Question

Ayuda con estas ecuaciones química
HNO3 + HBr >>>> Br2 + NO + H2O

HNO3 + HBr >>>> Br2 + NO + H2O

Ag + HNO3 >>>>> NO + H2O + Ag NO3

C + HNO3 >>>>> N2 + CO2 + H2O

C + HNO3 >>>>> CO2 + NO2 + H2O

CO + Fe2O3 >>>>> Fe + CO2

Cu + HNO3 >>>>> Cu(NO3)2 + NO + H2O

Cu + HNO3 >>>>>> NO2 + H2O + Cu(NO3)2

CuS + HNO3 > Cu(NO3)2 + S + H2O + NO

Answer 1

Las reglas para introducir las ecuacionesLos espacios entre los símbolos y las fórmulas se ignoran, por ejemplo: c en so4 es idéntico cuso4Se 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+, or 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 redoxPaso 1. Se escribe una reacción desequilibradaPaso 2. Se desmonta la reacción redox a las reacciones parcialesa) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo.b) Se identifican los pares redox en la reacciónc) Se escribe la transferencia de los electronesd) Se combinan los pares redox en dos reacciones parcialesPaso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parcialesa) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del Ob) Se equilibran las cargas añadiendo H+ o OH-b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H2OPaso 4: Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos en las reacciones parcialesPaso 5: Se suman las ecuaciones parcialesPaso 6: Se acorta la ecuaciónY al final, siempre se verifica el equilibrio de las cargas y de los elementosLos ejemplos de las reacciones redox

Medio ácido

H2O2 = H2O + O2Ca + Cl2 = CaCl2Cu + HNO3 = Cu2+ + NOSCN- + O2 = SO42- + HCO3- + NO3-Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3Fe2O3 + CO = Fe + CO2P4 + HNO3 + H2O = H3PO4 + NOSb2S3 + H+ + NO3- = Sb2O5 + HSO4- + NOCr2O72- + H2C2O4 = Cr3+ + CO2Mn2+ + S2O82- + H2O = MnO4- + HSO4-MnO4- + SCN- = Mn2+ + HSO4- + NO3- + CO2CH3CH2OH + Cr2O72- + H+ = CH3COOH + Cr3+

Medio básico

I- + OCl- = I2 + Cl- + H2OCH3OH + MnO4- = CO32- + MnO42-CrI3 + Cl2 = CrO42- + IO4- + Cl-Zn + NO3- = Zn(OH)42- + NH3MnO4- + 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. A veces, como en el primer ejemplo, es suficiente convertir solamente una molécula en la forma iónica.

Las ecuaciones irresolubles

Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + NaIFe2SiO4 + O2 = Fe2O3 + FeSiO3CuSO4 + KI = CuI + I2 + K2SO4

Las ecuaciones resolubles

Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + Na+ + I-Fe2+ + SiO44- + O2 = Fe2O3 + SiO32-Cu2+ + I- = Cu+ + I2Distintas solucionesKSCN + H2O + I2 = KHSO4 + HI + ICNKSCN + H2O + I2 = KHSO4 + HI + I+ + CN-K+ + SCN- + H2O + I2 = K+ + HSO4- + H+ + I- + I+ + CN-KSCN + 4I2 + 4H2O → KHSO4 + 7HI + ICNKSCN + 5I2 + 4H2O + H+ → KHSO4 + 8HI + CN- + 2I+SCN- + 5I2 + 4H2O → HSO4- + 8I- + CN- + 2I+ + 7H+