Question

HNO3 + HI NO + 1₂ + H₂O
es balanceo químico por tanteo ayudadenme :( solo me falta ese ​

Answer 1

Explicación:

Se escribe una ecuación desequilibrada

HI + HNO3 → NO2 + I2 + H2O

Paso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parciales.

H+1I-1 + H+1N+5O-23 → N+4O-22 + I02 + H+12O

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.

O:2H+1I-1 → I02 + 2e-(I)

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22(N)

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:2H+1I-1 → I02 + 2e-

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22

Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales.

) Se equilibran todos los átomos excepto del oxígeno y del hidrógeno.

O:2H+1I-1 → I02 + 2e-

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22

b) Se equilibran las cargas.

O:2H+1I-1 + 2OH- → I02 + 2e-

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22 + OH-

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:2H+1I-1 + 2OH- → I02 + 2e- + 2H2O

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22 + OH-

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:2H+1I-1 + 2OH- → I02 + 2e- + 2H2O| *1

R:H+1N+5O-23 + e- → N+4O-22 + OH-| *2

O:2H+1I-1 + 2OH- → I02 + 2e- + 2H2O

R:2H+1N+5O-23 + 2e- → 2N+4O-22 + 2OH

-

Paso 5. Se suman las ecuaciones parciales. Dos ecuaciones parciales se suman como ecuaciones algebraicas ordinarias donde la flecha funciona como una señal de igualdad. Las ecuaciones parciales se suman de manera que en un lado estén todos los productos, y en el otro todos los reactantes.

2H+1I-1 + 2H+1N+5O-23 + 2OH- + 2e- → I02 + 2N+4O-22 + 2e- + 2OH- + 2H2O

Paso 6. Se acorta la ecuación. Las especies que aparecen en ambas ecuaciones sumadas se acortan. Si sea necesario, la entera ecuación se divide por el divisor máximo común para que los coeficientes sean los mínimos posibles.

2H+1I-1 + 2H+1N+5O-23 → I02 + 2N+4O-22 + 2H2O

Paso final: Y al final, siempre se verifica el equilibrio de las cargas y de los elementos. Primero se verifica si la suma de distintos tipos de átomos en un lado de la ecuación es adecuada a su suma en el otro lado.

ELEMENTO IZQUIERDA/ DERECHO /DIFERENCIA

H Izquierda : 2*1 + 2*1 2*2 0

I Derecha:2*1 1*2 =0

N 2*1 2*1 =0

O 2*3 2*2 + 2*1 =0

A continuación, se verifica si la suma de las cargas eléctricas en el lado izquierdo de la ecuación equivale a la suma en el lado derecho. No importa cuál sea la suma, siempre y cuando es idéntica en ambos lados.

2*0 + 2*0 = 1*0 + 2*0 + 2*0

0 = 0

Puesto que la suma de distintos átomos en el lado izquierdo de la ecuación equivale a la suma de los átomos en el lado derecho, y dado que la suma de las cargas es igual en ambos lados de la ecuación, podemos escribir una ecuación equilibrada.

2HI + 2HNO3 → 2NO2 + I2 + 2H2O