Quimica decimo nomenclatura

Química
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Conceptos elementales:
Los "objetos" con que trabaja la química se denominan “elementos” que no son otra cosa que los átomos. Su utiliza distintos signos (letras en mayúscula) abreviados para identificar estos elementos en lugar de sus nombres completos.
Ejemplo:
En vez  de carbono se utiliza la letra C;
En vez  de oxígeno se utiliza la letra O.
nitrógeno → N;
hidrógeno → H;cloro → Cl;
azufre → S;
magnesio → Mg;
aluminio → Al;
cobre → Cu;
plata → Ag;
oro → Au;
hierro → Fe.
 
La mayoría de los símbolos químicos derivan de las letras del propio nombre del elemento, pero no siempre de un mismo idioma, puede ser español, inglés; inclusive algunos de ellos, conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en latín: Cu de cuprum (cobre), Ag deargentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum (hierro).
Para no confundirse a los elementos que comienzan con la misma letra, se ha convenido escribir la primera letra del símbolo con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Evidentemente el conjunto de símbolos de los elementos químicos es universal.
 
Número atómico y número másico
 
Todo átomo tiene un núcleo cargadopositivamente que contiene el 99,9 % de la masa total de la partícula. Su estructura presenta dos clases diferentes de partículas llamadas genéricamente nucleones: los protones, con carga positiva, y los neutrones, sin carga. Por lo tanto, la carga total de un núcleo es igual al número de protones multiplicado por la carga de un protón (1,6 x 10 – 19 C).
Los átomos de todos los isótopos de un elementocualquiera tienen el mismo número de protones. Este número "z", se llama número atómico y es característico del elemento. Sin embargo, los núcleos de los diferentes isótopos de un mismo elemento difieren en la cantidad de neutrones, lo que varía el total de nucleones por núcleo. El número de nucleones (protones + neutrones) define el número de masa ó número másico representado por la letra "A" .Ejemplo: [pic]             A = 35                   Z = 17
Protones: 17 (como estamos hablando de un átomo que es eléctricamente neutro, tenemos la misma cantidad de protones y electrones)
Electrones: 17
Neutrones: A – Z = 35 – 17 = 18
 
Isótopos
 
En la teoría atómica, propuesta por Dalton en 1805, todos los átomos de un elemento dado se consideran idénticos. Posteriormente se fijó la tareade determinar sus masas, lo que permitió se reconoce el hecho de que no todos los átomos de un elemento poseían el mismo valor en sus masas. Entonces, fue necesario hacer una subdivisión en los átomos de un mismo elemento y se llamó isótopo a los que poseían igual valor de masa atómica. Resumiendo: todos los elementos pueden existir en varias formas isotópicas, pero todas las masas los átomos delmismo isótopo son idénticas.
 
Masa atómica relativa
 
Las proporciones de los isótopos en la naturaleza hacen que el número másico no sea un valor exacto sino aproximado. Se calcula sumando los productos entre los A de cada isótopo y sus porcentajes en la naturaleza. 
Ar = (n1 % A1 + n2 % A2 … + nn % An) / 100
Entonces, los átomos tienen masas fijas que no coinciden, en valor numérico,exactamente con las masas atómicas relativas pertenecientes a los elementos químicos.
 
Concepto de Mol
 
Por la existencia de los isótopos los átomos poseen masas fijas que no coinciden, en valor numérico, exactamente con las denominadas masas atómicas relativas pertenecientes a los elementos químicos. Pero existe otro problema, un átomo es tan pequeño que es imposible de manipular enlaboratorio. Por cuanto los valores numéricos de su masa relativa representan la masa corresponde a 6,0221367 x 1023 partículas. Esta cantidad recibe el nombre de número de avogadro.
El mol, unidad básica del Sistema Internacional de unidades, está definida como la cantidad de una sustancia que contiene 6,02 .1023 entidades elementales.
Así un mol de moléculas tendrá 6,02 x 1023 moléculas, un mol de...