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 de argentum (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.

Todo átomo tiene un núcleo cargado positivamente 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 elemento cualquiera 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:              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

En la teoría atómica, propuesta por Dalton en 1805, todos los átomos de un elemento dado se consideran idénticos. Posteriormente se fijó la tarea de 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 del mismo 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 … + n_n % A_n) / 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 en laboratorio. 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 átomos posee 6,02 x 10²³ átomos y un mol de zapatos contiene 6,02 x 10²³ zapatos . . .

La masa de un mol de átomos es lo que denominamos masa atómica relativa (Ar),

que es la masa de 6,02 10²³ átomos de un mismo elemento.

Ar _C = 1 mol de átomos de C = 6,0221367 .10²³ átomos de C ~ 12 g

Análogamente a lo que ocurre con los átomos, podemos determinar la masa de un mol de moléculas, masa molecular relativa (Mr), que es la masa de 6,02 10²³ moléculas de una misma sustancia.

Mr _HCl = Ar _H + Ar _Cl = 1 g + 35,5 g = 36,5 g

Concepto de anión y catión:

Los átomos (elementos) son neutros, si un elemento gana o pierde electrones deja de llamarse elemento para llamarse ión. En el caso de perder electrones, la carga neta queda positiva y el ión recibe el nombre de catión. La carga del catión es la diferencia entre  protones y electrones. En el caso de ganar electrones, la carga neta queda negativa (por la diferencia entre  protones y electrones) y el ión recibe el nombre de anión.

Ley de la conservación de la masa (o de Lavoisier): La masa de un sistema permanece invariable cualquiera que sea la transformación que ocurra dentro de él. Traduciendo a términos químicos, quiere decir que: la masa de los cuerpos reaccionantes es igual a la masa de los productos de la reacción.

Si bien la ley de la conservación de la materia no es absolutamente exacta, ya que la teoría de la relatividad ha eliminando él dualismo existente en la física clásica entre la materia ponderable y la energía imponderable, podemos aplicarla tranquilamente ya que las velocidades de los elementos involucrados no superan la velocidad de la luz.

Ley de las proporciones definidas (o de Proust): Cuando dos o más elementos se combinan para formar un determinado compuesto lo hacen en una relación en peso constante independientemente del proceso seguido para formarlo. Esta ley también se puede traducir a términos químicos: Para cualquier muestra pura de un determinado compuesto los elementos que lo conforman mantienen una proporción fija en peso, es decir, una proporción ponderal constante.

Así, por ejemplo, en el agua los gramos de hidrógeno y los gramos de oxígeno están siempre en la proporción 1/8, independientemente del origen del agua.

Ley de las proporciones múltiples (o de Dalton): Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar en cada caso un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos.

La ley de Proust no impide que dos o más elementos se unan en varias proporciones para formar varios compuestos. Así, por ejemplo, el oxígeno y el cobre se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre. Si calculamos la cantidad de cobre combinado con un mismo peso de oxígeno, tal como 1g, se obtiene en cada caso:

79,90 g de cobre / 20,10 g de oxígeno = 3,975 ≈ 4

88,83 g de cobre / 11,17 g de oxígeno = 7,953 ≈ 8

Las dos cantidades de cobre son, muy aproximadamente, una doble de la otra y, por tanto, los pesos de cobre que se unen con un mismo peso de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 es a 2.

Composición Centesimal: Analizando la proporción de las masas se puede conocer la fórmula de un compuesto ya su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen.

Por ejemplo: Imaginemos que tenemos 16 g de metano (CH₄), gas compuesto por carbono e hidrógeno, de los que 12 g pertenecen al carbono y el resto al hidrógeno.

Si dividimos la masa de carbono por la masa total del compuesto:  12/16 = 0,75 → 75 % C (simplemente multiplicamos por 100)

El peso equivalente de un elemento o compuesto es la cantidad del mismo que se combina o reemplaza a 8.000 partes de oxigeno o 1.008 partes de hidrogeno.

Lo expuesto en la definición del peso equivalente desde el punto de vista teórico, pero prácticamente, el peso equivalente de un elemento o compuesto se determina de acuerdo a los números totales de equivalentes de los cationes o aniones, si se trata de una sal, ácido o base, de acuerdo al numero de electrones ganados o perdidos por las sustancias de una reacción o si es un metal de acuerdo al peso que es necesario para producir.

Para calcular el peso equivalente de divide la masa molar por la masa de las cargas (generalmente hidrógenos)

Ejemplo: el peso molecular del H₃PO₄ es 98, desprende tres hidrógenos (cuya masa es 3) por lo tanto su equivalente en gramos debe ser: 98/3 eq-g.

La mayoría de las sustancias son compuestos formados por combinaciones de átomos, las que no se combinan al azar sino bajo estrictas reglas que dependen de la energía que posea cada elemento. La fórmula del agua, H₂O, indica que por cada dos átomos de hidrógeno está presente un átomo de oxígeno. La fórmula muestra así mismo que el agua es eléctricamente neutra, e indica también que (debido a que las masas atómicas son H = 1,01, O = 16,00) 2,02 unidades de masa de hidrógeno se combinan con 16,00 unidades de masa de oxígeno para producir 18,02 unidades de masa de agua. Puesto que las masas relativas permanecen constantes, las unidades de masa pueden ser expresadas en toneladas, kilogramos, libras o cualquier otra unidad siempre que la masa de todas las sustancias sea expresada en las mismas unidades.

Los subíndices (dado por supuesto que significa 1 si no aparece ningún subíndice) muestran el número relativo de átomos de cada elemento que interviene en la formación de la sustancia. Por ejemplo, el CO₂ tiene un Carbono (C) por cada dos oxígenos (O₂), y el CH₄ tiene un carbono carbono por cada cuatro hidrógenos.

Pero, ¿por qué escribir O₂ y C₈H₁₈ en lugar de escribir simplemente O y C₄H₉, que indican las mismas relaciones atómicas y de masas? Los experimentos demuestran que el oxígeno atmosférico no consiste en átomos individuales (O), sino en moléculas formadas por parejas de átomos (O₂); la relación entre el carbono y el hidrógeno en las moléculas de octano es de C ₈ y H ₁₈ y no otra combinación de átomos de carbono y de hidrógeno. Las fórmulas del oxígeno atmosférico y del octano son ejemplos de fórmulas moleculares. El agua está formada por moléculas de H₂O, y el dióxido de carbono por moléculas de CO₂. Por eso el H₂O y el CO₂ son fórmulas moleculares. Sin embargo, la cera de las velas (CH₂), por ejemplo, no está formada por moléculas que contienen un átomo de carbono y dos átomos de hidrógeno, sino que en realidad consiste en cadenas muy largas de átomos de carbono, en las cuales la mayoría de éstos están unidos a dos átomos de hidrógeno además de estar unidos a los dos átomos de carbono vecinos en la cadena. Estas fórmulas, que expresan la composición atómica relativa correcta, pero no la fórmula molecular, se llaman fórmulas empíricas.

Se puede decir que todas las fórmulas que son múltiplos de proporciones más simples, representan moléculas: las fórmulas H₂O₂ y C₂H₆ representan a los compuestos peróxido de hidrógeno y etano. Y a su vez puede decirse que las fórmulas que presentan relaciones atómicas simples son fórmulas empíricas, a menos que la evidencia muestre lo contrario. Por ejemplo, las fórmulas NaCl y Fe₂O₃ son empíricas; la primera representa al cloruro de sodio (sal común) y la última al óxido de hierro (orín), pero en esos compuestos no están presentes moléculas individuales de NaCl o Fe₂O₃.

Son las reglas y regulaciones que rigen la designación de las sustancias químicas.

Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer electrones). Se nombran en orden inverso.

Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe.

Óxidos: es la combinación de un metal o un no – metal con oxígeno.

Se nombra óxido ........ indicando el nombre del segundo elemento según la valencia (ó el número de oxidación) que este en juego.

Hipo.....oso (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

        ......oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

        ......ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

Per   ......ico (la mayor valencia de todas,, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

Ejemplo:            Fe₂ O₃ → 2 Fe ^{+ 3} + 3 O ^{- 2 *}

El hierro posee dos valencias: 2 y 3, en este caso trabaja con la mayor, así que llamaremos al compuesto: Óxido férrico.

Otro ejemplo:    Cl₂ O → 2 Cl ^{+ 1} + O ^{– 2 *}

El cloro posee cuatro valencias: 1, 3, 5 y 7, en este caso trabaja con la menor, así que llamaremos al compuesto: Óxido Hipocloroso.

Hidróxidos: es la combinación de un metal con oxidrilo (OH ^–)

Se nombra hidróxido de ... indicando el nombre del segundo elemento si tiene un solo valor de valencia, si tiene más de uno utilizamos el mismo esquema que se utilizó en los óxidos.

Hidróxido ...... oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento)

                 ...... ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 valencias posibles para el elemento )

Ejemplo:          Al (OH)₃ → Al ^{+ 3} + OH ^{– 1 *}

El aluminio tiene un único valor de valencia por lo tanto denominamos al compuesto hidróxido de aluminio.

Otro ejemplo:   Fe (OH)₂ → Fe ^{+ 2} + 2 OH ^{- 1 *}

El hierro posee dos valencias: 2 y 3, en este caso trabaja con la menor, así que llamaremos al compuesto: Hidróxido ferroso.

Sales: Combinación de metales con no metales.

No metales:

Hipo .... ito (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

        ...... ito (la menor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

        ...... ato (la mayor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

Per   ...... ato (la mayor valencia de todas,, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

Metales:   

Hipo ....oso (la menor valencia de todas, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

        ......oso (la menor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

        ......ico (la mayor valencia, cuando se tiene 2 posibles para el elemento)

Per   ......ico (la mayor valencia de todas,, cuando se tiene 4 posibles para el elemento)

Ejemplo:  Al₂ (SO₄)₃ → 2 Al ^{+ 3} + 3 (SO₄) ^{– 2 *}

El azufre no puede separarse del oxígeno, en el radical, este elemento trabaja con valencia 6, la mayor de las dos valencias que posee (4 y 6) por lo tanto debemos llamarlo "sulfato". El aluminio tiene una única valencia por lo tanto al compuesto lo llamamos: sulfato de aluminio.

Otro ejemplo: Fe (ClO)₂ → Fe ^{+ 2} + 2 (ClO) ^{– 1*}

El cloro no puede separarse del oxígeno, en el radical, este elemento trabaja con su mínima valencia, 1, de las cuatro que tiene (1, 3, 5, 7), por lo tanto debemos llamarlo "hipoclorito". El hierro está trabajando con la menor valencia de las dos que posee (2, 3), por lo que lo llamaremos ferroso. De esta manera Fe (ClO)₂ debe llamarse según la nomenclatura tradicional "Hipoclorito ferroso".

* No es la ecuación de la reacción, sólo una forma de expresar las valencias.

Nomenclatura IUPAC:

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos.

En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica ‘óxido’ va precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento. Por ejemplo, N₂O₅, pentaóxido de dinitrógeno. En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio).

En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra ‘óxido’ seguida del nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: N₂O₅, óxido de nitrógeno (V). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, Li₂O es óxido de litio.

En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia –1 y se nombran con la palabra genérica ‘hidruro’ seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por ejemplo, AuH₃, trihidruro de oro. En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra ‘hidruro’ seguida del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única (AuH₃, hidruro de oro (III)).

En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno.

Los hidróxidos se nombran con la palabra ‘hidróxido’ seguida del nombre del metal, indicando con prefijos numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(OH)₂, dihidróxido de magnesio. En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)₂, hidróxido de magnesio.

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra ‘hidrógeno’; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso).