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Reacciones químicas

Por: Eduardo Solórzano 10-A 2011

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Reacciones químicas

  1. 1. Reacciones químicas<br />Saint Francis College<br /><ul><li>Profesor: Rafael Aníbal Mora B.
  2. 2. Estudiante: Eduardo Solórzano V.</li></ul>10-A 2011<br />
  3. 3. ¿Qué es una reacción química?<br />Una reacción química o cambio químico es todo proceso químico en el cual dos o más sustancias (reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman en otras sustancias llamadas productos. <br />
  4. 4. Ecuaciones químicas<br />A la representación simbólica de las reacciones químicas se les llama ecuaciones químicas.<br />a A + b B c C + d D<br />Caso general de una ecuación química<br />
  5. 5. Los productos pueden variar…<br />Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. <br />
  6. 6. Ley de la conservación de la materia<br />La mayoría de las reacciones químicas obedece la “Ley de la conservación de la materia”. La cual dice:<br />“En una reacción química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos”<br />
  7. 7. Tipos de reacciones químicas<br />
  8. 8. Reacciones de…<br />Combinación ( A + BC )<br />Descomposición ( AB + C )<br />Desplazamiento ( Ax + BBx + A)<br />Doble desplazamiento (Ax + ByAy + Bx)<br />Exotérmica ( A  B + “calor”)<br />Endotérmica ( A + “calor”B)<br />
  9. 9. Reacciones de combinación<br />A + BC<br />
  10. 10. a) Metal + No Metal<br />Dan como resultado un compuesto iónico. Ej: *<br /><ul><li>Ejemplo 1: Sodio + Cloro</li></ul>Na + Cl 2 NaCl<br /><ul><li>Ejemplo 2: Potasio + Azufre</li></ul>K+ S 8K 2 S<br /><ul><li>Ejemplo 3: Manganeso (IV) + Nitrógeno</li></ul>Mn+ N 2  Mn 3N 4 <br />
  11. 11. a) Metal + No Metal<br />Cuando un metal puede presentar varios números de oxidación, el producto dependerá de las condiciones bajo las que se lleva a cabo la reacción. Ej:<br /><ul><li>Ejemplo 4: Hierro + Azufre</li></ul>Fe+ S8 Fe S (Valencia del hierro: 2)<br />Fe+ S8 Fe2 S3 (Valencia del hierro: 3)<br />
  12. 12. b) No Metal + No Metal<br />El elemento máselectronegativo presentará un número de oxidación negativo, y el menos electronegativo uno positivo*<br /><ul><li>Ejemplo 1: Hidrógeno + Oxígeno</li></ul>H 2+ O 2 H 2O<br />
  13. 13. b) No Metal + No Metal<br /><ul><li>Ejemplo 2: Carbono + Cloro</li></ul>C+ Cl 2 C Cl4 (valencia del carbono: 4)<br />C+ Cl 2C Cl2 (valencia del carbono: 2)<br /><ul><li>Ejemplo3: Silicio + Azufre</li></ul>Si+ S8 Si S2<br />
  14. 14. c) Un elemento + Un compuesto<br />Si un elemento con varios estados de oxidación positivos se combina con un elemento más electronegativo podrá originar primero un compuesto donde presenta el estado de oxidación positivo más bajo.<br /><ul><li>Ejemplo1a : Carbono* + Oxígeno</li></ul>C+ O2 CO (valencia del carbono: 2)<br />
  15. 15. c) Un elemento + Un compuesto<br />Si este se combina de nuevo con el mismo elemento formará compuestos con estados de oxidación positivos superiores.<br /><ul><li>Ejemplo1b : Monóxido de carbono + Oxígeno</li></ul>CO+ O CO2 (valencia del carbono: 4)<br />
  16. 16. Si al compuesto se le agrega más del mismo elemento y el compuesto no posee estados de oxidación superiores, este no reaccionará.<br />c) Un elemento + Un compuesto<br /><ul><li>Ejemplo1c : Dióxido de carbono + Oxígeno</li></ul>CO2+ ONo reacciona* <br />*El carbono no posee estados de oxidación superiores a 4<br />
  17. 17. c) Un elemento + Un compuesto<br /><ul><li>Ejemplo2a: Arsénico + Cloro</li></ul>As4+ Cl2 As Cl3 (Valencia del arsénico: 3)<br /><ul><li>Ejemplo2b: Tricloruro de arsénico + Cloro</li></ul>As Cl3+ Cl2 As Cl5 (Valencia del arsénico: 5)<br /><ul><li>Ejemplo2c: Pentacloruro de arsénico + Cloro</li></ul>As Cl5+ Cl2 N.R*<br />* El arsénico no posee estados de oxidación mayores<br />
  18. 18. d) Compuesto + Compuesto<br />i) Óxido metálico + Agua<br />Estas darán como resultado un compuesto llamado “hidróxido”<br /><ul><li>Ejemplo1: Óxido de cromo (VI) + Agua</li></ul>Cr O3+ H2 O Cr (OH)6<br /><ul><li>Ejemplo2: Óxido de hierro (II) + Agua</li></ul>Fe O+ H2 O Fe (OH)2<br />
  19. 19. d) Compuesto + Compuesto<br />ii) Óxido no metálico + Agua<br />Éstas dan como resultado un compuesto llamado “Oxácido” y mantiene el mismo estado de oxidación que presenta el óxido.<br />
  20. 20. d) Compuesto + Compuesto<br />ii) Óxido no metálico + Agua<br />Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo1: Pentóxido de dinitrógeno + Agua</li></ul>N2 O5 + H2O  H NO3 *<br />* Se debe elegir el oxianión que trabaje con la misma valencia con la que trabaja el óxido no metálico; en este caso, se elige el nitratoya que en el óxido no metálico el nitrógeno trabaja con valencia 5, en el nitrato, este trabaja con la misma valencia.<br />
  21. 21. d) Compuesto + Compuesto<br />ii) Óxido no metálico + Agua<br /><ul><li>Ejemplo2: Pentóxido de dibromo + Agua</li></ul>Br2 O5 + H2 O  H Br O3 *<br />*En el bromato, el bromo trabaja con valencia 5, al igual que en el pentóxido de dibromo<br /><ul><li>Ejemplo3: Heptóxido de dicloro + Agua</li></ul>Cl2 O7 + H2O  H Cl O4*<br />*En el perclorato, el cloro trabaja con valencia 7, al igual que en el heptóxido de dicloro<br />
  22. 22. Reacciones de descomposición<br />AB + C<br />
  23. 23. a) Un compuesto en 2 elementos<br />El elemento se descompone totalmente en 2 elementos que lo constituyen (independientemente de la valencia con la que trabaje el elemento en el compuesto).<br /><ul><li>Ejemplo1: Cloruro de hierro (III)</li></ul>Fe Cl2  Fe + Cl2<br /><ul><li>Ejemplo2: Cloruro de hierro (III)</li></ul>Fe Cl3  Fe + Cl2<br />
  24. 24. a) Un compuesto en 2 elementos<br />Se debe tener siempre en cuenta que los elementos que en su estado libre son diatómicos o poliatómicos se deben colocar con su respectivo subíndice.<br /><ul><li>Ejemplo3: Hexafluoruro de azufre</li></ul>S F6 S8 + F2<br />
  25. 25. b) Un compuesto en un compuesto y un elemento<br />Es el proceso inverso a la combinación de un elemento y un compuesto, el compuesto puede descomponerse parcialmente en un compuesto donde el átomo central presenta un estado de oxidación másbajo más el elemento con el que está combinado, de la forma:<br />AB AB + B<br />Donde AB representa un compuesto con un número de oxidación alto de A y AB representa el mismo compuesto con un número de oxidación más bajo de A.<br />
  26. 26. b) Un compuesto en un compuesto y un elemento<br />Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo1: Trióxido de azufre</li></ul>SO3  SO2 + O2<br /><ul><li>Ejemplo2: Heptacloruro de yodo</li></ul>I Cl7 I Cl5+ I<br /><ul><li>Ejemplo3: Pentóxido de dinitrógeno</li></ul>N2 O5 N2 O3+ N2<br />
  27. 27. c) Un compuesto en 2 compuestos<br />i) Descomposición de hidróxidos<br />Un hidróxido se puede descomponer en un óxido metálico correspondiente más agua.<br /><ul><li>Ejemplo1: Hidróxido de magnesio</li></ul>Mg (OH)2 Mg O + H2 O<br />
  28. 28. c) Un compuesto en 2 compuestos<br />i) Descomposición de hidróxidos<br /><ul><li>Ejemplo2: Hidróxido de cobre (I)</li></ul>Cu (OH)  Cu2 O + H2 O<br />El hidróxido de cobre (I) se descompone en óxido de cobre (I) más agua<br /><ul><li>Ejemplo3: Hidróxido de hierro(II)</li></ul>Fe (OH)2 Fe O + H2 O<br />El hidróxido de hierro (II) se descompone en óxido de hierro (II) más agua<br />
  29. 29. c) Un compuesto en 2 compuestos<br />ii) Descomposición de oxácidos<br />Un oxácidose puede descomponer en un óxido no metálico correspondiente más agua.<br /><ul><li>Ejemplo1: Ácido sulfúrico</li></ul>H2 SO4SO3 + H2O<br />El ácido sulfúrico se descompone en trióxido de azufre más agua<br />
  30. 30. c) Un compuesto en 2 compuestos<br />ii) Descomposición de oxácidos<br /><ul><li>Ejemplo 2: Ácido perbrómico</li></ul>H BrO4 Br2O7 +H2O<br />El ácido perbrómico se descompone en heptóxido de dibromo más agua<br /><ul><li>Ejemplo 3: Ácido hipobromoso</li></ul>H BrO Br2O +H2O<br />El ácido hipobromoso se descompone en óxido de dibromo más agua<br />
  31. 31. Reacciones de desplazamiento<br />Ax + BBx + A<br />
  32. 32. Orden de reactividad de los metales<br />En las reacciones de desplazamiento un elemento desplaza al otro dependiendo de su posición en el orden de reactividad de los metales, la cual es la siguiente:<br />Orden de reactividad de los metales<br />Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au<br />
  33. 33. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo1: Perclorato de cobre + litio</li></ul>Cu ClO4 + Li  LiClO4 + Cu<br />En este caso el litio desplaza al cobre, ya que se encuentra antes en el orden de reactividad de los metales.<br /><ul><li>Ejemplo2: Carbonato de litio + estaño</li></ul>Li CO3 + Sn  N.R<br />No reacciona, ya que el litio está antes que el estaño en el orden de reactividad de los metales, por lo tanto no lo desplaza.<br />
  34. 34. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo3: Sulfito de hierro (III) + bario</li></ul>Fe2 (SO3)3 + Ba Ba (SO3) + Fe<br />Aquí el bario sí desplaza al hierro, ya que el bario está antes que el hierro en el orden de reactividad de los metales, así, pasando de sulfito de hierro (III) mas bario a sulfito de bario mas hierro<br />
  35. 35. Reacciones de doble desplazamiento<br />Ax + ByAy + Bx<br />
  36. 36. Reacciones de doble desplazamiento<br />En este tipo de reacciones, dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo reaccionan. Al producirse la reacción el componente positivo de cada sustancia se combina con el negativo de la otra<br />
  37. 37. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo1: Sulfuro de cobalto (II) + ácido sulfúrico</li></ul>CoS + H2SO4 Co (SO4)+ H2S<br />El componente positivo de cada sustancia (cobalto e hidrógeno) se combina con el negativo de la otra (azufre y sulfato)<br /><ul><li>Ejemplo2: Cromato de litio + fosfato de potasio</li></ul>Li2 (CrO4) + K3 (PO4)  Li3(PO4) + K2 (CrO4) <br />El componente positivo de cada sustancia (litio y potasio) se combina con el negativo de la otra (cromatoy fosfato)<br />
  38. 38. Reacciones de ácido-base<br />
  39. 39. Reacciones ácido-base<br />Cuando un ácido reacciona con una base se produce una sal más agua, también se conocen con reacciones de neutralización.<br />Ácido + Base Sal + H2O<br />
  40. 40. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo1: Ácido clorhídrico + hidróxido de potasio</li></ul>H Cl + K (OH)  K Cl + H2O<br />El ácido clorhídrico(ácido) más hidróxido de potasio(base) forman cloruro de potasio(sal) más agua<br /><ul><li>Ejemplo2: Ácido fosfórico + hidróxido de magnesio</li></ul>H3 PO4+ Mg (OH)2 Mg PO4+ H2O<br />El ácido fosfórico (ácido) más hidróxido de magnesio (base) forman fosfato de magnesio (sal) más agua<br />
  41. 41. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo3: Ácido perclórico + hidróxido de cobre (II)</li></ul>H ClO4+ Cu (OH)2 Cu (ClO4)2 + H2O<br />El ácido perclórico (ácido) más hidróxido de cobre (II) (base) forman perclorato de cobre (II) (sal) más agua<br />
  42. 42. Reacciones de combustión<br />
  43. 43. Reacciones de combustión<br />En este tipo de reacciones una sustancia se quema en la presencia de oxígeno.<br />a) La combustión completa de un elemento da como resultado el óxido del elemento en su estado de oxidación más alto.<br />Elemento o compuesto + O2 Óxido del elemento (en su estado de oxidación más alto)<br />
  44. 44. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo 1: Hierro + oxígeno</li></ul>Fe + O2 Fe2 O3<br /><ul><li>Ejemplo 2: Litio + oxígeno</li></ul>Li + O2 Li2 O<br /><ul><li>Ejemplo 3: Sodio + oxígeno</li></ul>Na + O2 Na2 O<br />
  45. 45. Ejemplos:<br />b) Al quemar un compuesto generalmente se producen óxidos de los elementos presentes en su estado de oxidación más elevados<br /><ul><li>Ejemplo 4: Sulfuro de hierro (II) + oxígeno</li></ul>Fe S + O2 Fe2 O3 + SO3<br />
  46. 46. Ejemplos:<br /><ul><li>Ejemplo 5: Carburo de calcio + oxígeno</li></ul>Ca C + O2 Ca O + CO2<br /><ul><li>Ejemplo 6: Metano + oxígeno</li></ul>CH4+ O2 CO2 + H2O<br />
  47. 47. Ejemplos:<br />c) Cuando los elementos nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo están presentes en la sustancia original generalmente son convertidos en elementos libres y no óxidos.<br /><ul><li>Ejemplo 7: Tetrabromuro de azufre + oxígeno</li></ul>SBr4 + O2 SO3+ Br2<br />

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