modulo de quimica

1. MODULO DE QUIMICA
Institución educativa exalumnas de la
presentación
Grado decimo uno
Año 2016

2. TABLA DE CONTENIDO
1. NOMENCLATURA QUIMICA
1.1 función química
1.2 grupo funcional
1.3 función oxido
2. OXIDOS
2.1 óxidos básicos
2.2 óxidos ácidos
2.3 óxidos neutros
3. NOMENCLATURA CON OXIDOS BASICOS
3.1 nomenclatura stock
3.2 nomenclatura sistemática
3.3 nomenclatura común o tradicional
4. NOMENCLATURA CON OXIDOS ACIDOS
4.1 nomenclatura stock
4.2 nomenclatura sistemática
4.3 nomenclatura común o tradicional
5. HIDROXIDOS O BASES

3. 6. ACIDOS
6.1 hidrácidos
6.2 ácidos oxácidos
7. SALES
7.1 sales acidas
8. REACCIONES QUIMICAS
8.1 clases de reacciones
8.1.1 según trasformación
8.1.1.1 reacción de síntesis
8.1.1.2 reacción de combustión
8.1.1.3 reacción de desplazamiento simple
8.1.1.4 reacción de desplazamiento doble
8.1.1.5 reacción de descomposición
8.1.1.6 reacción de doble sustitución
8.1.2 según grado de calor
8.1.2.1 endotérmicas
8.1.2.2 exotérmicas
9. ECUACIONES QUIMICAS
9.1 escritura y equilibrio de una ecuación química

4. 1. NOMENCLATURA QUIMICA
La nomenclatura química es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan
para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos.
El conjunto de reglas pre-establecidas internacionalmente y que debieran
asignar nombres unívocos a las sustancias, es decir un solo nombre para una
sustancia y una sola sustancia para un nombre.
Distinguimos 3 tipos de nombres para los compuestos:
 Clásica o tradicional
 Stock
 Sistemática o IUPAC
1.1 FUNCIÓN QUÍMICA:
Una función química es un conjunto de compuestos que tienen propiedades
muy parecidas en virtud a que sus moléculas contienen uno o más átomos
iguales.
Se llama función Química al conjunto de propiedades comunes a una serie de
compuestos análogos. Se conocen funciones en las dos químicas, mineral y
orgánica; así son funciones de la química mineral la función anhídrido, función
óxido, función ácido, función base y función sal.
1.2 GRUPO FUNCIONAL:
El Grupo funcional es el grupo de átomos que caracterizan a una función
química y que tienen propiedades características bien definidas.
Es un conjunto de estructuras submoleculares, caracterizadas por una
conectividad y composición elemental específica que confiere reactividad
química específica a la molécula que los contiene.

5. 1.3 FUNCIÓN ÓXIDO:
Los óxidos son compuestos binarios formados por combinación química del
oxígeno con otro elemento. En la naturaleza, muchos elementos metálicos y
no metálicos se encuentran formando óxidos.
La mayoría de los óxidos son solubles en agua y pueden clasificarse en básicos
o ácidos.
2. ÓXIDOS
El Óxido es un compuesto inorgánico que se forma al unir algún elemento
químico con Oxígeno. Los óxidos se clasifican en dos grupos: Óxidos Básicos y
Óxidos Ácidos.
Los óxidos son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno
con un elemento químico.
2.1 ÓXIDOS BÁSICOS:
Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un
elemento metálico con el oxígeno, por lo tanto su unión será iónica.
Metal + oxígeno = óxido básico
Un ejemplo de formación de un óxido metálico es la reacción del magnesio
con él oxígeno, la cual ocurre con mayor rapidez cuando se quema una cinta
de magnesio. La cinta de magnesio de color grisáceo se torna en un polvo
blanco que es el óxido de magnesio.

6. Ecuación:
Magnesio + Oxigeno ------ Óxido de magnesio
II Mg + II O2 --------------- MgO
2.2 ÓXIDOS ÁCIDOS:
Un óxido ácido es un compuesto químico binario que resulta de la
combinación de un elemento no metal con el oxígeno
Debe su nombre a que al combinarse con el agua forman ácidos. Para
nombrar a los óxidos ácidos se sigue el mismo proceso que el Óxido básico
no metal + oxígeno = óxido ácido
2.3 OXIDOS NEUTROS:
Se forman por combinación de oxígeno con metales y no metales, pero al
mezclarse con agua no reaccionan, por lo que no forman ni hidróxidos y ni
oxácidos.
El óxido de neutro presenta la naturaleza molecular (formado por un no
diferente - oxígeno fluoruro de metal que acompaña), estando formada por
enlaces químicos covalentes. Se trata de un grupo de óxidos que no tienen un
gran número de representantes. Los siguientes son los principales óxidos
neutros que figuran:
 El monóxido de carbono (CO)
 dinitrógeno El monóxido de carbono u óxido nitroso (N 2 O)
 El monóxido de nitrógeno u óxido nítrico (NO)

7. Lo que diferencia a un óxido de neutral de otros óxidos es el hecho de que no
reacciona químicamente con agua, ácidos y bases. Es por esta razón por la que
se llama neutral.
3. NOMENCLATURA CON ÓXIDOS BÁSICOS
3.1 NOMENCLATURA STOCK:
Para nombrar los óxidos cuyo metal trabaja con una valencia se escribe el
nombre genérico del compuesto, que es ÓXIDO, se intercambian las valencias
y al final se coloca el nombre del metal.
Ejemplo: Na2O —-> óxido de sodio.
3.2 NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Los óxidos, tanto ácidos como básicos se nombran escribiendo delante de la
palabra óxido y del nombre del elemento unos prefijos, que indican el número
de átomos del mismo elemento que tiene en esa molécula.
Los prefijos son: los números son la cantidad de átomos:
Mono - 1
Di - 2
Tri - 3
Tetra - 4
Penta - 5
Hexa - 6
Hepta - 7
octa - 8

8. Ejemplos:
As2S3 ------------------------------------Trisulfuro de diarsénico.
PFl5 ---------------------------------------Pentafluoruro de fósforo.
3.3 NOMENCLATURA TRADICIONAL O COMÚN:
Cuando el metal que forma el óxido posee dos valencias, se agrega el sub
prefijo oso para designar al óxido en que el metal actúa con menor valencia y
el sub prefijo ico para aquel en que el metal actúa con mayor valencia.
Hierro + oxígeno --------- Óxido ferroso
Fe+2
+ O−2
---------- Fe O = Óxido ferroso
Menor valencia terminación: oso
Hierro + oxígeno --------- Óxido férrico
Fe+3
+ O−2
---------- Fe2O3 = Óxido férrico
Mayor valencia terminación: ico
EJEMPLOS NOMENCLATURA CON ÓXIDOS BÁSICOS:
Fórmula : Ca O
Tradicional: óxido de calcio
Sistemática: Monóxido de calcio
Stock: óxido de calcio

9. Fórmula: 𝐂𝐮 𝟐 𝐎
Tradicional: óxido cuproso
Sistemática: Monóxido de dicobre
Stock: óxido de cobre (I)
Fórmula: Cu O
Tradicional: óxido cúprico
Sistemática: Monóxido de cobre
Stock: óxido de cobre (II)
Fórmula: Fe O
Tradicional: óxido ferroso
Sistemática: Monóxido de hierro
Stock: óxido de hierro (II)
Fórmula: 𝐅𝐞 𝟐 𝐎 𝟑
Tradicional: óxido férrico
Sistemática: Trióxido de hierro
Stock: óxido de hierro (III)
4. NOMENCLATURA CON ÓXIDOS ÁCIDOS
4.1 NOMENCLATURA STOCK:
Se utiliza el nombre genérico "óxido", luego se indica el nombre del elemento
y finalmente se coloca entre paréntesis y en números romanos el estado de
oxidación correspondiente.

10. Ejemplo: El cloro también puede ser usado como ejemplo.
Cl2O = Óxido de cloro (I).
Cl2O3 = Óxido de cloro (III).
Cl2O5 = Óxido de cloro (V).
Cl2O7 = Óxido de cloro (VII).
4.2 NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Los óxidos ácidos se nombran en función de la cantidad de átomos que
presenta el compuesto en su fórmula molecular. Primero se hará referencia al
oxígeno y luego al no metal. Para ello se usarán prefijos: -mono (para uno,
sólo se utiliza para el oxígeno), -di (para dos), -tri (para tres), etc. Ejemplo:
Cl2O = Monóxido de dicloro.
Cl2O3 = Trióxido de dicloro.
Cl2O5 = Pentóxido de dicloro.
Cl2O7 = Heptóxido de dicloro.
4.3 NOMENCLATURA COMÚN O TRADICIONAL:
Cuando un elemento tiene dos números de oxidación (ej. Plomo), se los
nombra así:
Tradicional: óxido plumboso (cuando el número de oxidación utilizado es el
menor), u óxido plúmbico (cuando el número es el mayor).
Ejemplos:
Óxido cuproso = Cu2O
Óxido cúprico = Cu O

11. Óxido ferroso = Fe O
Óxido férrico = Fe2O3
EJEMPLOS NOMENCLATURA CON ÓXIDOS ÁCIDOS
 Nomenclatura Tradicional: "Anhídrido" + no metal + "hipo-, per-, -oso, -
ico" (si presenta varios estados de oxidación):
El Cl presenta cuatro estados de oxidación (+1, +3, +5, +7)
Cl2O Anhídrido hipocloroso
Cl2O3 Anhídrido cloroso
Cl2O5 Anhídrido clórico
Cl2O7 Anhídrido perclórico.
 Nomenclatura Sistemática: se usan prefijos en función del número de
átomos (-mono, -di, -tri, etc.)
Cl2O Monóxido de dicloro
Cl2O3 Trióxido de dicloro
Cl2O5 Pentóxido de dicloro
Cl2O7 Heptóxido de dicloro
 Nomenclatura de Stock: "óxido de" + elemento + estado de oxidación
(en números romanos)

12. Cl2O Óxido de cloro (I).
Cl2O3 Óxido de cloro (III).
Cl2O5 Óxido de cloro (V).
Cl2O7 Óxido de cloro (VII).
5. HIDROXIDOS O BASES
Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos
formados por un metal, y varios aniones hidroxilos,
en lugar de oxígeno como sucede con los metales
varios como es el sodio y el nitrógeno ya que
estos se parecen demasiado por sus formas. El
hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus
átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe
confundirse con un hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y
otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles. Antiguamente a
los hidróxidos de los alcalinos y del amonio se los conocía con el nombre de
álcalis, pero este término tras la implantación de la nomenclatura moderna se
usa más para denominar a cualquier sustancia que presenta carácter alcalino.
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. Se nombran utilizando la
palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia,
si tuviera más de una.
Los hidróxidos resultan de la combinación de un óxido básico con el agua. Los
hidróxidos también se conocen con el nombre de bases. Estos compuestos
son sustancias que en solución producen iones hidroxilo.
Los hidróxidos se clasifican en: básicos, anfóteros y ácidos. Por ejemplo, el
Zn(OH)2 es un hidróxido anfótero ya que:

13. con ácidos: Zn(OH)2 + 2H+ → Zn+2 + 2H2O
con bases: Zn(OH)2 + 2OH− → [Zn(OH)4]−2
Caracterizadas especialmente por:
 volver azul el papel tornasol rojo
 enrojecer la fenolftaleína (el medio neutro y acido permanece en color)
 ser cáusticos y su sabor recuerda el de la legía
 desprender hidrioxiliones o iones hidróxido cuando se disuelven en el
agua
EJEMPLOS DE HIDROXIDOS
Fe ( +2, +3) números de oxidación
+2 Fe+2
O−2
+ H2O ⟶ Fe+2 (OH)2
−1
+3 Fe2
+3
O3
−2
+ H2O ⟶ Fe+3
(OH)3
−1
Nomenclatura stock: hidróxido de hierro (II)
hidróxido de hierro (III)
Nomenclatura sistemática: dihidroxido de hierro
trihidroxido de hierro
Nomenclatura tradicional: hidróxido ferroso
hidróxido férrico

14. Cu ( +1, +2 ) números de oxidación
+1 Cu2
+1
O−2
+ H2O ⟶ Cu+1
(OH)−1
+2 Cu+2
O−2
+ H2O ⟶ Cu+2
(OH)2
−1
Nomenclatura stock: hidróxido de cobre (I)
hidróxido de cobre (II)
Nomenclatura sistemática: monohidroxido de cobre
dihidroxido de cobre
Nomenclatura tradicional: hidróxido cuproso
hidróxido cúprico
Otros hidroxidos

15. 6. ACIDOS
Un ácido 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, esto es, un pH menor que 7. Esto se
aproxima a la definición moderna de
Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas
Martin Lowry, quienes definieron
independientemente un ácido como un
compuesto que dona un catión hidrógeno
(H+) a otro compuesto (denominado
base). Algunos ejemplos comunes son el
ácido acético (en el vinagre), el ácido
clorhídrico (en el Salfumant y los jugos
gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la
aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en
baterías de automóvil).
Fuerza de los ácidos
La fuerza de un ácido se refiere a su habilidad o tendencia a perder un protón.
Un ácido fuerte es uno que se disocia completamente en agua; en otras
palabras, un mol de un ácido fuerte HA se disuelve en agua produciendo un
mol de H+ y un mol de su base conjugada, A-, y nada del ácido protonado HA.
En contraste, un ácido débil se disocia sólo parcialmente y, en el equilibrio,
existen en la solución tanto el ácido como su base conjugada. Algunos
ejemplos de ácidos fuertes son el ácido clorhídrico (HCl), ácido yodhídrico (HI),
ácido bromhídrico (HBr), ácido perclórico (HClO4), ácido nítrico (HNO3) y
ácido sulfúrico (H2SO4). En agua, cada uno de estos se ioniza prácticamente al
100%. Mientras más fuerte sea un ácido, más fácilmente pierde un protón,
H+. Dos factores clave que contribuyen a la facilidad de deprotonación son la
polaridad del enlace H-A. La fuerza de los ácidos suele ser discutida también
en términos de la estabilidad de la base conjugada.

16. Caracterizadas especialmente por:
 Tienen sabor agrio (limón, vinagre, etc.)
 En disolución acuosa enrojecen la tintura o papel de tornasol
 Decoloran la fenolftaleína enrojecida por las bases
 Producen efervescencia con el carbonato de calcio (mármol)
 Reaccionan con algunos metales (como el zinc, hierro, etc.),
desprendiendo hidrógeno
 Neutralizan la acción de las bases
 En disolución acuosa dejan pasar la corriente eléctrica, experimentando
ellos, al mismo tiempo una descomposición química
 Concentrados destruyen los
tejidos biológicos vivos (son
corrosivos para la piel)
 Enrojecen ciertos colorantes
vegetales
 Disuelven sustancias
 Pierden sus propiedades al
reaccionar con bases
Tanto ácidos como bases se encuentran en gran cantidad en productos
usados en la vida cotidiana, para la industria y la higiene, así como en frutas y
otros alimentos, mientras que el exceso o defecto de sus cantidades relativas
en nuestro organismo se traduce en problemas de salud.

17. Fenolftaleína: es un indicador de pH que en disoluciones ácidas permanece
incoloro, pero en disoluciones básicas toma un color rosado con un punto de
viraje entre pH=8,2 (incoloro) y pH=10 (magenta o rosado).
Nomenclatura
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a
sus aniones.
Prefijo
Anión
Sufijo
Anión
Prefijo
Ácido
Sufijo
Ácido
Ejemplo
per ato per ácido ico ácido perclórico (HClO4)
ato ácido ico ácido clórico (HClO3)
ito ácido oso ácido cloroso (HClO2)
Cómo reacciona una gota de fenolftaleína al
unirse con ácidos o con bases.

18. hipo ito hipo ácido oso
ácido
hipocloroso (HClO)
uro hidro ácido ico ácido clorhídrico (HCl)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace
que tome la forma de ácido clorhídrico.
las sustancias acidas pueden agruparse en dos clases, hidrácidos y oxácidos:
6.1 HIDRACIDOS
es un ácido que no contiene oxígeno, es un compuesto binario formado por
hidrógeno (H), un elemento no-metálico (X) ya sea un halógeno o un anfígeno.
Los hidrácidos se nombran con la palabra genérica acido, la raíz del no metal y
el sufijo hídrico.
Algunas combinaciones de H con no metal, no se consideran hidrácidos por no
presentar las propiedades químicas que caracterizan a los ácidos, algunas de
ellas son 𝑁𝐻𝑂3 (amoniaco), 𝐻2 𝑂 (agua), 𝑃𝐻3 (fosfamina), 𝐶𝐻4 (metano).
Elementos no metales de la tabla periódica
H hidrogeno S azufre
C carbono Cl cloro
N nitrógeno Br bromo
O oxigeno I yodo
F flúor At ástato
P fosforo Se selenio

19. EJEMPLOS DE HIDRACIDOS
formula Nomenclatura
tradicional
Nomenclatura
sistemática
HF Ácido fluorhídrico Fluoruro de hidrogeno
HCL Ácido clorhídrico Cloruro de hidrogeno
HBR Acido bromhídrico Bromuro de hidrogeno
HI Acido yodhídrico Yoduro de hidrogeno
𝑯 𝟐 𝑺 Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrogeno
𝑯 𝟐 𝑺𝒆 Ácido selenhidrico Seleniuro de hidrogeno
6.2 ACIDOS OXACIDOS
Resultan de la combinación de óxidos ácidos (compuestos binarios que
resultan de la combinación de un elemento no metal con el oxígeno) con el
agua.
Ejemplos de oxácidos
Nitrógeno ( +1, +3, +5 )
+1 N2
+1
O−2
+ H2O ⟶ H2N2O2 → HNO → ácido hiponitroso
+3 N2
+3
O3
−2
+ H2O ⟶ H2N2O4 → HNO2 → acido nitroso
+5 N2
+5
O5
−2
+ H2O ⟶ H2N2O6 → HNO3 → ácido nítrico
Carbono ( +2, +4 )
+2 C+2
O−2
+ H2O ⟶ H2CO2 → acido carbonoso
+4 C+4
O2
−2
+ H2O ⟶ H2CO3 → ácido carbónico

20. Ejemplo de este caso
Fosforo ( +1, +3, +5 )
+1 P2
+1
O−2
+ H2O ⟶ H2P2O2 → HPO → acido hipofosforoso
+3 P2
+3
O3
−2
+ H2O ⟶ H2P2O4 → HPO2 → ácido metafosforoso
P2
+3
O3
−2
+ 2H2O ⟶ H4P2O5 → ácido pirofosforoso
P2
+3
O3
−2
+ 3H2O ⟶ H6P2O6 → H3PO3 → ácido ortofosforoso
+5 P2
+5
O5
−2
+ H2O ⟶ H2P2O6 → HPO3 → ácido metafosforico
P2
+5
O5
−2
+ 2H2O ⟶ H4P2O7 → acido pirofosfórico
P2
+5
O5
−2
+ 3H2O ⟶ H6P2O8 → H3PO4 → ácido ortofosforico
NOTA:
Para formar el ácido sabes que primero tienes que crear el óxido
y sumarle agua. Pues hay unos cuantos elementos bencenos que
tienen unas cualidades distintas o los otros elementos, a los que
es posible que haya que sumarles más moléculas de agua. Estos
son el P, el As y el Sb, y para nombrar cuántas moléculas de H2O
tiene añadidas la fórmula que te dan tienes que poner Meta si es
una molécula, Piro (o di) si son 2 y Orto si son 3.

21. 7. SALES
Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga
positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace
iónico. Son el producto típico de una reacción química entre una base y un
ácido, donde la base proporciona el catión, y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un
hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Nomenclatura
acido sal
hídrico hidruro
Hipo --- oso Hipo --- ito
oso ito
ico ato
Per --- ico Per --- ato
EJEMPLOS DE SALES
Hidróxido férrico + ácido sulfúrico → sulfato férrico + 𝐻2 𝑂
𝐹𝑒+2
(𝑂𝐻)2
−1
𝐻2 𝑆𝑂4
↓ ↓
𝐹𝑒+3
(𝑆𝑂4)−2
Ion férrico ion sulfato
𝐹𝑒2
+3
(𝑆𝑂4)3
−2
Sulfato férrico

22. hidróxido plúmbico + acido nitroso → nitrito plúmbico + 𝐻2 𝑂
𝑃𝑏+4
(𝑂𝐻)4
−1
𝐻+1
𝑁+3
𝑂2
−2
↓ ↓
𝑃𝑏+4
(𝑁𝑂2)−1
Ion plúmbico ion nitrito
𝑃𝑏+4
(𝑁𝑂2)4
−1
Nitrito plúmbico
7.1 SALES ACIDAS
Son las que contiene hidrogeno en sus moléculas porque el metal no ha
reemplazado todos los hidrógenos del acido
Ejemplo:
Na+1
H+1
S−2
⟶ Sulfuro acido de sodio
K+1
H+1
S+6
O4
−2
⟶ Sulfato acido de potasio
Li+1
H+1
S+6
O4
−2
⟶ Carbonato acido de sodio
K+1
H2
+1
P+5
O4
−2
⟶ Fosfato acido de potasio
8. REACCIONES QUIMICAS
Una reacción química es un proceso químico en el cual unas sustancias
denominadas reactivos, se transforman en otras nuevas sustancias
denominadas productos.
HCl + NaOH ⟶ NaCl + HOH

23. Una reacción química se caracteriza por:
1. Un cambio de las propiedades de los cuerpos que reaccionan
2. Una variación de energía que se pone de manifiesta en el transcurso del
proceso
Clases de reacciones
Según sea el tipo de transformación que tiene lugar o la forma como se
realizan, existen los siguientes tipos de reacciones:
1. Reacciones de combinaciones o síntesis:
Ocurre cuando se unen dos o más sustancias para formar una sola sustancia.
Ecuación general: A + B ⟶ AB
Ejemplo: H2O + O2 ⟶ H2O
CO2 + H2O ⟶ H2CO3

24. 2. Descomposición o análisis:
Se presenta cuando a partir de dos compuestos se presentan dos o más
sustancias.
Ecuación general: AB ⟶ A + B
Ejemplo: Ca+2
CO+1
O3
−2
⟶ Ca+2
O−2
+ CO2
3. Desplazamiento o sustitución:
Cuando un elemento libre sustituye y libera a otro elemento presente en un
compuesto.
Ecuación general: A + BC ⟶ AC + B
Ejemplo: Na+1
I−1
+ Br2 ⟶ NaBr + I2
4. Intercambio o doble sustitución:
También se llaman de doble composición o metátesis, en estas generalmente
participan dos compuestos iónicos que se encuentran en solución acuosa.
Al reaccionar los dos compuestos intercambian iones y se producen dos
nuevos compuestos.
Ecuación general: AB + CD ⟶ AC + BD
Ejemplo: H+1
Cl−1
+ Na+1
(OH)−1
⟶ NaCl + H2O

25. 5. Combustión:
Las reacciones de los elementos y los compuestos con el oxígeno son tan
comunes que pueden ubicarse como de una clase determinada
𝐶2 𝐻4 + 2𝑂2 ⟶ 2𝐶𝑂 + 2 𝐻2 𝑂
Las cinco anteriores se clasifican dentro del grupo de las reacciones según su
transformación
Según el intercambio de calor:
1. Exotérmicas
Son aquellas que se efectúan con desprendimiento de calor
Zn + HCl ⟶ ZnCl2 + H2 ⟶ calor
2. Endotérmicas
Calor + H2 + I2 ⟶ HI
9. ECUACIONES QUIMICAS
Los elementos se representan por símbolos y los compuestos químicos por
formulas, una reacción química se simboliza mediante una ecuación química,
que es una igualdad en la que se representan en el primer miembro o parte
izquierda de la ecuación los símbolos y las fórmulas de los reactivos y el en
segundo miembro o parte derecha, los de los productos
HCl + NaOH ⟶ NaCl + H2O
Una ecuación química debe equilibrarse, también, de manera cuantitativa,
relacionando las cantidades de las sustancias que toman parte en la reacción,
para ello es necesario igualar la ecuación de ambos miembros.

26. Una ecuación se encuentra igualada o equilibrada cuando cumple dos leyes o
principios químicos:
1. Ley de la conservación de la materia: la masa de los reactivos debe ser
igual a la de los productos de reacción
2. Ley de las proporciones definidas: las sustancias reaccionan según unas
relaciones de peso fijas e invariables estas proporciones fijas viene
representadas en la ecuación química mediante unos números
llamados coeficientes estequimiometricos
¿Cómo escribir ecuaciones químicas?
1. Se determina la correcta identidad de reactivos y productos. Este paso
incluye experimentación en el laboratorio
2. Se encuentran las formulas moleculares correctas de todas las
sustancias
3. Se escriben las formulas moleculares de los reactivos y se separan por
medio de un signo +
4. Se indica el estado físico de los reactivos utilizando la siguiente
notación: (G) gas, (S) solido, (L) líquidos, (Aq) acuoso
A menudo se omiten estos símbolos en las ecuaciones la notación (Aq)
casi siempre se omite para iones
5. A continuación de las fórmulas de los reactivos, se coloca uno de los
tres símbolos siguientes:
Produce, forma, da
se utiliza para indicar que la reacción ocurre en ambos sentidos

27. 6. Arriba o debajo de la flecha se puede anotar alguna condición
necesaria para que la reacción se lleve a cabo ( temperatura, presión,
calor, etc) estos son los catalizadores o sustancias que aceleran la
velocidad de una reacción sin llegar a formar parte de los productos
7. En algunos casos, se requieren otras notaciones como:
↑ significa desprendimiento de un gas
↓ Precipitado solido
Escritura y equilibrio de una ecuación química
Método de tanteo o simple inspección:
Primero se equilibran los elementos metales, luego los no metales,
hidrógenos y oxígenos
Ejemplo: hacer reaccionar el N con el H para formar amoniaco. Establecer y
equilibrar la ecuación correspondiente por el método de tanteo
Pasos
1. Se identifican las formulas moleculares correctas y se designa su estado
físico
Nitrógeno = N2(g)
Hidrogeno = H2 (g)
Amoniaco = NH3 (g)
2. Se identifican las fórmulas de los reactivos a la izquierda y los de los
productos a la derecha separando unos de otros con una doble flecha
ya que el NH3 se descompone en N o H
H2+ N2 ⟶ NH3

28. Ahora debemos equilibrar la ecuación. Hay dos átomos de N en el lado de los
reactivos mientras que en los productos solo hay 6 átomos de N, por tanto es
necesario escribir coeficiente 2 al NH3
N2+ H2 ⟶ 2NH3
3. Se tiene ya equilibrada los átomos de N, pero ahora hay tan solo 2
átomos de H a la izquierda contra 6 que aparecen en los productos
asignándole el coeficiente 3 a la molécula de H, se equilibran el número
de hidrógenos
2N2+ 3H2 ⟶ 2NH3
Ejemplos de balanceo de ecuaciones químicas por tanteo
 Zn + 2HBr ⟶ ZnBr2 + H2
 𝐶S2 + 3Cl ⟶ CCl4 + S2Cl2
 2H3PO4 + 3Ca(OH)2 ⟶ Ca3(PO4)3 + 6H2O