6. Indica con base en la siguiente reacción:
H N O3 + H2 S N O + S + H2 O
a) Los números de oxidación de todos los átomos que forman cada compuesto o elemento.
b) Los átomos que varían en su número de oxidación.
c) El elemento que se reduce y el que se oxida.
d) El agente oxidante y el agente reductor.
e) El átomo que gana electrones y aquel que los pierde.
f) Los coeficientes apropiados para balancear la ecuación.
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
Tu puedes
Explicación:
Paso 1. Se escribe una ecuación desequilibrada (el esqueleto de la reacción) que contiene todos los reactantes y productos de la reacción química. Para obtener mejores resultados se escribe la reacción en la forma iónica.
H2S + HNO3 → NO + S + H2O
Paso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parciales. La reacción redox no es otra cosa que una reacción en la cual se realizan simultáneamente las reacciones de la oxidación y de la reducción.
a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo que aparece en la reacción. El número de la oxidación (o el grado de la oxidación) es una medida del grado de la oxidación en una molécula (ver: Reglamentos para determinar los números de la oxidación).
H+12S-2 + H+1N+5O-23 → N+2O-2 + S0 + H+12O-2
b) Se identifican los pares redox de todos los átomos que han sido oxidados (a los cuales se ha aumentado el número de la oxidación) y todos los átomos que han sido reducidos (a los cuales se ha reducido el número de oxidación). Se escribe la transferencia de los electrones. Cuidado, el número de los átomos que han sido oxidados, es decir reducidos en ambos lados de la ecuación, debe ser igual. Si sea necesario, se escriben los coeficientes estequiométricos por delante de las especies.
O:H+12S-2 → S0 + 2e-(S)
R:H+1N+5O-23 + 3e- → N+2O-2(N)
c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales: una para la oxidación, y la otra para la reducción (ver: Dividir la reacción redox en dos semirreacciones).
O:H+12S-2 → S0 + 2e-
R:H+1N+5O-23 + 3e- → N+2O-2
Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales. La ecuación química debe por ambos lados de la ecuación tener el mismo número de átomos de cada elemento. Los átomos se equilibran añadiendo el coeficiente adecuado delante de la fórmula. La fórmula nunca cambia. Cada ecuación parcial se equilibra separadamente.
a) Se equilibran todos los átomos excepto del oxígeno y del hidrógeno. Para esto se puede utilizar cualquier tipo que aparece en la dada ecuación. Pero ojo, los reactantes se pueden añadir solamente al lado izquierdo de la ecuación, y los productos solamente al lado derecho.
O:H+12S-2 → S0 + 2e-
R:H+1N+5O-23 + 3e- → N+2O-2
b) Se equilibran las cargas. En las reacciones en el medio ácido las cargas se equilibran añadiendo un ion H+ al lado que tiene falta de las cargas positivas.
O:H+12S-2 → S0 + 2e- + 2H+
R:H+1N+5O-23 + 3e- + 3H+ → N+2O-2
c) Se equilibran los átomos del oxígeno. Se verifica si el número de los átomos es adecuado en el lado izquierdo de la ecuación a su número en el lado derecho de la misma. Si esto no es el caso, lo tenemos que equilibrar añadiendo moléculas de agua al lado con menos átomos de oxígeno.
O:H+12S-2 → S0 + 2e- + 2H+
R:H+1N+5O-23 + 3e- + 3H+ → N+2O-2 + 2H2O