¿se puede igualar una ecuación de formación con el método redox sin tener ningún hidrógeno y oxígeno?
Respuestas
Respuesta:
Las reglas para introducir las ecuaciones
Los espacios entre los símbolos y las fórmulas se ignoran, por ejemplo: Cu SO 4 es idéntico CuSO4
Se permite el uso de todos tipos de paréntesis, como por ejemplo: K3[Fe(CN)6]
Cuando se escriben iones, añadan simplemente la carga al final de la fórmula, como por ejemplo: Hg2+, Hg22+ o Hg2^2+
Como flecha en la ecuación pueden utilizar la señal "=" o "-->" o "→".
La entera ecuación se puede escribir con minúsculas. Los elementos, escritos correctamente (la primera letra escrita con mayúscula) el convertidor dejará sin cambios, de mismo modo como lo han escrito ustedes.
¿Por qué tenemos que equilibrar la reacción química?
La ecuación química equilibrada describe exactamente las cantidades de los reactantes y productos en una reacción química. La ley sobre la conservación de la masa dice que en la reacción química la masa no se puede ni producir ni destruir. Esto significa que la ecuación química debe tener por ambos lados el mismo número de átomos de cada elemento. Para que una ecuación esté equilibrada, las sumas de las cargas eléctricas en ambos lados tienen que ser idénticas.
Instrucciones para equilibrar las ecuaciones redox
Paso 1. Se escribe una reacción desequilibrada
Paso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parciales
a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo.
b) Se identifican los pares redox en la reacción
c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales
Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales
a) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del O
b) Se equilibran las cargas añadiendo H+ o OH-
b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H2O
Paso 4: Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos en las reacciones parciales
Paso 5: Se suman las ecuaciones parciales
Paso 6: Se acorta la ecuación
Y al final, siempre se verifica el equilibrio de las cargas y de los elementos
Los ejemplos de las reacciones redox
Medio ácido
H2O2 = H2O + O2
Ca + Cl2 = CaCl2
Cu + HNO3 = Cu2+ + NO
SCN- + O2 = SO42- + HCO3- + NO3-
Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3
Fe2O3 + CO = Fe + CO2
P4 + HNO3 + H2O = H3PO4 + NO
Sb2S3 + H+ + NO3- = Sb2O5 + HSO4- + NO
Cr2O72- + H2C2O4 = Cr3+ + CO2
Mn2+ + S2O82- + H2O = MnO4- + HSO4-
MnO4- + SCN- = Mn2+ + HSO4- + NO3- + CO2
CH3CH2OH + Cr2O72- + H+ = CH3COOH + Cr3+
CaSO4*1/2H2O(s) + C(s) = CaS(s) + CO2(g)
Medio básico
I- + OCl- = I2 + Cl- + H2O
CH3OH + MnO4- = CO32- + MnO42-
CrI3 + Cl2 = CrO42- + IO4- + Cl-
Zn + NO3- = Zn(OH)42- + NH3
MnO4- + SO32- = MnO2 + SO42-
Pb(OH)42- + ClO- = PbO2 + Cl- + OH-
MnO4- + Br- = MnO2 + BrO3- + OH-
Cr(OH)3 + ClO3- = CrO42- + Cl-
H2O2 + ClO4- = O2 + ClO2-
ClO3- + N2H4 = NO + Cl-
N2H4 + Fe(CN)63- + OH- = N2 + Fe(CN)64-
XeF6 + OH- = Xe + XeO64- + F-
La forma iónica vs molecular de la ecuación
En el caso de que la ecuación esté escrita en su forma molecular sucede que el programa no puede equilibrar los átomos en las ecuaciones parciales de las reacciones de la oxidación y reducción (paso 3). La forma más fácil es de escribir la ecuación en su estado iónico.
Las ecuaciones irresolubles
Fe(NO3)2 + HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + H2O
Las ecuaciones resolubles
Fe2+ + NO3- + H+ + NO3- = Fe3+ + NO3- + NO
Distintas soluciones
KSCN + H2O + I2 = KHSO4 + HI + ICN
K+ + SCN- + H2O + I2 = K+ + HSO4- + H+ + I- + I+ + CN-
Explicación: