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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 metalcon 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 paraneutralizar 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 elmenos 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 dondepresentará estados de oxidación positivos superiores. Ejemplos: Ej.1. AsCl + Cl AsCl (el As cambia de 3+ a 5+).

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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 tablaperiódica 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 deestado 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 formadodebe 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+).

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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 quelo 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....