Aplicando el balance ión-electrón a la siguiente ecuación Sn(s) + HNO3(l) → SnO2 (s) + NO2(g) + H2O(l) tendremos como resultado (átomos): Con el procedimiento porfavor y gracias!
Respuestas a la pregunta
Respuesta:
BALANCE DE REACCIONES REDOX
por el método del cambio del número de oxidación
El método del cambio de los números de la oxidación es relativamente sencillo, y es un modo fácil de equilibrar las ecuaciones redox. Se basa en el hecho de que el aumento de los números de la oxidación de los reactantes que han sido oxidados tiene que ser idéntico a la disminución de los números de oxidación de los reactantes que han sido reducidos.
Ecuación:
I2 + HNO3 = HIO3 + NO2 + H2O
Medio ácido Medio básico
Ejercicios de práctica Ecuación balanceada
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.
I2 + HNO3 → HIO3 + NO2 + 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).
I02 + H+1N+5O-23 → H+1I+5O-23 + N+4O-22 + 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:I02 → 2H+1I+5O-23 + 10e-(I)
R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22(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:I02 → 2H+1I+5O-23 + 10e-
R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22
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:I02 → 2H+1I+5O-23 + 10e-
R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22
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:I02 → 2H+1I+5O-23 + 10e- + 10H+
R:H+1N+5O-23 + e- + H+ → N+4O-22
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:I02 + 6H2O → 2H+1I+5O-23 + 10e- + 10H+
R:H+1N+5O-23 + e- + H+ → N+4O-22 + H2O
Las ecuaciones parciales equilibradas se pueden encontrar en numerosos manuales y en la web, en 'Tablas de potenciales de electrodos estándar'. En las tablas susodichas, según la convención, siempre se mencionan potenciales de electrodos para las reacciones parciales de la reducción. La reacción parcial de la oxidación es una reacción opuesta, y su potencial redox es el potencial estándar de reducción multiplicado por -1.
Paso 4. Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos. Dado que el número de los electrones librados en la reacción de la oxidación tiene que ser idéntico al número de electrones recibidos en la reacción de la reducción, multiplicaremos las dos ecuaciones por el factor que dará el multiplicador mínimo común.
O:I02 + 6H2O → 2H+1I+5O-23 + 10e- + 10H+| *1
R:H+1N+5O-23 + e- + H+ → N+4O-22 + H2O| *10
O:I02 + 6H2O → 2H+1I+5O-23 + 10e- + 10H+
R:10H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → 10N+4O-22 + 10H2O
Explicación: