GRADO NOVENO UNIDAD IV 2014

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NOMBRE:_________________________________________
GRADO: 9 ( ) 1
DESARROLLO DE LA TABLA DE SABER
UNIDAD 4: NOMENCLATURA QUÍMICA, REACCIONES Y ECUACIONES
QUÍMICAS
DESEMPEÑOS
1. Elabora una comparación entre los diferentes tipos de reacciones
presentando a través de instrumentos su producción intelectual.
2. Diseña y elabora un modelo de reacción, sustenta sus componentes
en plenaria.
3. Construye una pregunta tipo SABER sobre alguna observación,
experiencia o aplicación de las reacciones químicas, socializa las
posibles respuestas.
INTRODUCCIÓN
La materia puede sufrir cambios mediante diversos procesos, a partir de
estos cambios se generan diversidad de compuestos que están presentes en la
vida cotidiana como el agua, el azúcar, la sal, los óxidos, entre otros. Los
compuestos no son fruto de combinaciones al azar de los elementos de la tabla
periódica, sino que son el resultado de la combinación, en determinadas
proporciones, de elementos que guardan entre sí una cierta “afinidad”. Estas
limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los
elementos que, a su vez, es función de la estructura electrónica de los átomos
implicados.
Las sustancias generadas por las diversas combinaciones, al tiempo que son
identificadas sus características (propiedades físicas y químicas), requieren ser
clasificadas y nombradas correctamente en un lenguaje universal; para ello,
existe una organización destinada a abordar este tipo de tareas, ella es la
IUPAC (The International Union of Pure and Applied Chemistry).
En el presente escrito, se presentará algunas definiciones asociadas a los
cambios químicos que se presentan en la materia (reacciones químicas),
clasificaciones de ellos (tipos de reacciones químicas), representaciones de los
mismos (ecuaciones químicas) y algunas de las clasificaciones de las
sustancias (funciones químicas).
REACCIONES Y ECUACIONES QUÍMICAS
CONCEPTOS FUNDAMENTALES
En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los
seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de
cambio. La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la
delicada relación entre materia y energía.
Fenómenos físicos y químicos
En la naturaleza y en la vida diaria, nos encontramos constantemente con
fenómenos físicos y con fenómenos químicos. Pero, qué son cada uno de estos
fenómenos:
Fenómeno físico: es aquél que tiene lugar sin transformación de materia.
Cuando se conserva la sustancia original. Ejemplos de este tipo de cambios
son:
 Cambios de estado.
 Mezclas.
 Disoluciones.
 Separación de sustancias en mezclas o disoluciones.
Fenómeno químico: es aquél que tiene lugar con transformación de materia.
En este caso, los cambios si alteran la naturaleza de las sustancias:
desaparecen unas y aparecen otras con propiedades muy distintas. No se

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conserva la sustancia original y no es posible volver atrás por un procedimiento
físico (como calentamiento o enfriamiento, filtrado, evaporación, etc.)
Ejemplos: cuando se quema un papel, cuando se respira, y en cualquier
reacción química.
Fotosíntesis Fenómeno
la hoja toma CO2 del aire,(también llega el H2O tomada del
suelo por la raíz )
físico
El AGUA se transforma en hidrógeno y oxígeno químico
El OXÍGENO se desprende de la planta y vuelve a la atmósfera físico
El hidrógeno reacciona con el dióxido de carbono para formar
almidón
químico
En un AUTO Fenómeno
Se INYECTA gasolina en un carburador, físico
Se MEZCLA con aire, físico
La mezcla se CONVIERTE en vapor, físico
Se QUEMA ( y los productos de la combustión ) químico
Se EXPANDEN en el cilindro físico
Una molécula de una determinada sustancia pura constituye el representante
elemental de dicha sustancia, es decir, la cantidad más pequeña de ella que
posee todas sus propiedades químicas. Cuando una sustancia dada, bajo
ciertas condiciones, se transforma en otra u otras con diferentes propiedades,
se ha de pensar que algo ha ocurrido a nivel molecular.
De forma espontánea unas veces y provocada otras, los átomos, que en
número y proporciones fijas forman unas moléculas determinadas, pueden
desligarse unos de otros por rotura de sus enlaces y reunirse nuevamente de
diferente manera, dando lugar, por tanto, a nuevas moléculas. El efecto
conjunto de estas transformaciones moleculares se traducirá en un cambio
observable de sustancia o cambio químico.
Una Reacción química es un proceso en el cual una sustancia (o sustancias)
desaparece para formar una o más sustancias nuevas. En ella, los enlaces
entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se
reorganizan de otro modo, formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más
sustancias diferentes a las iniciales. Con frecuencia, sustancias formadas por
iones participan en las reacciones químicas. En tales casos, las moléculas de la
descripción anterior deben ser consideradas realmente como agregados
iónicos. Las ecuaciones químicas son el modo de representar a las
reacciones químicas.
En las reacciones químicas la sustancia o sustancias iníciales se denominan
reactivos y las finales productos; el proceso de transformación se representa
mediante las llamadas ecuaciones químicas en la forma:
Reactivos (reacción química) productos
Por ejemplo el hidrógeno gas (H2) puede reaccionar con oxígeno gas (O2) para
dar agua (H20). La ecuación química para esta reacción se escribe:
El "+" se lee como "reacciona con"
La flecha significa "produce".
Las fórmulas químicas a la izquierda de la flecha representan las sustancias de
partida denominadas reactivos.
A la derecha de la flecha están las formulas químicas de las sustancias
producidas denominadas productos.
Los números al lado de las formulas son los coeficientes (que indican la
cantidad de átomos y/o moléculas que intervienen en la reacción, el coeficiente
1 se omite).

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Tanto los reactivos como los productos se escriben mediante sus fórmulas
correspondientes. La flecha indica el sentido de la transformación. Si es posible
conviene indicar en la ecuación química el estado físico de reactivos y
productos, el cual se suele expresar mediante las siguientes abreviaturas
situadas a continuación de la fórmula química:
(s) sólido, (l) líquido, (g) gas, (aq) solución acuosa
Características o Evidencias de una Reacción Química:
 Formación de precipitados.
 Formación de gases acompañados de cambios de temperatura.
 Desprendimiento de luz y de energía.
Reglas:
 En toda reacción se conservan los átomos y las cargas (si hay iones)
 No puede ocurrir un proceso de oxidación o de reducción aislado, ambos
ocurren simultáneamente.
TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan,
resultando en un solo producto.
Ej. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)
Reacciones de Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se
forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la
ayuda del calor o la electricidad.
Ej: La ecuación que representa la reacción es la siguiente
2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g)
Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro
similar pero menos activo en un compuesto. En general, los metales
reemplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales reemplazan
no metales. La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor
actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb,
(H), Cu, Hg, Ag, Au. El orden de actividad de los no metales más comunes es
el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
AB + C CB + A ó AB + C AC + B
Ej: La ecuación que representa la reacción es la siguiente
Mg (s) + CuSO4 (ac) MgSO4 (ac) + Cu (s)
Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un
compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa,
habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes. En general, estas
reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes
debe estar en solución acuosa.

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AgNO3 (ac) + HCl (ac) HNO3 (ac) + AgCl (s)
Reacciones de Combustión
Estas reacciones ocurren cuando un hidrocarburo orgánico (un compuesto que
contiene carbono e hidrógeno) se combina con el oxígeno, formando agua y
dióxido de carbono como productos de la reacción y liberando grandes
cantidades de energía. Las reacciones de combustión son esenciales para la
vida, ya que la respiración celular es una de ellas.
Hidrocarburo + O2 H2O + CO2
C6H12O6 + O2 H2O + CO2
ACTIVIDAD 1. Clasifique las siguientes reacciones según los cinco tipos
descritos anteriormente.
a. 2 H2 + O2 2 H2O
b. H2CO3 + 2 Na Na2CO3 + H2
c. Ba(OH)2 H2O + BaO
d. Ca(OH)2 + 2 HCl 2 H2O + CaCl2
e. CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O
f. 2 Na + Cl2 2 NaCl
g. Cl2 + 2 LiBr 2 LiCl + Br2
COMPUESTOS QUÍMICOS Y NOMENCLATURA QUÍMICA INORGÁNICA
Para los efectos de nombrar la gran variedad de compuestos químicos
inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías. Una de ellas los clasifica de
acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, distinguiéndose así
los compuestos binarios y los compuestos ternarios. También se los puede
clasificar según el tipo de compuesto.
A continuación se ilustran el proceso de formación de algunos compuestos
inorgánicos:
Estos compuestos químicos tienen distintas estructuras, dadas por la
distribución de sus átomos y la forma en que estos se enlazan. Existen varias
formas diferentes de enlace, que definen las características de cada tipo de
compuesto.
Cuando los átomos pierden o ganan electrones, se transforman en iones. Un
ión es una especie con carga neta, positiva (catión) o negativa (anión). Cuando
un compuesto se forma por unión de un anión y un catión, lo hace por enlace
iónico. El compuesto resultante está formado por numerosos iones de ambos
tipos, y se llama compuesto iónico.

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Otro tipo de enlace es el enlace covalente, en el cual dos átomos comparten
un par de electrones. Hay dos tipos de compuestos covalentes: las sustancias
moleculares y los sólidos covalentes reticulares.
Concepto de número de oxidación
Número de oxidación es carga eléctrica formal que se asigna a un átomo
en un compuesto.
Normas para determinar el número de oxidación
1º Los metales todos tienen números de oxidación positivos, igual al número
que indica su valencia en el compuesto.
2º Los no metales tienen número de oxidación positivos o negativos, según los
compuestos.
3º El oxígeno siempre tiene número de oxidación -2, excepto en los peróxidos
que actúa con -1.
4º El hidrógeno suele tener número de oxidación +1, excepto en los hidruros
metálicos en que tiene -1.
5º La suma algebraica de los números de oxidación de los diferentes átomos de
una molécula será igual a cero ; y la suma algebraica de los números de
oxidación de un ión será igual a la carga neta del ión.
+1 +3 -2
Ejemplo: H N O2  H (+1), N (+3), O (2) : +1+3+2(2)= 0
+6 -2
[S O4 ] 2
 S (+6), O (2) : +6+4(2)= 2
[NH4]+
 N(-3), H(+1), : -3+4(+1)=+1
Aplicando este 5º punto a compuestos neutros o a iones se podrían calcular
índices de oxidación así :
H3 Px
O4 ; 3(+1) + x + 4(-2) = 0 ; x = +5
FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
ÓXIDOS: Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en
su número de oxidación –2, con otro elemento, que se denominará E, actuando
con valencia (n) positiva. (La valencia de un elemento es el número de
oxidación, sin signo).
Su fórmula general es: E2On. Los subíndices se obtienen al intercambiar las
valencias de ambos elementos, e indican el número de veces que ese elemento
está presente en el compuesto.
La forma más simple de formular un óxido es a partir de sus elementos,
conociendo el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno
es, en este tipo de compuestos, siempre -2; solo resta entonces conocer el del
segundo elemento. Más adelante veremos otra forma de obtener los óxidos,
partiendo de los elementos y usando reacciones químicas.
Ejemplos de formulación de óxidos:
Li+ y O2-
Li2
O
Fe3+
y O2-
Fe2O3
Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para
llegar a la fórmula del óxido:
Ca2
+ y O2-
Ca2O2 CaO ; Pb4+
y O-2
Pb2O4 PbO2 ;
Mn6+
y O2-
Mn2O6 MnO3
Nomenclatura: existen varias formas de nombrar los compuestos químicos,
algunas nuevas, como las recomendadas por la IUPAC, y otras más antiguas.
En el presente texto se abordará la nomenclatura tradicional.
3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y
luego se usan diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia
al número de oxidación del elemento principal.
Cuando el elemento posee una única valencia, se añade la terminación “ico”.
Ejemplo: CaO Oxido cálcico
Cuando el elemento posee dos valencias, se añade la terminación “ico”a la
mayor y “oso” a la menor. Ejemplo:
 PbO Oxido plumboso
 PbO2 Oxido plúmbico

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Cuando el elemento posee tres valencias, se añade la terminación “oso” a la
menor de ellas, “ico” a la siguiente y a la mayor se la indica con el prefijo “per” y
la terminación “ico”. Ejemplo:
 CrO Oxido cromoso
 Cr2O3 Oxido crómico
 CrO3 Oxido percrómico
Cuando el elemento posee cuatro valencias, se indican, la menor de todas con
el prefijo “hipo” y la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente por la
terminación “oso”, la tercera por la terminación “ico” y la mayor con el prefijo
“per” y la terminación “ico”. Ejemplo:
 Cl2O Oxido hipocloroso
 Cl2O3 Oxido cloroso
 Cl2O5 Oxido clórico
 Cl2O7 Oxido perclórico
Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:
Ejemplo Nomenc. sistem. Nomenc. stock Nomenc. Tradic.
K2O monóxido de dipotasio óxido de potasio óxido potásico
Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro(III) óxido férrico
FeO monóxido de hierro óxido de hierro(II) óxido ferroso
SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánnico
ACTIVIDAD 2: Escriba la fórmula de los óxidos que forman los siguientes iones
y nómbrelos.
Mg (II), Ag (I), Br (I), Cl (III), Zn (II), Fe (III), Cu (II), I (VII), Br (V).
En los ejercicios anteriores, habrá notado que el oxígeno se combinaba con
diferentes tipos de elementos. Esto determina el tipo de óxido formado, y otras
particularidades, como su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto
que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos:
Hasta ahora, se han obtenido directamente con los elementos y conociendo el
número de oxidación en que estos actuaban. Se verá a continuación, como se
forman realmente, desde su reacción química.
Los óxidos se forman a partir de sus elementos (los elementos tienen n° de
oxidación cero). Así, el óxido de litio se forma a partir de:
Li (s) + O2 (g) Li2O (s)
Li (s) + O2 (g) = Li2O (s)
Esto significa que “todos los elementos que están como reactivos deben
estar también entre los productos”, y deben estarlo “en la misma cantidad”
a ambos lados del signo igual. Esto es cierto además, porque los átomos no se
crean ni se destruyen, por lo tanto, una ecuación química deberá tener el mismo
número de átomos de cada tipo a cada lado de la flecha, tiene que haber un
equilibrio o balance de los elementos. Debemos balancear la ecuación. Para
ello se usa números enteros multiplicando a cada compuesto, de forma tal que
el número de átomos de cada tipo sea el mismo a ambos lados de la flecha.
Estos números se llaman coeficientes estequiométricos.
Para el ejemplo, hay un átomo de Li entre los reactivos y dos entre los
productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número se
debe multiplicar al Li y/o al O para igualar la ecuación? Si se empieza por el Li,
podría multiplicar el elemento Li (en los reactivos) por 2, con eso estaría
balanceado: 2Li (s) + O2 (g) Li2O (s)
Si a continuación se quiere balancear el O, también se tendría que multiplicar el
óxido por 2, pero esto produce un desbalance del Li.
2Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s)
Se tiene que empezar de nuevo, esta vez se comienza por balancear el O. Si se
multiplica el óxido por 2, este elemento queda igualado y ahora se tienen 4
átomos de Li entre los productos,
Li (s) + O2 (g) Li2O (s)
Como solo hay un átomo de Li en los reactivos, simplemente se multiplica por 4.

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4 Li (s) + O2 (g) 2 Li2O (s)
La ecuación ya está balanceada. Si ahora se lee, dice que “4 átomos de Li se
combinan con dos moléculas de Oxígeno para formar 2 moléculas de óxido de
litio”. (¿Nótese que al hablar de Oxígeno se llamó “molécula”, al Litio “átomo” y
al óxido “fórmula unidad”? Es porque los átomos de oxígeno están unidos
formando una molécula, un compuesto de estructura definida: 2 átomos de O,
unidos por un tipo de enlace llamado covalente; el Litio es un metal, con una
estructura diferente y el óxido es un compuesto formado por iones, también en
una estructura definida, pero con un enlace llamado iónico.
Es muy importante tener en cuenta:
 Solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices.
 Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su
estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos
(g) o acuosos (ac).
ACTIVIDAD 3: escriba la reacción de formación de los óxidos que obtuvo en los
ejercicios anteriores.
HIDRÓXIDOS: son compuestos formados por la combinación del grupo
hidroxilo u oxidrilo (OH-) y un catión, generalmente metálico. El grupo OH– es
un ión poliatómico con carga negativa –1, y a los efectos de la nomenclatura, se
lo trata como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1. Por esto
los hidróxidos son considerados compuestos seudobinarios.
Su fórmula genérica es: Me (OH)n Donde Me es el catión y el subíndice “n” es
su valencia. Ésta siempre se escribe fuera de un paréntesis que incluye al
oxidrilo, porque significa que multiplica los dos elementos que lo componen, y
se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga
de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) por lo que
dijimos antes respecto a la carga del oxidrilo.
Para formularlos, nuevamente la manera más simple es partir desde el catión y
el oxidrilo, ambos con su número de oxidación. Por ejemplo:
Na+ (ac) y OH– (ac) NaOH (ac)
Mg2+
(ac) y OH– (ac) Mg(OH)2 (ac)
Al3+
(ac) y OH– (ac) Al(OH)3 (ac)
Para nombrarlos, se puede usar la nomenclatura tradicional, indicando que el
tipo de compuesto es un “hidróxido” y usando las terminaciones adecuadas,
según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de”
seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su
número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. En el caso de los
ejemplos anteriores, sería:
 NaOH Hidróxido sódico o Hidróxido de Sodio (I)
 Mg(OH)2 Hidróxido magnésico o Hidróxido de Magnesio (II)
 Al(OH)3 Hidróxido alumínico o Hidróxido de Aluminio (III)
Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no
se indique el mismo, pues se supone conocido.
ACTIVIDAD 4: formular y/o nombrar los hidróxidos de los siguientes iones:
Mg (II), Ag (I), Zn (II), Fe (III), Cu (I)
Hidróxido de potasio, Hidróxido cálcico, Hidróxido ferroso, Hidróxido de sodio,
Hidróxido de zinc, Hidróxido cúprico, Hidróxido de magnesio.
Los óxidos básicos u óxidos metálicos (que resulta de la combinación de el
oxígeno con un elemento metálico), produce al mezclarse con agua, los
hidróxidos. Esta “mezcla” con agua es una reacción química. Tanto la reacción
química como la ecuación química que la representa, se escriben de forma
similar a como se hace con los óxidos. Y por supuesto, también se balanceará.
Ejemplos:
Na2O (s) + H2O (l) NaOH (ac)
MgO (s) + H2O (l) Mg(OH)2 (ac)
Al2O3 (s) (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac)

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Para balancear estas ecuaciones, esta vez conviene empezar por el metal y
luego balancear los oxígenos e hidrógenos. Para la primera, hay dos átomos de
cada tipo (Na, O, H) entre los reactivos, y solo uno de cada uno entre los
productos, por lo que solo hará falta multiplicar este por 2.
Na2O (s) + H2O (l) 2 NaOH (ac)
En la segunda ecuación, todos los elementos están equilibrados, por lo que no
hace falta agregar ningún coeficiente. Sin embargo en la tercera, todos los
elementos están en distinto número a cada lado de la flecha. Si se empieza
balanceando el Al, se tendría que multiplicar por 2 el hidróxido,
Al2O3 (s) + H2O (l) 2Al(OH)3 (ac)
Ahora, quedan 4 oxígenos y 2 hidrógenos como reactivos, y 6 de cada uno
como productos. Dado que el hidrógeno está todo en el mismo compuesto
(H2O) será más fácil seguir el balanceo con este elemento, que con el oxígeno,
que está presente en dos reactivos distintos. De esta forma, si se multiplica el
H2O por 3, los hidrógenos quedan equilibrados en 6 átomos a cada lado de la
flecha.
Al2O3 (ac) + 3 H2O (l) 2Al(OH)3 (ac)
Si ahora se cuentan los átomos de oxígeno, también hay 6 de cada lado y ya
están equilibrados.
ACTIVIDAD 5: escribir la reacción de formación de los hidróxidos de la actividad
4.
OXOÁCIDOS: Son compuestos ternarios, formados por la combinación de tres
elementos distintos, Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento, que por ahora se
llamará E, y que en la mayoría de los casos es no metálico
La fórmula general de los oxoácidos es: HaEbOc. La IUPAC admite el uso de
la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la
terminación (y el prefijo si se requiere) correspondiente al índice de oxidación, al
nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos). Así, el
oxoácido de N (III) se llama ácido nitroso, porque usa el menor número de
oxidación y el de S será ácido sulfúrico porque usa el mayor.
ACTIVIDAD 6: Escriba la fórmula o nombre, según sea el caso, de los
siguientes oxácidos, con el número de oxidación indicado:
C (IV), Cl (I), Br (III), I (V), Br (VII)
Reacciones de formación de oxácidos.
Para el ácido nitroso, se parte de los reactivos, óxido de N(III) y molécula de
agua, para obtener como producto el oxoácido. La forma más simple es escribir
primero el esqueleto del mismo y a continuación sumar todos los átomos de
cada elemento que están presentes como reactivos, colocando este número
como subíndice del elemento correspondiente en el producto:
N2O3 (g) + H2O (l) HNO (ac)
Se tienen 2 átomos de N, 2 de H y 4 de O entre los reactivos, o sea que en el
producto se pondrá:
N2O3 (g) + H2O (l) H2N2O4
Lo que resta es simplificar (que siempre que todos los subíndices de un
compuesto sean múltiplos entre sí o de algún número -generalmente 2- hay que
simplificarlos). En este caso, todos son divisibles por 2, por lo cual, la fórmula
quedaría así:
N2O3 (g) + H2O (l) HNO2 (ac)
Ahora sí, se tiene el ácido nitroso.
En la ecuación, se tiene de cada elemento, el doble en los reactivos que en los
productos. Como en este caso solo hay un producto, bastará con multiplicarlo
por 2 para equilibrar la ecuación.
N2O3 (g) + H2O (l) 2 HNO2 (ac)
Ahora sí, la reacción está completa.

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ACTIVIDAD 7: escriba la reacción de obtención de los oxoácidos que formuló
en la actividad 6
HIDRÁCIDOS: este segundo tipo de ácidos, se forma por combinación de H con
un elemento no metálico, F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -1, o
S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Son compuestos binarios del
H, en los que este elemento actúa con número de oxidación +1, y existen como
tales disueltos en agua. La fórmula de los hidrácidos es: HEn Siendo E el
elemento no metálico y n su valencia.
Para formular estos compuestos, se parte otra vez de sus elementos y sus
números de oxidación. Por ejemplo:
H+ (ac) + Cl- (ac) HCl (ac)
H+ (ac) + Se2- (ac) H2Se (ac)
Para nombrarlos, se indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del
elemento terminado en “hídrico”. Para los ejemplos:
HCl Ácido Clorhídrico
H2Se Ácido Selenhídrico
Para obtenerlos, se burbujea el hidruro gaseoso en agua, formándose el
correspondiente hidrácido.
HCl (g) HCl (ac)
H2S (s) H2S (ac)
ACTIVIDAD 8: Escriba la formula o nombre, según sea el caso, los siguientes
compuestos.
Acido fluorhídrico, Acido telurhídrico, Acido bromhídrico.
HI, H2S
ACTIVIDAD 9: Escriba la reacción de formación de los hidrácidos anteriores.
BIBLIOGRAFÍA
http://www.amschool.edu.sv/paes/science/reacciones.htm
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORG
ANICA/nomenclatura_qca.htm
http://web.educastur
http://www.fbioyf.unr.edu.ar/textos/ingreso2007/unidad2.pdf
http://www.quimicaweb.net/grupo_trabajo_fyq3/tema6/index6.htm
Mondragón Martinez, César Humberto. Química I. Ed. Santillana. Santa Fe de
Bogotá. 2001. 344p.
ANEXO
REACCIONES QUÍMICAS EN NUESTRO ORGANISMO
Las reacciones químicas están presentes en todos los ámbitos de la naturaleza.
No olvidemos que todo cuerpo, vivo o inerte, está formado por sustancias, las
cuales a su vez están compuestas de moléculas o redes cristalinas.
Entre las sustancias se dan constantemente reacciones químicas. Por ejemplo:
- Fenómenos de oxidación y corrosión. Combustiones.
También en los seres vivos están presentes las reacciones químicas. La
existencia de todo organismo vivo está basada en las reacciones que se
producen entre sustancias del propio organismo y/o sustancias del exterior.
Detrás de cualquier acto de un ser vivo, hay una o múltiples reacciones
químicas. Por poner algunos ejemplos:
 Metabolismo de los alimentos: todos los procesos digestivos se basan
en reacciones.
 Recepción de estímulos: la visión, el olfato, el oído, la respuesta al calor,
o al dolor, se deben a impulsos nerviosos. Dichos impulsos se generan a
partir de reacciones entre unas sustancias llamadas neurotransmisores.
 Crecimiento: Elaboración de proteínas y nuevas células
 Mecanismos de defensa a las enfermedades. Inmunidad.

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 Fermentación y descomposición de materia orgánica, por parte de
microorganismos.
El ser humano necesita materiales con los que construir o reparar su propio
organismo, energía para hacerlo funcionar y reguladores que controlen ese
proceso. La nutrición incluye un conjunto de procesos mediante los cuales
nuestro organismo incorpora, transforma y utiliza los nutrientes contenidos en
los alimentos para mantenerse vivo y realizar todas sus funciones.
Se puede decir que nuestro organismo vive de carbohidratos, grasas, proteínas
y otros elementos esenciales (vitaminas y minerales). Sin embargo, ninguno de
ellos puede absorberse como tal, por lo que carecen de valor nutritivo mientras
no sean digeridos.
 La digestión transforma los carbohidratos, grasas y proteínas en
compuestos que se pueden absorber: glucosa, ácidos grasos y
aminoácidos, respectivamente.
 La absorción implica el paso de los productos finales de la digestión,
junto con vitaminas, minerales, agua, etc. a través del aparato digestivo
a nuestro organismo.
El metabolismo se puede definir como el conjunto de reacciones químicas que
permiten a las células seguir viviendo, y que implican a los nutrientes
absorbidos.
¿Cómo se produce la digestión?
Si intentamos imaginar como un alimento, el
que sea, tiene que pasar a constituir parte de
nosotros mismos, o servir para ayudarnos a
realizar todas nuestras funciones, debemos
aceptar que debe sufrir una transformación.
Ese alimento formaba parte de un organismo
ya estructurado (constituido con carbohidratos,
grasas, proteínas, etc), por lo que primero hay
que degradarlo a elementos más simples,
paso que se realiza mediante la digestión.
Ésta se lleva a cabo en el aparato digestivo, y en ella colaboran dos elementos
fundamentales producidos por las células de dicho aparato: las secreciones
digestivas, y las enzimas. Por ejemplo, la secreción ácida del estómago no es
un capricho que sirva para causar "acidez", sino que es necesaria para digerir
adecuadamente las proteínas, la secreción biliar (bilis) es necesaria para
disolver adecuadamente las grasas.
Las enzimas son un tipo de proteínas que regulan virtualmente todas las
reacciones químicas dentro del organismo (en este caso "se pegan" a los
nutrientes y favorecen que se degraden). La mayor fuente de enzimas se
produce en el páncreas, pero también se producen en el resto del aparato
digestivo, incluso en la boca.

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La absorción se lleva a cabo a través de las
células presentes en el tubo digestivo,
principalmente en el intestino delgado. Estas
células tienen multitud de pliegues para que la
superficie de absorción sea la mayor posible.
La capacidad total de absorción del intestino
delgado es enorme: hasta varios kg de
carbohidratos, 500- 1000 gr. de grasa, y 20 o
más litros de agua al día. El intestino grueso
absorbe fundamentalmente agua y minerales.
Los nutrientes una vez absorbidos pasan a la
sangre, desde donde son distribuidos hacia los
distintos órganos.
Todo el proceso digestivo está regulado por el
sistema nervioso y por distintas hormonas
específicas. El estado psíquico influye en el
proceso digestivo a través del sistema
nervioso.
¿Cómo se produce la absorción?
El metabolismo: incluye los procesos de síntesis y degradación que tienen
lugar en el ser vivo y que sostienen la vida celular. Todos y cada uno de los
nutrientes sufren un proceso metabólico.
La reserva de la glucosa: La glucosa absorbida es procedente de los
"almidones" ó féculas, el azúcar común ó sacarosa, y de la lactosa (el azúcar de
la leche).
Si nos fijamos en los hidratos de carbono, hay que considerar que la glucosa
absorbida, puede tener 3 destinos:
 almacenarse en el hígado o músculo en forma de glucógeno (muchas
moléculas de glucosa unidas)
 convertirse en grasa
 ser utilizada directamente
El glucógeno almacenado en el hígado es capaz de degradarse en glucosa y
ser liberada a la circulación cuando se necesita, para mantener constante la
glucosa en sangre durante el ejercicio o el ayuno. El glucógeno muscular se usa
como fuente de energía en el propio músculo donde se convierte en ácido
láctico (el exceso del mismo puede provocar "agujetas").
Cuando el aporte de glucosa es excesivo se transforma en grasa y se almacena
de esta forma.

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