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Química 05
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QUÍMICA 05 CBC
CÁTEDRA IDOYAGA
4.
Balancear las siguientes reacciones utilizando el método ión-electrón y plantear las semirreacciones que correspondan al proceso de oxidación y al de reducción
c) $\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2} \rightarrow \mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}+\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
c) $\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2} \rightarrow \mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}+\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
Respuesta
Para balancear las ecuaciones redox vamos a usar el método del ion-electrón (o método de las semirreacciones). Ya lo vimos en el curso, pero acordate que este método implica dividir la reacción en dos semirreacciones: una de oxidación y una de reducción, para balancearlas por separado y finalmente combinarlas e informar el resultado final. Si tenés dudas de esto podes ver los videos. ¡Empecemos!
$\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2} \rightarrow \mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}+\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
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Vamos a resolver paso a paso cómo te expliqué en el video:
1. Anotar los números de oxidación sobre cada elemento en la ecuación química.
$\overset{0}{\mathrm{Al}}_{(\mathrm{s})} + \overset{+2}{\mathrm{Cu}}(\overset{+5}{\mathrm{N}}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{3})_{2} \rightarrow \overset{+3}{\mathrm{Al}}(\overset{+5}{\mathrm{N}}\overset{-2}{\mathrm{O}}_{3})_{3} + \overset{0}{\mathrm{Cu}}_{(\mathrm{s})}$
· En $\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}$, el Aluminio está en su forma elemental, por lo que su número de oxidación es 0.
· En $\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2}$: El ion nitrato ($\mathrm{NO}_3^-$) tiene una carga de -1. Como hay dos iones nitrato, el Cobre (Cu) debe tener un número de oxidación de +2 para que el compuesto sea neutro. Dentro del nitrato, el Oxígeno es -2 y el Nitrógeno es +5.
· En $\mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}$: El ion nitrato ($\mathrm{NO}_3^-$) tiene una carga de -1. Como hay tres iones nitrato, el Aluminio (Al) debe tener un número de oxidación de +3 para que el compuesto sea neutro. Dentro del nitrato, el Oxígeno es -2 y el Nitrógeno es +5.
· En $\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$, el Cobre está en su forma elemental, por lo que su número de oxidación es 0.
2. Identificar las especies que se oxidan y las que se reducen.
El Aluminio (Al) cambia su número de oxidación de 0 (en $\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}$) a +3 (en $\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$). Como el número de oxidación aumenta, el Aluminio se oxida.
El Cobre (Cu) cambia su número de oxidación de +2 (en $\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$) a 0 (en $\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$). Como el número de oxidación disminuye, el Cobre se reduce.
(El ion nitrato, $\mathrm{NO}_3^-$, no cambia sus números de oxidación, por lo que actúa como ion espectador).
3. Escribir y balancear las semirreacciones de oxidación y reducción.
Semirreacción de Oxidación:
$\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+}$
1. Balancear átomos diferentes de O y H: Los átomos de Al ya están balanceados (1 Al a cada lado).
2. Balancear átomos de H y O: No aplica en esta semirreacción.
3. Balancear carga: La carga total a la izquierda es 0. La carga total a la derecha es +3. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo. Añadimos 3e⁻ a la derecha:
$\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^{-}$
(Esta es la semirreacción de oxidación balanceada)
Semirreacción de Reducción:
$\mathrm{Cu}^{2+} \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
(Representamos el Cobre como $\mathrm{Cu}^{2+}$ porque es el ion que se reduce en el $\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_3)_2$).
1. Balancear átomos diferentes de O y H: Los átomos de Cu ya están balanceados (1 Cu a cada lado).
2. Balancear átomos de H y O: No aplica en esta semirreacción.
3. Balancear carga: La carga total a la izquierda es +2. La carga total a la derecha es 0. Para balancear la carga, añadimos electrones (e⁻) al lado más positivo. Añadimos 2e⁻ a la izquierda:
$\mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
(Esta es la semirreacción de reducción balanceada)
5. Igualar el número de electrones transferidos en ambas semirreacciones.
Semirreacción de Oxidación: $\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^{-}$ (libera 3 electrones)
Semirreacción de Reducción: $\mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$ (consume 2 electrones)
Para igualar el número de electrones, como tenemos un número par en una semirreacción e impar en la otra, simplemente los multiplicamos cruzados, así:
Multiplicamos la semirreacción de oxidación por 2:
$2 \cdot (\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^{-})$
$2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+} + 6\mathrm{e}^{-}$
Multiplicamos la semirreacción de reducción por 3:
$3 \cdot (\mathrm{Cu}^{2+} + 2\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})})$
$3\mathrm{Cu}^{2+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
6. Sumar las semirreacciones balanceadas y simplificar.
Sumamos las dos semirreacciones que hemos balanceado y multiplicado:
$2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+} + 6\mathrm{e}^{-}$
$3\mathrm{Cu}^{2+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
_________________________________________
$2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} + 3\mathrm{Cu}^{2+} + 6\mathrm{e}^{-} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} + 6\mathrm{e}^{-}$
Ahora, cancelamos los electrones (6e⁻) que aparecen en ambos lados de la ecuación combinada:
$2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})} + 3\mathrm{Cu}^{2+} \rightarrow 2\mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
7. Recombinar los iones para formar los compuestos originales.
Los iones $\mathrm{Cu}^{2+}$ provienen de $\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$. Como tenemos $3\mathrm{Cu}^{2+}$, necesitamos $3\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$.
Los iones $\mathrm{Al}^{3+}$ se combinan con iones nitrato para formar $\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$. Como tenemos $2\mathrm{Al}^{3+}$, se van a formar $2\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$.
El número de iones nitrato necesarios para $3\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$ es $3 \times 2 = 6$.
El número de iones nitrato formados con $2\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$ es $2 \times 3 = 6$.
Como el número de iones nitrato es igual en ambos lados, la recombinación es directa.
✅ Reacción Balanceada Final:
$2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}+3\mathrm{Cu}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2} \rightarrow 2\mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}+3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$
Verificación del Balanceo:
* Átomos de Aluminio (Al):
* En los reactivos: 2 átomos (en $2\mathrm{Al}_{(\mathrm{s})}$)
* En los productos: $2 \cdot 1 = 2$ átomos (en $2\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$)
* (Balanceado)
* Átomos de Cobre (Cu):
* En los reactivos: 3 átomos (en $3\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$)
* En los productos: 3 átomos (en $3\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}$)
* (Balanceado)
* Átomos de Nitrógeno (N):
* En los reactivos: $3 \cdot 2 \cdot 1 = 6$ átomos (en $3\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$)
* En los productos: $2 \cdot 3 \cdot 1 = 6$ átomos (en $2\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$)
* (Balanceado)
* Átomos de Oxígeno (O):
* En los reactivos: $3 \cdot 2 \cdot 3 = 18$ átomos (en $3\mathrm{Cu}(\mathrm{NO}_{3})_{2}$)
* En los productos: $2 \cdot 3 \cdot 3 = 18$ átomos (en $2\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_{3})_{3}$)
* (Balanceado)
* Carga neta:
* En los reactivos: $0 + 0 = 0$
* En los productos: $0 + 0 = 0$
* (Balanceado)
La ecuación está correctamente balanceada.
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