Presentación de reacciones químicas

1. Reacciones Químicas
Carlos Meléndez Campos
Saint Francis College
Profesor: Aníbal Mora

2. Tipos de reacciones
Combinación
Combustión Descomposición
Acido-Base Desplazamiento
Doble
Desplazamiento

3. Reacciones de Combinación
 Metal + no metal va a dar siempre un compuesto iónico (ión + ión).
 Cuando 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
Ca + Cl2 CaCl2
Cr + Br2 CrBr2

4. Reacciones de Combinación
 No metal + no metal nos da un compuesto binario covalente.
 Se debe tener en cuenta que los no metales sólo presentan un
único número de oxidación negativo.
 En este caso el elemento más electronegativo presentará un
número de oxidación negativo y el menos electronegativo un
número de oxidación positivo.
 Ejemplos:
H2 + O2 H2O
S8 + I2 SI2 o SI4 o SI6
N2 + B BN

5. Reacciones de Combinación
 Combinación de un elemento y un compuesto.
 Cuando un elemento puede presentar varios estados de oxidación
positivos, al combinarse con un elemento más electronegativo podrá
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:
MnO + O2 Mn2O3
Mn2O3 + O2 MnO2
CO + O2 CO2

6. Reacciones de Combinación
 Combinación de 2 compuestos
 Aunque existen muchas reacciones de combinación de 2
compuestos, nos interesa estudiar dentro de este tipo las
reacciones en que intervienen los óxidos.
 Óxido metálico mas agua nos va dar un compuesto llamado
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.
 Ejemplos:
O + H2O OH CO2 + H2O H2CO3
LiO + H2O LiOH SO3 + H2O H2SO4
FeO + H2O Fe(OH)2 SO2 + H2O H2SO3

7. Reacciones de Descomposición
 Descomposición de un compuesto en 2 elementos.
 En estas reacciones de descomposición un elemento se
descompone totalmente en los dos elementos que lo
constituyen. Aquí deben de recordar que cuando un elemento
es diatómico se debe de escribir con un 2 en el subíndice.
 Ejemplos:
H2 + O2 H2 O
N 2 + H2 NH3
C + H2 CH4

8. Reacciones de Descomposición
 Descomposición de un compuesto en un compuesto y un elemento.
 Éste es el proceso inverso de la combinación de un elemento y un
compuesto. 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.
 Ejemplos:
PCl5 PCl3 + Cl2
SO3 SO2 + O2
SF4 SF2 + F2

9. Reacciones de Descomposición
 Descomposición de un compuesto en dos compuestos.
 Descomposición de hidróxidos: Cuando se descompone un
hidróxido nos da el óxido metálico correspondiente más agua.
 Ejemplos:
Al(OH)3 Al2O3 + H2O
Mn(OH)7 Mn2O7 + H2O
Mg(OH)2 MgO + H2O

10. Reacciones de Desplazamiento
 En este tipo de reacciones un elemento desplaza a otro. Deben de
saberse el orden de reactividad de los metales, en algunos casos un
elemento no desplaza al otro elemento entonces la respuesta de la
reacción es N. R. (no reacciona).
 Los metales están ordenados de mayor a menor reactividad, de
izquierda a derecha, en la siguiente lista:
 Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au.
 Saberse este orden es fundamental para efectuar las reacciones de
desplazamiento.

11. Reacciones de Desplazamiento
 Ejemplos:
 Al2(SO4)3 + Ag N.R
 CuClO4 + Li LiClO4 + Cu
 Al(NO2)3 + Mg Mg(NO2)2 +Al
 Li2CO3 + Sn N.R
 Zn(ClO4)2 + Cu N.R

12. Reacciones de Doble Desplazamiento
 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 KNO3 + AgCl
LiBrO3 + K3PO4 Li3PO4 + KBrO3
Fe2S3 + HCl FeCl3 + H2S

13. Reacciones ácido-base
 Este tipo de reacciones están comprendidas dentro del grupo
anterior.
 Siempre que un ácido reacciona con una base se produce una
sal más agua, estas reacciones también son conocidas como
REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN.
 Ejemplos:
HCl + Mg(OH)2 MgCl2 + H2O
HCl + Al(OH)3 AlCl3 + H2O
H2SO4 + Al(OH)3 Al(SO4)3 + H2O

14. Reacciones de Combustión
 Estas son reacciones especiales y diferentes a las anteriores, aquí
una sustancia se quema en presencia de oxígeno (o sea
reacciona con el oxígeno).
 La combustión completa de un elemento usualmente da como
resultado el óxido del elemento en su estado de oxidación más
alto.
 Ejemplos:
Fe + O2 Fe2O3
Na + O2 Na2O
Cr + O2 CrO3

15. Reacciones de Combustión
 Al quemar un compuesto generalmente se producen óxidos de
los elementos presentes en su estado de oxidación más elevados.
 Ejemplos:
FeS + O2 Fe2O3 + SO3
Ca2C + O2 CaO + CO3
CH4 + O2 P2O5 + H2O

16. Reacciones de Combustión
 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.
 Ejemplos:
NH3 + O2 N 2 + H2 O
CCl4 + O2 CO2 + Cl2
CH2N + O2 CO2 + N2 + H2O