1.- Explica en qué consiste las simbologías químicas y cuáles son los símbolos más utilizados.
La simbología química consiste en los distintos abreviados que se utilizan para identificar los elementos y compuestos químicos en lugar de sus nombres completos. Algunos elementos frecuentes y sus símbolos son: carbono C; oxigeno, O; nitrógeno, N; hidrogeno, H; cloro, Cl; azufre S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre, Cu; argón, Ar; oro, Au; hierro Fe; plata, Ag, Pl. entre otros la mayoría de los elementos químicos se derivan de las letras griegas del nombre del elemento principalmente en latín la primera letra del símbolo se escribe con mayúscula.
2.- Escribe la ecuación química de los experimentos anteriores con toda su simbología.
Formula de Tinta mágica: C6H8O7
Formula de Tinta que desaparece: CO2 + NaOH
3.- Define que es una reacción de síntesis o adición, descomposición simple, sustitución y de doble sustitución.
Reacción de Síntesis: Son aquellas en donde intervienen 2 o más reactivos para dar origen a un compuesto.
Reacción de Descomposición: En una reacción de descomposición, una sola sustancia se descompone o se rompe, produciendo dos o más sustancias distintas. A este tipo de reacciones se le puede considerar como el inverso de las reacciones de síntesis.
Reacción de Sustitución Simple: Son aquellas en las que un elemento más activo químicamente desplaza a otro que se encuentra formando parte de un compuesto, el elemento que sale ha sido desplazado o sustituido por uno más activo.
Reacción de Sustitución Doble: En una reacción de doble desplazamiento, dos compuestos intercambian parejas entre sí, para producir compuestos distintos.
4.-Escribe cuál es la ecuación matemática de cada 1 de las reacciones químicas.
Reacción de Síntesis: A + B → AB
Reacción de Descomposición: AB → A + B
Reacción de Sustitución simple: AB + C → CB + A
Reacción de Sustitución Doble: AB + CD → AC + BD
5.- Realiza un ejemplo de cada reacción:
Reacción de Síntesis: NH₃ + Cl → NH₄Cl
Reacción de Descomposición: MgCO₃ → MgO + CO₂
Reacción de Sustitución simple: FeSO₄ + Ca → CaSO₄ + Fe
Reacción de Sustitución Doble: AgNO₃ + HCl → AgCl + HNO₃
6.- Explica el método de balanceo por tanteo y de un ejemplo.
Balanceo por tanteo: es el método más sencillo, el cual como su nombre lo indica, se efectúa tanteando (contando) el número de elementos en los compuestos de la reacción química. Este método se aplica en compuestos que no hayan sufrido cambios en su número de oxidación (que no sea de óxido – reducción)
Ejemplo:
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5NHO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO2 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O +N2 O5 2NHO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
7.- Explica el método de balanceo por redox y da un ejemplo.
Las reacciones que se balancean por este método, son aquellas en las cuales el número de oxidación de algunos elementos, cambia.
En este proceso uno o varios elementos pierden electrones (se oxidan) y otro(s) los gana(n) (se reduce(n)).
Las reacciones de oxido–reducción pueden definirse, de forma general, como procesos vinculados con la transferencia de electrones de unos átomos a otros.
Ejemplo:
La formación del óxido de hierro es una clásica reacción redox:
4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s)
En la ecuación anterior, el hierro (Fe) tiene un número de oxidación 0 y al finalizar la reacción su número de oxidación es +3. El oxígeno empieza con un número de oxidación 0 y al final su número de oxidación es de -2. Las reacciones anteriores pueden entenderse como dos semirreacciones simultáneas:
Semirreacción de oxidación: 4Fe(s) 2Fe2O3(s) + 12e-
Semirreacción de reducción: 3O2(g) + 12e- 2Fe2O3(s)
El hierro (II) se ha oxidado debido a que su número de oxidación se ha incrementado y actúa como agente reductor, transfiriéndole electrones al oxígeno, el cual disminuye su número de oxidación (se reduce) aceptando los electrones del hierro.
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