de oxidación intermedio (PO2: Óxido Fosforoso)
Sufijo "ico" para el estado de oxidación mayor (P2O5: Óxido Fosfórico)
- 4 estados de oxidación:
Prefijo "hipo" + Sufijo "oso" para el más bajo (Cl2O óxido hipocloroso)
Sufijo "oso" para el bajo (Cl2O3 óxido cloroso)

14. HIDROXIDOS
Son un grupo de compuestos químicos formados por un metal, y
varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los
metales varios como es el sodio y el nitrógeno ya que estos se parecen
demasiado por sus formas. El hidróxido, combinación que deriva del
agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal,
está presente en muchas bases. No debe confundirse con un hidroxilo, el
grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno,
característico de los alcoholes y fenoles. Antiguamente a los hidróxidos de
los alcalinos y del amonio se los conocía con el nombre de álcalis, pero
este término tras la implantación de la nomenclatura moderna se usa más
para denominar a cualquier sustancia que presenta carácter alcalino.
EJEMPLO:
OXACIDOS
Son compuestos ternarios formados por un óxido no metálico y
una molécula de agua (H2O).
Su fórmula responde al patrón HaAbOc, donde A es un no metal o metal de
transición.
EJEMPLO:
 Ácido sulfúrico (H2SO4). Formado por la combinación de una molécula
de H2O con una molécula de óxido sulfúrico SO3:
SO3 + H2O → H2SO4

15. HIDRACIDOS
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.
EJEMPLO:
 Ácido clorhídrico HCL
 Sulfuro de hidrógeno H2S
 Ácido Fluorhídrico HF