Nivelacion

1. INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN
MODULO QUIMICA
PAULA ALEJANDRA QUIMBAYO MIRANDA
GRADO DECIMO TRES
2017

2. 1.1 CÓMO USAR LA CALCULADORA
2.1 TABLA PERIÓDICA
3.1 ÁTOMOS
4.1 MASA ATÓMICA
5.1 ISOTOPOS
6.1 NÚMERO DE AVOGADRO
7.1 MASA MOLAR
8.1 ESTADO DE OXIDACIÓN
9.1 FÓRMULA MÍNIMA O EMPÍRICA
10.1 CIFRAS SIGNIFICATIVAS
11.1 CÁLCULO PORCENTUAL O COMPOSICIÓN PORCENTUAL

3. Cómo usar la calculadora?
La calculadora científica posee una capacidad exponencial (EE) o (EXP), que
significan “multiplicado por 10 y elevado a la potencia”. si queremos escribir 4x10²,
se digita el 4 y le damos a la tecla EXP o EE y después el dos.
EJEMPLO: ¿ qué teclas debemos oprimir para digitar el siguiente cálculo?
3x105+4x10²
R/= 3 EXP 5 + 4 EXP 2
Para cambiar el signo de un número en la calculadora científica se comienza con
la tecla +/-, no la -, ésta tecla nos ayuda a cambiar el signo de un coeficiente o un
exponente, dependiendo del momento en que se oprima. Si +/- se oprime después
de EXP, se trabajará sobre el exponente en vez de hacerlo sobre el coeficiente.
EJEMPLO: ¿qué teclas se oprimen en una calculadora electrónica para ejecutar el
siguiente cálculo?
(6.8x10-5) / (-2.5x108)
R/= 6.8 EXP 5 +/- 2.5 +/- EXP 8
Tabla periódica
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada. Un
grupo de la tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en
la tabla estándar. El hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan
directamente a una serie química no es fruto del azar. La tabla ha sido inventada
para organizar las series químicas conocidas dentro de un esquema coherente. La
distribución de los elementos en la tabla periódica proviene del hecho de que los
elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su
capa más externa. Como el comportamiento químico está principalmente dictado
por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí el hecho de
que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y
químicas.

4. Atomo
¿Que es?
De un modo más formal, definimos átomo como la partícula más pequeña en que
un elemento puede ser dividido sin perder sus propiedades químicas.
El origen de la palabra átomo proviene del griego, que significa indivisible. En el
momento que se bautizaron estas partículas se creía que efectivamente no se
podían dividir, aunque hoy en dia sabemos que los átomos están formados por
partículas aún más pequeñas, las llamadas partículas subatómicas.

5. Masa atómica
se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste
permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es
aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones
pertenecientes a un único átomo en estado de reposo. Dentro del Sistema
Internacional, la unidad que permite calcularla y reflejarla es la masa atómica
unificada.
Isotopos
son átomos cuyos núcleos atómicos tienen el mismo número de protones pero
diferente número de neutrones. No todos los átomos de un mismo elemento son
idénticos y cada una de estas variedades corresponde a un isótopo diferente.
Cada isótopo de un mismo elemento tiene el mismo número atómico (Z) pero cada
uno tiene un número másico diferente (A). El número atómico corresponde al
número de protones en el núcleo atómico del átomo. El número másico
corresponde a la suma de neutrones y protones del núcleo. Esto significa que los
diferentes isótopos de un mismo átomo se diferencian entre ellos únicamente por
el número de neutrones.

6. Número de avogadro
El número de Avogadro es la cantidad de átomos, electrones, iones, moléculas
que se encuentran en un mol, además este número sirve para establecer
conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.
La equivalencia del número de Avogadro es enorme, más o menos equivale al
volumen de la luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
El valor del número de Avogadro se halla a partir de la definición del número de
átomos de carbono contenidos en 12 gramos de carbono-12 elevado a la
potencia 23.
Masa molar
La masa molar (símbolo M) de una sustancia dada es una propiedad física
definida como su masa por unidad de cantidad de sustancia.1
Su unidad de
medida en el SI es kilogramo por mol (kg/mol o kg·mol−1
), sin embargo, por
razones históricas, la masa molar es expresada casi siempre en gramos por mol
(g/mol).
Las sustancias puras, sean estas elementos o compuestos, poseen una masa
molar intensiva y característica.
Estado de oxidación
es indicador del grado de oxidación de un átomo que forma parte de un
compuesto u otra especie química. Formalmente, es la carga eléctrica hipotética
que el átomo tendría si todos sus enlaces con elementos distintos fueran 100%
iónicos. El EO es representado por números, los cuales pueden ser positivos,
negativos o cero. En algunos casos, el estado de oxidación promedio de un
elemento es una fracción, tal como +8/3 para el hierro en la magnetita (Fe3O4). El

7. mayor EO conocido es +8 para los tetroxidos de rutenio, xenón, osmio, iridio,
hassio y algunos complejos de plutonios, mientras que el menor EO conocido es -
4 para algunos elementos del grupo del carbono (elementos del grupo 18).
La oxidación se da cuando un elemento o compuesto pierde uno o más
electrones. Generalmente, cuando una sustancia se oxida (pierde electrones), otra
sustancia recibe o capta dichos electrones reduciéndose. Este es el mecanismo
básico que promueve las reacciones de óxido-reducción o redox.
Un átomo tiende a obedecer la regla del octeto para así tener una configuración
electrónica igual a la de los gases nobles, los cuales son muy estables
eléctricamente. Dicha regla sostiene que un átomo tiende a tener ocho electrones
en su nivel de energía más externo. En el caso del hidrógeno este tiende a tener 2
electrones, lo cual proporciona la misma configuración electrónica que la del helio.
Cuando un átomo A necesita, por ejemplo, 3 electrones para obedecer la regla del
octeto, entonces dicho átomo tiene un número de oxidación de -3. Por otro lado,
cuando un átomo B tiene los 3 electrones que deben ser cedidos para que el
átomo A cumpla la ley del octeto, entonces este átomo tiene un número de
oxidación de 3+. En este ejemplo podemos deducir que los átomos A y B pueden
unirse para formar un compuesto, y que esto depende de las interacciones entre
ellos. La regla del octeto y del dueto pueden ser satisfechas compartiendo
electrones (formando moléculas) o cediendo y adquiriendo electrones (formando
compuestos de iones).
Fórmula mínima o empírica

8. es una expresión que representa la proporción más simple en la que están
presentes los átomos que forman un compuesto químico. Es por tanto la
representación más sencilla de un compuesto.1
Por ello, a veces, se le llama
fórmula mínima y se representa con "fm".
Fórmula empírica o Fórmula mínima Química/Fórmula empírica Una fórmula es
una pequeña lista de los elementos químicos que forman una sustancia, con
alguna indicación del número de moles de cada elemento presente y, a veces, la
relación que tiene con otros elementos de la misma sustancia.
Así, la fórmula del agua es H2O (los subíndices 1 se omiten, quedan
sobreentendidos) y la del benceno es C6H6.
La fórmula empírica es la fórmula más simple para un compuesto. Comúnmente,
las fórmulas empíricas son determinadas a partir de datos experimentales, de ahí
su nombre, fórmula empírica.
Ejemplo
La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de
oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H2O, coincidiendo con su fórmula
empírica.
Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos
átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C2H6
y su fórmula empírica CH3.

9. Varios compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades
moleculares, pues están compuestos por redes de iones, y por ello, sólo es
posible hablar de fórmula empírica. Ejemplo: NaCl es la fórmula del cloruro de
sodio, e indica que por cada ion sodio, existe un ion cloro.
Cifras significativas
Representan el uso de una o más escalas de incertidumbre en determinadas
aproximaciones. Se dice que 4,7 tiene dos cifras significativas, mientras que 4,07
tiene tres. Para distinguir los ceros (0) que son significativos de los que no son,
estos últimos suelen indicarse como potencias de 10 en notación científica, por
ejemplo 5000 será 5x103
con una cifra significativa. También, cuando una medida
debe expresarse con determinado número de cifras significativas y se tienen más
cifras, deben seguirse las siguientes reglas:
 Primera: si se necesita expresar una medida con tres cifras
significativas, a la tercera cifra se le incrementa un número si el que le
sigue es mayor que 5 o si es 5 seguido de otras cifras diferentes de
cero. Ejemplo: 53,6501 consta de 6 cifras y para escribirlo con 3 queda
53,7; aunque al 5 le sigue un cero, luego sigue un 1 por lo que no se
puede considerar que al 5 le siga cero (01 no es igual a 0).
 Segunda: siguiendo el mismo ejemplo de tres cifras significativas: si la
cuarta cifra es menor de 5, el tercer dígito se deja igual. Ejemplo: 53,649
consta de cinco cifras, como se necesitan 3 el 6 queda igual ya que la
cifra que le sigue es menor de 5; por lo que queda 53,6.
 Tercera: cuando a la cifra a redondear le sigue 5 seguido solo de ceros,
se considerará si la cifra a redondear es par o impar. Si la cifra a
redondear es impar, ésta se incrementa en 1 dígito. Ejemplo: 12,35 se
observa que el 3 que precede al 5 es impar, por tanto se incrementa en
1 cifra quedando 12,4. Si la cifra a redondear es par, ésta se deja igual.
Ejemplo: 0,1865000 por ser el 6 par, se mantiene su valor y queda
0,186.
El uso de estas considera que el último dígito de aproximación es incierto, por
ejemplo, al determinar el volumen de un líquido con una probeta cuya resolución
es de 1mL, implica una escala de incertidumbre de 0,5 mL. Así se puede decir que
el volumen de 6 mL será realmente de 5,5mL a 6,5mL. El volumen anterior se
representará entonces como (6,0 ± 0,5) mL. En caso de determinar valores más
próximos se tendrían que utilizar otros instrumentos de mayor resolución, por
ejemplo, una probeta de divisiones más finas y así obtener (6,0 ± 0,1) mL o algo
más satisfactorio según la resolución requerida.

10. Cálculo porcentual o composición 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:
composición porcentual=
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.
Una molécula de dióxido de azufre, (SO2), contiene un átomo de azufre y dos de
oxígeno. Calcular la composición en tanto por ciento de dicha molécula.
Datos: la masa atómica del azufre es 32,1 y la del oxígeno, 16,0 u.
El problema puede resolverse por dos vías:
 Utilizando unidades de masa atómica:
1. Masa molecular del SO2 = (32,1) + (2 · 16) = 64,1 u .
2. Porcentaje de azufre en el compuesto: (32'1 / 64'1) x (100) =
50'078%
3. Porcentaje de oxígeno en el compuesto: (32 / 64'1) x (100) = 49'92%
 Utilizando gramos:
1 mol de moléculas de SO2 (64,1 g) contiene 1 mol de átomos de azufre (32,1
g) y 2 moles de átomos de oxígeno (16,0 g).
1. Porcentaje de azufre en el compuesto: Si en 64,1 g de SO2 hay ®
32,1 g de azufre, en 100 g habrá ® x, luego x = 50'078%
2. Porcentaje de oxígeno en el compuesto: Si en 64,1 g de SO2 hay ®
32,0 g de oxígeno, en 100 g habrá ® x, luego x = 49'92%
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.

11. Ejemplo:
El análisis de una muestra de un compuesto puro revela que contiene un 27,3%
de carbono y un 72,7% de oxígeno en masa. Determinar la fórmula empírica de
ese compuesto.
Para resolver el problema consideramos 100 g del compuesto. Dada la
composición porcentual del mismo, de esos 100 g corresponden 27,3 al carbono
y 72,7 al oxígeno. Con ello, se puede calcular el número de moles de átomos de
cada elemento:
Dividiendo los dos números obtenidos se llega a una relación empírica entera
entre ambos, a partir de la cual se tiene la relación de átomos en la fórmula
empírica:
La fórmula empírica corresponde al CO2, dióxido de carbono.
Tal como se advirtió en el apartado de "FORMULAS EMPÍRICAS" (de este
mismo libro), el paso siguiente consiste en hallar la formula molecular del
compuesto, mediante la determinación del número n.
Para ello se nos deben proporcionar unos datos necesarios y suficientes.
Por ejemplo, en el caso del propano, nos podrían dar directamente su peso
molecular, que es 44 daltons.
Si recordamos que la fórmula empírica era {displaystyle CH_{2'67}},
podremos escribir que el peso de n veces esta unidad es 44.
Por tanto...
n x [(12x1) + (1x2'67)] = 44
Despejando matemáticamente, resulta n = 2'9993, que se redondea a 3.
La fórmula molecular sería {displaystyle C_{3}H_{8'01}}, que se redondea a
{displaystyle C_{3}H_{8}}.
 Pero también nos pueden dar otros datos, como en el siguiente ejemplo:
Ejemplo:
Al analizar cierto compuesto, encontramos esta composición en peso:
Carbono, 54'54% - Oxígeno, 36'36% - Hidrógeno, 9'09%. Además, se sabe
que 0'415 g del mismo, a 50 ºC y 760 mm(Hg)de presión, ocupan un volumen
de 250 cc. ¿Cuál será su fórmula molecular?.

12. Con estos datos y aplicando la fórmula de Boyle para los gases perfectos,
podemos hallar el número de moles de sustancia existentes en el peso de 0'415
g:
P.V = n.R.T; n = P.V / R.T
donde R=0'082 atm.L/mol.ºK , por lo que se deben cambiar las unidades:
P=760/760 = 1 atm
V=0'250 L
T=50+273=323 ºK
Luego... n = (1x0'250) / (0'082x323) = 0'009439 moles
Por tanto, el peso de un mol será 0'415 / 0'009439 = 43'966 gramos
Ahora hallamos la fórmula molecular, directamente...
1. Gramos de C en un mol: 43'966 x 0'5454 = 23'99; Atomosgramo en
un mol, 23'99 / 12 = 2
2. Gramos de O en un mol: 43'966 x 0'3636 = 15'99; Atomosgramos en
un mol, 15'99 / 16 = 1
3. Gramos de H en un mol: 43'966 x 0'0909 = 3'999; Atomosgramos en
un mol, 3'999 / 1 = 4
Es decir, que tendríamos {displaystyle C_{2}O_{1}H_{4}}, fórmula que se
corresponde con el etanal, {displaystyle CH_{3}-CHO}
 El mismo problema se podría resolver por otro camino, conociendo el
peso molecular (43'966): Tomando 100 g de producto...

13. 1. Gramos de C en 0'415 g: 0'415x0'5454 = 0'22634; Moles de C =
0'22634/12 = 0'01886
2. Gramos de O en 0'415 g: 0'415x0'3636 = 0'15; Moles de O = 0'15/16
= 0'009375
3. Gramos de H en 0'415 g: 0'415x0'0909 = 0'0377; Moles de H =
0'0377/1 = 0'0377
Al dividir por el número menor, resulta...
{displaystyle (C_{2}O_{1}H_{4})_{n}}
O sea que... (2x12)n + 16n + (4x1)n = 43'966;44n = 43'966; n {displaystyle simeq
1}
Es decir, que la fórmula empírica coincide con la fórmula molecular.