Reacciones Químicas
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Reacciones Químicas Reacciones Químicas Presentation Transcript

  • Profesor: Aníbal MoraEstudiante: Mariela Chaves10C
  • Doble Desplazamiento Desplazamiento Descomposición Ácido-BaseCombinación Reacciones Combustión Químicas
  • CombinaciónI. 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 binariocovalente 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  Al2O3b) 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 + H2Oc) 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