Este documento presenta información sobre diferentes tipos de reacciones químicas, incluyendo combinaciones, descomposiciones, desplazamientos, ácido-base y combustión. Explica conceptos como los estados de oxidación de los elementos y los productos que se forman en cada tipo de reacción.

1. Profesor: Aníbal Mora
Estudiante: Mariela Chaves
10C

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