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1. I.E EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
MODULO DE QUIMICA
PRIMER PERIODO
GRADO DÉCIMO TRES
1

2.
MODULO DE QUIMICA
PRESENTADO POR:
MARIA FERNANDA CABRERA DIAZ
TANIA LIZETH MERCHÁN LINARES
DOCENTE:
DIANA FERNANDA JARAMILLO CARDENAS
INSTITUCIÓN EDUCATIVA
EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
GRADO CURSANTE: DÉCIMO TRES
IBAGUÉ-TOLIMA
2017
2

3. TABLA DE CONTENIDO
TITULO DEL TEMA TEMA
Concepto de química 1
Forma correcta para utilizar la calculadora 2
Conceptos de contexto químico 3
Tabla de elementos químicos y su respectiva oxidación (Ejemplo) 4
Molé o Mol 5
Número de avogadro 6
Moléculas y Fórmulas 7
Masa de una mol o masa molecular 8
Estados de oxidación o números de oxidación 9
Fórmulas 10
Cifras significativas 11
Notación científica o exponencial 12
Determinación de fórmulas empíricas 13
Determinación de fórmula molecular 14
Nomenclatura quimica 15
Función química 16
Grupo funcional 17
3

4. ​1. CONCEPTO DE QUÍMICA
Ciencia que estudia la composición y las propiedades de la materia y de las
transformaciones que esta experimenta sin que se alteren los elementos que la
forman. Así mismo puede ser el conjunto de conocimientos que se tienen sobre
la preparación, las propiedades y las transformaciones de un cuerpo.
2.FORMA CORRECTA PARA UTILIZAR LA
CALCULADORA
La calculadora electrónica con capacidad exponencial tiene una tecla
espacial,marcada ​EE​ ó ​EXP​ , qué significa “Multiplicado por 10 y elevado a la
potencia”. si deseamos escribir 4x10*2 , se oprime 4. ​EXP​ Y después el 2.
Ejemplo:​ ¿Qué teclas se pueden oprimir en la calculadora para efectuar el
siguiente cálculo?
Solución: 3 EXP 5+4 EXP 2 = (RESULTADO)
Para cambiar el signo de un número en la calculadora se emplea la tecla ​+/-​ no
la tecla​ - ​, la tecla​ +/- ​sirve para cambiar el signo de un coeficiente o en un
exponente,dependiendo del momento en que se oprima.
4

5. Si se oprime después de la tecla EXP trabajara el exponente en vez de hacerlo
sobre el coeficiente. ​Ejemplo:​ ¿Qué teclas se deben oprimir en una calculadora
electrónica para efectuar el siguiente cálculo? : (6,8x10*-5)/(-25x10*8)
Solución: 6x8 ​EXP ​5 ​+/-​ 2 x 5 ​+/-​ ​EXP​ 8= (RESULTADO)
3.CONCEPTOS DE CONTEXTO QUÍMICO
3.1 ÁTOMO: ​Es la partícula más pequeña o más simple de un elemento
químico.
3.2 MASA ATÓMICA: ​Es la masa relativa de un átomo promedio del mismo
comparado con la del carbono (12) que tiene una masa atómica igual a 12
gramos o UMA (Unidades de Masa Atómica).
3.3 ISÓTOPOS: ​Son átomos de un mismo elemento pero de distinta masa y
ocupan el mismo lugar en la clasificación periódica de los elementos.
4.TABLA DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS Y SU
RESPECTIVA OXIDACIÓN (RELEVANTES)
METALES Y NO METALES
ELEMENTO SIMBOLO Nº DE OXIDACIÓN
Hidrógeno H 1
Litio Li 1
Sodio Na 1
Potasio K 1
Rubidio Rb 1
5

6. Celsio Cs 1
Francio Fr 1
Belirio Be 2
Magnesio Mg 2
Calcio Ca 2
Bario Ba 2
Estrancio Sr 2
Cromo Cr 2,3,2006
Manganeso Mn 2,3,4,6,7
Hierro Fe 2,3
Cobalto Co 2,3
Niquel Ni 2,3
Platino Pt 2,4
Cobre Cu 1,2
Plata Ag 1
Oro Au 1,3
Zinc Zn 2
Mercurio Hg 2
Boro B 3
Aluminio Al 3
Carbono C 2,4
Silicio Si 2,4
Nitrogeno N 1,2,3,4,5
Fosforo P 1,3,5,
Oxigeno O -2
6

7. Azufre S 2,4,6,-2
Flúor F 1,2,3,5,7
Bromo Br 1,3,5,7
Yodo I 1,3,5,7
EJERCICIO (EJEMPLO)
● El cloro presenta 2 isótopos el de masa 35 con una abundancia del
75,8% Y el de la masa 37 que abunda en el 24,12%. ¿Cual es la masa
atómica promedio del cloro?
Solución: Cl*35= 35 UMA (75.8%/100%)= 26,53
Cl*37= 37 (24.12%/100%) = 8,92
RTA. 35,45 Peso de Cl
5.MOLÉ O MOL
​Es la masa de un elemento en gramos numéricamente igual a su masa atómica.
Ejemplo:​ ¿Cuánto pesan 3,5c10*-4 moles/átomo de hierro?
x peso/g 3,5x10*-4 mol/átomo fe
3,5x10*-4 mol/átomo fe x 55,84 g fe/1mol fe=0,0195/1,05x10*-2
6.NÚMERO DE AVOGADRO
​Desde mucho tiempo atrás se ha tratado y se ha puesto a prueba diversos
métodos para medir con precisión el número de átomos de un elemento. Los
variados métodos coinciden con ese número de átomos denominado número de
avogadro cuyo símbolo es Nº y su valor es 6,023x10*23 átomo/mol.
7

8. Esto significa que una mol/átomo de sodio (Na) que pesa 23 gramos, que una
mol/átomo de cobre (Cu) que pesa 53,54 g etc, contienen el mismo numero de
atomos es decir 6,023x10*23 átomos/mol.
Ejemplo.​ ¿Cuantos atomos de sodio se encuentran en un trozo del mismo
elemento que contiene 2,6x10*-5 mol x átomo?
2,6x10*-5 mol/átomo Na x 6.023x10*23/1 mol/átomo=átomo/mol
Na=1,56x10*11 átomo/mol Na
x mol/átomo Na hay en 35 g Na
35 g Na x 1 mol/átomo Na/23 g Na
7.MOLÉCULAS Y FÓRMULAS
La molécula resulta de la unión de dos o más átomos en una relación fija e
invariable.
FÓRMULA. ​Es la representación por medio de los símbolos de cada uno de los
elementos que forman parte de la molécula.
Ejemplo: H20
Las moléculas según el número de átomos se clasifican en:
● MONOATÓMICAS​ Formadas por un solo átomo,como en los metales
sodio (Na) potasio (k) Magnesio (Mg).
● DIATÓMICAS​ Constituidas por dos átomos. Ejemplo: El oxígeno.
● TRIATÓMICAS​ Son formadas por tres átomos. Ejemplo. KOH
8.MASA DE UNA MOL O MASA MOLECULAR
8

9. Viene dada por la suma de las masas atómicas relativas de sus átomos y se
expresa en unidades de masa atómica.
Ejemplo​. La masa molecular del hidrógeno (H) 2 UMA el flúor 39,9968 UMA
● Mol/Gramo o Mol/Molécula de una especie química es el número de
gramos igual a su masa molecular.
Ejemplo.​ H20
1+1+16=18 UMA/g que se puede expresar por 18 g/mol
El número de avogadro mide el número de moléculas que contienen una
mol/molécula en un compuesto, este número hallado por avogadro es igual a
6,023x10*23 moléculas/mol. Ejemplo.
● Hallar la masa molecular para el ácido nítrico (HNO3)
H= 1x1=1
N=1x14=14
O= 3x16=48
RTA. 63 g/mol
● Calcular las moles/moléculas en 50 g de ácido sulfúrico (H2SO4)
H= 2x1=2
S= 1x32=32
O=4x16=64
RTA. 98 g
● Cuantos gramos hay en 0,08 mol/moléculas de hidróxido de (CaOH)
Calcio Rta. 5,95 gramos de hidróxido de calcio.
Ca*+2 (OH)*-1 2
9

10. = Ca(OH)2
Ca=1x40=40 0,08 mol/molécula x74g(OH)2/1 mol/molécula= 5,927
O=2x16=32 Ca(OH)2
J=1x2=2
RTA. 74
● Cuántas moléculas hay en 32.05g de ácido clorhídrico (HCL)
32,05 g HCL x 1 mol/molécula/36 g HCL = 6,023x10*23/1 mol moléculas
=5,30x10*23 moléculas
H=1x1
Cl= 35x1=35
RTA. 36 g
9. ESTADOS DE OXIDACIÓN O
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
● REGLAS PARA DETERMINAR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN
1. Para cualquier átomo no combinado o elemento libre es cero,por
ejemplo; los números de oxidación de K,Al son cero.
2. La suma de los números de oxidación de todos los átomos de una fórmula
es igual a cero.
Ejemplo.
10

11. 3. El número de oxidación es -2, excepto en los peróxidos como el H2O2 que es
-1.
Ejemplo.
4. El estado de oxidacion del hidrogeno es +1 excepto en los hidruros
metálicos, por ejemplo CaH2 que es -1.
Ejemplo.
11

12. 5. Los metales alcalinos (Li), (Na), (K), (Rb), (Cs); tienen en sus compuestos un
estado de oxidación mientras que los metales alcalineoteirios presentan número
de oxidación +2 (Be), (Mg), (Ca). (Bg).
6. En sus compuestos binarios, compuestos que tienen 2 elementos, los
halógenos (Cl), (Br), (I), (F); tienen estado de oxidación -1 para formar los
óxidos hidracidos.
Ejemplo​. ¿Cual es el estado de oxidación para cada uno de los átomos en las
siguientes moléculas: Al2O3, P4, CrO4, KMnO4, H3PO4.
10.FORMULAS
Es la representación por medio de símbolos de cada uno de los elementos que
forman parte de un compuesto.
Existen varias clases de fórmulas:
10.1 FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA:
Indica la relación en que se encuentran los átomos formando parte de una
molécula.
Ejemplo.​ H2O---> Indica que el compuesto está formado por Hidrogeno y
Oxigeno.
12

13. 10.2 FÓRMULA MOLECULAR: ​Expresa la composición real de un
compuesto indica el número real de átomos de cada clase presente en una
molécula,por ejemplo H2SO4.
10.3 FÓRMULA ESTRUCTURAL:
Muestra la disposición de los enlaces en la molécula expresando la posición
que ocupan los átomos en la molécula.
Ejemplo.
11.CIFRAS 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 por ejemplo: el número 382 las cifras por suposición a valor relativo
indica que hay 3 centenas, 8 decenas y 2 unidades por tanto todas sus cifras se
consideran significativas.
Los dígitos confiables de un dígito más un dígito se denominan cifras
significativas.
Los ceros usados para localizar el punto decimal no constituyen en sí mismos
cifras significativas.
Ejemplo.​ La cantidad 0,000039 kilómetros, únicamente tiene 2 cifras
significativas.
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14. Cuando se suman o restan cantidades el número de dígitos significativos en la
respuesta depende de la posición del punto decimal o coma la respuesta no
puede tener más dígitos.
Ejemplo. ​Expresar los siguientes números con una exactitud de tres cifras
significativas.
● 375,8 = 375
● 420,5 = 420
● 321,5 y 322,5 = 322
Suma: 41,06
0,000364
​ 713,2
754,26364-------> Cd: 754,2
Los cálculos de multiplicación y división cuando también incluyen adicion o
sustraccion requieren especial cuidado. La suma o resta debe llevarse a cabo
antes de establecer el número de cifras significativas para el factor.
Ejemplo. ​¿Cuántas cifras significativas debe tener la respuesta en la siguiente
operación ( 38,060-38,056/​ ​1,89)?
38,060 400/ 189= 2,1
38.056
00,004
12. NOTACIÓN CIENTÍFICA O EXPONENCIAL
Un número normal, se escribe en notación científica así:
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15. El coeficiente es un número decimal que se escribe de la forma acostumbrada.
Este coeficiente se multiplica por la parte exponencial formada por la base 10 y
el exponente.
El exponente es un número o símbolo escrito en la parte superior derecha de un
número base en el que se indica cuantas veces se multiplica la base por el
coeficiente.
Algunas cifras expresadas en notación exponencial son:
1000000= 1x10*6
1000= 1x10*3
100= 1x10*2
1= 1x10*0
0,1= 1x10*-1
0,01= 1x10*-2
0,001= 1x10*-3
En la notación exponencial se acostumbra emplear solo un dígito antes del
punto decimal.
Ejemplo.​ Los números 7,82 x 10*6 y 78,2 x 10*5 expresan el mismo valor, pero
la primera notación es la correcta.
Al mover dentro de una cifra el punto decimal hacia la izquierda se obtiene un
exponente positivo, y corriendo a la derecha se obtiene un exponente negativo.
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16. Este exponente debe ser igual al número de veces que se haya corrido el punto
decimal.
13. DETERMINACIÓN DE FÓRMULAS EMPÍRICAS
Esta se puede deducir a partir de la composición porcentual
Ejemplo.​ ¿Cual es la forma empirica de un compuesto que tiene el 70% de
hierro y el 30% de oxígeno?
X mol/atomoFe= 70gFe x ​1 mol/atomoFe​= ​1,25​= 1x2=2
55,84gFe 1,25
X mol/atomoO2= 30gO x ​1 mol/atomoO​= ​1,87​= 1,5x2= 3
16gO 1,25
Fe2O3 ----->F.E
14. DETERMINACIÓN DE FÓRMULA MOLECULAR
Para deducir la forma molecular a partir de datos moleculares es necesario
conocer la fórmula empírica y la masa molecular.
Fórmula empírica= fórmula molecular
O también podemos decir (masa de la fórmula empírica)n = masa molecular.
n= ​masa molecular
masa fórmula empírica
16

17. Ejemplo.​ El análisis de un compuesto puro constituido de carbono e hidrógeno
dio como resultado la siguiente composición porcentual: carbono 92,3%,
hidrógeno 7,7%. En un experimento se encontró que su masa molecular es
78%.
X mol/átomoS= 92,3gC x ​1 mol/átomo C​=​ 7,69​=1
12gC 7,69
X mol/atomo= 7,7gH x ​1 mol/átomo H​= ​7,7​= 1 ​C1H1
1gH 7,69
n=​ 78g ​= 6 ​ C1H1(6): C6H6---->FORMULA MOLECULAR
13g
15. NOMENCLATURA QUIMICA
Es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los
elementos y los compuestos químicos.
● SISTEMA DE NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS
ORGÁNICOS: ​Este sistema de nomenclatura contiene las reglas y
normas para nombrar a los compuestos orgánicos, moléculas
compuestas esencialmente por carbono e hidrógeno enlazados con
elementos como el oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos.
Este sistema agrupa a la gran familia de los Hidrocarburos.
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18. ● SISTEMA DE NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS
INORGÁNICOS:​Este sistema de nomenclatura agrupa y nombra a los
compuestos inorgánicos, que son todos los compuestos diferentes de los
orgánicos. Actualmente se aceptan tres sistemas o subsistemas de
nomenclatura, estos son: el sistema de nomenclatura estequiométrica o
sistemático, el sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional
y el sistema de nomenclatura Stock. Estos tres sistemas nombran a casi
todos los compuestos inorgánicos, siendo la nomenclatura tradicional la
más extensa, y tiene grandes ramas del desarrollo físico y alternativo, y
lleva a cabo varias interpretaciones de las funciones básicas de cada
elemento.
TIPOS DE NOMENCLATURA QUÍMICA:
En nomenclatura química, el conjunto de reglas pre-establecidas
internacionalmente y que debieran asignar nombres unívocos a las sustancias,
es decir un solo nombre para una sustancia y una sola sustancia para un
nombre.
Distinguimos 3 tipos de nombres para los compuestos:
■ Clásica o tradicional
■ Stock
■ Sistemática o IUPAC
15.1 CLÁSICA O TRADICIONAL
Se refiere al nombre que resulta de la combinación de 2 palabras que
establecen la identificación de un compuesto, basándose en la función química
que lo constituye.
Se usan generalmente los siguientes prefijos y sufijos.
18

19. Ejemplo.​ H2SO4 : ácido ​hipo​sulfur​oso
Au2O : oxido aur​oso
Ni2O3 : óxido niquél​ico
15.2 STOCK
Consiste en colocar entre paréntesis e inmediatamente después del nombre del
elemento un número romano que indica el estado de oxidación del mismo.
Ejemplo.
19

20. 15.3 SISTEMATICA
Es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes de una
sustancia. Formado a base de un sistema de prefijos y sufijos, que indican en el
primer caso la estequiometría y en el segundo caso la naturaleza de las
especies​ implicadas.
Ejemplo.
16. FUNCIÓN QUÍMICA
Es el conjunto de propiedades que caracteriza una serie de sustancias que
permite diferenciarlas de los demás.
16.1 OXIDOS
20

21. Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno
(el cual, normalmente, presenta un estado de oxidación -2) y otros elementos.
Existen gran variedad de óxidos los cuales se representan en los 3 principales
estados de agregación a 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.
Ejemplo.
16.2 ÁCIDOS
Un ácido es una sustancia que, en disolución, incrementa la concentración de
iones de hidrógeno. En combinación con las bases, un ácido permite formar
sales.
PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS
● Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y
el ​limón​.
21

22. ● Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de
metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
● Son corrosivos.
● Producen quemaduras de la piel.
● Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
● Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
● Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
● Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
16.3 HIDRÓXIDOS
Los hidróxidos 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.
Los hidróxidos resultan de la​ combinación de un ​óxido básico​ con el ​agua​. Los
hidróxidos también se conocen con el nombre de ​bases​. Estos compuestos son
sustancias que en solución producen iones hidroxilo.
CLASIFICACIÓN:
Los hidróxidos se clasifican en:
1. básicos
2. anfóteros
3. ácidos
16.3 FUNCIÓN ÓXIDO
22

23. Son combinaciones del oxígeno con cualquier elemento de la tabla,se agrupan
en tres clases:
❖ ÓXIDOS ÁCIDOS:​ Combinaciones del oxígeno con un elemento no
metal.
Ejemplo.
❖ ÓXIDOS BÁSICOS:​ Combinaciones del oxígeno con un elemento metal.
Ejemplo.
❖ ÓXIDOS NEUTRO O ANFÓTEROS: ​Características básicas.
Ejemplo.
23

24. Por ejemplo, el Zn(OH)​2​ es un hidróxido ​anfótero​ ya que:
● Con ácidos​: Zn(OH)​2​ + 2H​+​
→ Zn​+2​
+ 2H​2​O
● Con bases​: Zn(OH)​2​ + 2OH​−​
→ [Zn(OH)​4​]​−2
Ejemplo.
16.4 SALES
La sal es un compuesto químico formado por iones con carga positiva
enlazados a aniones con carga negativa. Son el producto típico de una reacción
química entre una base y un ácido.
24

25. En lo general las sales son compuestos iónicos que forman cristales.
Los grupos funcionales se asocian siempre con enlaces covalentes, al resto de
la molécula. Cuando el grupo de átomos se asocia con el resto de la molécula
primero mediante fuerzas iónicas, se denomina más apropiadamente al grupo
como un ion poliatómico o ion complejo.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un
hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ​ejemplo​ es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común,
sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula
molecular es Na​Cl​ y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido
clorhídrico, H​Cl​. En general, las sales son compuestos iónicos que forman
cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones.
Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja
compresibilidad. Fundidas o disueltas en agua, conducen la electricidad.
Las sales provienen de la sustitución de una o más moléculas de hidrógeno de
un ácido por el metal que forma parte de la base.
Ejemplo.
25

26. 17. GRUPO FUNCIONAL
Son las diversas especies de moléculas o átomos de constitución análoga que
las caracterice.
Ejemplo.
Un hidróxido se identifica por el grupo funcional OH.
WEBGRAFÍA
● https://es.slideshare.net/maryeli95/nomenclatura-quimica-14690399
● http://www.fullquimica.com/2011/09/tipos-de-nomenclatura-quimica.htm
l
BIBLIOGRAFÍA
● Cuaderno de Química grado 10
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