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Reacciones Químicas<br />Saint Francis College<br />Jimena Jaikel Víquez<br />Costa Rica<br />
Reacciones de combinación A + B  C<br />Metal + no metal<br /><ul><li>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 cual...
Potasio más azufre 		K + S8 K2S
Litio más bromo		Li + Br2LiBr
Calcio más cloro		Ca + Cl2 CaCl2</li></li></ul><li>Potasio<br />Azufre<br />K2S<br />
b) No metal + no metal nos da un compuesto binario covalente<br /> <br /><ul><li>El elemento más electronegativo presentar...
Los no metales sólo presentan un único número de oxidación negativo.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
Boro más oxígeno 		B + O2 B2O3
Azufre más yodo		I2 + S8 SI2/ SI4/ SI6*
Carbono más cloro		C + Cl2 CCl2/ CCl4*</li></ul>* Cualquier opción es correcta<br />
c) Combinación de un elemento y un compuesto.<br /> <br /><ul><li>Se podrá utilizar como resultado NR (no responde), cuand...
Cuando un elemento puede presentar varios estados de oxidación positivos, al combinarse con un elemento más electronegativ...
<ul><li> 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 ...
Tricloruro de arsénico más cloro  	</li></ul>	AsCl3 + Cl2 AsCl5<br /><ul><li>Pentaclororuro de arsénico más cloro	</li></...
d) Combinación de 2 compuestos<br /><ul><li>Óxido metálico más H2O nos va dar un compuesto llamado hidróxido.
En algunos óxidos de los elementos de transición que tienen varios números de oxidación se pueden dar dos casos</li></li><...
Los que trabajan con número de oxidación más alto da oxácidos.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
Agua más óxido de calcio	 H2O + CaO Ca(OH)2
Óxido de cromo (VI) más agua		</li></ul>	CrO3 + H2O  Cr(OH)6<br /><ul><li>Óxido de plomo (IV) más agua	      PbO2 + H2O ...
<ul><li>Los óxidos no metálicos más H2O dan como resultado un compuesto llamado oxácido.
El átomo central del oxácido (el átomo que está en menor cantidad) mantiene el mismo número de oxidación que presenta el ó...
Trióxido de azufre más agua	      </li></ul>	SO3 + H2O  H2SO4<br /><ul><li>Pentóxido de dibromo más agua      </li></ul>	...
Reacciones de descomposición  A  B + C<br />Descomposición de un compuesto en 2 elementos<br /><ul><li>En estas un compue...
Cuando un elemento es diatómico se debe de escribir con un 2 en el subíndice.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
Amoniaco	NH3 N2 + H2
Nitruro de magnesio	    Mg3N2 Mg + N2
Óxido de calcio		CaO Ca + O2</li></li></ul><li>NH3<br />NaCl<br />
b) Descomposición de un compuesto en un compuesto y un elemento.<br /><ul><li>Éste es el proceso inverso de la combinación...
 Cuando se descompone un compuesto en que el átomo central está en un estado de oxidación alto, el compuesto puede descomp...
Hexafluoruro de azufre		SF6 SF4 + F2
Pentacloruro de fósforo		PCl5PCl3 + Cl2
Heptabromuro de yodo		IBr7 IBr5 + Br2</li></li></ul><li>c) Descomposición de un compuesto en dos compuestos.<br /><ul><li...
Cuando se descompone un hidróxido nos da el óxido metálico correspondiente más agua.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
Hidróxido de sodio 	     NaOH Na2O + H2O
Hidróxido de magnesio		Mg(OH)2MgO + H2O
Hidróxido de aluminio (III) 	 Al(OH)3 Al2O3 + H2O</li></li></ul><li>NH3<br />Ca(OH)2<br />
<ul><li>Descomposición de oxácidos.</li></ul> <br /><ul><li>Cuando se descompone un oxácido nos da el óxido no metálico co...
Debemos de observar con que número de oxidación está trabajando el átomo central en el oxácido y este # es el que le va a ...
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Reacciones químicas powerpoint

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tipo de reacciones químicas y ejemplos

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Reacciones químicas powerpoint

  1. 1. Reacciones Químicas<br />Saint Francis College<br />Jimena Jaikel Víquez<br />Costa Rica<br />
  2. 2. Reacciones de combinación A + B  C<br />Metal + no metal<br /><ul><li>Va a dar siempre un compuesto iónico (ión + ión)
  3. 3. 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. </li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  4. 4. Potasio más azufre K + S8 K2S
  5. 5. Litio más bromo Li + Br2LiBr
  6. 6. Calcio más cloro Ca + Cl2 CaCl2</li></li></ul><li>Potasio<br />Azufre<br />K2S<br />
  7. 7. b) No metal + no metal nos da un compuesto binario covalente<br /> <br /><ul><li>El elemento más electronegativo presentará un número de oxidación negativo y el menos electronegativo un número de oxidación positivo.
  8. 8. Los no metales sólo presentan un único número de oxidación negativo.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  9. 9. Boro más oxígeno B + O2 B2O3
  10. 10. Azufre más yodo I2 + S8 SI2/ SI4/ SI6*
  11. 11. Carbono más cloro C + Cl2 CCl2/ CCl4*</li></ul>* Cualquier opción es correcta<br />
  12. 12. c) Combinación de un elemento y un compuesto.<br /> <br /><ul><li>Se podrá utilizar como resultado NR (no responde), cuando no existe un número de oxidación más alto de algún reactivo
  13. 13. Cuando un elemento puede presentar varios estados de oxidación positivos, al combinarse con un elemento más electronegativo podrá originar dos casos:</li></ul> <br />
  14. 14. <ul><li> Un compuesto en donde presenta el estado de oxidación positivo más bajo
  15. 15. Si este compuesto se combina con el mismo elemento formará compuestos en donde presentará estados de oxidación positivos superiores. </li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  16. 16. Tricloruro de arsénico más cloro </li></ul> AsCl3 + Cl2 AsCl5<br /><ul><li>Pentaclororuro de arsénico más cloro </li></ul> AsCl5 + Cl2 NR<br /><ul><li>Monóxido de dibromo más oxígeno </li></ul> Br2O + O2 Br2O3<br />
  17. 17. d) Combinación de 2 compuestos<br /><ul><li>Óxido metálico más H2O nos va dar un compuesto llamado hidróxido.
  18. 18. En algunos óxidos de los elementos de transición que tienen varios números de oxidación se pueden dar dos casos</li></li></ul><li><ul><li>Los que trabajan con el número de oxidación más bajo dan hidróxidos
  19. 19. Los que trabajan con número de oxidación más alto da oxácidos.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  20. 20. Agua más óxido de calcio H2O + CaO Ca(OH)2
  21. 21. Óxido de cromo (VI) más agua </li></ul> CrO3 + H2O  Cr(OH)6<br /><ul><li>Óxido de plomo (IV) más agua PbO2 + H2O  Pb(OH)4</li></li></ul><li>Agua<br />Óxido de calcio<br />Ca(OH)2<br />
  22. 22. <ul><li>Los óxidos no metálicos más H2O dan como resultado un compuesto llamado oxácido.
  23. 23. El átomo central del oxácido (el átomo que está en menor cantidad) mantiene el mismo número de oxidación que presenta el óxido.</li></li></ul><li><ul><li> Ejemplos
  24. 24. Trióxido de azufre más agua </li></ul> SO3 + H2O  H2SO4<br /><ul><li>Pentóxido de dibromo más agua </li></ul> Br2O5 + H2O  HBrO3<br /><ul><li>Trióxido de diarsénico más agua</li></ul> As2O3 + H2O  H3AsO3<br />
  25. 25. Reacciones de descomposición A  B + C<br />Descomposición de un compuesto en 2 elementos<br /><ul><li>En estas un compuesto se descompone totalmente en los dos elementos que lo constituyen.
  26. 26. Cuando un elemento es diatómico se debe de escribir con un 2 en el subíndice.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  27. 27. Amoniaco NH3 N2 + H2
  28. 28. Nitruro de magnesio Mg3N2 Mg + N2
  29. 29. Óxido de calcio CaO Ca + O2</li></li></ul><li>NH3<br />NaCl<br />
  30. 30. b) Descomposición de un compuesto en un compuesto y un elemento.<br /><ul><li>Éste es el proceso inverso de la combinación de un elemento y un compuesto.
  31. 31. Cuando se descompone un compuesto en que el átomo central 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.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  32. 32. Hexafluoruro de azufre SF6 SF4 + F2
  33. 33. Pentacloruro de fósforo PCl5PCl3 + Cl2
  34. 34. Heptabromuro de yodo IBr7 IBr5 + Br2</li></li></ul><li>c) Descomposición de un compuesto en dos compuestos.<br /><ul><li>Descomposición de hidróxidos
  35. 35. Cuando se descompone un hidróxido nos da el óxido metálico correspondiente más agua.</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  36. 36. Hidróxido de sodio NaOH Na2O + H2O
  37. 37. Hidróxido de magnesio Mg(OH)2MgO + H2O
  38. 38. Hidróxido de aluminio (III) Al(OH)3 Al2O3 + H2O</li></li></ul><li>NH3<br />Ca(OH)2<br />
  39. 39. <ul><li>Descomposición de oxácidos.</li></ul> <br /><ul><li>Cuando se descompone un oxácido nos da el óxido no metálico correspondiente más H2O.
  40. 40. Debemos de observar con que número de oxidación está trabajando el átomo central en el oxácido y este # es el que le va a corresponder llevar al oxígeno en el óxido no metálico</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  41. 41. Ácido fosfórico H3PO4 P2O5 + H2O
  42. 42. Ácido cloroso HCIO2 Cl2O3 + H2O
  43. 43. Ácido silícico H2SiO3 SiO2 + H2O</li></li></ul><li>H2SiO3<br />H2SO4<br />
  44. 44. Reacciones de desplazamiento Ax + B Bx + A<br /><ul><li>Un elemento desplaza a otro.
  45. 45. En algunos casos un elemento no desplaza al otro elemento entonces la respuesta de la reacción es NR
  46. 46. Orden de reactividad de los metales:</li></ul> Li, Rb, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pt, Au.<br /> <br />
  47. 47. Au<br />Cu<br />
  48. 48. <ul><li>Ejemplos
  49. 49. Sulfato de aluminio más plata </li></ul> Al2(SO4)3 + Ag  NR<br /><ul><li>Perclorato de cobre más zinc </li></ul> CuClO4 + Zn  Zn(ClO4)2 + Cu<br /><ul><li>Cloruro de hierro (III) más manganeso </li></ul> FeCl3 + Mn  MnCl7 + Fe<br />
  50. 50. Reacciones de doble desplazamientoAx + By Ay + Bx<br /><ul><li>En estas dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo reaccionan.
  51. 51. Al combinarse o producirse la reacción el componente positivo de cada sustancia se combina con el negativo de la otra</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  52. 52. Nitrato de plata más cloruro de potasio </li></ul> AgNO3 + KClAgCl + KNO3<br /><ul><li>Sulfuro de hierro (III) más ácido clorhídrico</li></ul> Fe2S3 + HCl FeCl3 + H2S<br /><ul><li>Nitrato de plomo (II) más yoduro de potasio </li></ul> Pb(NO3)2 + KI  PbI2 + KNO3<br />
  53. 53. Reacciones ácido-base (Neutralización) <br /><ul><li>Ácido + Hidróxido  Sal + Agua
  54. 54. Este tipo de reacciones están comprendidas dentro del grupo anterior.
  55. 55. También son conocidas como Reacciones de Neutralización</li></li></ul><li><ul><li>Ejemplos
  56. 56. Ácido clorhídrico más hidróxido de potasio </li></ul>HCl + KOH KCl + H2O<br /><ul><li> Ácido nítrico más hidróxido de bario</li></ul> HNO3 + Ba(OH)2 Ba(NO3)2 + H2O<br /><ul><li> Ácido perclórico más hidróxido de cobre (II)</li></ul> HClO4 + Cu(OH)2 Cu(ClO4)2 + H2O<br />
  57. 57. Reacciones de combustión<br /><ul><li>Aquí una sustancia se quema en presencia de oxígeno (reacciona con el oxígeno).</li></ul>a) La combustión completa de un elemento usualmente da como resultado el óxido del elemento en su estado de oxidación más alto.<br />
  58. 58. <ul><li> Ejemplos
  59. 59. Hierro más oxígeno Fe + O2 Fe2O3
  60. 60. Manganeso más oxígeno Mn + O2  Mn2O7
  61. 61. Aluminio más oxígeno Al + O2 Al2O3</li></ul>Fe2O3<br />
  62. 62. b) Al quemar un compuesto generalmente se producen óxidos de los elementos presentes en su estado de oxidación más elevados.<br /><ul><li>Ejemplos
  63. 63. Sulfuro de hierro (II) más oxígeno </li></ul>FeS + O2 Fe2O3 + SO3<br />
  64. 64. <ul><li>Metano más oxígeno CH4 + O2 CO2 + H2O
  65. 65. Fosfina más oxígeno PH3 + O2  P2O5 + H2O</li></ul>c) Cuando los elementos N, F, Cl, Br, I están presentes en la sustancia original generalmente son convertidos en elementos libres y no en óxidos.<br />
  66. 66.
  67. 67. <ul><li>Ejemplos
  68. 68. Amoniaco más oxígeno NH3 + O2 N2 + H2O
  69. 69. Tetrabromuro de azufre más oxígeno </li></ul> SB4 + O2 SO3 + Br2<br /><ul><li>CH2N + oxígeno CH2N + O2 CO2 + H2O + N2</li></li></ul><li>GRACIAS<br />

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