Reglas Para Redox

5/10/2018 Reglas Para Redox - slidepdf.com

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REGLAS PARA COMPLETAR ECUACIONES QUÍMICAS

Debe entenderse que existen muchas excepciones a estas reglas, pero nos interesa es establecer unprocedimiento esquemático que nos ayude a predecir el tipo de sustancia formada en reacciones con las quenos relacionamos en nuestra vida diaria.

8.5.1. Reacciones de combinación.

I. Combinación de dos elementos

Metal y no metal:

Cuando se combinan un metal con un no metal se origina un compuesto iónico binario (sal u óxido) en el queel metal se encontrará como un ión positivo y en el no metal como un ión negativo.

Ejemplos:

Ej.1. Al reaccionar K con S, el potasio debe formar K+ y el S²− ( los elementos del grupo VI solo presentan2como número de oxidación negativo). La combinación del K+ con S²produce K S, ya que se necesitandos potasios para neutralizar la carga negativa del S².

Ej.2. Al reaccionar el Al con el O2 , el aluminio forma Al³ y el oxígeno O². Para que haya neutralización decargas se necesitan dos Al³ y tres O²y debe producirse Al O .

No metal y no metal

Cuando se combinan dos elementos no metálicos se origina un compuesto binario no metálico. El elementomás electronegativo presentará un número de oxidación negativo y el menos electronegativo un número de

oxidación positivo.Ejemplos:

Ej.1. Así al reaccionar H con F debe formarse un compuesto en que el hidrógeno debe actuar con número deoxidación 1 ; y el flúor con 1; la fórmula del compuesto debe ser entonces HF.

Ej.2. Al reaccionar el H con el Al, el hidrógeno, por ser más electronegativo, deberá de presentar número deoxidación 1; el aluminio sólo presenta 3 , por lo que la fórmula del compuesto debe ser AlH .

II Combinación de un elemento y un compuesto

Cuando un elemento puede presentar varios estados de oxidación positivos, al combinarse con un elemento +electronegativo podrá originar primero un compuesto en donde presenta el estado de oxidación positivo másbajo. Si este compuesto se combina con el mismo elemento formará compuestos en donde presentará estadosde oxidación positivos superiores.

Ejemplos:

Ej.1. AsCl + ClAsCl (el As cambia de 3+ a 5+).

1



Ej.2. SF + FSF ( el S cambia de 2+ a 4+).

III Combinación de dos compuestos:

i. Óxidos

óxido metálico + agua.

Al disolverse un óxido metálico con agua se produce generalmente una base (hidróxido metálico). Los únicosóxidos solubles en agua son los del grupo I y II de la tabla periódica y algunos metales de transición.

Ejemplos:

Ej.1. Cuando se disuelve Na O en agua, deberá formarse un hidróxido o sea u compuesto que contiene elgrupo OH. Como el Na , la fórmula del compuesto será NaOH.

Na O + H ONaOH

K O + H OKOH

Li O + H OLiOH

Ej.2. De los óxidos de los metales de transición que se disuelven en agua, los de estrado de oxidación másbajo forman bases, mientras que los de estado de oxidación más alto forman ácidos.

CrO + H O

Cr(OH) CrO + H OH CrO

óxido no metálico + agua

Al disolverse un óxido no metálico en agua se produce un oxácido, en que el átomo central mantiene el mismonúmero de oxidación que presenta en el óxido.

Ejemplos:

Ej.1.Al disolverse el CO en agua deberá formar un oxácido. Como el carbono solo forma el oxianión CO ²,

la fórmula del compuesto formado debe ser H CO . Como puede observarse tanto en CO como en el H CO elcarbono presenta número de oxidación 4+.

CO + H OH CO

Ej.2. De la misma manera:

N O + H OHNO (N presenta 3+).

2



N O + H OHNO (N presenta 5+).

8.5.2 Reacciones de descomposición

I Descomposición de un compuesto en dos elementos.

En estas reacciones de descomposición un compuesto se descompone totalmente en los dos elementos que lo

constituyen.

Ejemplos:

Ej.1.2.3.

H OH + O .

FeOFe + O .

HClH + Cl .

II Descomposición de un compuesto en un compuesto y un elemento.

Cuando se descompone un compuesto en el átomo central está en un estado de oxidación alto, el compuestopuede descomponerse parcialmente en un compuesto donde el átomo central presenta un estado de oxidaciónmás bajo + el elemento con que está combinado.

Ejemplos:

Ej.1. Al descomponerse PClPCl + Cl

Ej.2. Al descomponerse SOSO + O .

III Descomposición de un compuesto en dos compuestos.

Las bases (hidróxidos) y los oxácidos pierden agua al descomponerse y producen el óxido respectivo(metálico o no metálico).

Ejemplos:

Ej.1. NaOHNa + H O.

Ej.2. H COCO + H O.

8.5.3 Reacciones de desplazamiento.

3



En una reacción de desplazamiento un elemento desplaza a otro de un compuesto. Un metal puede desplazar aotro si es más activo que él, según el orden dado en la serie de actividad de los metales.

Ejemplos:

Ej.1. Zn + CuSOZnSO + Cu.

Ej.2. Al + FeClAlCl + Fe.

8.5.4. Reacciones de doble desplazamiento.

En estas reacciones, dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo reaccionan. Alproducirse la reacción el componente positivo de cada sustancia se combinará con el negativo de la otra.

Ejemplos:

Ej.1. AgNO + KCl

KNO + AgCl.

Ej.2. FeS + HClFeCl + H S.

Ácido + basesal + agua.

Ejemplos:

Ej.1. HCl + NaOH

NaCl + H O.

Ej.2. H SO + LiOHK SO + H O.

8.5.5 Reacciones de combustión.

Reacciones en que una sustancia reacciona con el oxígeno.

Ejemplos:

Ej.1. Fe + O2Fe O

Ej.2. CCl + OCO + H O + N

Metal + no metal compuesto iónico (ión +, ión )

K + SK S

4



Al + O2Al O

Tener presente estos elementos:

F, Cl , Br, I, O, N, H

Ya que son diatómicos y si están en estado libre se representan así: F , Cl , Br , I , O ,N , H .

H + F2HF

Al + H2AlH

Li −Rb −K−Ba −Ca −Na −Mg −Al −Mn −Zn −Fe −Ni −Sn −Pb −H −Cu −Ag −Hg −Pt −Au.

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