MODULO QUIMICA 10-1

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MODULO DE QUIMICA
Integrantes:
MARÍA CAMILA CASTELLANOS MORA
MARÍA JOSÉ CASTAÑEDA ROJAS
Presentado a:
DIANA JARAMILLO
10-1
INSTITUCIÓN EDUCATIVAEXALUMNAS DE LAPRESENTACIÓN
2017
TABLA DE CONTENIDO

1. Introducción ……………………………………………………………………… 3
2. Átomo …………………………….....………………………………………………. 4
2.1 Masa atómica ………………………………………………………
2.2 Isótopos …………………………………………………………….
3. Moles o Mol ……………………………………………………………………….. 6
4. Número Avogadro ...…………………………………………………………….. 7
5. Fórmula …………………………………………………………………………… 8
5.1 Masa de una mol ………………………………………………
5.2 Mol-gr o Mol-molecula ………………………………………....
6. Fórmulas ………………………………………………………………………….. 10
6.1 Fórmula Empírica o mínima ………………………………
6.2 Fórmula molecular …………………………………………..
6.3 Fórmula estructural ………………………………………...
7. Cálculo de la composición porcentual .……………………………………… 12
8. Estado de oxidacion …………………....……………………………………….. 14
9. Nomenclatura ……………………..……………………………………………... 15
9.1 Función química …………………………………………….
9.2 Grupo Funcional …………………………………………….
10. Óxidos Ácidos …………….………………....………………………………… 16.
10.1 Nomenclatura Stock o Internacional …………………..
10.2 Nomenclatura Sistemática ………………………….......
10.3 Nomenclatura Común o Tradicional ……..……………
11. Óxidos Básicos .…………………..……………………………………………. 19
12. Hidroxidos ..………...…………………………………………………………….
13. Oxácidos …………..………………………………………………………………
13.1 Nomenclatura ……..……………………………………….
14. Hidrácidos …………….………………………………………………………….
12.1 Nombre sistemático o común ……….………………..
12.3 Nombre Solución Acuosa ………….……..……………
2
INTRODUCCIÓN

En el presente documento vamos a abordar los principales temas vistos a largo del primer
periodo académico.
Partiremos desde átomos que se derivan en dos subtemas los cuales son los más directos
que son: masa atómica (uma) e isótopos,seguido hablaremos de las moles y mol en el cual
resaltaremos los principales aspectos haciendo un pequeño resumen de este tema para así
acto seguido ver número de avogadro que abarca temas más extensos en los cuales
explicaremos cómo hallar número de moles, números de moleculas y atomos totales,
seguido de estos veremos masa de un mol y mol- gr con este último tema finalizamos la
primera parte de lo visto de este periodo.
A partir de las fórmulas empezamos con la segunda parte de los temas vistos en el primer
periodo empezaremos con una breve explicación de fórmula empírica o mínima y su
determinación, seguido de esto explicaremos sobre la fórmula molecular y cómo se
determina y para finalizar esta segunda parte de lo visto en el primer periodo académico
veremos cálculo porcentual y haremos un breve explicación sobre este tema.
Para concluir con la tercera parte de los temas que se abordaron en clases del primer
periodo académico se empezará hablando sobre los estados de oxidación, a partir de este
tema empezaremos con nomenclatura, de este tema se derivan cinco subtemas donde
entraremos en profundidad con cada subtema, ya que veremos su definición, su proceso y
sus diferentes nombre en los diferentes tipos de nomenclatura
3
ÁTOMO
Un átomo es la partícula más pequeña de la materia que posee las propiedades de un
elemento, miden aproximadamente diez mil millonésima parte de un metro.

Este está compuesto por: un núcleo el cual contiene cargas positivas que son los protones,
también contiene cargas neutras que son los neutrones, y también está compuesto por una
parte externa también llamada corteza o corona que contiene partículas con carga negativa
es decir electrone.
MASA ATÓMICA: Es la masa relativa de un átomo promedio de sí mismo, es decir es el
peso que posee un átomo.
ISÓTOPOS: Son átomos de un mismo elemento pero de distinta masa, es decir son la
suma del peso total de un elemento.
Las masa atómicas de cada elemento corresponden al promedio de sus isótopos que se
hallan en la naturaleza.
4
EJEMPLO:
Las unidades de los
isótopos están dados en
UMA (unidades de masa
atómica)

Calcula la masa atómica del litio sabiendo que está formado por una mezcla de 6 3 Li y 7 3
Li. La abundancia de 73 Li es del 92, 40 %. La masa isotópica del Li − 6 es 6, 0167 y la
del Li − 7 vale 7, 0179.
¿Cual es la masa de 1.42 mol/átomo de sodio?
5
MOLES O MOL
Ne20 20uma
Ne21 21uma
Ne22 22uma
90,0 % = 18,18 uma
0,27 % = 0,056 uma
8,23 % = 1,9426 uma
20,1793 uma
1,42 mol/átomo.22.990Na= 32,6452 gr de Na
1mol/átomo

Es la masa de un elemento en gramos igual a su masa atómica. por ejemplo la masa
atómica. por ejemplo la masa atómica del azufre es 32,066 uma y la masa de una mol de un
mol de azufre es de 32,066
EJEMPLO:
- cual es la masa de 0.35 mos/atomo P
- Hallar el número demo/átomo contenidos en 0.4 de oxígeno y en 48gr de carbono 0.025
mol/átomo de oxígeno y 3,49 mol/átomo
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NÚMERO DE AVOGADRO
0.35 mol/atomo P x 31gr P = 10,85
mol/átomoP
0,4gr O2 x 1mol/atomo = 0,0125 mol/atomo de O2
32grO2
48gr C x 1mol/átomo = 4 mol/amoto de C
12grC

Número de avogadro
6,032x10
23
2,6x1
0
El número de avogadro es la representación de la cantidad de átomos, electrones,
iones, moléculas que se encuentran en un mol, este número puede ser esencial
para convertir entre el gramo y la unidad de masa atómica.
Ejemplo:
Una muestra de carbono tiene átomos, ¿cuántas moles/átomo del mismo
tiene?
¿Cuantas moleculas hay en 32,05 gramos de HCl?
7
FORMULA
2,6x10 mol/átomo Na x 6,023x10 átomo/molNa = 1,5659x10átomo/mol
1 mol/átomo Na
-5 23 19
H = 1x1 = 1
Cl = 1x35,5
=35,5
32,05grHClx 6,023x10 molecula= 5,28x10
36grHCl

La fórmula química es la representación de los elementos que forman un
compuesto y la proporción en que se encuentran, o del número de átomos que
forman una molécula.
Las moléculas según el número de átomos que las conforman se pueden clasificar,
dependiendo esto se clasifican en tres grupos:
*Monoatómicas
*Diatómicas
*Triatómicas
8
MASA DE UN MOL:
Monoatómicas Diatómicas Triatómicas
Clasificación
Formados porsus
dos átomos.
Están formadas
dos átomos
Conformados por
tres clases de
átomos
Na, K O,H,F,Cl NaOH
Ej: Ej: Ej:

63 gr/mol de HNO3
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.
MOL-GR O MOL-MOLECULA:
Es el peso en gramos de un mol de moléculas de una sustancia química. Se
determina expresando el peso molecular en gramos.
EJEMPLOS :
Hallar la masa molecular para HNO3
H=1 x 1 = 1
N=1 x 14 = 14
O=3 x 16 = 48.
63 g/mol de HNO3
Hallar la masa molecular para el H2O
H= 2 x 1 = 2
O= 1 x 16 = 16.
18g/mol de H2O
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FÓRMULAS
FÓRMULA EMPÍRICA:
18 g/mol de H2O

x mol/átomo 26,97 gr Ag . 1 mol/átomo Ag = 0,25 = 1
107,8682 gr Ag 0,25
x mol/átomo 8,86 gr Cl . 1 mol/átomo Cl= 0,25= 1
35,4597 gr Cl 0,25
P2O3
x mol/átomo P 56,4 gr P . 1 mol/átomo P =1,821= 1X2=2
30,97 gr P 1,821
X mol/átomo O 43,602 grO . 1 mol/átomo O = 2,725= 1,5 x
2= 3
16 gr de O 1,821
La fórmula empírica es la expresión de la proporción más simple entre los átomos
de un compuesto químico, esto es, tiene los subíndices enteros más pequeños
posibles. Pueden coincidir con los de la fórmula molecular, que muestra el número
de átomos en el compuesto.
EJEMPLO:
El agua está formada por (H2O)
CÓMO SE DETERMINA?:
Esta puede deducirse a partir de la composición porcentual.
EJEMPLO:
Hallar la fórmula empírica para un compuesto cuya síntesis se que contiene
26,97 gr Ag y 8,86 gr Cl.
Hallar la fórmula empírica de un compuesto que contiene 56,4 % de P y
43,6% de O.
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FÓRMUL
A MOLECULAR:
La fórmula molecular
es la que expresa el

H = 1X2 = 2
C = 1X12=12
O = 1X16=16
30gr
n=180gr
30gr
n= 6
CH2O
C H
fórmula
molecula
K=2x39=7
8
S=1x32=3
2
x mol/atomo K = 44,9grK x 1mol/atomo = 1.51mol/atomo= 2
39grK 0,575
x mol/atomo S = 18,4grS x 1mol/atomo = 0,575mol/atomo=1
32grS 0,575
x mol/atomo O = 36,7grO x 1mol/atomo = 2,29mol/atomo= -4
16grO 0,575
K2SO
11
K2SO4
=
n= 174,2grmol
174grmol
n= 1grmol
K2SO4
número de átomos que conforman una molécula a diferencia de las demás esta
muestra la composición real del compuesto estudiado.
Ej:
H2 de O1
EJEMPLO:
-Hallar la fórmula molecular de un compuesto cuya fórmula empírica es CHO y
su masa en 180gr
hallar la fórmula molecular de un compuesto cuyo analisis se determinó que está
constituido por K 44,9%, S 18,4%, O 36,7% y su masa molecular aproximada
174,2gr
CÁLCULO PORCENTUAL

18 gr/mol
Significa la cantidad o número de 100 unidades totales. Conocida la fórmula de un
compuesto químico, es posible saber el porcentaje de masa con el que cada
elemento que forma dicho compuesto está presente en el mismo compuesto
químico.
EJEMPLO:
Calcular la composición porcentual de CO2
C= 1 x 12 = 12
O= 2 x 16 = 32.
44 g/mol CO2
Hallar cálculo porcentual de H2O
H= 2 X 1 = 2
O= 1 X 16 =16.
18 gr/mol
12
44 gr/mol
x % C = 12 gr C . 100 % = 27,27
44 gr
x% O = 32 gr O . 100 % = 72,72
44 gr
99,99

HCl
+1 -1
0
+1 -1
H2O
+2 -2
0
+2 -2
HClO2
+1+3-4
+4-4
0
+1 +3 -2 H2S
+2-2
0
+2 -2
MgH2
+2-1
0
+2 -1
FeO
+2-2
0
+2 -2
13
ESTADO DE OXIDACIÓN
El estado de oxidación o también conocido como “número de oxidación” se define
como las cargas positivas o negativas de un átomo, así que puede decir que es el
número de electrones que el átomo ha decidido ceder o aceptar.
EJEMPLO:
NOMENCLATURA
La nomenclatura química es el
conjunto de reglas que se usan para nombrar a las combinaciones existentes entre
los elementos y los compuestos químicos. Según la IUPAC, sigla de la unión
internacional de química pura y aplicada.
x % H= 2 gr de H . 100% = 11,11
18 gr H2O
x % O= 16 gr de O .100%= 88,88
18 gr H2O
99,99

FUNCIÓN QUÍMICA:
Se llama función química al conjunto de propiedades comunes que caracterizan
una serie de sustancias, lo cual permite diferenciarlas de las demás. Estas
sustancias tienen un comportamiento propio y específico en los procesos químicos.
GRUPO FUNCIONAL:
Las diversas especies que tiene una función química determinada poseen en sus
moléculas un átomo o un grupo de átomos de constitución análoga que lo
caracteriza.
EJEMPLO:
Cualquier Hidróxido es identificable por su grupo funcional OH (hidroxilo) y su
complemento característico A - 1
Las funciones fundamentales en química inorgánica son:
➢ Óxido
➢ Acido
➢ Base
➢ Sal
14

ÓXIDOS ÁCIDOS
Compuestos binarios formados por oxígeno (O) y un elemento no metal.
EJEMPLOS:
● Cl2O Esto es un óxido ácido ya que está conformado por un elemento no
metal que en este caso sería el cloro (Cl) y el oxígeno (O)
● SO2 En este caso está conformado por el elemento Azufre (S) y el
oxígeno
15
NOMENCLATURA STOCK:
METAL OXÍGENO HIDRÓGENNO
Óxido
Básico
H2O
HIDRÓXIDO
Óxido
Ácido
H2O
OXÁCIDOS HIDRÁCIDO
SALES
Oxígeno + NO Metal Óxidos
Ácidos

Esta nomenclatura consiste en indicar la palabra óxido seguida de la proposición ,
más el nombre del elemento no metal , indicamos en un paréntesis con números
romanos el grado de oxidación del elemento.
EJEMPLO:
● Cl2O - Óxido de cloro (I)
● SO2 - Óxido de azufre (VI)
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Se nombran los óxido ácidos con la palabra genérica anteponiendo el prefijo de
origen griego:
❖ Mono
❖ Di
❖ Tri
❖ Tetra
❖ Penta
❖ Hexa
❖ Hepta ...
Estos indican la cantidad de átomos de oxígeno y del no metal presente en la
molécula
EJEMPLOS:
● Cl2O - Monóxido de Dicloro
● CO - Monóxido de Carbono
● CO2 - Dióxido de carbono
● Cl2O5 - Pentaóxido de Dicloro
NOMENCLATURA COMÚN:
16
Consiste en indicar la valencia del elemento de nombre específicos con una serie de
sufijos y prefijos , las cuales se indican de la siguiente forma :
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico:
EJEMPLO:

17
Oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la valencia +2,
óxido ferroso.
Ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con valencia +3,
óxido férrico.
Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
hipo - oso (para la menor valencia)
oso (para la valencia intermedia)
ico (para la mayor valencia)
Cuando posee de cuatroa más números de oxidación se usan los prefijos y sufijos:
hipo - oso (para la valencia más menor)
oso (para la valencia menor)
ico (para la mayor valencia)
per-ico (para la más mayor valencia)
EJEMPLO:
● Cl2O - Hipocloroso
● Cl2O5 - Óxido Clórico
● CO - Óxido Carbonoso
● CO2 - Óxido Carbónico
ÓXIDOS BÁSICOS
Se les denominan óxidos básicos a todo compuesto a todo compuesto que se
produce tras la combinación de un un metal y el oxígeno.
2 N° de Oxidación
oso (<) ico (>)
3N° de
Oxidación
hipo-oso (+<)
oso (<)
ico (>)
4N° de
Oxidació
n
hipo-oso
(+<)
oso (<)
ico (>)
per-ico
(+>)

Oxígeno + Metal Óxido
Básico
18
❖ Fórmula general para un óxido básico:
EJEMPLO:
❖ FeO Esto es un óxido básico ya que está compuesto por el hierro (Fe)
que es un metal y el oxígeno.
❖ Na2O Esto es un óxido básico ya que está compuesto por el sodio (Na)
que es un metal y el oxígeno.
NOMENCLATURA STOCK:
Esta nomenclatura consiste en nombrar al compuesto con un número romano al
final del nombre con la valencia atómica que este posea.
EJEMPLO:
❖ Mn2O7 - Óxido de Manganeso (VII).
❖ FeO - Óxido de Hierro (III)
Los óxidos básicos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y el nombre
de elemento de unos prefijos que indican el número de átomos que posee el
elementos.

EJEMPLO:
● Au2O3 - Trióxido de Dioro
● Na2O - Monóxido de calcio
● CO2 - Dióxido de carbono
● Cu2O - Monoxido de Dicobre
Esta nomenclatura para nombrar el elemento se debe tener en cuenta las valencias
para poder nombrarlos respectivamente con oso, ico, hipo etc.
EJEMPLO:
19
Si el metal posee dos valencias: Se coloca el nombre del metal y la terminación
OSO para la menor valencia e ICO para la mayor valencia.
Ejemplo:
● óxido cuproso = Cu2O
● óxido cúprico = Cu2O2 – CuO
PREFIJO NUMERO DE ATOMOS
mono
di
tri
tetra
penta
hexa
hepta
octo
1
2
3
4
5
6
7

Si el metal posee tres valencias: Se coloca el nombre del metal, se añade el
prefijo HIPO y el sufijo OSO para la menor valencia (que vamos a dar a conocer
como la primera valencia para evitar confusiones con casos de 4 valencias), el
sufijo OSO para la valencia intermedia (la segunda), y el sufijo ICO para la mayor
valencia (la tercera).
Ejemplo:
● Cr2 O2 = óxido hipocromoso
● Cr 2 O 3 = óxido cromoso
● Cr 2O6 = óxido crómico
Si el metal posee cuatro valencias: Se coloca el nombre del metal, se añade el
prefijo HIPO y el sufijo OSO para la primera valencia, el sufijo OSO para la segunda,
ICO para la tercera, y finalmente, el prefijo PER y el sufijo ICO para la cuarta.
Ejemplo:
● Mn2O2– MnO = óxido hipomanganoso
● Mn2O4–> = óxido manganoso
● Mn2 O6 = óxido manganico
● Mn 2 O 7 = óxido permanganico
20
HIDRÓXIDO
Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal (catión) y un
elemento del grupo hidróxido (OH-) (anión). Se trata de compuestos ternarios
aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los compuestos
binarios.

EJEMPLO:
❏ Ag2O+ H2O = Ag (OH)
❏ CuO + H2O = Cu (OH)
NOMENCLATURA STOCK:
En la nomenclatura de stock comienza con la palabra hidróxido seguido del
elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre paréntesis.
EJEMPLOS:
❏ HgOH: hidróxido de mercurio (I)
❏ Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)
En la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la palabra
hidróxido.
EJEMPLO:
❏ Be(OH)2: Dihidróxido de berilio
❏ Sn(OH)4: Tetrahidróxido de estaño
❏ Fe(OH)3: Trihidróxido de hierro
21
La nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento
teniendo en cuenta la valencia con la que actúa:
❏ Fe(OH)2: hidróxido ferroso (posee 2 valencias y actúa con la menor)
Óxido básico + H2O Hidróxido

22
Fe(OH)3: hidróxido férrico (posee 2 valencias y actúa con la mayor)
❏ Cr(OH)2: hidróxido hipocromoso (posee 3 valencias y actúa con la menor)
Cr(OH)3: hidróxido cromoso (posee 3 valencias y actúa con la mediana)
OXÁCIDOS
Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por un óxido no metálico y
una molécula de agua (H2O).
EJEMPLO:
❏ SO3 + H2O → H2SO4
❏ SO2 + H2O → H2SO3
NOMENCLATURA
Cuando un elemento presenta más de un número de oxidación posible se emplean
unos prefijos y unos sufijos concretos.
Para el número de oxidación MÁS BAJO se antepone al nombre del elemento
central el prefijo HIPO- (del griego hypo, inferior) y detrás del nombre el sufijo -OSO.
Para el número de oxidación BAJO se añade al nombre del elemento central el
sufijo -OSO.
Para el número de oxidación ALTO se añade al nombre del elemento central el
sufijo -ICO.
Para el número de oxidación MÁS ALTO se añade el prefijo PER- (del griego
hyper, superior) y el sufijo -ICO.
Óxido Ácido + H2O Oxácido

EJEMPLO:
❏ N2O5 + H2O → H2N2O6 → 2HNO3 Ácido Nítrico
❏ CO2 + H2O → H2CO3 Ácido Carbónico
HIDRÁCIDOS
Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son
combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F, Cl, Br, I)
exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando el O, los primeros
actúan con valencia 1 y los segundos actúan con valencia 2. Estos compuestos
presentan carácter ácido en disolución acuosa.
EJEMPLOS:
➢ Cl2 + H2O = HCl
➢ F2 + H2O = HF
➢ Br2 + H2O = HBr
23
NOMBRE:
Los nombre que se utilizan para llamar a los hidrácidos son:
➔ Nombre sistemático
➔ Nombre de solución acuosa
NO Metal + Hidrógeno

24
WEBGRAFÍA
http://conceptodefinicion.de/atomo/
Tema:átomo
Año de la publicación:Noviembre 29 del 2014
Autor:Anónimo

https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_qu%C3%ADmica
Tema:Formula quimica
Año de Publicación:19 de febrero
Autor: Anónimo
http://www.fullquimica.com/2012/02/mol-gramo-o-molecula-gramo-mol-g.html
Tema: Mol-gramo
Año de publicación: Febrero 2012
Autor: Cesar de Paz
http://quimica.wikia.com/wiki/F%C3%B3rmula_emp%C3%ADrica
Tema: Fórmula empírica
Año de publicación:
Autor: Julián Leonarda Paez
https://es.wikipedia.org/wiki/F%C3%B3rmula_molecular
Tema: Fórmula molecular
Año de publicación: 23 de Febrero modificación: 2017
Autor:anónimo
https://es.wikibooks.org/wiki/Qu%C3%ADmica/Composici%C3%B3n_porcentu
al
Tema: Composición Porcentual
Año de publicación: Modificado el 4 de abril de 2017
Autor: Anónimo
25
https://es.slideshare.net/elprofetito/oxidos-acidos-presentation
Tema: Óxido ácido
Año de publicación: 17 de octubre 2008
Autor: Alberto quispe
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-tradicional/
Tema: Nomenclatura
Año de publicación: 22 de octubre
Autor: Anónimo

http://www.formulacionquimica.com/oxidos/
Tema:óxidos básicos
Autor:
http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/
Tema: Hidróxidos
Año publicación:
Autor:
https://danielftorresxd.wordpress.com/2012/10/22/nomenclatura-stock/
Tema: Nomenclatura stock
Año de la publicación: 22 de octubre del 2016
Autor: Anónimo
https://es.wikipedia.org/wiki/Ox%C3%A1cido
Tema:Oxácido
Año de publicación: 18 abril 2017
Autor: Anónimo
http://www.formulacionquimica.com/hidracidos/
Tema: Hidrácidos
Autor: 26

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