Reglas para completar ecuaciones químicas

REGLAS PARA COMPLETAR ECUACIONES QUÍMICAS
Debe entenderse que existen muchas excepciones a estas reglas, pero nos interesa es establecer un
procedimiento esquemático que nos ayude a predecir el tipo de sustancia formada en reacciones con las que
nos 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 que
el 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 presentan
2 como número de oxidación negativo). La combinación del K+ con S² produce K S, ya que se necesitan
dos 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 de
cargas se necesitan dos Al³ y tres O² y debe producirse Al O .
No metal y no metal
Cuando se combinan dos elementos no metálicos se origina un compuesto binario no metálico. El elemento
más 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 de
oxidación 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 de
oxidación 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 más
bajo. Si este compuesto se combina con el mismo elemento formará compuestos en donde presentará estados
de oxidación positivos superiores.
Ejemplos:
Ej.1. AsCl + Cl
AsCl (el As cambia de 3+ a 5+).
1
Ej.2. SF + F
SF ( 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 únicos
óxidos 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 el
grupo OH. Como el Na , la fórmula del compuesto será NaOH.
Na O + H O
NaOH
KO+HO
KOH
Li O + H O
LiOH
Ej.2. De los óxidos de los metales de transición que se disuelven en agua, los de estrado de oxidación más
bajo forman bases, mientras que los de estado de oxidación más alto forman ácidos.
CrO + H O
Cr(OH) CrO + H O
H CrO
óxido no metálico + agua
Al disolverse un óxido no metálico en agua se produce un oxácido, en que el átomo central mantiene el mismo
número 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 el
carbono presenta número de oxidación 4+.
CO + H O
H CO
Ej.2. De la misma manera:
NO+HO
HNO (N presenta 3+).
2
NO+HO
HNO (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.
HO
H+O.
FeO
Fe + O .
HCl
H + 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 compuesto
puede descomponerse parcialmente en un compuesto donde el átomo central presenta un estado de oxidación
más bajo + el elemento con que está combinado.
Ejemplos:
Ej.1. Al descomponerse PCl
PCl + Cl
Ej.2. Al descomponerse SO
SO + 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. NaOH
Na + H O.
Ej.2. H CO
CO + 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 a
otro si es más activo que él, según el orden dado en la serie de actividad de los metales.
Ejemplos:
Ej.1. Zn + CuSO
ZnSO + Cu.
Ej.2. Al + FeCl
AlCl + Fe.
8.5.4. Reacciones de doble desplazamiento.
En estas reacciones, dos sustancias constituidas por un componente positivo y uno negativo reaccionan. Al
producirse 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 + HCl
FeCl + H S.
Ácido + base
sal + agua.
Ejemplos:
Ej.1. HCl + NaOH
NaCl + H O.
Ej.2. H SO + LiOH
K SO + H O.
8.5.5 Reacciones de combustión.
Reacciones en que una sustancia reacciona con el oxígeno.
Ejemplos:
Ej.1. Fe + O2
Fe O
Ej.2. CCl + O
CO + H O + N
Metal + no metal compuesto iónico (ión +, ión )
K+S
KS
4
Al + O2
Al 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 + F2
HF
Al + H2
AlH
Li −Rb −K−Ba −Ca −Na −Mg −Al −Mn −Zn −Fe −Ni −Sn −Pb −H −Cu −Ag −Hg −Pt −Au.
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