Institucion educativa exalumnas de la presentacio nana

I.E EXALUMNAS DE LA
PRESENTACION
[MODULO DE QUIMICA]
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INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACION
JULIETA OLIVEROS CAMPOS
ANA MARIA PRIETO MUÑOZ
MODULO DE QUIMICA
GRADO DECIMOS DOS
AÑO 2017

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TABLA DE CONTENIDO
Pág.
1 INTRODUCCION 4
2 OBJETIVO GENERAL 5
3. CONTENIDO TEORICO 6
3.1ÁTOMO 6
3.2 MASA ATÓMICA 7
3.3 MOL 8
3.4 MOLECULAS 9
3.5 FORMULAS 10
3.6 MASA DE UN MOL O MASA MOLECULAR 11
3.7 NÚMERO DE AVOGADRO 12
3.8 CÁLCULO PORCENTUAL 13
3.9 NOMENCLATURA QUÍMICA 16
4. WEBGRAFIA: 21

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1 INTRODUCCION
La química interviene casi en todos los aspectos de nuestra
vida: cultura y entorno (social y ambiental), por lo tanto, es
erróneo pensar que la química es meramente teórica, y solo
tiene que ver con formulas y nombres complicados de
compuestos; cuando respiramos, digerimos los alimentos,
nos lavamos con jabón, nos limpiamos los dientes con cierta
pasta dental, cocinamos los alimentos, etc., estamos
practicando química.
La química es una ciencia central, porque sirve de apoyo a
otras ciencias como la física, la biología, la geología, la
petroquímica, etc. Además permite satisfacer las necesidades
humanas en diferentes áreas o campos de la actividad
humana. Tenemos: Medicina, nutrición, medio ambiente,
astronomía y entre muchas más.
Como concepto, la química es una ciencia natural basada en
la observación y experimentación relacionado con los
fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se
estudie su composición, constitución, propiedades físicas y
químicas, transformaciones y leyes que gobiernan dichos
cambios en su estructura interna, así como la energía
involucrada en el proceso.

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2 OBJETIVO GENERAL
 Comprender la importancia de la química como ciencia
central que sirve de base a otras ciencias y que permite
satisfacer las necesidades humanas
 Ser capaz de entender cualquier unidad de medida de
un sistema a otro mediante el método de factor de
conversión.

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3. CONTENIDO TEORICO
CONCEPTOS BASICOS
A continuación describiremos los siguientes términos para comprender un poco
más de que se trataran los temas que desarrollaremos.
3.1Átomo
se dice que es la parte más pequeña de un elemento que puede intervenir en una
reacción química. Durante las reacciones químicas, los átomos se conservan
como tales, no se crean ni se destruyen pero se organizan de manera diferente
creando distintos enlaces entre un átomo, y otro.
Se conoce como átomo a la unidad mínima de una sustancia, lo que compone
toda la materia común u ordinaria. Si los átomos de alguna materia se logran
dividir dicha materia podría destruirse.
Cada cosa, sustancia o materia posee diferentes cantidades de átomos que la
compone, sin embargo, los átomos están compuestos por partículas aún más
pequeñas como son las partículas subatómicas, llamadas protones, neutrones, y
electrones.

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3.2 Masa Atómica
La masa atómica de un elemento es la que corresponde al promedio de las
masas de sus distintos isótopos según las abundancias relativas naturales de
estos en dicho elemento. Hay que tener en cuenta las masas de los distintos
isótopos y sus porcentajes en la naturaleza.
En general es la más relativa de un átomo promedio del mismo.
EJEMPLO

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3.3 MOL
Un mol es la cantidad de materia que contiene 6,02 x 10 23
partículas elementales
(ya sea átomos, moléculas, iones, partículas subatómicas, etcétera). Por eso,
cuando un químico utiliza el término mol , debe dejar en claro si es:
1 mol de átomos
1 mol de moléculas
1 mol de iones
1 mol de cualquier partícula elemental.
Ejemplo:
6,02 x 10 23
átomos = 1 mol de átomos
Entonces:
6,02 x 10 23
átomos de Cu = 1 mol de átomos de Cu
6,02 x 10 23
átomos de H = 1 mol de átomos de H
6,02 x 10 23
átomos de Fe = 1 mol de átomos de Fe

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3.4 MOLECULAS
La molécula resulta de la unión de dos o más atomos en una relación fija e
invanable, el compuesto agua por ejemplo está formada por dos atomos de
hidrogeno y una de oxigeno
Las moléculas según el número de atomos que la forman se clasifican en:
3.4.1 MONOATOMICAS
Formadas por un átomo como en los metales Na, K, Mg
3.4.2 DIATOMICAS
Constituida por dos atomos O2 , Cl2 , Br2 , I2
3.4.3 TRIATOMICAS
Formadas por tres atomos H2O , NaOH

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3.5 FORMULAS
La representación de aquellos elementos que forman un compuesto. La fórmula
refleja la proporción en que se encuentran estos elementos en el compuesto o el
número de átomos que componen una molécula. Algunas fórmulas incluso aportan
información sobre cómo se unen los átomos a través de los enlaces químicos y
cómo se distribuyen en el espacio.
3.5.1 Fórmula empírica
Se trata de la expresión que muestra la proporción en la que se encuentran los
átomos en un compuesto químico determinado, de la manera más simple posible,
razón por la cual se la suele llamar fórmula mínima (representada como fm). Cabe
mencionar que a veces coincide con la fórmula molecular (definida más abajo).Un
claro ejemplo de fórmula empírica se puede apreciar en la molécula del agua, la
cual se representa como H2O, ya que por cada dos átomos de hidrógeno contiene
uno de oxígeno (éste es uno de los casos en los cuales la fórmula empírica
coincide con la molecular). Con el etano, por otro lado, ambas fórmulas son
diferentes: la empírica es CH3; mientras que la molecular, C2H6.
3. 5.2 Fórmula molecular
La fórmula molecular se utiliza para indicar qué tipo de átomos se hallan en un
compuesto molecular dado, así como el número de cada clase de átomos y
solamente es correcto su uso en el caso de los compuestos covalentes (la unión
de dos no metales, o bien de un no metal con un metal y cuando poseen una
diferencia de electronegatividad menor a 1,7). Retomando el caso del etano, su
fórmula molecular expresa que posee dos átomos de carbono y seis de hidrógeno,
mientras que la empírica indica que por cada tres de hidrógeno hay uno de
carbono.

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3.6 MASA DE UN MOL O MASA MOLECULAR
La masa de una molécula viene dada por la suma de las masas atómicas relativas
de sus átomos, se expresa en unidades de masa atómica (u.m.a). La masa
molecular del oxigeno. MOL/Molécula de una especie química es el número de
gramos igual a su masa molecular.
La masa molecular es la masa de una molécula de un compuesto. Se calcula
sumando las masas atómicas relativas de todos los átomos que forman dicha
molécula. Se mide en unidades de masa atómica, representadas como u, también
llamadas unidades Dalton, representada como Da. Esta última unidad es la
indicada en el Sistema Internacional de Magnitudes.
EJEMPLO:
Por ejemplo la masa molecular del ácido sulfúrico:
H2SO4: H = 1,00797 Da; S = 32,065 Da; O = 15,9994 Da
H2 = 2 x 1,00794 Da = 2,01594 Da
S = 1 x 32,066 Da = 32,065 Da
O4 = 4 x 15,9994 Da = 63,9976 Da
Masa molecular = H2 + S + O4 = 2,01594 Da + 32,065 Da + 63,9976 Da = 98,07854 Da

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3.7 NÚMERO DE AVOGADRO
Se trata de la unidad que emplean los químicos para dar a conocer el peso de
cada átomo, una cifra que equivale a un número muy grande de partículas. Un
mol, de acuerdo a los expertos, equivale al número de átomos que hay en doce
gramos de carbono-12 puro. La ecuación sería la siguiente: 1 mol = 6,022045 x 10
elevado a 23 partículas, pero, es redondeada a 6,023 x 10 elevado a 23.
La utilidad de la constante de Avogadro radica en la necesidad de contar
partículas o entidades microscópicas a partir de medidas macroscópicas, como la
masa.
Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: equivale,
por ejemplo, a todo el volumen de la Luna dividido en bolas de un milímetro de
radio.
El número de Avogadro, por otra parte, permite establecer conversiones entre el
gramo y la unidad de masa atómica. Como el mol expresa el número de átomos
que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos
de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de
masa atómica de dicho elemento.
6,023 x 10 elevado a 23.

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EJEMPLO:
Gas Masa Volumen en c.n Número de partículas
1 mol de helio 4 g 22,4 l 6,023 × 1023 átomos
1 mol de hidrógeno 2 g 22,4 l 6,023 × 1023 moléculas
1 mol de butano 58 g 22,4 l 6,023 × 1023 moléculas
3.8 CÁLCULO PORCENTUAL
La Composición Porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa un
elemento en un compuesto. Se mide en porcentaje de masa.
La Composición Porcentual de un elemento en una molécula se calcula a partir del
peso molecular y viene determinada por la siguiente fórmula:

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Composición Porcentual
=
Peso atómico · nº átomos en la
molécula
·
100
Peso molecular
La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición porcentual
debe resultar 100, con un rango de variación de +/‐ 0.2 %
Conocida la composición porcentual de un compuesto o su composición elemental
en gramos, se puede determinar su fórmula más simple mediante cálculos
elementales.
La fórmula más simple o fórmula empírica de un compuesto es la menor relación
entre el número de átomos presentes en una molécula de ese compuesto.
A través de la composición porcentual de un compuesto, puede conocerse su
fórmula empírica.
3.8.1 EJEMPLO
Ejemplo 1: Calcular la composición porcentual del 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
18
Composición Porcentual 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:

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Composición Porcentual del H = 1 · 2 = 2 % de Hidrógeno
98
Composición Porcentual del S = 32 · 1 = 32,6% de Azufre
98
Composición Porcentual del O = 16 · 4 = 65,3% de Oxígeno
98
Verificamos que la suma da 100%: 2 + 32,6 + 65,3 = 99,9 ≈ 100%
Ejemplo 3: Calcular la composición porcentual del C y H en el etano (CH3-CH3) si
su peso molecular es 30 y los pesos atómicos del C y H son 12 y 1
respectivamente.
Composición Centesimal del C = 12 · 2 ·100 = 80% de Carbono
30
Composición Centesimal del H = 1 · 6 ·100 = 20% de Hidrógeno
30

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Ejemplo 4: Calcular la composición porcentual del K, N y O en el nitrato potásico
(KNO3) si su peso molecular es 101,1 y los pesos atómicos del K, N y O son 39,1 y
16 respectivamente.
Composición Centesimal del K = 39,1 · 1 ·100 = 38,67% de Potasio
101,1
Composición Centesimal del N = 14 · 1 ·100 = 13,85% de Nitrógeno
101,1
Composición Centesimal del O = 16 · 3 ·100 = 47,48% de C
101,1
Verificamos que la suma da 100%: 38,67 + 13,85 + 47,48 = 100%
3.9 NOMENCLATURA QUÍMICA
Son las reglas y regulaciones que rigen la designación (la identificación o el
nombre) de las sustancias químicas. Como punto inicial para su estudio es
necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos .
Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono , comúnmente enlazado
con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de
los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran
según las reglas establecidas por la IUPAC .
3.9.1 Nomenclatura en química inorgánica

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Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan
y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de
nomenclatura particulares para cada grupo.
Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera
semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen
propiedades característica de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el
ion H+1 ; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al
ion OH-1 presente en estas moléculas
Debemos recordar aquí que las principales funciones químicas son: óxidos, bases,
ácidos y sales.
Actualmente se aceptan tres sistemas o subsistemas de nomenclatura, estos son:
 el sistema de nomenclatura estequiometria o sistemático
 el sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional
 el sistema de nomenclatura Stock.
Estos tres sistemas nombran a casi todos los compuestos inorgánicos, siendo la
nomenclatura tradicional la más extensa.
Hidróxidos
 Fórmula General:
M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que
corresponde al estado de oxidación del metal. Ejemplos: NaOH, Ca(OH)2,
Fe(OH)2, Fe(OH)3, Mg(OH)2.
 Nomenclatura Tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más
de un estado de oxidación posible. Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio), Ca(OH)2
(Hidróxido de calcio), Fe(OH)2 (dióxido ferroso), CuOH (hidróxido cuproso),
Fe(OH)3 (hidróxido férrico), Cu(OH)2 (hidróxido cúprico).
 Nomenclatura IUPAC:
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta más de
un estado de oxidación posible. Ejemplos: Ca (OH)2 (hidróxido de calcio), Fe
(OH)3 (hidróxido de hierro (III) ), CuOH (hidróxido de cobre (I) ).

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 Nomenclatura estequiometria:
Prefijos indicando la cantidad de átomos del metal y de hidrógeno que existen en
la molécula. Ejemplos: AlH3 (trihidruro de aluminio), CaH2 (dihidruro de calcio).
Hidruros
 Fórmula general:
M Hn donde n corresponde a la cantidad de iones hidruro (H-) que coinciden con
el estado de oxidación del metal.
 Nomenclatura tradicional:
Hidruro del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se
utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor). Ejemplos:
NaH (hidruro de sodio), CuH (hidruro cuproso), CuH2 (hidruro cùprico), FeH2
(hidruro ferroso), FeH3 (hidruro férrico).
 Nomenclatura IUPAC:
Hidruro del metal utilizando numeral de stock para indicar el estado de oxidación
del metal si este posee más de un estado de oxidación posible. Ejemplos: LiH
(hidruro de litio), FeH3 (hidruro de hierro (III) ), CuH (hidruro de cobre (I) ).
 Nomenclatura estequiometrica:
Prefijos indicando la cantidad de átomos del metal y de hidrógeno que existen en
la molécula. Ejemplos: AlH3 (trihidruro de aluminio), CaH2 (dihidruro de calcio).
Algunas reglas para la nomenclatura inorgánica
 Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos
electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el
del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer
electrones). Pero se nombran en orden inverso a este orden.
 Por ejemplo, CrBr 3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

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 Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales,
colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se
puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se
escribe
.
 En los ejemplos anteriores: CrBr 3
 El cromo está actuando con valencia 3 (Cr +3 ) y el bromo lo hace con
valencia –1 (Br –1 ) (el cromo puede tener valencia 2,3,4,5,6 y el bromo
puede tener valencia +1, –1, 3, 5, 7)
 La fórmula sería Cr +3 Br –1 , intercambiamos las valencias pero poniendo
su número como subíndice y queda CrBr 3 (sería Cr 1 , pero el uno no se
escribe).
 La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el
uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o
funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos.
 En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica óxido va
precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o
hepta- , según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica,
de la misma forma, la proporción del segundo elemento.
 Por ejemplo, N 2 O 5 , pentaóxido de dinitrógeno (5 átomos de oxígeno y 2
átomos de nitrógeno).
 En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de
calcio).
3.9.2 Nomenclatura en química orgánica
El sistema para nombrar actualmente los compuestos orgánicos, conocido como
sistema IUPAC, se basa en una serie de reglas muy sencillas que permiten
nombrar cualquier compuesto orgánico a partir de su fórmula desarrollada , o
viceversa. Esta es la nomenclatura sistemática

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El nombre sistemático está formado por un prefijo , que indica el número de
átomos de carbono que contiene la molécula, y un sufijo , que indica la clase de
compuesto orgánico de que se trata.
Algunos de los prefijos más utilizados son:
Átomos de C Prefijo
1 Met-
2 Et-
3 Prop-
4 But-
5 Pent-
6 Hex-
7 Hept-
8 Oct-
9 Non-
10 Dec-
Hidrocarburos
Son aquellos compuestos orgánicos que contienen únicamente carbono (C) e
hidrógeno (H) en su molécula.
Existen dos grupos principales de hidrocarburos, los alifáticos y los aromáticos,
cada uno de los cuales se subdividen a su vez en varias clases de compuestos:
 Alifáticos : Dentro de este grupo están los alcanos, alquenos, alquinos y
cicloalcanos

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 Aromáticos: Existen dos clases de compuestos, los monocíclicos o
mononucleares, que contienen sólo un núcleo bencénico y los policíclicos o
polinucleares que contienen dos o más núcleos bencénicos.
 Alcanos: Responden a la fórmula general C n H 2n+2 . Son hidrocarburos
acíclicos (no tienen ciclos en su cadena) saturados (tienen el máximo
número de hidrógenos posible).
 Alcanos de cadena lineal: Se nombran utilizando uno de los prefijos de la
tabla anterior seguido del sufijo -ano .
Ejemplos:
CH 4 metano
C 2 H 6 etano
C 3 H 8 propano
C 4 H 10 butano
C 5 H 12 pentano
C 6 H 14 hexano
4. WEBGRAFIA:
°https://clickmica.fundaciondescubre.es/conoce/100-preguntas-100-
respuestas/la-masa-atomica/
°http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quince
na6/3q6_contenidos_3b.htm
° http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/mol

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° http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Mol_Avogadro.html
° http://definicion.de/wp-content/themes/definicion/style.css
°http://www.apoyodigital.com/Visitaguiada/Consultaenlinea/Acervoconsulta/
Preguntasnomenclatura.htm
°http://www.equi.ucr.ac.cr/escuela/cursos/organica/nomenclatura/html/intro.
html
°http://cabierta.uchile.cl/libros/h_vmarttens2/
°http://laboratorio-quimico.blogspot.com/
°http://cienciasenbachillerato.blogspot.com.co/2010/05/composicion-
porcentual.html
°http://quimicakinto.blogspot.com.co/2011/12/el-numero-de-avogadro.html
°https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/Composici%C3%B3n_porcen
tual

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