Reacciones Quimicas, Colegio Saint Francis

1. REACCIONES QUiMICAS Valeria Alpízar Chacón Saint Francis College Décimo Año Profesor: Aníbal Mora

2. REACCIONES DE COMBINACIóN

3. Cuando presenta varios números de oxidación, el producto formado dependerá de las condiciones bajo las cuales se lleva a cabo la reacción. Elementos diatómicos

4. Ejemplos Na + Cl  NaCl K + S8 K2S Li + Br  LiBr Ca + Cl  CaCl2 Nota: Ninguno de los ejemplos de reacciones presentes en esta presentación están balanceados.

5. El elemento más electronegativo presentará un número de oxidación negativo y el menos electronegativo un número de oxidación positivo. Sólo presentan un único número de oxidación negativo

6. ejemplos H + O2  H2O B + O2 B2O3 S8 + B  B2S3 C + Cl  CCl4

7. Cuando un elemento presenta varias valencias positivas, al combinarse con un elemento más electronegativo, origina 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.

8. Ejemplos O2 + C  CO2 CO2 + O2  CO4 AsCl3 + Cl2  AsCl5 AsCl5 + Cl2  AsCl7

9. Existen muchas reacciones de combinación de 2 compuestos, nos interesa estudiar dentro de este tipo las reacciones en que intervienen los óxidos.

10. Los que trabajan con el número de oxidación más bajo dan hidróxidos y los que trabajan con número de oxidación más alto dan oxácidos. COMBINACIONES DE 2 COMPUESTOS

11. Ejemplos Li2O + H2OLiOH Na2O + H2O  NaOH Fe2O + H2O  FeOH Fe3O + H2O  Fe(OH)3

12. Su átomo central mantiene el mismo número de oxidación que presenta el óxido. COMBINACIONES DE 2 COMPUESTOS

13. ejemplos CO2 + H2O  H2CO3 SO3 + H2O  H2SO4 SO2 + H2O  H2SO3 N2O5 + H2O  HNO3

14. Reacciones de descomposicion

15. Cuando uno es diatómico se escribe con un subíndice 2

16. Ejemplos H2O  H + O2 H2O2  H2 + O2 NH4 H+ N4 CH4  C4 + H

17. Presenta un estado de oxidación más bajo El átomo central está en un estado de oxidación alto. Se descompone parcialmente

18. Ejemplos PCl5 PCl4 + Cl SO3  SO2 + O2 N2O5  NO3 + O2 SF6  SF4 + F2

20. Descomposicion de hidroxidos

21. ejemplos LiOH LiO + H2O NaOH  NaO + H2O KOH  KO + H2O CuOH  Cu2O + H2O

22. Descomposicion de oxacidos Su número de oxidación (del átomo central) 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.

23. ejemplos H3PO4  HPO4 + H2O H3PO3  HPO3 + H2O H2CO3  O2CO3 + H2O HNO3  O2NO2 + H2O

24. Cuando un elemento no desplaza a otro N. R. orden de reactividad de los metales elemento desplaza a otro Metales de mayor a menor reactividad Reacciones de desplazamiento

25. ORDEN DE REACTIVIDAD DE LOS METALES

26. ejemplos Al2(SO4)3 + Ag  N.R. CuClO4 + Li  LiClO4 + Cu ZnSO4 + Cu  N.R Al(NO3) + Mg  Mg(NO3) + Al

27. No reacciona (n.r) Los elementos más reactivos pueden desplazar a los menos reactivos, generándose una reacción Un elemento menos reactivo no puede reemplazar a otro más activo y no se genera una reacción química (N.R) Tomado de: http://www.slideshare.net/verorosso/reacciones-de-desplazamiento

28. Al combinarse el componente positivo de cada sustancia se combina con el negativo de la otra Reacciones de doble desplazamiento Reacción de dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo

29. ejemplos AgNO3 + KCl AgCl + KNO3 Ag2SO4 + NaCl  AgCl + Na2SO4 Li2CrO4 + K3PO4  Li3PO4 + K3CrO4 AlCl3 + K3PO3 AlPO3 + KCl

30. Reacciones acido-base Reacciones de Neutralización Producen una sal más agua Reacciones de doble desplazamiento

31. ejemplos HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O H3PO4 + Al(OH)3  AlPO4 + H2O HClO4 + Cu(OH)2  Cu(ClO4)2 + H2O H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O

32. Reacciones de combustion La sustancia se quema en presencia de oxígeno

33. a) CombustiÓn completa

34. ejemplos Fe + O2 Fe2O3 Li + O2  Li2O Ca + O2  CaO Mn + O2  Mn2O7

35. B) Al quemar un compuesto…

36. ejemplos FeS + O2 Fe2 + SO3

37. 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.

38. ejemplos NH3 + O2 N2 + H2O CH4 + O2  CO2 + H2O SBr + O2  Br2 + SO3 CCl4 + O2 Cl2 + CO2

39. No continuarÁ