Balancear la siguiente reacción por el método REDOX (No de oxidación) y dar por respuesta la
siguiente razón molar R = ΣPRODUCTOS – ΣREACTANTES.
P4 + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
Respuestas
Respuesta:
espero te sirva
Explicación:
Paso 1. Se escribe una ecuación desequilibrada
P4 + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
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.
P04 + H+1N+5O-23 + H+12O-2 → H+13P+5O-24 + N+2O-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).
O:P04 → 4H+13P+5O-24 + 20e-(P)
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:P04 → 4H+13P+5O-24 + 20e-
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.
O:P04 → 4H+13P+5O-24 + 20e-
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:P04 → 4H+13P+5O-24 + 20e- + 20H+
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:P04 + 16H2O → 4H+13P+5O-24 + 20e- + 20H+
R:H+1N+5O-23 + 3e- + 3H+ → N+2O-2 + 2H2O
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:P04 + 16H2O → 4H+13P+5O-24 + 20e- + 20H+| *3
R:H+1N+5O-23 + 3e- + 3H+ → N+2O-2 + 2H2O| *20
O:3P04 + 48H2O → 12H+13P+5O-24 + 60e- + 60H+
R:20H+1N+5O-23 + 60e- + 60H+ → 20N+2O-2 + 40H2O
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.
3P04 + 20H+1N+5O-23 + 48H2O + 60e- + 60H+ → 12H+13P+5O-24 + 20N+2O-2 + 60e- + 40H2O + 60H+
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.
3P04 + 20H+1N+5O-23 + 8H2O → 12H+13P+5O-24 + 20N+2O-2
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
P 3*4 12*1 0
H 20*1 + 8*2 12*3 0
N 20*1 20*1 0
O 20*3 + 8*1 12*4 + 20*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.
3*0 + 20*0 + 8*0 = 12*0 + 20*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.
3P4 + 20HNO3 + 8H2O → 12H3PO4 + 20NO
Se tiene la ecuación química balanceada por método Redox:
3 P₄ + 20 HNO₃ + 8 H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO
Ecuación Química
P₄ + HNO₃ + H₂O → H₃PO₄ + NO
Números de Oxidación
P₄⁰ + H⁺N⁺⁵O₃⁻² + H₂⁺O⁻² → H₃⁺P⁺⁵O₄⁻² + N⁺²O⁻²
Semi reacciones
N⁺⁵ + 3 e⁻ ----- N⁺² (reducción) agente oxidante
P₄⁰ - 20 e⁻ ----- 4 P⁺⁵ (oxidación) agente reductor
Ajuste de cargas
20 N⁺⁵ + 60 e⁻ ----- 20 N⁺²
3 P₄⁰ - 60 e⁻ ----- 12 P⁺⁵
Suma de semi reacciones
20 N⁺⁵ + 60 e⁻ + 3 P₄⁰ - 60 e⁻ ----- 20 N⁺² + 12 P⁺⁵
Ajuste de la ecuación
3 P₄ + 20 HNO₃ + H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO
3 P₄ + 20 HNO₃ + 8 H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO
Razón molar = ∑productos - ∑reactivos
Razón molar = (12 + 20) - (3 + 20 + 8 ) = 32 - 31 = 1
Para información sobre Reacciones Redox, puedes consultar en:
brainly.lat/tarea/40474013
brainly.lat/tarea/17403084
#SPJ2
