En este documento se encuentra un repaso de todos los temas vistos en el primer periodo en química

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MODULO QUIMICA
INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA
PRESENTACION
VALENTINA GOMEZ RAMOS
PERIODO 1
GRADO DECIMO TRES

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Tabla de contenido
1. Introducción……………………………………………3
1.2 Objetivos
2. Átomos………………………………………………….4
2.1 masa atómica
3. Isotopos…………………………………………………5
4. Numero de Avogadro………………………………….7
5. Moléculas y formulas………………………………….8
6. Masa de una mol o masa molecular…………………10
7. Formulas…………………………………………………12
7.1 Calculo de la composición porcentual a partir de formulas
7.2 Determinación de fórmulas empíricas
7.3 Determinación de fórmula molecular
8. Nomenclatura……………………………………………14
9. Webgrafia……………………………………………….18

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Temas Vistos
1. Introducción
En el transcurso del primer periodo se vieron distintos temas de los cuales se tuvo
diferentes falencias, en este se dará a explicar cada uno de estos con su
respectivos ejercicios.
1.2 Objetivo
-Despejar dudas
-Ver la definición y la manera de proceder en los ejercicios de los temas vistos
-Repasar y adquirir conocimientos.

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2. ATOMOS
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 día sabemos que los átomos están formados por
partículas aún más pequeñas, las llamadas partículas subatómicas.
2.1 MASA ATOMICA
La masa atómica de un átomo individual
es simplemente su masa total y
generalmente se expresa en unidades de
masa atómica (uma).
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.

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3. ISOTOPOS
Los isótopos 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.
Los elementos que se pueden encontrar en la naturaleza pueden estar
configurados en una gran variedad de isótopos distintos. La masa que aparece en
la tabla periódica de los elementos es el promedio de todas las masas de todos los
isótopos que se pueden encontrar de forma natural.
Ejemplos
-El cloro presenta dos isotopos el de masa 35 con una abundancia del 76,8% y el
de masa 37 que abunda el 26,12% , Cual es la masa atómica promedio del Cl
Solución: Cl35= 35 u.m.a * 76,8% / 100% = 26,88 u.m.a
Cl37=37 u.m.a * 26,8% / 100%= 9.91 u.m.a
26,88 + 9,91 = 36,79 u.m.a

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-La masa atómica del Ne la constituyen tres isotopos Ne22,Ne23, Ne24 cuya
abundancia es 90.6% , 0,29% , 8,89%
Solución: Ne22= 22 * 90.6% / 100 = 19.93
Ne23=23 * 0,29% / 100= 0.06
Ne24=24* 8,89% / 100= 2.13
Escribe mole o mol es la masa de un elemento en gramos numéricamente igual a
su masa atómica
Ejemplos:
Cuanto pesan 4,2 * 10-4 mol/atomo de Fe
4,2 * 10-4 mol/atomo Fe * 55.84g Fe / 1 mol Fe = 0,025 ==2,5 * 10-2
Cuanto pesan 3,4 * 10-2 mol/atomo de k
3,4*10-2 mol/atomo k * 39gK / 1 mol k= 1,326
22.12 u.m.a

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4. Numero de Avogadro
Por número de Avogadro se entiende al número de entidades elementales (es
decir, de átomos, electrones, iones, moléculas) que existen en un mol de cualquier
sustancia. El Avogadro es representado por Nº y su número es 6,023 * 1023
átomo/mol.
Ejemplos:
Cuantos átomos de Na se encuentran en un trozo del mismo elemento que
contiene 3,6 * 10-5 mol/átomo
Solución:
3,6 * 10-5 mol/átomo Na * 6,023 * 1023 átomo/mol ÷ 1 mol/átomo Na = 3,6 * 1018

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5. Moléculas y Formulas
La molécula es la partícula pequeña que presenta todas las propiedades físicas y
químicas de una sustancia.
Se encuentran formadas por dos o más átomos. Los átomos que forman las
moléculas pueden ser iguales (por ejemplo, la molécula de oxígeno (Dioxígeno),
que cuenta con dos átomos del elemento), o distintos (la molécula de agua, que
tiene dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno). Cada molécula de una
sustancia compuesta constituye la porción más pequeña de materia que conserva
las propiedades químicas de dicha sustancia.
La fórmula a 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.

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Las moléculas según el número de átomos se clasifican en:
Monoatómicos: Son aquellas que están formadas por un solo átomo y se
representan poniendo el símbolo del elemento únicamente y son: Al, S, Na, Co
Diatomicos: Son aquellas que están formadas por dos átomos iguales, y se
representa poniendo el símbolo del elemento y un subíndice dos en la parte inferior
derecha del símbolo y son: H2, Cl2, F2, I2, Br2, O2, N2
Triatómicos: Son aquellas que están formadas por cuatro átomos iguales, y se
representan con el símbolo del elemento y un subíndice cuatro en la parte inferior
derecha y son: C4, Si4
POLIÁTOMICA: Es aquella que se encuentra formada por más de cuatro átomos
iguales, y se representa con el símbolo del elemento y un subíndice, como: S8

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6. Masa de una mol o masa molecular
Es un número que indica cuántas veces la masa de una molécula de una
sustancia es mayor que la unidad de masa molecular y sus elementos, se calcula
sumando todas las masas atómicas de dicho elemento. Su valor numérico
coincide con el de la masa molar, pero expresado en unidades de masa atómica,
en lugar de gramos/mol. La masa molecular alude a una sola molécula, mientras
que la masa molar corresponde a un mol (N = 6,023·1023) de moléculas.
Ejemplos:
Calcular los moles / molécula en 50g de H2SO4
50g H2SO4 * 1mol/moléculas ÷ 98g H2SO4 =0,51 mol/moléculas
H=2 * 1 = 2
S=1 * 32 = 32
O= 4 * 16=64
Cuantas moléculas hay en 32,05 g de HCl
98 g

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32,05gHCl * 1mol/moles ÷ 36g HCl * 6,023 * 1023 moléculas ÷ 1 mol =5,36 * 1023
H= 1 * 1= 1
Cl= 35 * 1 = 35
Cuantos g hay en 0,09 mol/molécula de Hidróxido de Calcio Ca(OH)2
0,09g Ca(OH)2 * 74g Ca(OH)2 ÷ 1mol/moléculas =5,927 Ca(OH)2
Ca= 40 * 1= 40
O= 2 * 16= 32
H= 2 * 1= 2
Cuantos g hay en 0,04 mol/molecula de K2SO4
0,04g K2SO4 *174g K2SO4÷ 1mol/molecula= 6.96 K2SO4
K=39*2=78
S=32*1=32
O=16*4=64
36 g
74 g
174g

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7. Formulas
7.1 Calculo de la composición porcentual a partir de formulas
La Composición Porcentual es una medida de la cantidad de masa que ocupa
un elemento en un compuesto. La Composición Porcentual de un elemento en
una molécula se calcula a partir del peso molecular y viene determinada por la
siguiente formula
Composición Porcentual = Peso atómico · nº átomos en la molécula
·
*100
Peso molecular
Ejemplo:
Calcular la composición porcentual del CO2 es decir el porcentaje de cada
elemento
C= 1 * 12= 12
O = 2 *16= 32
X%O= 32gO ÷ 44gCO2 * 100 =72.72%
X%C= 12gC÷ 44gCO2 * 100=27.27%
44g
99.99

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Fe2O3
7.2 Determinación de fórmulas empíricas
Una formula empírica es aquella que indica cuales elementos están presentes en
un compuesto y su proporción mínima, en números enteros, entre sus átomos. Es
importante señalar que NO necesariamente indica el número real de átomos en
una molécula determinada. Ejemplo:
Cuál es la fórmula empírica de un compuesto que tiene el 70%Fe y 30% O
Xmol/atomo Fe= 70gFe * 1mol/atomo ÷55,84gFe = 1,25 / 1,25 = 1
Xmol/atomo O2= 30gO * 1molO/16gO = 1.87/ 1.25 = 1.5 * 2 = 3 Fe2O3
7.3 Determinación de la formula molecular
Para calcular la formula molecular es aquella que expresa por medio de signos de
los elementos y números en subíndice el número real de átomos de cada elemento,
presentes en una molécula. Para determinar la formula molecular es necesario
conocer:
 Formula Empírica.
 Masa Molar aproximada.
Ejemplo: El análisis de un compuesto puro constituido de C y H dio como resultado
la siguiente composición porcentual C= 92,3% y H= 7,7%
En un experimentado se descubrió que su masa molecular es 7,8
C= 1 * 12 = 12
H= 1 * 1 = 1
Xmol/atomo C= 92,3gC * 1mol/atomo ÷12gC = 7,69 / 7,69 = 1
Xmol/atomo H= 7,7H * 1molH/1gH = 7,7/7,69 = 1
n= 78g / 13g = 6 C1H1 (6) = C6H6 F.M
13g

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8. Nomenclatura
Función Química: Se llama función química a las propiedades comunes que
caracterizan a un grupo de sustancias que tienen estructura semejante; es decir, que
poseen un determinado grupo funcional.
Existen funciones en la química inorgánica y en la química orgánica y para
comprender el término función podemos hacer una analogía con el concepto de
familia.
Grupo funcional: Es el grupo de átomos que caracterizan a una función química y
que tienen propiedades características bien definidas.
Función oxido
Los óxidos son compuestos inorgánicos binarios, es decir, constituidos por dos
elementos, que resultan de la combinación entre el oxígeno y cualquier otro
elemento. Por ejemplo, el cobre arde en presencia del oxígeno.
Cuando el elemento unido al oxigeno es un metal, el compuesto se llama oxido
básico, mientras que si se trata de un no metal, se le denomina oxido acido
Óxidos
Óxidos ácidos: Es la combinación del oxígeno con un elemento NO METAL
Stock Sistemática Común

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Cl2
+1O-2 Oxido de Cloro(I) Monóxido de dicloro Oxido Hipocloroso
Cl2
+3 O3
-2 Oxido de Cloro(III) Trióxido de Dicloro Oxido cloroso
Cl2
+5O 5
-2 Oxido de cloro (V) Pentoxido de
Dicloro
Oxido clórico
Cl2
7O7
-2 Oxido de cloro(VII) Heptoxido de
Dicloro
Oxido Perclorico
Oxido básico
Es la combinación del O más un elemento metal
stock sistemática común
Fe2O-2 Oxido de hierro(II) Monóxido de Hierro Oxido ferroso
Fe2
+3O-2
3 Oxido de hierro(III) Trióxido de Hierro Oxido férrico

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Hidróxidos
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.
Stock Sistemática Común
Fe+2O-2 + H2O Fe+2(OH)2
-1 Hidróxido de
hierro(II)
Dihidróxido de
hierro
Hidróxido
ferroso
Fe2
+3O3
-2 + H2O Fe+3(OH)3
1 Hidróxido de
hierro (III)
Trihidroxido de
hierro
Hidróxido
férrico
Ácidos
Los óxidos ácidos o anhídridos son óxidos que reaccionan con agua, produciendo
un ácido, o reaccionan con una base, produciendo sal y agua.
Común
Cl1O-2 + H2O H2Cl2O2 HClO Acido hipocloroso
Cl2
+3O3
-2 + H2O H2Cl2O4 HCl2 Acido cloroso
Cl2
+5 O5
2+ H2O H2Cl2O6 HClO3 Acido clórico
Cl2
7 O7
-2 + H2O H2Cl2O8 HClO4 Acido perclórico

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Hidrácidos
Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son
combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F, Cl, Br, I)
Formula Sistemática y común Nombre en solución acuoso
F2 + H2 H+1F-1 Fluoruro de hidrogeno Acido fluorhídrico
Cl2 + H2 H+1Cl-1 Cloruro de hidrogeno Acido clorhídrico
I2 + H2 H+1I-1 Yoduro de hidrogeno Acido yodhídrico
Br2 + H2 H+1Br-1 Bromuro de hidrogeno Acido bromhídrico
S + H2 H2
+1S-2 Azufruro de hidrogeno Acido sulfhídrico

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Webgrafia
https://www.ecured.cu/Mol%C3%A9cula
http://quimica.laguia2000.com/conceptos-basicos/masa-atomica
http://zona-quimica.blogspot.com.co/2010/07/determinacion-de-formulas-
moleculares.html
http://quimicaiearmnjom.webnode.es/grado%2010%C2%B0/composicion-
porcentual-en-los-compueestos-quimicos/
http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Funcion_quimica.html
https://www.ecured.cu/Grupo_funcional
https://rafacor.wordpress.com/enlaces-quimicos/
http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/
https://www.tplaboratorioquimico.com/quimica-general/compuestos-
quimicos/anhidridos-u-oxidos-acidos.html
http://definicion.de/formula-quimica/
https://energia-nuclear.net/definiciones/atomo.html