Este documento presenta información sobre conceptos básicos de química como átomos, moléculas, masa atómica, número de Avogadro, estados de oxidación, fórmulas químicas, composición porcentual y nomenclatura química. Explica la estructura del átomo y define conceptos como isótopos, moléculas, masa molecular y diferentes tipos de fórmulas. Finalmente, detalla los métodos de nomenclatura sistemática, tradicional y de Stock y cómo nombrar compuestos como óxidos,

1. 1 Módulo de Química
1[Fecha]
Módulo de Química
Integrantes:
María Camila Lombana Huertas
Alexandra Rojas Peña
Docente
Diana Jaramillo
Institución Educativa Exalumnas de la Presentación
Química
Ibagué - Tolima
2017

2. 2 Módulo de Química
2[Fecha]
TABLA DE CONTENIDO
1)Átomo ¿Qué es? y su Estructura………………………………………………..3
1.1 Masa atómica……………………………………………………………...4
1.2Isotopo…………………………………………………………………….....4,5
2) Moles o Mol……………………………………………………………................6
3) Número de Avogadro…………………………………………………................7
4) Moléculas y Fórmulas…………………………………………………………….8
4.1 Masa de una Mol/ Masa Molecular…………………………………........9
4.2 Mol/Gramos o Mol/ Molécula……………………………………………...9
5) Estado de Oxidación o Número de Oxidación…………………………….10,11
6) Formulas…………………………………………………………………………..11
6.1 Fórmula Mínima o Empírica………………………………………………12
6.2 Fórmula Molecular…………………………………………………………12
6.3 Fórmula Estructural……………………………………………………….12
7) Cálculo de Composición Porcentual a partir de Fórmulas…………………..13
8) Cifras Significativas………………………………………………………………14
9) Nomenclatura……………………………………………………………………15,16
9.1 Óxidos Ácidos…………………………………………………………….18
9.2 Óxidos Básicos……………………………………………....................18
9.3Hidróxidos………………………………………………………………....19
9.4 Oxácidos…………………………………………………………………..19
9.5 Hidrácidos…………………………………………………………………20

3. 3 Módulo de Química
3[Fecha]
1. ATOMO:
Es la partícula más pequeña de un elemento que puede combinarse y que conserva
sus propiedades.
La unión de los átomos ya sean con características iguales o distintas da como
resultado la formación de moléculas.
Los átomos tienen un núcleo con protones y neutrones, y una corteza con
electrones.
Estructura de un Átomo:
Estas partículas subatómicas con las que
están formados los átomos son tres: los
electrones, los protones y los neutrones. Lo
que diferencia a un átomo de otro es la
relación que se establecen entre ellas.
Los electrones tienen una carga negativa y
son las partículas subatómicas más ligeras.
La carga de los protones es positiva y pesan
unas 1.836 veces más que los electrones.
Los únicos que no tienen carga eléctrica son
los neutrones que pesan aproximadamente
lo mismo que los protones.
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 alrededor del núcleo atómico.
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 alrededor del
núcleo 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

4. 4 Módulo de Química
4[Fecha]
1.1 Masa Atómica:
Es la masa relativa de un
átomo promedio del mismo. Es decir,
es la totalidad de masa de los protones y
neutrones pertenecientes a un único átomo
en estado de reposo.
Su unidad es la U.M.A (Unidad de Masa
Atómica).
1.2 Isotopos:
Son átomos de un mismo elemento
pero de distinta masa.
Los átomos que son isótopos entre sí
tienen el mismo número de protones en
el núcleo y ocupan en el mismo lugar en
la tabla periódica.
Los Isótopos tienen el mismo el mismo
número de protones, pero diferente
número de neutrones.
Las masas atómicas para cada
elemento corresponden al promedio
de las masas de sus isótopos en la
proporción en que estos se hallan en
la naturaleza.

5. 5 Módulo de Química
5[Fecha]
Ejemplos:

6. 6 Módulo de Química
6[Fecha]
2. MOLES O MOL:
Es la masa de un elemento en gramos igual a su masa atómica.
Por ejemplo la masa atómica del S es 32,066 U.M.A y la masa de un mol de S es
por consiguiente 32,066.
Ejemplo:
¿Cuál es la masa de 0,32 mol/átomo de Fosforo (P)?
Ejemplo:
¿Cuantas moles de Al hay en 135 gr de dicho metal?
3. NÚMERO DE AVOGADRO:

7. 7 Módulo de Química
7[Fecha]
6.023X1023 Se le conoce como número de Avogadro en
honor al físico que determinó el volumen de un mol de
un gas.
Desde los tiempos de Avogadro se pusieron a prueba
muchos métodos para medir el número de átomos
llegando a la conclusión que el número de
Avogadro cuyo símbolo es igual a 6,023x1023
átomos/mol.
Esto significa que un átomo de Na cuyo peso es 23gr un
átomo de Cu cuyo peso es 63,54 gr contiene el mismo
número de átomos es decir 6,023x1023
átomos/mol.
Un mol sobre átomo de cualquier elemento contiene 6,023x1023
átomos/mol.
Ejemplo:
4. MOLÉCULAS Y FÓRMULAS:

8. 8 Módulo de Química
8[Fecha]
La molécula resulta de la unión de dos o más
átomos en una relación fija e invariable.
Ejemplo:
La molécula de agua (H2O).
La fórmula es la representación por medio de
símbolos de cada uno de los elementos que
forman la molécula.
Ejemplo:
H2O
Las moléculas según el número de átomos que la forman se clasifican en:
A. Monoatómicas, formadas por un solo átomo, ejemplo, Na, K, Mg.
B. Diatónicas, conformadas por dos átomos, ejemplo, O, Cl, Y, H.
C. Triatómicas, conformadas por tres átomos, ejemplo, OH

9. 9 Módulo de Química
9[Fecha]
4.1 Masa de una Mol/ Masa Molecular:
La masa de una molécula viene dada
por la suma de las masas atómicas
relativas de sus átomos y se expresan
en unidades de masa atómica
(U.M.A).
La masa molar suele coincidir
numéricamente con la masa
molecular, sin embargo, están dos se
diferencian, en que la masa molar es
la masa de un mol de compuesto,
mientras que la masa molecular es la
masa de una molécula.
4.2 Mol/Gramos o Mol/ Molécula:
Es el número de gramos igual a su
masa molecular.
Ejemplo:
1.
H2O: 18 u.m.a o gr
H: 2x1 = 2
O: 1x16= 16
Luego se realiza la sumatoria lo cual
dará como resultado 18 U.m.a o Gr.
2.
CO2:
C:1x12=12
O:2x16=32
Luego se realiza la sumatoria lo cual dará como resultado 44 U.M.A o Gr.

10. 10 Módulo de Química
10[Fecha]
5. ESTADO DE OXIDACIÓN O NÚMERO DE OXIDACIÓN:
Es una expresión del número de electrones que un elemento ha ganado,
Perdido o compartido al unirse con otro.
Reglas para determinar el número de oxidación:
1. El estado de oxidación del H es (+1) excepto en los hidruros metálicos, por
ejemplo :
2. Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), tienen en sus compuestos un estado
de oxidación (+1); mientras que los alcalinotérreos ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, y Ra)
tienen número de oxidación de (+2).
3. En sus compuestos binarios los alógenos (Cl, Br, I, y F) tienen números de
oxidación (-1).
1. Para cualquier átomo no combinado o elemento libre es 0.
Ejemplo:
Los números de oxidación para el Ca, K, y Ar.
2. La suma de los números de oxidación de todos los átomos en una fórmula
es igual a 0.

11. 11 Módulo de Química
11[Fecha]
Ejemplo:
C+4
O2
-2
3. El número de oxidación del O es (-2) excepto en los peróxidos como por
ejemplo: H2O2 (-1) = Agua Oxigenada.
4. El estado de oxidación del H es (+1) excepto en los hidruros metálicos.
5. Los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), tienen en sus compuestos un estado de
oxidación (+1); mientras que los alcalinotérreos ( Be, Mg, Ca, Sr, Ba, y Ra) tienen
número de oxidación de (+2).
6. En sus compuestos binarios los alógenos (Cl, Br, I, y F) tienen números de
oxidación (-1).
6. FORMULAS:
Una fórmula es la representación por medio de símbolos de cada uno de los
elementos que forman parte de un compuesto. Hay varias clases de fórmula.
a) Fórmula empírica o mínima:
Nos muestra la proporción entre los
átomos de un compuesto químico. A
veces puede coincidir con la fórmula
molecular del compuesto. La fórmula
empírica se puede usar tanto en
compuestos formados por moléculas
como en los que forman cristales y
macromoléculas.
Ejemplo:
El agua (H2O).

12. 12 Módulo de Química
12[Fecha]
Ejercicio
b) Fórmula Molecular:
Expresa la composición real de un compuesto e
indica el número real de átomos de cada clase
presentes en la molécula.
Ejemplo:
H2O
2: H Y 1:O
Ejercicio:

13. 13 Módulo de Química
13[Fecha]
c) Fórmula estructural:
Expresa la posición de los enlaces y los átomos en la molécula.
7. CÁLCULO DE LA COMPOSICIÓN PORCENTUAL:
Significa la cantidad o número de 100 unidades totales.
Ejemplos:
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
.

14. 14 Módulo de Química
14[Fecha]
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:
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%
8. CIFRAS A SIGNIFICATIVAS:
Es un dígito que denota el grado de cantidad en el lugar que ocupa dentro del
número. Deben incluir todos los dígitos ciertos y únicamente el primer dígito
dudoso.
Ejemplo:
382, La cifras por su composición o valor relativo indican que hay tres centenas, 8
decenas, y 2 unidades; por tanto sus cifras se consideran significativas.

15. 15 Módulo de Química
15[Fecha]
9. NOMENCLATURA:
Nomenclatura química son las reglas y regulaciones que rigen la designación (la
identificación o el nombre) de las sustancias químicas.
Existen tres tipos de nomenclaturas, estas son:
 Nomenclatura Sistemática
 Nomenclatura Tradicional
 Nomenclatura Stock
Nomenclatura Sistemática: 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.

16. 16 Módulo de Química
16[Fecha]
Nomenclatura Tradicional:
Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo
al final del nombre con números romanos el estado de oxidación del elemento con
“nombre específico”.
Nomenclatura Stock:
Consiste en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números
romanos la valencia atómica del elemento. Indicando el número de electrones que un átomo
pone para que se pueda ceder en un enlace químico.

17. 17 Módulo de Química
17[Fecha]
9.1 Óxidos Ácidos:
Un óxido ácido es un compuesto
químico binario que resulta de la
combinación de un elemento no
metal con el oxígeno.
Formula:
O2 + No Metal Oxido
Acido
Ejemplo:
El carbono se combina con oxígeno para formar dióxido de carbono y monóxido de
carbono, a través de la combustión.
C2O
El oxigeno trabajara con (-2) y el carbono con (+2) para lograr cancelar las
cantidades.
Compuesto en sus tres nomenclaturas:
N. Stock: Oxido de Carbono (ll)
N.Sistematica: Monoxido de Carbono
N. Tradicional: Anhidrido Carbonico
9.2Oxidos Basicos:
Son compuestos que se forman por la union
de un metal mas el oxigeno.
Ejemplo:
AlO, Aquí se deberá cruzar las cargas para lograr obtener el compuesto.

18. 18 Módulo de Química
18[Fecha]
9.3 Hidróxidos:
Se producen cuando los óxidos básicos o
metálicos reaccionan con el agua.
La fórmula general de los hidróxidos es del
tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que
el número de oxidación del catión metálico, para
que la suma total de las cargas sea cero.
Nomenclatura de los hidróxidos
Los hidróxidos son nombrados utilizando la nomenclatura tradicional, nomenclatura
de stock así como la nomenclatura sistemática.
Ejemplos:
+2 + (OH)-1 » Pt(OH)2: hidróxido platinoso
+4 + (OH)-1 » Pt(OH)4: hidróxido platínico
9.4 Oxácidos:
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. Ejemplos: Ácido sulfúrico.

19. 19 Módulo de Química
19[Fecha]
9.5 Hidrácidos:
Son combinaciones de átomos H con átomos de Halógenos (F, Cl, Br, I) o Cal
cógenos (S, Se, Te), los que actúan con valencia 1 y 2 respectivamente. Son
compuestos moleculares gaseosos y su carácter ácido lo manifiestan cuando se
disuelven en agua, dando soluciones ácidas.
Web grafía:
Átomo y su estructura https://energia-nuclear.net/definiciones/atomo.html
Numero de Avogadro http://definicion.de/numero-de-avogadro/
Estado de Oxidación o Numero de Oxidación
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Oxidacion_numero_de.html

20. 20 Módulo de Química
20[Fecha]
Formulas: Empírica y molecular.
http://recursostic.educacion.es/secundaria/edad/3esofisicaquimica/3quincen
a7/3q7_contenidos_4b.htm
Nomenclatura: sistemática, stock y tradicional.
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-sistematica/
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-stock/
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-tradicional/