MÓDULO DE QUÍMICA

CATALINA SANTANA CANO

NATALIA REYES VILLANUEVA

DIANA FERNANDA JARAMILLO

DOCENTE

INSTITUCIÓN EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA PRESENTACIÓN

QUÍMICA

10°1

IBAGUÉ - TOLIMA

2017

TABLA DE CONTENIDO

INTRODUCCIÓN……………………………………………………………………………

1.ISÓTOPOS………………………………………………………………………………….

1.1 EJERCICIOS DE ISÓTOPOS 2.MOLES/MOL………………………………………………………………………………

2.1 EJERCICIOS …………………………………………………………………………..

3.NÚMERO DE AVOGADRO……………………………………………………………….

3.1EJERCICIOS……………………………………………………………………………….

4.MASA MOLECULAR………………………………………………………………………..

5. ESTADO DE OXIDACIÓN………………………………………………………………...

6. FÓRMULA EMPÍRICA…………………………………………………………………….

7. FÓRMULA MOLECULAR………………………………………………………………...

8.FÓRMULA ESTRUCTURAL……………………………………………………………...

9.CÁLCULO DE COMPOSICIÓN PORCENTUAL A PARTIR DE FÓRMULAS

10.CIFRAS SIGNIFICATIVAS……………………………………………………………...

11. NOMENCLATURA STOCK…………………………………………………………….

12.NOMENCLATURA SISTEMÁTICA……………………………………………………...

13. NOMENCLATURA COMÚN…………………………………………………………….

14.FUNCIÓN QUÍMICA……………………………………………………………………….

15.GRUPO FUNCIONAL…………………………………………………………………..

16.ÓXIDOS BÁSICOS………………………………………………………………………..

17.HIDRÓXIDOS……………………………………………………………………………..

18.ÁCIDOS…………………………………………………………………………………….

19.OXÁCIDOS…………………………………………………………………………………

20.HIDRACIDOS…………………………………………………………………………………

INTRODUCCIÓN  

La química es la ciencia que estudia tanto la composición, la estructura y las propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.

La definición de química ha cambiado a través del tiempo a medida que nuevos descubrimientos se han añadido a la funcionalidad de esta ciencia.

Las disciplinas de la química se agrupan según la clase de materia bajo estudio o el tipo de estudio realizado. Entre éstas se encuentran la química inorgánica, que estudia la materia inorgánica; la química orgánica, que estudia la materia orgánica; la bioquímica, que estudia las sustancias existentes en organismos biológicos; la fisicoquímica que comprende los aspectos energéticos de sistemas químicos a escalas macroscópicas, moleculares y atómicas, y la química analítica, que analiza muestras de materia y trata de entender su composición y estructura mediante diversos estudios y reacciones.

ISÓTOPOS

Cada elemento químico se caracteriza por el número de protones de su núcleo, que se denomina número atómico (Z). Así, el hidrógeno ( 1H) tiene un protón, el carbono ( 6C) tiene 6 protones y el oxígeno ( 8O) tiene 8 protones en el núcleo.

El número de neutrones del núcleo puede variar. Casi siempre hay tantos o más neutrones que protones. La masa atómica (A) se obtiene sumando el número de protones y de neutrones de un núcleo determinado.

Un mismo elemento químico puede estar constituido por átomos diferentes, es decir, sus números atómicos son iguales, pero el número de neutrones es distinto. Estos átomos se denominan isótopos del elemento en cuestión. Isótopos significa "mismo lugar", es decir, que como todos los isótopos de un elemento tienen el mismo número atómico, ocupan el mismo lugar en la Tabla Periódica.

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferente masa atómica. Es decir, contienen el mismo número de protones pero difieren en el número de neutrones.

• Como ejemplo, tendríamos el Hidrógeno y sus 3 isótopos, el Protio, el Deuterio y el Tritio.

Mientras que los 3 tienen el mismo número atómico, 1 al poseer un sólo protón en el núcleo, en el Protio existe su correspondiente neutrón, en el Deuterio existe un segundo y en el Tritio un tercero, con lo que cada isótopo difiere en forma creciente en su masa atómica.

La masa atómica presente en la tabla periódica es un valor que tiene en cuenta la abundancia natural de cada isótopo. Así, por ejemplo, siendo la abundancia del Protio 99,9855% y la del Deuterio 0,0145% el valor presenta en la tabla será de [0,0999855x1,007u.m.a. + 0,000145x2,014u.m.a] = 1.0071. Ya que prácticamente todo el Hidrógeno se encuentra como Protio, el valor contenido en la tabla será muy cercano a la masa atómica del Protio.

EJERCICIOS

MOLES Y MOL

El mol (símbolo: mol) es la unidad con que se mide la cantidad de sustancia, una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades.

Dada cualquier sustancia (elemento o compuesto químico) y considerando a la vez un cierto tipo de entidades elementales que la componen, se define como un mol la cantidad de esa sustancia que contiene tantas entidades elementales del tipo considerado como átomos hay en doce gramos de carbono-12.

El concepto del mol es de vital importancia en la química, pues, entre otras cosas, permite hacer infinidad de cálculos estequiométricos indicando la proporción existente entre reactivos y productos en las reacciones químicas.

• Por ejemplo: la ecuación que representa la reacción de formación del agua

2 H2 + O2 → 2 H2O

implica que dos moles de hidrógeno (H2) y un mol de oxígeno (O2) reaccionan para formar dos moles de agua (H2O).

EJERCICIOS

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.

Pues bien, un mol de cualquier sustancia contiene 6,023 × 1023  moléculas o átomos de esa sustancia o lo que es lo mismo contiene el número de Avogadro de átomos o de moléculas, depende si hemos usado masa atómica o molecular.

Es importante tener en cuenta que el número de Avogadro es inmenso: equivale, por ejemplo, a todo el volumen de la Luna dividido en bolas de 1 milímetro de radio.
El número de Avogadro, por otra parte, permite establecer conversiones entre el gramo y la unidad de masa atómica.

Como el mol expresa el número de átomos que hay en 12 gramos de carbono-12, es posible afirmar que la masa en gramos de un mol de átomos de un elemento es igual al peso atómico en unidades de masa atómica de dicho elemento.

EJERCICIOS

MASA MOLECULAR

La masa molecular relativa es un número que indica cuántas veces mayor es la masa de una molécula de una sustancia con respecto a la unidad de masa atómica. Se determina sumando las masas atómicas relativas de los elementos cuyos átomos constituyen una molécula de dicha sustancia.

La masa molecular se calcula sumando las masas atómicas de los elementos que componen la molécula

ESTADO DE OXIDACIÓN

El estado de oxidación del elemento metálico de un compuesto iónico es positivo. En los compuestos covalentes, el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electronegativo y todos los demás son positivos. La suma algebraica de los estados de oxidación de los elementos de un compuesto es cero.

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.

FÓRMULA EMPÍRICA

En química la fórmula empírica 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.

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.

FÓRMULA MOLECULAR

La fórmula molecular expresa el número real de átomos que forman una molécula a diferencia de la fórmula química que es la representación convencional de los elementos que forman una molécula o compuesto químico.

Una fórmula molecular se compone de símbolos y subíndices numéricos; los símbolos corresponden a los elementos que forman el compuesto químico representado y los subíndices son la cantidad de átomos presentes de cada elemento en el compuesto.

En un sentido estricto, varios compuestos iónicos, como el carbono o el cloruro de sodio o sal común no pueden ser representados por una fórmula molecular ya que no es posibles distinguir átomos o moléculas independientes y por ello, sólo es posible hablar de fórmula empírica.

FÓRMULA ESTRUCTURAL

La fórmula estructural de un compuesto químico es una representación gráfica de la estructura molecular, que muestra cómo se ordenan o distribuyen espacialmente los átomos.

Se muestran los enlaces químicos dentro de la molécula, ya sea explícitamente o implícitamente.

Por tanto, aporta más información que la fórmula molecular o la fórmula desarrollada. Hay tres representaciones que se usan habitualmente en las publicaciones: fórmulas semidesarrolladas, diagramas de Lewis y en formato línea-ángulo. Otros diversos formatos son también usados en las bases de datos químicas, como SMILES, InChI y CML.

A diferencia de las fórmulas químicas o los nombres químicos, las fórmulas estructurales suministran una representación de la estructura molecular. Los químicos casi siempre describen una reacción química o síntesis química usando fórmulas estructurales en vez de nombres químicos, porque las fórmulas estructurales permiten al químico visualizar las moléculas y los cambios que ocurren.

CÁLCULO DE 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:  

EJEMPLOS

CIFRAS SIGNIFICATIVAS

Las 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.

NOMENCLATURA STOCK

Este sistema se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos el estado de oxidación del elemento con un nombre específico.

La nomenclatura stock consiste en colocar después del nombre de la función química el número de oxidación del elemento metal, no metal o metaloide con el que se está combinando el oxígeno

El número de oxidación se debe escribir en número romanos y debe ir entre paréntesis.

ejemplo:

pasos

1. Identificar los números de oxidación de cada elemento
2. Multiplicar el número de oxidación por el número de átomos
3. determinar el número de oxidación del elemento con el cual la suma de los números de oxidación es igual a (0)
4. escribir el nombre del compuesto en la nomenclatura stock

ejercicio 1

COMPUESTO	NOMENCLATURA STOCK
Cu2O	Óxido de Cobre (I)
CuO	Oxido de Cobre (II)
PbO2	Oxido de plomo (IV)
CaO	Óxido de Calcio

Na2O	óxido de sodio
FeO	óxido de hierro (ll)

ejercicio 2

ejercicio 3

ejercicio 4

Ag2O	oxido de plata
CuO	óxido de cobre (ll)
CuO3	óxido de cobre (lll)

ejercicio 5

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.

subfijos

mono	1
di	2
tri	3
tetra	4
penta	5
hexa	6
hepta	7
octa	8
nona	9
deca	10

ejercicio 1

ejemplo 2

compuesto	nomenclatura sistemática
Pb2O4	dióxido de plomo
Na2O	monóxido de disodio
Cl2O	monóxido de dicloro
Ni2O3	dióxido de níquel
NO	monoxido de dinitrogeno
FeO	monóxido de hierro
CO2	dióxido de carbono
SO2	dióxido de azufre
CaO	monóxido de calcio
Al2O3	triòxido de dialuminio

ejercicio 3

NOMENCLATURA COMÚN

consiste en indicar la valencia del elemento de nombre específicos con una serie de sufijos y prefijos.

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el sufijo –ico.

valencias	subfijo
2	1.para el menor oso 2.para el mayor ico
3	1.menor hipo- oso 2.intermedia oso 3.mayor ico
4	1. menor hipo-oso 2. oso 3. ico 4. per-ico

ejemplo:

ejercicio 1

ejercicio 2

FUNCIÓN QUÍMICA

son el conjunto de propiedades comunes que caracterizan una serie de sustancias, lo cual permite diferenciarlas de los demás.

estas sustancias tienen  un comportamiento propio y específico en los procesos químico.

FUNCIÓN ÁCIDO HIDRÁCIDO

Es un ácido que no contiene oxígeno, es un compuesto binario formado por Hidrógeno (H) y un elemento no-metálico.

nomenclatura:

Es un ácido que no contiene oxígeno, es un compuesto binario formado por Hidrógeno (H) y un elemento no-metálico

• nomenclatura de Stock: se nombra el ion (elemento terminado en -uro) y se le añade "de hidrógeno"
• nomenclatura tradicional: que es la más utilizada para nombrar este tipo de ácidos, se nombra la palabra ácido seguido del nombre del elemento terminado en -hídrico.

ejemplo:

• HF  (Ácido fluorhídrico)

FUNCIÓN ÁCIDO OXÁCIDO

Están formados por un catión H+ unido a un ión poliatómico (radical) negativo. Los ácidos oxácidos se forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el agua.

ejemplo:

• ÁCIDO  NITROSO- HNO2
• ÁCIDO NÍTRICO -HNO3
• ÁCIDO SULFÚRICO- H2SO2
• ÁCIDO SULFUROSO- H2SO3
• ÁCIDO SULFÚRICO  -H2SO4
• ÁCIDO CARBÓNICO - H2CO3
• ÁCIDO FOSFOROSO -H3PO3
• ÁCIDO FOSFÓRICO -H3PO4    

GRUPO FUNCIONAL

las diversas especies que tienen una función química determinada poseen en sus moléculas un átomo o grupo de átomos constitución análoga que la caracteriza.

ejemplo:

cualquier hidróxido es identificable por su grupo funcional OH (hidróxido) y su complemento característico A1

las funciones fundamentales en química inorgánica son:

• óxido
• acido
• base
• sal

ÓXIDOS BÁSICOS

es un compuesto que resulta de la combinación de un metal con el oxígeno, por lo tanto su unión será iónica.

metal + oxígeno = óxido básico

pasos:

1. identificar los numeros de oxidacion de cada elemento
2. multiplicar el número de oxidación por el número de átomos
3. escribir el nombre del compuesto en nomenclatura stock

ejemplo:

Fórmula	Nomenclatura	Números de átomos
CuO	Óxido cúprico	Monóxido de cobre
FeO	Óxido ferroso	Monóxido de hierro
Fe2O3	Óxido férrico	Trióxido de dihierro

HIDRÓXIDOS

Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno.

ejemplo:

• Hidróxido de sodio, NaOH
• Hidróxido de bario, Ba(OH)2  

ejercicios

1. Hidróxido de aluminio, Al(OH)3
2. Hidróxido de zinc, Zn(OH)2
3. Hidróxido de zinc, Zn(OH)2
4. Hidróxido ferroso, Fe(OH)2
5. Hidróxido cúprico, Cu(OH)2
6. Hidróxido cuproso, Cu(OH)
7. Hidróxido de plomo (IV), Pb(OH)4
8. Hidróxido de oro (III), Au(OH)3
9. Hidróxido mercúrico, Hg(OH)2
10. Hidróxido de berilio, Be(OH)2
11. Hidróxido de plomo (II), Pb(OH)2
12. Hidróxido de platino (IV), Pt(OH)4
13. Hidróxido de cobalto, Co(OH)2
14. Hidróxido de manganeso, Mn(OH)3
15. Hidróxido de estroncio, Sr(OH)2
16. Hidróxido de magnesio, Mg(OH)2
17. Hidróxido de estaño (II), Sn(OH)2
18. Hidróxido de amonio, NH4(OH)
19. Hidróxido de cadmio, Cd(OH)2

ÁCIDOS

es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura.

Propiedades

• Tienen sabor agrio como en el caso del ácido nítrico en la naranja y el limón.
• 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.

ejemplos

1. HNO3  ácido nítrico
2. HCL  ácido clorhídrico
3. H3PO3  ácido fosforoso
4. C6H8O7  acido citrico
5. H2SO4 ácido sulfúrico
6. H3BO3 acido borico
7. C8H6O4 acido acetil salicilico
8. C2H4P2  ácido acético
9. C3H6O3 acido lactico

OXACIDOS

Los ácidos oxácidos son compuestos ternarios formados por un óxido no metálico y una molécula de agua.

ejemplo

Ácido sulfúrico (H2SO4)

ejercicios

ejercicio 2

ejercicio 3

ejercicio 4

HIDRÁCIDOS

son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal.

no metal + hidrógeno =hidruro no metálico

ejemplo:

ejercicio 1

ejemplo 2

ejemplo 3

ejemplo 4