Hola, necesito ayuda para resolver esta ecuación química. He intentado ya varias veces pero no sé cómo hacerla.
Es por el método matemático/algebraico
Respuestas
Respuesta:
5Mg + 12HNO3 → 5Mg(NO3)2 + N2 + 6H2O
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.
Mg + HNO3 → Mg(NO3)2 + N2 + 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).
Mg0 + H+1N+5O-23 → Mg+2(N+5O-23)2 + N02 + H+12O
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:Mg0 + 2HNO3 → Mg+2(N+5O-23)2 + 2e-
R:2H+1N+5O-23 + 10e- → N02
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:Mg0 + 2HNO3 → Mg+2(N+5O-23)2 + 2e- + 2H+
R:2H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → N02
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:Mg0 + 2HNO3 → Mg+2(N+5O-23)2 + 2e- + 2H+
R:2H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → N02 + 6H2O
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:Mg0 + 2HNO3 → Mg+2(N+5O-23)2 + 2e- + 2H+| *5
R:2H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → N02 + 6H2O| *1
O:5Mg0 + 10HNO3 → 5Mg+2(N+5O-23)2 + 10e- + 10H+
R:2H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → N02 + 6H2O
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.
5Mg0 + 12H+1N+5O-23 + 10e- + 10H+ → 5Mg+2(N+5O-23)2 + N02 + 10e- + 6H2O + 10H+
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.
5Mg0 + 12H+1N+5O-23 → 5Mg+2(N+5O-23)2 + N02 + 6H2O
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.