Este documento describe diferentes tipos de reacciones químicas, incluyendo combinación, descomposición, desplazamiento, doble desplazamiento, combustión y reacciones ácido-base. Proporciona ejemplos de fórmulas químicas para ilustrar cada tipo de reacción. También explica conceptos como números de oxidación, estados de oxidación y la reactividad de los metales.

1. Reacciones
químicas
Maria Fernanda Campos Calderón
10-C

2. • Combinación
• Descomposición
• Desplazamiento
• Doble desplazamiento
• Endotérmicas
• Energía exotérmica
• Acido/ base = Neutralización
• Combustión
Tipos

3. Reacciones de
combinación

4. Los elementos que tienen mas de un
átomo siempre se le deben de colocar
un dos o el numero que le
corresponde
• H2 • O3
• O2
• N2 • P4
• F2 • As4
• Cl2
• Br2 • S8
• I2
Nota

5. Cuando presenta varios números de oxidación el producto
formado dependerá de las condiciones bajo las cuales se lleva
a cargo la reacción.
Na + Cl2 NaCl
Su resultado va a
ser un Mg + I2  MgI2
Compuesto
Al + O2  Al2O3
iónico
metal + no metal

6. - Elemento mas electronegativo = numero de oxidación
negativo
- Elemento menos electronegativo = positivo
UN UNICO NUMERO DE OXIDACION NEGATIVO
H2 + O2  H20
Su resultado va a ser
un compuesto binario C + Cl2  CCl2 /
covalente CCl4
B + O2  B2O3
No metal + no metal

7. Varios estados de oxidación positivos, al combinarse con un
elemento mas electronegativo = estado de oxidación positivo
mas bajo.
Si este compuesto se combina con el mismo elemento =
compuestos con estados de oxidación positivos superiores.
Carbono con baja cantidad de oxigeno  C(+2) O = CO
Carbono con mas oxigeno  C(+4) O2 = CO2
FeCl2 + Cl2  FeCl3
FeCl3 + Cl2 N.R.
O2 + C  CO/CO2
Elemento + compuesto

8. Oxido metálico + agua = hidróxido
Los que tienen varios números de oxidación:
- números bajos = hidróxidos - oxácidos números mas altos = oxácidos
Na2O + H20  NaOH En el que el átomo central del oxácido
(el átomo que está en menor cantidad)
FeO + H20  KOH mantiene el mismo número de oxidación
que presenta el óxido
K 2 O + H2 OFe(OH)2
As2 + H20  H2AsO4
Br2O7 + H2O  HBrO4
SO3 + H2O H2SO4
Compuesto + compuesto

9. Reacciones de
descomposición

10. El elemento se descompone totalmente en los
elementos que lo constituyen
NH3  N2 + H 2 Se debe de escribir
el dos en los
elementos
CH4  C + H2 diatónicos o en los
otros casos 8 o 3
KCl  K + Cl2
Compuesto de dos
elementos

11. El compuesto puede descomponerse parcialmente en un
compuesto donde el átomo central presenta un estado de
oxidación mas bajo, mas el elemento con el que esta combinado.
N2O5 N2 O3 + O2
SF6 SF4 + F2
P205 P2O3 + O2
Compuesto en un compuesto
y en un elemento

12. Al (OH)3  Al2O3 + H2O
Fe (OH)2  FeO + H2O
KOH  KO2 + H2O
LiOH Li2O + H2O
Compuesto en dos
compuestos (hidroxidos)

13. Cuando se descompone un oxacido = oxido no metálico + agua
H3PO4  P2O5 + H2O
HClO4  Cl2O7 + H2O
HNO2  N2O3 + H2O
HIO4  I2O7 + H2O
Descomposición de
oxácidos

14. Reacciones de
desplazamient
o

15. • 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.
Al2 (SO4)3 + Ag  N.R
CuClO + Li  LiClO4 + Cu
MgSO4 + Ca  CaSO4 + Mg

16. Reacciones de
doble
desplazamiento

17. AgNO3 + KCl  KNO3 + AgCl
LiBrO3 + K3PO4  Li3PO4 + KBrO
Fe2S3 + HCl  FeCl3 + H2O

18. Reacciones
acido – base

19. HCl + Mg (OH)2  MgCl2 + H2O
H3PO4+ KOH KPO4 + H2O
H2SO4 + Al (OH)3  Al (SO4) + H2O

20. Reacciones de
combustión

21. Fe + O2  Fe2O3
Cr + O2  CrO3
CH4 + O2  CO2 + H2O
SBr4 + O2  SO3 + Br2