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Profesor: Aníbal Mora

Estudiante: Mariela Chaves
10C
Doble
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     Descomposición                                     Ácido-Base




Combinación
                               Reacciones                     Combustión
                                Químicas
Combinación
I. Metal + no metal = compuesto iónico
 En ciertos casos el metal puede presentar varios
  números de oxidación, el producto formado dependerá
  de las condiciones bajo las cuales se lleva a cabo la
  reacción.
 Ejemplos:        Na + Cl2  NaCl
                   K + Cl2  KCl
                   Ba + Br2  BaBr2
II. No metal + no metal = compuesto binario
covalente
 Se debe de tener en cuenta que los no metales sólo
  presentan un único número de oxidación negativo.
 Ejemplos:


                  S8 + I2  SI2

                 Cl2 + B  CL3B

                  N2 + B  NB
III. Combinación de un elemento y un compuesto
 Un elemento puede presentar varios estados de oxidación
  positivos, al combinarse con un elemento más electronegativo
  podría originar primero un compuesto en donde presenta el estado
  de oxidación positivo más bajo, si este compuesto se combina con el
  mismo elemento formará compuestos en donde presentará estados
  de oxidación positivos superiores.

 Ejemplos:


                         Br2O + O2  Br2O3
                          P2O3 + O2  P2O5
                         FeCl2 + Cl2  FeCl3
VI. Combinación de 2 compuestos
 Óxido metálico más agua forma un hidróxido
    Recordar que algunos óxidos de los elementos de
     transición que tienen varios números de oxidación, los que
     trabajan con el número de oxidación más bajo dan
     hidróxidos y los que trabajan con número de oxidación
     más alto dan oxácidos

                            Na2O + H2O  NaOH

                           BaO + H2O  Ba(OH)2

                           CrO3 + H2O  Cr(OH)6
 Óxido no metálico más agua forma un oxácido
    Al disolverse un óxido no metálico en agua se produce un
     oxácido, en el que el átomo central del oxácido (el átomo
     que está en menor cantidad) mantiene el mismo número
     de oxidación que presenta el óxido



                   SO3 + H2O  H2SO4

                  Br2O7 + H2O  HBrO4

                   As2 + H20  H2AsO4
I. Un compuesto en dos elementos
 En las reacciones de descomposición un elemento se
  descompone totalmente en los dos elementos que lo
  constituyen. Aquí se debe recordar que cuando un
  elemento es diatómico se debe de escribir con un 2 en
  el subíndice
 Ejemplos:
                          H2O  H2 + O2
                          NH3  N2 +H2
                         CaCl2  Ca + Cl2
II. Un compuesto es un compuesto y un elemento
 Cuando se descompone un compuesto en que el átomo
  central (menos electronegativo) está en un estado de
  oxidación alto, el compuesto puede descomponerse
  parcialmente en un compuesto donde el átomo central
  presenta un estado de oxidación más bajo, más el elemento
  con que está combinado. Es el proceso inverso de la
  combinación de un elemento y un compuesto.

 Ejemplos:

                   So3  SO + O2
                   SF6  SF4 + F2
                   IBr7  IBr5 + Br2
II. Un compuesto en dos elementos
 Descomposición de hidróxidos
    Cuando se descompone un hidróxido nos da el óxido
     metálico correspondiente más agua

    Ejemplos:


                   NaOH  Na2O + H2O

                  Ca(OH)2  CaO + H2O

                  Fe(OH)2  FeO + H2O
 Descomposición de oxácidos
    Cuando se descompone un oxácido nos da el óxido no
     metálico correspondiente más agua. Debemos de observar
     con que número de oxidación está trabajando el átomo
     central en el oxácido y este número es el que le va a
     corresponder llevar al oxígeno en el óxido no metálico ya
     que se va a intercambiar con el 2 que tiene el oxigeno.

    Ejemplos:
                         H3PO4  P2O5 + H2O

                         HNO2  N2O3 + H2O

                          HIO3  I2O5 + H2O
Desplazamiento
 En este tipo de reacciones un elemento desplaza a otro En
  este tipo de reacciones un elemento desplaza a otro. Debe
  saberse el orden de reactividad de los metales.

   Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au



 Ejemplos:                MgSO4 + Ca  CaSO4 + Mg

                           MgSO4 + Au  N.R.

                           FeSO4 + Ca  CaSO4 + Fe
 En este tipo de reacciones, dos sustancias constituidas por un
  componente positivo y uno negativo reaccionan. Al
  combinarse o producirse la reacción el componente positivo de
  cada sustancia se combina con el negativo de la otra

 Ejemplos:

                     AgNO3 + KCl  AgCl + KNO3

                     AlCl3 + K3PO3  AlPO3 + KCl

                FeSO4 + Al(OH)3 Fe(OH)2 + Al2(SO4)3
 También llamadas reacciones de neutralización

 Siempre que un ácido reacciona con una base se produce una sal
  más agua, estas reacciones también son conocidas como
  reacciones de neutralización

 Ejemplos:

                HClO4 + Cu(OH)2  Cu(ClO4)2 + H2O

                  HBr(ac) + Ca(OH)2  CaBr2 + H2O

                      HF + LiOH  LiF + H2O
a)   La combustión completa de un elemento usualmente da como
     resultado el óxido del elemento en su estado de oxidación más alto.
                                 Fe + O2  Fe2O3
                                 Al + O2  Al2O3
b)   Al quemar un compuesto generalmente se producen óxidos de los
     elementos presentes en su estado de oxidación más elevados.

                                    FeS + O2  Fe2O3 + SO3
                                    PH3 + O2  P2O5 + H2O

c)   Cuando los elementos nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo están
     presentes en la sustancia original generalmente son convertidos en
     elementos libres y no en óxidos

                         NH3 + O2  H2O + N2
                         SBr4 + O2  SO3 + Br2
                         CCl4 + O2  CO2 + Cl2

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Reacciones Químicas

  • 2. Doble Desplazamiento Desplazamiento Descomposición Ácido-Base Combinación Reacciones Combustión Químicas
  • 3. Combinación I. Metal + no metal = compuesto iónico  En ciertos casos el metal puede presentar varios números de oxidación, el producto formado dependerá de las condiciones bajo las cuales se lleva a cabo la reacción.  Ejemplos: Na + Cl2  NaCl K + Cl2  KCl Ba + Br2  BaBr2
  • 4. II. No metal + no metal = compuesto binario covalente  Se debe de tener en cuenta que los no metales sólo presentan un único número de oxidación negativo.  Ejemplos: S8 + I2  SI2 Cl2 + B  CL3B N2 + B  NB
  • 5. III. Combinación de un elemento y un compuesto  Un elemento puede presentar varios estados de oxidación positivos, al combinarse con un elemento más electronegativo podría originar primero un compuesto en donde presenta el estado de oxidación positivo más bajo, si este compuesto se combina con el mismo elemento formará compuestos en donde presentará estados de oxidación positivos superiores.  Ejemplos: Br2O + O2  Br2O3 P2O3 + O2  P2O5 FeCl2 + Cl2  FeCl3
  • 6. VI. Combinación de 2 compuestos  Óxido metálico más agua forma un hidróxido  Recordar que algunos óxidos de los elementos de transición que tienen varios números de oxidación, los que trabajan con el número de oxidación más bajo dan hidróxidos y los que trabajan con número de oxidación más alto dan oxácidos Na2O + H2O  NaOH BaO + H2O  Ba(OH)2 CrO3 + H2O  Cr(OH)6
  • 7.  Óxido no metálico más agua forma un oxácido  Al disolverse un óxido no metálico en agua se produce un oxácido, en el que el átomo central del oxácido (el átomo que está en menor cantidad) mantiene el mismo número de oxidación que presenta el óxido SO3 + H2O  H2SO4 Br2O7 + H2O  HBrO4 As2 + H20  H2AsO4
  • 8. I. Un compuesto en dos elementos  En las reacciones de descomposición un elemento se descompone totalmente en los dos elementos que lo constituyen. Aquí se debe recordar que cuando un elemento es diatómico se debe de escribir con un 2 en el subíndice  Ejemplos: H2O  H2 + O2 NH3  N2 +H2 CaCl2  Ca + Cl2
  • 9. II. Un compuesto es un compuesto y un elemento  Cuando se descompone un compuesto en que el átomo central (menos electronegativo) está en un estado de oxidación alto, el compuesto puede descomponerse parcialmente en un compuesto donde el átomo central presenta un estado de oxidación más bajo, más el elemento con que está combinado. Es el proceso inverso de la combinación de un elemento y un compuesto.  Ejemplos: So3  SO + O2 SF6  SF4 + F2 IBr7  IBr5 + Br2
  • 10. II. Un compuesto en dos elementos  Descomposición de hidróxidos  Cuando se descompone un hidróxido nos da el óxido metálico correspondiente más agua  Ejemplos: NaOH  Na2O + H2O Ca(OH)2  CaO + H2O Fe(OH)2  FeO + H2O
  • 11.  Descomposición de oxácidos  Cuando se descompone un oxácido nos da el óxido no metálico correspondiente más agua. Debemos de observar con que número de oxidación está trabajando el átomo central en el oxácido y este número es el que le va a corresponder llevar al oxígeno en el óxido no metálico ya que se va a intercambiar con el 2 que tiene el oxigeno.  Ejemplos: H3PO4  P2O5 + H2O HNO2  N2O3 + H2O HIO3  I2O5 + H2O
  • 12. Desplazamiento  En este tipo de reacciones un elemento desplaza a otro En este tipo de reacciones un elemento desplaza a otro. Debe saberse el orden de reactividad de los metales. Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au  Ejemplos: MgSO4 + Ca  CaSO4 + Mg MgSO4 + Au  N.R. FeSO4 + Ca  CaSO4 + Fe
  • 13.  En este tipo de reacciones, dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo reaccionan. Al combinarse o producirse la reacción el componente positivo de cada sustancia se combina con el negativo de la otra  Ejemplos: AgNO3 + KCl  AgCl + KNO3 AlCl3 + K3PO3  AlPO3 + KCl FeSO4 + Al(OH)3 Fe(OH)2 + Al2(SO4)3
  • 14.  También llamadas reacciones de neutralización  Siempre que un ácido reacciona con una base se produce una sal más agua, estas reacciones también son conocidas como reacciones de neutralización  Ejemplos: HClO4 + Cu(OH)2  Cu(ClO4)2 + H2O HBr(ac) + Ca(OH)2  CaBr2 + H2O HF + LiOH  LiF + H2O
  • 15. a) La combustión completa de un elemento usualmente da como resultado el óxido del elemento en su estado de oxidación más alto. Fe + O2  Fe2O3 Al + O2  Al2O3 b) Al quemar un compuesto generalmente se producen óxidos de los elementos presentes en su estado de oxidación más elevados. FeS + O2  Fe2O3 + SO3 PH3 + O2  P2O5 + H2O c) Cuando los elementos nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo están presentes en la sustancia original generalmente son convertidos en elementos libres y no en óxidos NH3 + O2  H2O + N2 SBr4 + O2  SO3 + Br2 CCl4 + O2  CO2 + Cl2