Ajuste redox. Medio básico. - Contenido educativo
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Video explicativo para aprender ajuste de reacciones redox por el método del ion-electrón en medio básico
Hola, queridos alumnos, he preparado un segundo vídeo para explicar cómo ajustar reacciones
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redox con el método Mieon-electrón, en este caso en una reacción en medio básico.
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Ya hicimos un primer vídeo en medio ácido que completaremos con este segundo vídeo.
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Repaso rápidamente los pasos que se siguen para ajustar una reacción por el método
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Mieon-electrón.
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Primero escribir la ecuación química, después, en el segundo paso, escribir la ecuación
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en forma iónica, en el tercer paso identificaremos los átomos que se oxidan y se reducen, en
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el cuarto paso escribiremos las semirreacciones iónicas de oxidación y reducción, en el
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quinto paso ajustaremos las semirreacciones de oxidación y reducción, en este caso lo
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haremos por medio básico, en un medio básico, en el sexto paso equilibraremos electrones
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de las dos semirreacciones, en el séptimo paso escribiremos la ecuación ícona ajustada
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y por último ya completaremos la ecuación molecular ajustada.
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Vamos a hacer como en el otro vídeo, explicar la teoría a partir de un ejemplo y en este
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caso pues os propongo la siguiente reacción, permanganato de potasio más ioduro de potasio
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más agua para dar dióxido manganeso, iodo alimento y hidróxido de potasio.
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Pues comencemos a ajustar la reacción, primer paso, como ya sabéis en el caso de que no
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hubieran dado los reactivos y productos formulados habría que formularlos, en este caso ya partimos
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de la ecuación química escrita, en este paso también vamos a identificar si la reacción
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se produce en medio ácido o en medio básico, para ello vamos a buscar si aparecen ácidos
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o bases tanto en los reactivos como en los productos y en este caso encontramos que en
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los productos aparece hidróxido de potasio que como bien sabéis es una base fuerte y
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esto indica que la reacción transcurrirá en medio básico y por tanto tenemos que ajustarla
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siguiendo las reglas para ajuste de medio básico, por tanto consideramos que esta reacción
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escrita tal y como está y que el ajuste lo haremos en medio básico.
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Segundo paso, vamos a escribir la ecuación en forma iónica, ya sabemos que tenemos que
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las sustancias iónicas o precisiónicas que son ácidos, hidróxidos y sales binarias o ternarias
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tenemos que descomponerlas en sus iones, ¿de acuerdo? Analizando esta reacción tendremos
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aquí que descomponer el permanganato de potasio que es una sal ternaria, el yoduro de potasio
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que es una sal binaria y el hidróxido de potasio que es una base fuerte, para ello
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haremos los conceptos ya vistos en hidrólisis de sales y de ácidos y de bases y procederemos
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a escribir la ecuación ya en su forma iónica, por tanto tendremos que el permanganato se
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descompone en iones potasio más y ión permanganato, el yoduro de potasio en K más y menos y el
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hidróxido de potasio en K más y OH menos, ión hidróxido. Vemos que el potasio aparece repetido en la ecuación
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en el miembro de la izquierda y por tanto vamos a eliminarlo, no hace falta ponerlo dos veces por
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tanto en la ecuación iónica sin ajustar pondremos
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simplemente un potasio, ¿de acuerdo? No hace falta volver a escribirlo dos veces.
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Paso 3. Determinar los números de oxidación de todos los átomos que intervienen en la reacción, ¿vale?
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Vamos a ir determinando los distintos números de oxidación de cada uno de los átomos que
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forman las sustancias en los reactivos y en los productos. Voy a comenzar con las iones
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monoatómicos y con los elementos, en este caso potasio más, yoduro y menos y I2, yodo elemento.
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Como sabéis el estado de oxidación de los elementos es cero y el de los iones monoatómicos es
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sucarra, por tanto tendríamos que el estado de oxidación del potasio más es más uno, el de
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yodo elemento menos uno y el de yodo elemento cero. A continuación pasaríamos a
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determinar los números de oxidación del oxígeno y del hidrógeno. Es importante en este paso ver si
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hay algún peroxido, en este caso ninguno de los compuestos es un peroxido y por
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tanto el oxígeno tendrá el número de oxidación menos dos y el hidrógeno en todos ellos tendrá
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estado de oxidación más uno, por tanto ponemos los números de oxidación tanto del oxígeno como
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del hidrógeno quedando de la siguiente manera, tal y como se muestra en la diapositiva. A
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continuación pasaríamos a determinar los números de oxidación del manganeso en el íon
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permanganato y del manganeso en el dióxido de manganeso. Para el permanganato tendríamos un
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estado de oxidación más siete y para el dióxido de manganeso, el manganeso tendrá un estado de oxidación más cuatro. Esto lo
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hacemos haciendo un sencillo balance de cargas como se ha explicado ya anteriormente en otro
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vídeo. Paso tres. Vamos a localizar qué átomos se oxidan y qué átomos se reducen en la reacción
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iónica. Entonces observamos aquí el manganeso pasa a tener estado de oxidación siete a tener
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estado de oxidación cuatro, por tanto se está reduciendo y tenemos también análogamente que el
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yodo pasa de tener estado de oxidación menos uno en el ión yodo duro a estado de oxidación cero en el yodo dos, por
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tanto se está oxidando. Identificamos por tanto los átomos que se oxidan y
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qué especies se oxidan y qué especies se reducen. Como muestra en la diapositiva el manganeso
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siete se reduce a manganeso cuatro y el ión yodo duro menos uno se oxida a yodo elemental cero.
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Una vez determinados qué especies se oxidan y se reducen pasamos a escribir las
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semirreacciones de oxidación y de reducción. En este caso para la oxidación tendríamos
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la siguiente semirreacción y para la reducción esta otra, ¿de acuerdo?
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Nota importante aquí, recordar que hay que escribir las especies que se oxidan y se reducen tal y
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como están en la ecuación iónica, no los átomos, es decir, no escribiremos manganeso siete para dar
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manganeso cuatro, sino escribiremos ión permanganato para dar dióxido de manganeso. Esto es importante no
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olvidarlo porque a veces cometemos este error y lo arrastramos el resto del ejercicio.
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A partir de aquí pasamos a ajustar las semirreacciones de reducción y oxidación, en
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este caso en medio básico. Cambia un poquito con respecto al medio ácido y es la parte de teoría
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que hay que estudiarse pero no tiene tampoco mucha dificultad si se conocen las reglas. En este caso
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como siempre se ajustarán primero el número de átomos de yodo y de manganeso, a continuación
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los oxígenos, en medio básico, luego los hidrógenos y por último las cargas. Bien, empecemos por el
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ajuste de los átomos. Como vemos aquí tenemos que hay un átomo de yodo en la semirreacción de
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oxidación en el miembro de la izquierda y dos átomos de yodo en el miembro de la derecha, por
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tanto habrá que ajustar los yodos inicialmente. Para ello pondremos un 2 haciendo que el número
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de átomos de yodo coincidan en ambos miembros de la semirreacción de oxidación. En el caso de
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manganeso no es necesario porque tenemos sólo un átomo de manganeso en el miembro de la izquierda
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y un átomo de manganeso en el miembro de la derecha en la semirreacción de reducción.
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Una vez que hemos ajustado los átomos de yodo y de manganeso en las dos semirreacciones pasaremos a
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ajustar los oxígenos y hidrógenos. En este caso lo haremos en medio básico. Cambia un poquito con
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respecto al medio ácido que se hacía de otra forma, entonces es importante leerse la teoría.
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Entonces dice lo siguiente. En el miembro de la semirreacción con exceso de oxígenos añadiremos
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una molécula de agua por cada átomo de oxígeno en exceso, es decir, en la semirreacción donde
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tengamos oxígenos tenemos que ajustar los oxígenos añadiendo aguas en el lado donde hay
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exceso, ¿de acuerdo? Esto es importante. Y luego el excedente de hidrógenos lo solucionaremos
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añadiendo iones OH-, iones hidróxido, en el miembro contrario. Veamos cómo se hace. Para la semirreacción
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de oxidación no necesitamos añadir oxígenos puesto que no aparecen en ninguno de los dos miembros pero
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en la semirreacción de reducción observamos que aparecen cuatro oxígenos en el miembro de la izquierda
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y sólo dos oxígenos en el miembro de la derecha. Por tanto debemos añadir dos moléculas de agua en el
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miembro donde hay exceso de oxígenos. Tantos moléculas como oxígenos en exceso hay. Como hay
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dos oxígenos más en el íon permanganato que en el dióxido manganeso añadimos dos moléculas de agua
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quedando la semirreacción de esta forma. Ahora tenemos que el excedente de hidrógenos, ¿vale?,
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equilibrarlo añadiendo OH en el miembro contrario. Como hemos añadido dos moléculas de agua acabamos
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de añadir cuatro hidrógenos más que no hay en el miembro de la derecha. Por tanto para compensar
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esto añadiremos hidróxidos. Por tanto esos cuatro hidrógenos que teníamos en el miembro de la
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izquierda los compensamos con cuatro iones OH- en el miembro contrario, en este caso en el miembro
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de la derecha, quedando la semirreacción de esta forma ajustada. Ya el número de átomos, el número
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de oxígenos y el número de hidrógenos. A continuación ajustaremos las cargas de ambos
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miembros de las semirreacciones. Voy a comenzar con la semirreacción de oxidación. En este caso
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tenemos que el número de cargas en el miembro de la izquierda es menos 2 y el número de cargas
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en el miembro de la derecha es 0. Por tanto necesitaríamos añadir electrones, que son
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cargas negativas, en el miembro de la derecha. Por tanto añadimos dos electrones en el miembro
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de la derecha de la semirreacción de oxidación. De esta forma tendremos dos cargas negativas en
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el miembro de la derecha y dos cargas negativas en el miembro de la izquierda. Para la semirreacción
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de reducción vamos a contemplar que teníamos una carga negativa de lión permanato y cuatro
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cargas negativas de lión hidróxido. Por tanto necesitamos añadir tres electrones que compensen
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las cargas de forma que tenga cuatro cargas negativas tanto en el miembro de la izquierda
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como en el miembro de la derecha. Quedando la semirreacción de reducción de la siguiente
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forma. Una vez ajustadas las semirreacciones de oxidación y reducción en medio básico nos quedan
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las siguientes ecuaciones. Dos de ión yoduro más yodo dos más dos electrones para la SRO y
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permanganato más dos de agua más tres electrones para dar dióxido manganeso y cuatro iones hidróxidos
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en la SRR. Importante como he marcado en otras ocasiones lo siguiente. En una oxidación se
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exceden electrones. En una oxidación se va a exceder electrones por parte de un átomo. Por
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tanto los electrones en la SRO aparecen en el miembro de la derecha. ¿De acuerdo? Sin embargo
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en una reducción ocurre lo contrario. Una especie va a ganar electrones por tanto los electrones van
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a aparecer en la SRR en el miembro de la izquierda. ¿Vale? Si esto no es así es que algo va mal por
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tanto tenemos que revisarlo. Una vez que hemos determinado y ajustado las semirreacciones de
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oxidación y reducción pasamos al sexto paso. Equilibrado del número de electrones entre ambas
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semirreacciones. Sabemos que el número de electrones captados tiene que ser igual al
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número de electrones excedidos. Por tanto si en la oxidación se exceden dos electrones
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tenemos que también ver que en la reducción se ganan tres electrones y ese
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número obviamente no está equilibrado. Para ello tenemos que multiplicar la
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semirreacción de oxidación por tres y la semirreacción de reducción por dos. De forma que
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tengamos seis electrones en ambas semirreacciones. Quedando las semirreacciones de la siguiente forma.
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Tendríamos por tanto que la SRO queda de la siguiente forma y la SRR así. ¿Vale?
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En ocasiones ocurre que aparecen moléculas de agua, protones o iones de hidróxido en
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ambos miembros de las semirreacciones y hay que ajustarlos eliminando el exceso
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en el miembro que corresponda. En este caso tampoco ocurre. Ya veremos más
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adelante algún ejemplo en el que habría que eliminar alguna molécula de agua o
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algún ión hidróxido o protones en alguna de las semirreacciones.
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Paso 7. Escribir la ecuación iónica ajustada. Para ello tan solo tenemos que
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sumar las semirreacciones ajustadas en el paso anterior. Quedarnos lo siguiente.
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Como vemos aquí tenemos seis electrones en el miembro de la derecha y seis
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electrones en el miembro de la izquierda, lo cual procederemos a eliminar en el
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siguiente paso.
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Los tachamos y tendríamos por fin la ecuación iónica ajustada. Para muchos
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problemas con la ecuación iónica ajustada nos serviría para resolver muchas
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cuestiones estequiométricas o incluso cuestiones relacionadas con pilas o
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electrolisis. En este caso vamos a terminar el proceso ajustando la ecuación
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en su forma molecular. Para ello tenemos que pasar de la forma iónica a la forma
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molecular y eso implicará que las especies moleculares que intervienen en
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la reacción estén relacionadas con las especies iónicas del paso 7.
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Recordamos que la ecuación inicial es esta que muestro aquí arriba, ¿de acuerdo? y la
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ecuación iónica ajustada es esta que tenemos aquí abajo, ¿de acuerdo? Bueno pues
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ahora lo que se trata es ir ajustando una con respecto a la otra, ¿vale? Vamos a
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empezar por el ión permanganato. Vemos que en la ecuación inicial la especie en la
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que aparece el ión permanganato es el permanganato de potasio, por tanto si
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necesito dos iones permanganato necesitaré pues que haya dos moléculas
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de permanganato, ¿de acuerdo? Continuamos con el siguiente sustancia, en este caso
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el yoduro de potasio. Observamos que la ecuación inicial, el yoduro de potasio,
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corresponde con la ecuación iónica con los seis iones yodo menos, por tanto
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necesitamos ajustar ambas reacciones haciendo que estos seis iones yoduro
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aparezcan en la ecuación molecular, para ello colocaremos seis moléculas de
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yoduro de potasio, puesto que por cada molécula de yoduro de potasio obtenemos un
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ión yoduro. La siguiente sustancia sería el agua que aparece en su forma molecular
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tanto en la ecuación inicial como en la ecuación iónica con un 4 como
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coeficiente estequiométrico, por tanto en la ecuación molecular ajustada
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pondremos cuatro moléculas de agua. La siguiente especie es el dióxido
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manganeso que aparece en su forma molecular y también en la ecuación
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iónica ajustada en la fórmula molecular con un coeficiente estequiométrico de dos,
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por tanto en la ecuación molecular ajustada pondremos dos moléculas de
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dióxido manganeso. Análogamente lo mismo con el yodo, donde aparecen tres
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moléculas de yodo en la ecuación iónica ajustada, por tanto tenemos que poner
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tres moléculas en la ecuación molecular ajustada. Y por último el
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ión hidróxido. Vemos que el KOH encontramos que aparecen ocho iones
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hidróxido en la ecuación iónica ajustada, por tanto para que esté ajustada
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necesitaremos poner ocho moléculas de KOH en la ecuación molecular ajustada.
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De esta forma obtenemos como solución final la siguiente ecuación. Dos de
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hiperbonato de potasio más seis de yoduro de potasio más cuatro de agua
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para dar dos de dióxido manganeso más tres de yodo más ocho de hidróxido de
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potasio. Además al haber ajustado la reacción por el método de Lindström
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obtenemos más información. Obtendríamos la información con respecto a cuáles han
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sido los procesos de oxidación y reducción, es decir las semirreacciones
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de oxidación y reducción respectivamente, incluso el número de
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electrones que se intercambia en cada una de ellas.
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Y también obtendríamos información con respecto a cuál es el agente oxidante y
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cuál es el agente reductor en la reacción. En este caso recordamos que el
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que se reduce es el oxidante, por tanto el agente oxidante será el íon
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permanganato y el que se oxida es el agente reductor, por tanto el reductor
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será el yoduro de potasio. Bueno chicos, espero que este vídeo os
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sirva para poder practicar el ajuste de reacciones redox en medio básico, como
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veis es muy parecido al ajuste en medio ácido salvo por el ajuste de los
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hidrógenos y oxígenos en la semirreacción que se hace de forma un
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poquito distinta. Me despido, un saludo y nos vemos pronto.
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- Idioma/s:
- Autor/es:
- Domingo Carbonero Ciria
- Subido por:
- Domingo C.
- Licencia:
- Reconocimiento - No comercial - Sin obra derivada
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- Fecha:
- 5 de noviembre de 2023 - 15:25
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- Duración:
- 18′ 25″
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