Esta ecuación química balanceada muestra que 8 átomos de azufre reaccionan con 16 átomos de oxígeno para producir 8 moléculas de dióxido de azufre. Proporciona información sobre los reactivos, productos, estados físicos, números relativos de moléculas y átomos, y masas moleculares involucradas en la reacción química.

1. Estructura Atómica Moderna
Ramiriqui/2025
> Partículas subatómicas:
> Núcleo: protones (+)
neutrones
> Espacial: electrones (-)
1.602x10-19 C
> Propiedades básicas:
Masa: unidades de masa atómica (uma) 1 uma = 1.66053x10-24 g
Radio atómico (rat): angstrom (Å); 1 Å = 1x10-10 m
Localización de partículas sub-atómicas
protón
neutrón
rat

2. Estructura Atómica Moderna
> Todos los átomos de un elemento tienen el mismo
número de protones, número al cual se le
denomina NUMERO ATOMICO.(Z)
> Atomos de un mismo elemento que difieren en el
número de neutrones, y por tanto en su masa, se
denominan ISOTOPOS.
> El número total de protones más neutrones en el
átomo, se denomina NUMERO DE MASA.(M)

3. Estructura Atómica Moderna
Algunos de los isótopos del átomo de carbono (C)
símbolo nº protones nº electrones nº neutrones
11C 6 6 5
12C 6 6 6
13C 6 6 7
14C 6 6 8

4. La Tabla Periódica
> Importantes esfuerzos de observación y clasificación de
propiedades de los elementos, culminan en 1869 en el
desarrollo de la tabla periódica
> Varios elementos exhiben fuertes similitudes, p. ej., Li, Na y
K son todos metales muy reactivos. He, Ne y Ar son gases
inertes. El arreglo en orden creciente de su N.A., muestra
regularidades periódicas de sus propiedades.
Número
atómico
Símbolo
gas inerte metal gas inerte metal gas inerte metal
muy reactivo muy reactivo muy reactivo

5. El arreglo de elementos en orden creciente de Z con elementos teniendo
propiedades similares ubicadas en columnas verticales, se conoce como:
Tabla Periódica Moderna
Metal
Metaloide
No metal

6. La Tabla Periodica: propiedades
> Los elementos en una columna de la tabla se conocen como un grupo y,
de acuerdo a la IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry), la nueva convención numera los grupos de 1 a 18 sin
designaciones adicionales de A o B.
> Los elementos de un mismo grupo exhiben similitud en sus propiedades
físicas y químicas. Algunos grupos presentan un nombre específico:
Grupo Nombre Elementos
1A Metales alcalinos Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
2A Metales alcalino-terreos Be, Mg, Ca, Sr, Ba,Ra
6A Calcógenos O, S, Se, Te, Po
7A Halógenos F, Cl, Br, I, At
8A Gases nobles (o raros) He, Ne, Ar, Kr, Xe,Rn

7. Moléculas y Compuestos Moleculares
> Sólo los elementos de gases nobles se encuentran en la
naturaleza como átomos aislados. La mayoría de la materia
se compone de moléculas o iones, los cuales a su vez
estan formados de átomos.
> Una molécula es una unión de dos o más átomos
estrechamente enlazados unos a otros.
> A resultas de la unión, el ensamble de átomos se comporta
como una única entidad de propiedades diferentes.

8. Moléculas y Compuestos Moleculares
> Moléculas elementales. Dos o más átomos de la misma clase se
combinan entre sí. Un caso típico lo constituye el oxígeno, cuyas
fórmulas son:
O2 : oxígeno “normal”, esencial para la vida, gas incoloro e inodoro;
O3 : ozono, tóxico, de olor picante e irritante de las mucosas.
> Los elementos más comunes que existen como moléculas diatómicas
son:
H2
N2 O2 F2
Cl2
Br2
I2
5A 6A 7A

9. Compuestos moleculares
> Compuestos moleculares. Contienen más
de un tipo de átomos : por ej., la molécula
de agua:
H2O : combinación de 2 átomos de H y 1
átomo de O, o bien;
H2O2 : Hidrógeno y Oxígeno en diferente
proporción relativa.
> Algunas moléculas comunes simples se
presentan en el esquema. Es importante
observar que:
> La composición de cada compuesto esta
dada por su fórmula química;
> Las sustancias aquí mostradas se com-
ponen de elementos no-metálicos.
Agua, H2O Dióxido de
carbono, CO2
Monóxido de
carbono, CO
Ozono, O3 Etileno C2H4
Metano CH4
Peróxido de
hidrógeno, H2O2
Oxígeno, O2

10. Moléculas y Compuestos Moleculares
> Fórmula Molecular: Indica el número y tipo real de átomos
en la molécula. Las fórmulas anteriores son moleculares.
Los subíndices son siempre multiplos enteros de los
subíndices de las fórmulas empíricas correspondientes.
> Fórmula Empírica: Indica sólo el número relativo de átomos
de cada tipo en la molécula. Aquí, los subíndices indican
siempre la relación de números enteros más pequeña.
Fórmula Molecular Fórmula Empírica
H2O2 HO
C2H4 CH2

11. Moléculas y Compuestos Moleculares
> Fórmula Estructural: Muestra qué átomos estan unidos a cuales dentro
de la molécula. Las líneas entre los símbolos de los elementos
representan las uniones químicas entre átomos.
> Una fórmula estructural no exhibe la geometría real de la molécula, esto
es, los ángulos verdaderos a los cuales están unidos los átomos. Sin
embargo, se puede representar como un dibujo en perspectiva para dar
un sentido tridimensional.
Agua Peróxido de hidrógeno Metano

12. Representaciones
Moleculares
estructural
perspectiva
modelo
esferas

13. Iones y Compuestos Iónicos
El núcleo de un átomo permanece inalterado en los procesos químicos, pero
el átomo puede ganar o perder electrones con facilidad originando partículas
cargadas denominadas IONES. Si la carga es positiva se llama CATION, si
la carga es negativa se llama ANION.
Sea, por ejemplo, el átomo de sodio:
Ahora, el átomo de cloro:
pierde un
gana un
electron
electron
átomo de Na ion de Na+
átomo de Cl ion de Cl-

14. Iones y Compuestos Iónicos
> En general, los átomos de metales pierden electrones con facilidad y los
átomos de los no metales tienden a ganar electrones.
Dé el símbolo químico completo de: a) un ion con 26 p, 30 n y 24 e –;
b) el ion fósforo con 16 n y 18 e –.
a) El elemento con 26 p (nº atómico = 26) es: Fe, cuyo nº de masa = 26
p + 30 n = 56. Hay 2 cargas (+) en exceso, por tanto, la carga neta
del ion es 2+ . El símbolo completo será:
b) El P tiene un nº atómico de 15, luego entonces tiene 15 p, y un nº de
masa de (15 p + 16 n) 31. Tiene además una carga neta de 18 e – -
15 p = 3 e –,o sea 3- , así que el símbolo será:
26
56
Fe2
15
31
P3

15. Iones y Compuestos Iónicos
> Iones Poliatómicos.- Consisten de átomos unidos como en
una molécu-la, pero con una carga neta positiva o
negativa, p. ej.:
> ¿Cómo se predicen las cargas ionicas?
Se parte de la idea de que la ganancia o pérdida de
electrones conduce a un átomo a adquirir una
configuración de gas noble, como en el caso del Na y del
Cl.
(NO3)-
o (SO4)2

16. Iones y Compuestos Iónicos
La tabla periodica es una herramienta útil para recordar las cargas de los
iones, en especial los de los extremos de la misma.
Metales de transición
Metales alcalinos (+1)
Metales alcalinos (+2)
Halógenos (-1)
Calcógenos (-2)
g
a
s
e
s
n
o
b
le
s

17. Iones y Compuestos Iónicos
Compuestos iónicos.- Aquellos que contienen iones cargados positivamen-
te y iones cargados negativamente.
De la composición podemos saber, frecuentemente, si es compuesto
iónico (constituido por iones) o molecular (constituido por moléculas).
Atomo de Na
neutro
Atomo de Cl
neutro
pierde un electron
gana un electron

18. Iones y Compuestos Iónicos
En general, los metales forman catiónes y los no-metales aniónes. Por
tanto, los compuestos iónicos son en general combinaciones de metales
y no-metales (p.ej. NaCl), en tanto que los moleculares se componen en
general únicamente de no-metales (H2O).
> ¿Qué especies se espera sean iónicas?: N2O, Na2O, CaCl2 y SF4.
> ¿Qué especies se espera sean moleculares?: Cl2, FeS, PbF2 y P4O6.

19. Iones y Compuestos Iónicos
> Sólo se pueden escribir fórmulas empíricas para los
compuestos iónicos, y si no estan en forma iónica, siempre
son eléctricamente neutros, así que las cargas deberán
estar balanceadas.
> ¿Cuáles son las fórmulas empíricas de los compuestos
formados por los iones?:
a) Al3+ y Cl- ; b) Al3+ y O2- ; c) Mg2+ y NO3
-

20. ESTEQUIOMETRIA
INFORMACION EN UNA ECUACION
QUIMICA

21. ESTEQUIOMETRIA
 EN NUESTRO TRATAMIENTO DE LAS ECUACIONES
QUÍMICAS OBSERVAMOS QUE EL NUMERO DE
ATOMOS DE REACTIVOS DEBE SER IGUAL AL DE LOS
PRODUCTOS. LAS ECUACIONES BALANCEADAS SON
DE INTERES NO SOLAMENTE EN TERMINOS DE QUE
REACCIONA CON QUE PARA PRODUCIR QUE, SI NO
ENTERMINOS DE QUE TANTO REACCIONA. LA RAMA
DE LA QUÍMICA QUE TRATA DE LOS CALCULOS DE
MASA IMPLICADOS EN LAS ECUACIONES QUÍMICAS,
SE LLAMA ESTEQUIOMETRIA.

22. INFORMACION EN UNA ECUACION QUIMICA
 CADA ECUACIÓN QUÍMICA BALANCEADDA
CONTIENE UNA GRAN CANTIDAD DE
INFORMACIÓN CUANTITATIVA. PODEMOS
MIRAR DE CERCA LA ECUACIÓN PARA LA
PREPARACIÓN DEL DIÓXIDO DE AZUFRE Y
VER QUE NOS DICE LA EXPRESIÓN. EL
DIÓXIDO DE AZUFRE, SO2 , SE PRESENTA EN
LA NATURALEZA EN LOS GASES VOLCÁNICOS
Y COMO UN COMPUESTO DISUELTO EN
MUCHOS MANANTIALES.

23. S8 (s) + O2 (g ) → SO2 (g)
 LA ECUACION MUESTRA EL ESTADO DE
LAS SUSTANCIAS.
 S- solido
 g- gaseoso
 l- liquido
 ac- acuoso

24. S8 (s) + O2 (g) → SO2 (g)
 1.CON ESTA ECUACION COMO EJEMPLO,
PODEMOS DETALLAR LA INFORMACION
CUANTITATIVA QUE UNA ECUACION
BALANCEADA PROVEE:
 S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 Azufre oxigeno oxido de azufre

25. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 2 .CUALES SON LOS REACTIVOS Y QUE
PRODUCTOS QUE RESULTAN:
 EN NUESTRO EJEMPLO, EL AZUFRE SOLIDO
REACCIONA CON EL OXIGENO GAS
PRODUCIENDO EL DIÓXIDO DE AZUFRE
GAS.

26. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 3. LAS FORMULAS PARA CADA REACTIVO Y
CADA PRODUCTO:
 LA FORMULA PARA EL AZUFRE SOLIDO ES
S8 (s), PARA EL OXIGENO GAS O2 (g) Y
PARA EL DIOXIDO DE AZUFRE GAS SO2 (g).

27. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 4.· EL NÚMERO RELATIVO DE MOLÉCULAS DE
CADA REACTIVO EN LA REACCION Y EL
NÚMERO DE MOLÉCULAS DE PRODUCTOS
FORMADOS.
 UNA MOLÉCULA DE AZUFRE REACCIONA CON
8 MOLECULAS DE OXIGENO PARA DAR 8
MOLECULAS DE DIÓXIDO DE AZUFRE.

28. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 5.EL NÚMERO RELATIVO DE ATOMOS PARA
CADA ELEMENTO EN LA REACCION:
 OCHO ATOMOS DE AZUFRE REACCIONAN
CON 16 ATOMOS DE OXIGENO PARA DAR 8
MOLECULAS DE DIÓXIDO DE AZUFRE
COMPRENDIENDO UN TOTAL DE 24
ATOMOS.

29. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 6· EL NÚMERO RELATIVO DE MASA
MOLECULARES DE CADA REACTIVO Y
PRODUCTO:
 UNA MASA MOLECULAR DE S8 REACCIONA
CON 8 MASAS MOLECULARES DE O2 PARA
DAR 8 MASAS MOLECULARES DE SO2.

30. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 7· EL NUMERO REALTIVO DE GRAMOS (U
OTRAS UNIDADES DE MASA) DE CADA
SUSTANCIA; REACTIVO O PRODUCTO:
 256.8g DE S8 REACCIONAN CON 256.0g DE
O2 PARA DAR 512.8g DE SO2.

31. S8 (s) + 8 O2 (g) → 8 SO2 (g)
 8· EL NUMERO REALTIVO DE MOLES DE
CADA SUSTANCIA QUE REACCIONA O SE
PRODUCE:
 UNA MOL DE S8 REACCIONA CON 8 MOLES
DE O2 PARA DAR 8 MOLES DE SO2.

32. PARA RESUMIR, ESTA
ECUACIÓN CONTIENE LA
SIGUIENTE INFORMACIÓN
CUANTITATIVA:
 Se(s) + 8O2(g) → 8SO2(g)
 1 MOLECULA + 8 MOLECULAS →8
MOLECULAS
 8 ATOMOS + 16 ATOMOS →24 ATOMOS
 1 MASA MOLECULAR + 8 MASAS
MOLECULARES → 8 MASAS MOLECULARES.
 8 (32.1) u.m.a. + 8 (32.0) u.m.a. → 8(64.1)u.m.a.
 1MOL + 8 MOLES → 8 MOLES
 256.8 g + 256.0 g →512.8 g
 256.8 kg + 256.0 kg → 512.8 kg

33. O P O
O
O
Li Li
Li