modulo quimica 10-1

1. INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
MODULO DE QUIMICA 10-1
LAURA FABIANA ALAPE MEDINA
LAURA DANIELA RAMOS COLORADO
2017
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

2. MODULO DE QUIMICA 10-1
TABLA DE CONTENIDO
Tabla de contenido …………………………………………………………………………… 1
Atomos …….. …………………………………………………………………………….. ...2
Masa atómica …..……………………………………………………………………………...4
isotopo …………………………………………………………………………………………5
Mole o mol ……………………………………………………………………………………..7
Número de avogadro …………………………………………………………………………9
Moléculas y fórmulas …………………………………………………………………………11
Numero de oxidacion ……………………………………………………………………….. 15
Calculo composición porcentual ……………………………………………………………..16
cifras significativa ……………………………………………………………………………..18
Formula empirica ……………………………………………………………………………..19
Fórmula molecular…………………………………………………………………………….21
oxidos acidos ………………………………………………………………………………….23
óxidos básicos ………………………………………………………………………………...25

4. ATOMOS
Un átomo es la particula mas pequeña en que se puede dividir un
elemento sin que pierda sus propiedades químicas
ESTRUCTURA DE UN ÁTOMO
Son tres partículas subatómicas en las que está formado el átomo.
ELECTRONES: Tienen carga negativa y son las partículas subatómicas
más ligeras.
PROTONES Y ELECTRONES : 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 alrededordel núcleo atómico.
2

5. 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 alrededordelnúcleo 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.
Propiedades de los átomos
Las unidades básicas de la química son los átomos. Durante las
reacciones químicas los átomos se conservan como tales, no se crean
ni se destruyen, pero se organizan de manera diferente creando enlaces
diferentes entre un átomo y otro.
● Número atómico,se representa con la letra Z, indica la cantidad
de protones que presenta un átomo, que es igual a la de
electrones.Todos los átomos conun mismo número de
protones pertenecenal mismo elemento y tienen las mismas
propiedades químicas.Porejemplo todos los átomos con un
protón serán de hidrógeno (Z = 1), todos los átomos con dos
protones serán de helio (Z = 2).
● Número másico,se representa con la letra A, y hace referencia
a la suma de protones y neutrones que contiene el elemento.
Los isótopos sondos átomos con el mismo número de
protones,pero diferente número de neutrones. Los isótoposde
un mismo elemento,tienen unas propiedadesquímicas y físicas
muy parecidas entre sí.
3

6. MASA ATÓMICA
Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras
este permanece en reposo..En otras palabras, puede decirse que la
masa atómica es aquella que surge de la totalidad de la masa de los
protones y neutrones pertenecientesa un único átomo en estado de
reposo . Dentro del sistema internacional , la unidad que permite
calcularla y reflejarla es la masa atómica unificada.
Cabe resaltar que las masas atómicas también suelen ser definidas
como peso atómico sin embargo,esto no es del todo acertado debido a
que la masa constituye una propiedad delcuerpo y el peso varía de
acuerdo a la gravedad.
4
ISOTOPOS

7. Cada elemento químico se caracteriza por el número de protones de su
núcleo, que se denomina número atómico (Z). Así, el hidrógeno ( 1H)
tiene un protón, el carbono ( 6C) tiene 6 protones y el oxígeno ( 8O)
tiene 8 protones en el núcleo.
El número de neutrones del núcleo puede variar. Casi siempre hay
tantos o más neutrones que protones.La masa atómica (A) se obtiene
sumando el número de protones y de neutrones de un núcleo
determinado.
un mismo elemento químico puede estar constituido por átomos
diferentes,es decir, sus números atómicos son iguales, pero el número
de neutrones es distinto. Estos átomos se denominan isótopos del
elemento en cuestión. Isótopos significa"mismolugar",es decir, que
como todos los isótopos de unelemento tienen el mismo número
atómico, ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica.
Por tanto:
● Si a un átomo se le añade un protón, se convierte en un nuevo
elemento químico
● Si a un átomo se le añade un neutrón, se convierte en un isótopo
de ese elemento químico
Se conocen3 isótopos delelemento hidrógeno: 1
1H es el hidrógeno
ligero, el más abundante, con un protón y cero neutrones. El 2
1H es el
deuterio (D), cuyo núcleo alberga un protón y un neutrón y el 3
1H es el
tritio (T), cuyo núcleo contiene un protón y dos neutrones
5
EJERCICIOS

8. - El plomo presenta cuatro isótopos:Pb-204,Pb-206,Pb-207 y Pb-208.
La abundancia de los tres primeros es 1,4 %; 28,2 % y 57,8 %. Calcula
la masa atómica del plomo
. La suma de las cuatro abundancias expresadas en tanto por ciento
debe dar 100;con esto calcularemos la del cuarto isótopo:
%( 209Pb)= 100 − %( 204Pb)− %( 207P b) − %( 208Pb)= 100 − 2 −
28, 2 − 57, 8 = 12,0%
Como no nos dan como dato la masa exacta de los isótopos,
tendremos que deduciruna masa isotópicaaproximada: esto se
consigue teniendo en cuenta que la masa isotópicaes parecida al
número másico de los isótopos expresadaen u.
Mat(Pb) ≈ 204 · 2 100 + 207 · 28, 2 100 + 208 · 57, 8 100 + 209 · 12, 0
100 ≈ 207,8 u
6
MOLE O MOL

9. Conocerel origen etimológicode la palabra que vamos a analizar en
profundidad a continuación es vital para poderentender y establecersu
significado.En concreto,podemos exponerque aquel se encuentra en
el latín y más exactamente en el vocablo moles que puede traducirse
como “masa”
El mol es un término que se utiliza para medir , como por ejemplo el
gramo para medir cualquier peso de cualquier sustancia. El mol, por lo
tanto, es una unidad de medida del sistemainternacional (SI). Como
luego veremos,si pesamos cualquiersustancia (hallamos su masa),
podemos sabercuántos átomos o moléculas contiene dicha sustancia.
7
EJERCICIOS

10. Ejercicio 1 ¿Cuántos moles están presentes en 54 g de agua?
Aplicando el triángulo:
Moles = Masa / Masa molecular (es una molécula)
Conocemos la masa pero tenemos que calcular la masa molecular de la
molécula de agua.
Calculamos la masa molecular del agua que ya sabemos que su fórmula
química es H2O
Masa atómica del H = 1, como tenemos dos átomos en la fórmula será 1
+ 1 = 2.
masa atómica del Oxígeno = 16.
Sumando tenemos la masa molecular del agua = 18 gramos.
Aplicando la fórmula:
Moles = 54 g/18 g = 3 Moles de Agua.
Ejercicio 2 ¿Cuántos moles están presentes en 25 g de carbonato de
calcio?
Lo primero tendremos que sabe la fórmula del carbonato cálcico que es
CaCO3.
Ca número atómico = 40
C número atómico = 12
O número atómico = 16 pero como son 3 átomos serán 48.
Sumando todo tenemos la masa molecular del carbonato cálcico = 40 +
12 + 48 = 100 gramos.
Ahora solo tenemos que aplicar la fórmula:
Número de Moles = Masa total / Masa molecular = 25 / 100 = 0, 25
moles.
8
NÚMERO DE AVOGADRO
El número de Avogadro es la cantidad de átomos,electrones,iones,
moléculas que se encuentran en un mol, además este número sirve

11. para establecerconversaciones 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 definicióndel
número de átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12
elevado a la potencia 23.
Ya en el año 2006,el Comité de Informaciónpara Ciencia y Tecnología
recomendó que el valor del número de Avogadro sea el siguiente:
Donde:
(30) es la incertidumbre estándar de la constante, concretamente al
valor 0.000 000
30×1023mol−1.
El número de Avogadro recibe ese nombre por el científico italiano
Amedeo Avogadro,quien, dijo que el volumen de un gas es proporcional
al número de átomos, o moléculas.
El valor del número de Avogadro donde se dice que equivale al diámetro
medio de las moléculas en el aire por un método equivalente, fue
propuesto porJohann Josef Loschmidt.
9
EJERCICIOS
1. Calcular el número de moles que hay en 50 gramos de NaCl.
Sabemos que un Mol de NaCl pesa 23 + 35,5 = 58,5g.

12. Aplicamos la fórmula nº de moles = masa (g) / M (masa molecular
g/mol)
Cada molécula de NaCl contiene un átomo de Na, por tanto, por
ejemplo,si tenemos 1000 átomos de NaCl es porque tenemos 1000
átomos de Na y 1000 átomos de Cl juntos, si eliminamos los átomos de
Cl para que se nos quede Na+ el número de iones de Na+ será el
mismo que el número de moléculas de NaCl, por tanto vamos calcular
ese número aplicando el número de Avogadro.
Nº de iones de Na+ = 0,855 x Nº de Avogadro = 0,855 x 6,022x10E23=
5,15x10E23 iones.
2. Masa molecular de KOH = 39 + 16 + 1 = 56 g/mol
En este caso nos pide la masa molecular de cada uno de los
compuestos en gramos,por tanto aplicamos la misma fórmula pero
despejando la masa en gramos, dado que lo que sabemos es el número
de moles que tenemos:
10
MOLÉCULAS Y FÓRMULAS
Son agregados o grupos de por lo menos dos o más átomos, en una
relación definida que se mantienen unidos mediante fuerzas químicas
denominadas "enlaces covalentes" (por compartición de electrones), se
mueven y actúan juntas como si fuesen una sola identidad.
Hidrógeno Agua Amoníaco Metano Etanol

13. H2 H2O NH3 CH4 CH3CH2OH
Fórmulas químicas
Nos indican qué elementos participan en la formación de una
molécula o de un compuesto iónico y la relación que guardan
entre sí los átomos que la conforman.
Nombre del
compuesto
Tipo de
compuest
o
Elementos
participante
s
Relació
n
Fórmul
a global
Contenido por
mol de
compuesto
ácido
sulfúrico
molecular hidrógeno, H
azufre, S
oxígeno, O
2 : 1 :
4
H2SO4 2 moles de
átomos de H
1 mol de átomos
de S
4 moles de
átomos de O
benceno molecular carbono, C
hidrógeno, H
6 : 6 C6H6 6 moles de
átomos de C
6 moles de
átomos de H
ácido nítrico molecular hidrógeno,H
nitrógeno, N
oxígeno, O
1 : 1: 3 HNO3 1 mol de átomos
de H
1 mol de átomos
de N
3 moles de
átomos de O

14. amoníaco molecular nitrógeno, N
hidrógeno, H
1 : 3 NH3 1 mol de átomos
de N
3 moles de
átomos de H
cloruro de
calcio
iónico ion calcio,
Ca2+
iones cloruro,
Cl-
1 : 2 CaCl2 1 mol de iones
Ca2+
2 moles de iones
Cl-
óxido de
magnesio
iónico ion
magnesio,
Mg2+
ion oxígeno,
O2-
1 : 1 MgO 1 mol de iones
Mg2+
1 mol de iones O2-
óxido de
aluminio
iónico iones
aluminio, Al3+
iones
oxígeno, O2-
2 : 3 Al2O3 2 moles de iones
Al3+
3 moles de iones
O2-
óxido férrico
(herrumbre)
iónico iones fierro,
Fe3+
iones
oxígeno, O2-
2 : 3 Fe2O3 2 moles de iones
Fe3+
3 moles de iones
O
2-
Importante
Si nos referimos a una moléculade ácido sulfúrico, diremos
que está formada por átomos de hidrógeno,H; azufre, S; y
oxígeno,O,enla relación 2 : 1 : 4 y que su fórmula globales
H2SO4.
Debemos tener en cuenta que si nos referimos a una
molécula de H2SO4. en ella tendremos 2 átomos de H, 1
átomo de S y 4 átomos de O.

15. Observación
Los compuestos iónicos no forman moléculas como tales,
en realidad son agregados iónicos donde los cationes y los
aniones se mantienen unidas por fuerza de carácter
electrostáticas (cargas opuestas que se atraen) y se
representan como unidades formulares neutras donde las
cargas opuestas son equivalentes.
Muchas veces nos es más útil representar los compuestos químicos
mediante las fórmulas estructurales que nos muestran la forma cómo
están enlazados los átomos dentro del compuesto,tal como se muestra
a continuación:
Nombre del
compuesto
Elementos
participante
s
Relació
n
Fórmul
a global
Fórmula
semidesarroll
ada
Fórmula
estructural
benceno carbono, C
hidrógeno, H
6 : 6 C6H6 C6H6
etileno carbono, C
hidrógeno, H
2: 4 C2H4 CH2=CH2
acetileno carbono, C
hidrógeno, H
2 : 2 C2H2
HC≡CH
etanol carbono, C
hidrógeno, H
oxígeno, O
2 : 6 : 1 C2H6O CH3CH2OH

16. éter carbono, C
hidrógeno, H
oxígeno, O
2 : 6 :
1
C2H6O CH3OCH3
amoníaco nitrógeno, N
hidrógeno, H
1 : 3 NH3 NH3
etilamina carbono, C
hidrógeno, H
nitrógeno, N
2 : 7 :
1
C2H7N CH3CH2NH2
dimetilamina carbono, C
hidrógeno, H
nitrógeno, N
2: 7 : 1 C2H7N CH3NHCH3
14
NUMERO DE OXIDACION
Para representaruna sustancia químicautilizamos las fórmulas
químicas,que nos indican los átomos que la forman así como el número
o proporciónde estos átomos en dicha sustancia.

17. La fórmula del agua, H2O, nos informa de que está formada de
hidrógeno y oxígeno,y además que por cada átomo de oxígeno
tenemos dos átomos de hidrógeno.
Los compuestosquímicossoneléctricamente neutros , excepto los
iones cuando los consideramos separadamente.Es decir, la carga que
aporten todos los átomos de un compuestotiene que ser globalmente
nula, debemos teneren un compuesto tantas cargas positivas como
negativas. Respectoa los iones, se dice que quedan con carga residual.
Para entender qué significa esto de que un compuesto sea
eléctricamente neutro , veamos un ejemplo:tomemosel caso del ácido
sulfúrico (H 2 SO 4 ) :
15
CALCULO COMPOSICIÓN
PORCENTUAL

18. Conocidala fórmula de un compuesto químico,es posible saberel
porcentaje de masa con el que cada elemento que forma dicho
compuesto estápresente en el mismo compuestoquímico.
Una molécula de dióxido de azufre,(SO2), contiene un átomo de
azufre y dos de oxígeno.Calcular la composiciónen tanto por ciento de
dicha molécula.
Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.
El problemapuede resolverse pordos vías:
● Utilizando unidades de masa atómica:
1. Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u .
2. Porcentaje de azufre en el compuesto: (32'1 / 64'1)x (100)
= 50'078%
3. Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64'1)x (100)
= 49'92%
● Utilizando gramos:
1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de
azufre (32,1 g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).
1. Porcentaje de azufre en el compuesto:Si en 64,1 g de SO2
hay ® 32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego x =
50'078%
2. Porcentaje de oxígeno en el compuesto:Si en 64,1 g de
SO2 hay ® 32,0 g de oxígeno,en 100 g habrá ® x, luego x
= 49'92%
16
EJERCICIOS
Ejemplo 1:Calcular la composiciónporcentualdel H y O en el agua (H2O)
si el peso molecular del agua es 18 y los pesos atómicos del H y del O
son 1 y 16 respectivamente:
Composición Porcentual
del H =
1
· 2
·100 = 11,11% de
Hidrógeno

19. 18
ComposiciónPorcentual
del O =
16
· 1
·100 = 88,88% de
Oxígeno
18
.Ejemplo 2: Calcular la composición porcentual del H, S y O en el ácido
sulfúrico (H2SO4) si su peso molecular es 98 y los pesos atómicos del H,
S y del O son 1, 32 y 16 respectivamente:
ComposiciónPorcentual
del H =
1
· 2
= 2 % de
Hidrógeno
98
ComposiciónPorcentual
del S =
32
· 1
= 32,6% de
Azufre
98
ComposiciónPorcentual
del O =
16
· 4
= 65,3% de
Oxígeno
98
17
CIFRAS SIGNIFICATIVAS
Las cifras significativas de un número son aquellas que tienen un
significado real y, por tanto, aportan alguna información. Toda medición
experimental es inexacta y se debe expresarcon sus cifras significativas.
Veamos un ejemplo sencillo: supongamos que medimos la longitud de

20. una mesa con una regla graduada en milímetros. El resultado se puede
expresar, por ejemplo como:
Longitud (L) = 85,2 cm
No es esta la única manera de expresarel resultado, pues tambiénpuede
ser:
L = 0,852 m
L = 8,52 dm
L = 852 mm
etc…
Se exprese como se exprese el resultado tiene tres cifras significativas,
que son los dígitos considerados como ciertos en la medida. Cumplen
con la definición pues tienen un significado real y aportan información.
18
FÓRMULA EMPÍRICA
La fórmula empíricaes una expresiónque representa la proporciónmás
simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto
químico. Es por tanto la representación mas sencilla de un compuesto.
Por ello, a veces, se le llama fórmula mínima.

21. En compuestos covalentes,se obtiene simplificando los subíndices de la
fórmula, si ello es posible, dividiéndolos por un factor común. Así, la
fórmula empíricade la glucosa(C6H12O6) es CH2O, lo cual indica que por
cada átomo de C, hay dos átomos de H y un átomo de O. Los subíndices
siempre son números enteros y si son iguales a 1, no se escriben.
En compuestos iónicos la fórmula empírica es la única que podemos
conocer, e indica la proporción entre el número de iones de cada clase
en la red iónica. En el hidruro de magnesio, hay dos iones hidruro por
cada ión magnesio, luego su fórmula empírica es MgH2.
En compuestos no-estequiométricos, como ciertos minerales, los
subíndices pueden ser números decimales. Así, el óxido de hierro (II)
tiene una fórmula empíricaque varía entre Fe0,84O y Fe0,95O,lo que indica
la presencia de huecos, impurezas y defectos en la red.
19
EJERCICIOS

22. 20
FÓRMULA MOLECULAR
La fórmula molecular, indica el tipo de átomos presentes en un
compuesto molecular, y el número de átomos de cada clase. Sólo tiene

23. sentido hablar de fórmula molecular en compuestos covalentes. Así la
fórmula molecular de la glucosa es C6H12O6, lo cual indica que cada
molécula está formada por 6 átomos de C, 12 átomos de H y 6 átomos
de O, unidos siempre de una determinada manera.
21
EJERCICIOS

24. 22
OXIDOS ACIDOS
Un óxido ácido es un compuesto químico binario que resulta de la
combinación de un elemento no metal con el oxígeno (nM2Ox). Por

25. ejemplo, el carbono (presente en la materia orgánica) se combina con
oxígeno para formar dióxido de carbono y monóxido de carbono,a través
de la combustión.Otro ejemplo es la formacióndel dióxido de azufre por
la combustión de productos del petróleo. El óxido se conforma de un
metal más un oxígeno lo cual forma un óxido metálico Los óxidos ácidos
forman ácidos al reaccionar con agua. Así, el dióxido de carbono con el
agua forma ácido carbónico, mientras que el trióxido de azufre forma
ácido sulfúrico. Los ácidos producidosa partir de los óxidos no metálicos
con agua se denominan oxácidos, debido a que contienen oxígeno.
Los óxidos ácidos, son, por lo general, gaseosos y tienen un punto de
fusión muy bajo, en comparación con los óxidos metálicos.
Debe su nombre a que al combinarse con el agua forman ácidos. Para
nombrar a los óxidos ácidos se sigue el mismo proceso que el Óxido
básico.
23
EJEMPLOS
CO Óxido de carbono (II), Monóxido de carbono o anhídrido carbonoso
CO2 Óxido de carbono (IV), Dióxido de carbono o Anhídrido carbónico
NO Óxido de nitrógeno (II), Monóxido de nitrógeno u Óxido nitroso

26. NO2 Óxido de nitrógeno (IV), Dióxido de nitrógeno u óxido nítrico
SO Óxido de Azufre (II), Monóxido de azufre o Anhídrido hiposulfuroso
SO2 Óxido de azufre (IV), Dióxido de azufre o Anhídrido sulfuroso
SO3 Óxido de azufre (VI), Trióxido de azufre o Anhídrido sulfúrico
SeO Óxido de selenio (II), Monóxido de selenio o Anhídrido selenioso
SeO2 Óxido de selenio (IV), Dióxido de selenio o Anhídrido selenioso
SeO3 Óxido de selenio (VI), Trióxido de selenio o Anhídrido selénico
I2O3 Óxido de yodo (III), Trióxido de diyodo o Anhídrido yodoso
N2O3 Óxido de nitrógeno (III),Trióxido de dinitrógeno o Anhídrido nitroso
P2O3 Oxido de fósforo (II), Trióxido de difósforo o Anhídrido fosforoso
Cl2O3 Óxido de cloro (III), Trióxido de dicloro o Anhídrido cloroso
Br2O3 Óxido de bromo (III), Trióxido de dibromo o Anhídrido bromoso
N2O5 Óxido de nitrógeno (V), Pentaóxido de dinitrógeno o Anhídrido
nítrico
P2O5 Óxido de fósforo (III),Pentaóxido de difósforo o Anhídrido fosfórico
Cl2O5 Óxido de cloro (V), Pentaóxido de dicloro o Anhídrido clórico
24
Óxidos básicos
Los óxidos básicos, también conocidos como óxidos metálicos, son aquellos
que combinan el oxígeno con un elemento metal. Dado que el oxígeno es muy

27. electronegativo y los metales son electropositivos, la unión que se establece es
iónica.
La fórmula elemental que representa a todos los óxidos básicos es XO, donde
X es el elemento metálico y O el oxígeno. Cada uno de estos puede estar
seguidos de subíndices (generalmente 2 o 3), los que aparecen intercambiando
las valencias (es decir, la del metal con la del oxígeno).
Nomenclatura de los óxidos básicos
Nomenclatura tradicional: Los óxidos básicos se los nombra
mencionando primero el término “óxido de” y luego el nombre del
elemento metálico,u“óxido” seguidode unadjetivo que es elnombre
del elemento metálico condiferentes terminaciones,como se detalla
a continuación:
1. En los metales que presentan un solotipo de valencia (como
sodio o calcio), la parte del metal se construye como palabra
esdrújula con la terminación “ico”. 25
2. En los metales que presentan dos tipos de valencia (como
cobre o mercurio), si el óxido involucra la menor valencia, al
nombre delmetal se la agrega el sufijo “oso” yes palabra grave.
Si involucra la mayor valencia, al nombre delmetal se la agrega
el sufijo “ico” y es palabra esdrújula.
3. Cuando hay tres posibles valencias (como el cromo), si el
óxido involucra la menor valencia, al nombre del metal se la
agrega el prefijo “hipo” y el sufijo “oso”, y es palabra grave.
Cuando involucra la valencia intermedia, al metal se lo nombra
con la terminación “oso” y sigue siendo palabra grave, pero si
involucra la valencia más alta, la terminación es “ico” y es
palabra esdrújula.

28. 4. El metal que tiene cuatro posibles valencias (como el
manganeso), el esquema es el mismo que el anterior para las
primeras tres, pero cuando el metal se integra al óxido con la
cuarta y mayor valencia, al nombre del metal se la agrega el
prefijo “per” y el sufijo “ico”, y es palabra esdrújula.
Nomenclatura de Stock: Bajo esta nomenclatura, los óxidos se
escriben y nombra como “óxido de” + elemento metálico + número
romano entre paréntesis, el cual indica la valencia con la que el
elemento metálico está interaccionando con el oxígeno.
Nomenclatura sistemática: Actualmente es la preferida por la
IUPAC(International Union of Pure and Applied Chemistry), se
mantiene el concepto de nombrarlos como “óxidos de”, pero
haciéndolo de forma precisa mediante el agregado del prefijo .

30. 10-1