Eccuaciones-redox-electroquimica.docx

Celdas Galvánicas o celdas voltaicas 

Unidad 4: Electroquímica

Cuando la reacciones redox, son espontáneas, liberan energía que se puede emplear para realizar un trabajo electrico. Esta tarea se realiza a través de una celda voltaica (o galvánica). Las Celdas galváncias, son un dispositivo en el que la transferencia de electrones, (de la semireacción de oxidación a la semireacción de reducción), se produce a través de un circuito externo en vez de ocurrir directamente entre los reactivos; de esta manera el flujo de electrones (corriente electrica) puede ser utilizado. En la siguiente figura, se muestran los componentes fundamentales de una celda galvánica o voltaica:

¿Cómo

funciona

una

celda

galvánica?

En la semicelda anódica ocurren las oxidaciones, mientras que en la semicelda catódica ocurren las reducciones. Elelectrodo anódico, conduce los electrones que son liberados en la reacción de oxidación, hacia los conductores metálicos. Estos conductores eléctricos conducen los electrones y los llevan hasta el electrodo catódico; los electrones entran así a la semicelda catódica produciéndose en ella la reducción. En el siguiente video puedes observar el funcionamiento de una celda voltaica. Observa el video y da una interpretación simple del funcionamiento de una celda voltaica.

En este otro video puedes ver una explicación más detallada de las reacciones que ocurren en la celda anterior.

Veremos a continuación, un ejemplo de celda voltaica:

La pila galvánica, consta de una lámina de zinc metálico, Zn (electrodo anódico), sumergida en una disolución de sulfato de zinc, ZnSO4, 1 M (solución anódica) y una lámina de cobre metálico, Cu (electrodo catódico), sumergido en una disolución de sulfato de cobre, CuSO 4, 1 M (solución catódica). El funcionamiento de la celda se basa en el principio de que la oxidación de Zn a Zn 2+ y la reducción de Cu2+ a Cu se puede llevar a cabo simultáneamente, pero en recipientes separados por un puente salino, con la transferencia de electrones, e -, a través de un alambre conductor metálico externo. Las láminas de zinc y cobre son electrodos. Los electrodos son la superficie de contacto entre el conductor metálico y la solución de semicelda (anódica o catódica).Si el electrodo no participan de la reacción redox (ni se oxida ni se reduce), se le llama electrodo inerte o pasivo. Cuando participa de la reacción redox, como es este caso, se denomina electrodo activo. Recordemos que: El electrodo en el que se produce la oxidación es el ánodo y en el que se lleva a cabo la reducción es el cátodo. Los electrones quedan libres a medida que el zinc metálico se oxida en el ánodo; fluyen a través del circuito externo hacia el cátodo, donde se consumen conforme el Cu2+(ac) se reduce.

Puesto que el Zn(s) se oxida en la celda, el electrodo de zinc pierde masa y la concentración de Zn2+(ac) en la solución aumenta con el funcionamiento de la celda. De manera similar, el electrodo de cobre gana masa y la solución de Cu2+(ac) se hace menos concentrada a medida que el éste se reduce a Cu(s). Ánodo (oxidación) Cátodo (reducción)

Zn(s) Cu2+(ac)

→ +

Zn2+(ac) 2e→

+ 2eCu(s)

Debemos tener cuidado de los signos que adjudicamos a los electrodos de una celda voltaica. Hemos visto que se liberan electrones en el ánodo conforme el zinc se oxida y fluyen al circuito externo. Puesto que los electrones tienen carga negativa, adjudicamos un signo negativo al ánodo. Por el contrario, los electrones fluyen hacia el cátodo, donde se consumen en la reducción del cobre. En consecuencia, se confiere un signo positivo al cátodo porque parece atraer a los electrones negativos. Con el funcionamiento de la celda, la oxidación del Zn introduce iones Zn 2+ adicionales en el compartimiento del ánodo. A menos que se proporcione un medio para neutralizar esta carga positiva, no podrá haber mas oxidación. De manera similar, la reducción del Cu2+ en el cátodo deja un exceso de carga negativa en solución en ese compartimiento. La neutralidad eléctrica se conserva al haber una migración de iones a través un puente salino o como en este caso, a través de una barrera porosa que separa los dos compartimientos. Un puente salino se compone de un tubo en forma de "U" que contiene una solución muy concentrada de un electrólito, (por ejemplo: NaNO3(ac), NH4NO3(ac), NaCl(ac), KNO3(ac), entre otros) cuyos iones no reaccionan con los otros iones de la celda ni con el material de los electrodos. El electrólito se suele incorporar en un gel para que la solución de electrólito no escurra cuando se invierte el tubo en U.

A medida que se produce la oxidación y la reducción de los electrodos, los iones del puente salino emigran para neutralizar la carga en los compartimientos de la celda. Los aniones emigran hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. De hecho, no se producirá un flujo medible de electrones a través del circuito externo, a menos que se proporcione un medio para que los iones emigren a través de la solución de un compartimiento al otro, con lo que el circuito se completa.

Recuerda que:    

La oxidación se produce en el ánodo y la reducción en el cátodo. Los electrones fluyen espontáneamente desde el ánodo negativo hacia el cátodo positivo. El circuito eléctrico se completa por el movimiento de los iones en solución: Los aniones se mueven hacia el ánodo y los cationes hacia el cátodo. Los compartimientos de la celda pueden estar separados por una barrera de vidrio poroso (como en la celda de Daniell) o por un puente salino (como en el esquema anterior).

Celda de Daniell

Ejercicio Las dos medias reacciones de una celda voltaica son:

Zn(s)

→

Zn2+

(ac)

+

2

e

ClO3-(ac)

1. 2. 3.

+

6

H+(ac)

+

6

e-

→

Cl-(ac)

Indique cuál reacción se lleva a cabo en el ánodo y cuál en el cátodo. ¿Cuál electrodo se consume en la reacción de la celda? ¿Hacia qué electrodo se dirigen los aniones?

Durante el análisis que hemos hecho de las celdas voltaicas, es posible que se haya preguntado por qué los electrones fluyen de manera espontánea a través del circuito externo. ¿Cuál es la causa de que los electrones abandonen el ánodo de zinc, pasen a través del circuito externo y entren al cátodo de Cu?

Los electrones fluyen desde el ánodo, de una celda voltaica, hacia el cátodo a causa de una diferencia de energía potencial. La energía potencial de los electrones es mayor en el ánodo que en el cátodo, por esta razón, los electrones fluyen espontáneamente del primero al segundo a través de un circuito externo. La diferencia de energía potencial por carga eléctrica (la diferencia de potencial) entre dos electrodos se mide en voltios.

Un voltio (V) es la diferencia de potencial que se requiere para impartir 1 Joule (J) de energía a una carga de 1 coulomb (C):

La diferencia de potencial entre dos electrodos de una celda voltaica proporciona la fuerza motriz que empuja los electrones a través del circuito externo. Por consiguiente, llamamos a esta diferencia de potencial fuerza electromotriz (que causa movimiento de electrones), o FEM. La FEM de una celda, que se denota como Ecelda, se conoce como potencial de celda. Puesto que la Ecelda se mide en voltios, solemos referirnos a ella como el voltaje de la celda. Para cualquier reacción de celda que se lleva a cabo espontáneamente, como en una celda voltaica, el potencial de celda es positivo. La FEM de una celda voltaica en particular depende de las reacciones específicas que se llevan a cabo en el cátodo y ánodo, la concentración de los reactivos y productos, y la temperatura. Enfocaremos nuestra atención en celdas que operan a 25 ºC en condiciones estándar: concentración 1 M de reactivos y productos en solución y 1 atm de presión para los gases. En condiciones estándar la fem se llama FEM estándar o potencial estándar de la celda, y se denota como . Por ejemplo, para la celda voltaica de Zn/Cu, el potencial estándar de celda a 25 ºC es 1,10 V:

+

3

H2O

Zn(s) + Cu2+(ac, 1 M)

→

Zn2+(ac, 1 M)

+

Cu(s)

Eocelda = 1,10

V

Las celdas galvánicas las podemos representar mediante una notación abreviada:

Potenciales estándar de reducción 

Unidad 4: Electroquímica

La diferencia de potencial entre el ánodo y el cátodo, se denomina potencial de celda E 0celda y coincide con la FEM. El potencial de celda, E0celda, de una celda galvánica siempre será positivo. Esto coincide con lo que deciamos en un prinicpio, la reacción redox debe ser una reacción es espontánea, para que se genere una celda galvánica. Por

ejemplo: Zn(s) + Cu+2(ac) → Cu(s) + 2H+(ac) →

Zn+2(ac) + Cu(s) H2

(g)

+ Cu+2(ac)

E0(celda)= 1,10 V

Reacción, espontánea

E0(celda)= - 0,344

Reacción, No

espontánea

Queda claro, que el potencial de celda (E0celda), depende de las dos medias celdas: catódica y anódica.

E0Celda= E0oxidación - E0reducción Por lo tanto, es necesario determinar el potencial de celda de cada uno de los electrodos. Sin embargo no se puede medir el potencial de un electrodo aislado. Para poder medir el potencial de un solo electrodo, se diseño el Electrodo Estándar de Hidrógeno (EEH).

http://www.100ciaquimica.net/temas/tema9/punto6.htm

Un EEH se compone de un electrodo inerte de platino encerrado en un tubo de vidrio de modo que se pueda burbujear hidrógeno gaseoso sobre el platino, y la solución contiene H + en condiciones estándar (1 M).

El electrodo estándar de hidrógeno, EEH, fuediseñado y se le asignó arbitrariamente el valor de potencial igual a cero, en el ocurre la siguiente reacción: 2H+(1M) + 2 e- → H2 (1 atm)

E0(H+/H2) = 0,0 V

Se construyen las pilas voltaicas, donde uno de los electrodos es el EEH, de tal manera que la medida del E0celda, nos de el valor del otro elecvtrodo. En la figura. se puede observar al EEH como compartimiento anódico:

Notación abreviada: Pt

(s)

/ H2 (g, 1atm), H+ (ac, 1M) // Cu2+ (ac, 1M) / Cu (s)

Las medias reacciones serían: Ánodo: Cátodo:

H2(g) → 2H+(ac) + 2eCu+2(ac) + 2 e- →

Cu(s)

Se mide el voltaje de la celda: E0Celda= 0,34 V Teniendo en cuenta que e

E0 Celda = E0 oxidación + E0 reducción

Podemos concluir que el E0 de reducción, E0(Cu+2/ Cu) = 0,34 V

E0(oxidación) = 0,0V E0

(reducción)

= ???

Ahora hagamos el análisis, colocando el EEH en el cátodo. En la figura, se puede apreciar al EEH: como compartimiento catódico.

La celda voltaica, emplea un EEH y un electrodo estándar de Zn2+/Zn. La reacción espontánea es la oxidación del Zn y la reducción del H+: Zn

(s)

+ 2H+

(ac)

→ Zn2+

(ac)

+ H2 (g)

Normalmente las tablas de potenciales estándar se reportan como E0reducción . Los valoresE0oxidación tienen la misma magnitud, pero con signo contrario, y corresponden a la reacción inversa

Ejemplo:

La siguiente tabla incluye algunos Potenciales Estándar de Reducción a 25ºC, a los que se les suele llamar potenciales de media celda, y se pueden combinar para calcular las fem de una

gran variedad de celdas voltaicas.

En el siguiente enlace, pueden encontrar, valores de potenciales estándar de reducción. http://profmokeur.ca/quimica/?var1=http://profmokeur.ca/quimica/potredoxsp.htm En el siguiente video se observa un problema sobre Diagrama de pila galvánica y potencial estándar http://www.youtube.com/watch?v=ddr9P0atHcI Puesto que el potencial eléctrico mide energía potencial por carga eléctrica, los potenciales estándar de reducción son propiedades intensivas. Por tanto, la modificación del coeficiente estequiométrico de una media reacción no afecta el valor del potencial estándar de reducción. Por ejemplo, el Eored, de la reducción de 2 moles de Zn2+ es el mismo que para la reducción de 1 mol de Zn2+: 2

Zn2+ (ac,

1

M)

+

4e-

→

2

Zn

(s)

Eored =

-

0,76

V

Espontaneidad de las reacciones redox: 

Si el cálculo del voltaje para una reacción, es una cantidad positiva, la reacción puede ocurrir espontáneamente. Si es una cantidad negativa, la reacción no ocurre en el sentido propuesto. La reacción inversa sí será espontánea.



Ejercicio Usando los potenciales estándar de reducción que se incluyen en la tabla (página 4-10) calcule la fem estándar de la celda que se describe. ¿Es espontánea la siguiente reacción? Cr2O72- (ac) + 14H+ (ac) + 6I- (ac) → 2Cr3+ (ac) + 3I2 (s) + 7H2O (l) Solución El primer paso para resolver este problema consiste en identificar las medias reacciones que se llevan a cabo en el ánodo y en el cátodo, Ánodo Cátodo •

2I –(ac) → I2 (s) + 2e – Cr2O72-(ac) + 14H+(ac) +6e- → 2Cr3-(ac) + 7H2O (l)

oxidación reducción

Observamos en la Tabla de Potenciales Estándar de Reducción que: Eo (Cr2O72- / Cr3-) = 1,33 V

Eo (I2 / I -) = 0,54 V

Usamos estos valores en relación a las medias reacciones propuestas, ecuación Eocelda = Eoox + Eored

en la

E0celda = ( - 0,54 ) + ( 1,33 ) = 0,79 V

  

E o celda es un valor positivo, la reacción es espontánea y por lo tanto la celda voltaica funciona. Aunque la media reacción del yoduro en el ánodo se debe multiplicar por 3 (para efecto del balance) el valor de Eo red no se multiplica por 3. Como hemos señalado el coeficiente estequiométrico de una media reacción no afecta el valor del potencial estándar de reducción, porque es una propiedad física intensiva.

BALANCE DE REACCIONES REDOX por el método del ion-electrón En el método ion-electrón (conocido también como método de las reacciones parciales) la ecuación redox se divide en dos ecuaciones parciales: una para las reacciones de la oxidación, y la otra para las reacciones de la reducción. Las ecuaciones parciales se equilibran separadamente y después se suman, dando una ecuación equilibrada de la reacción redox. 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 o a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo respectivo. o b) Se identifican los pares redox en la reacción o c) Se combinan los pares redox en dos reacciones parciales Paso 3. Se equilibran los átomos en las ecuaciones parciales o a) Se equilibran todos los átomos excepto del H y del O o b) Se equilibran los átomos del oxígeno añadiendo H2O o c) Se equilibran los átomos del hidrógeno añadiendo el ion H+ o d) En el medio de base, se añade un OH- respectivo a cada lado para cada H+ Paso 4. Se equilibran las cargas añadiendo ePaso 5: Se iguala el número de los electrones perdidos y recibidos en las reacciones parciales Paso 6: Se suman las ecuaciones parciales Paso 7: 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 Paso 1. Se escribe una ecuación desequilibrada (el esqueleto de la reacción) que contiene todos los reactantes y productos de la reacción química. Para obtener mejores resultados se escribe la reacción en la forma iónica.

H2O2 → H2O + O2 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. a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo que aparece en la reacción. El número de la oxidación (o el grado de la oxidación) es una medida del grado de la oxidación en una molécula (ver: Reglamentos para determinar los números de la oxidación).

H+12O-12 → H+12O-2 + O02 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: H+12O-12 → O02

R:

H+12O-12 → H+12O-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. Para esto se puede utilizar cualquier tipo que aparece en la dada ecuación. Pero ojo, los reactantes se pueden añadir solamente al lado izquierdo de la ecuación, y los productos solamente al lado derecho. O: H2O2 → O2

R:

H2O2 → 2H2O

b) 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: H2O2 → O2

R:

H2O2 → 2H2O

c) Se equilibran los átomos del hidrógeno. Hay que averiguar si el número de los átomos del hidrógeno en el lado izquierdo es igual a su número en el lado derecho. Si esto no es el caso, hay que equilibrarlo añadiendo el protón (H+) a aquel lado donde faltan los átomos del hidrógeno. O: H2O2 → O2 + 2H+

R:

H2O2 + 2H+ → 2H2O

d) En las reacciones en el medio alcalino para cada ion H+ presente en la ecuación se añade un ion OH-respectivo a cada lado de la ecuación. La combinación de iones OH- y H+ que se hallen en el mismo lado de la ecuación se sustituye con una molécula de agua. O: H2O2 + 2OH- → O2 + 2H2O

R:

H2O2 + 2H2O → 2H2O + 2OH-

Paso 4. Se equilibran las cargas. La suma de todas las cargas en el lado de los productos debe equivaler a la suma de todas las cargas en el lado de los reactantes (la suma de las cargas no debe necesariamente igualar a cero). Las cargas se equilibran añadiendo los electrones (e-) en el lado donde faltan cargas negativas. O: H2O2 + 2OH- → O2 + 2H2O + 2e-

R:

H2O2 + 2H2O + 2e- → 2H2O + 2OH-

Paso 5. 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: H2O2 + 2OH- → O2 + 2H2O + 2e| *1

R:

H2O2 + 2H2O + 2e- → 2H2O + 2OH-

O:

H2O2 + 2OH- → O2 + 2H2O + 2e-

R:

H2O2 + 2H2O + 2e- → 2H2O + 2OH-

| *1

Paso 6. 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.

2H2O2 + 2OH- + 2H2O + 2e- → O2 + 4H2O + 2OH- + 2ePaso 7. 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.

2H2O2 → O2 + 2H2O 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

H

2*2

2*2

0

O

2*2

1*2 + 2*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.

2*0 = 1*0 + 2*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.

2H2O2 → O2 + 2H2O

Ejemplo Cu + HNO3 = Cu2+ + NO Paso 1. Se escribe una ecuación desequilibrada (el esqueleto de la reacción) que contiene todos los reactantes y productos de la reacción química. Para obtener mejores resultados se escribe la reacción en la forma iónica.

Cu + HNO3 → Cu2+ + 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. a) Se determinan los números de la oxidación de cada átomo que aparece en la reacción. El número de la oxidación (o el grado de la oxidación) es una medida del grado de la oxidación en una molécula (ver: Reglamentos para determinar los números de la oxidación).

Cu0 + H+1N+5O-23 → Cu+22+ + 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: Cu0 → Cu+22+

R:

H+1N+5O-23 → 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. Para esto se puede utilizar cualquier tipo que aparece en la dada ecuación. Pero ojo, los reactantes se pueden añadir solamente al lado izquierdo de la ecuación, y los productos solamente al lado derecho. O: Cu → Cu2+

R:

HNO3 → NO

b) 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: Cu → Cu2+

R:

HNO3 → NO + 2H2O

c) Se equilibran los átomos del hidrógeno. Hay que averiguar si el número de los átomos del hidrógeno en el lado izquierdo es igual a su número en el lado derecho. Si esto no es el caso, hay que equilibrarlo añadiendo el protón (H+) a aquel lado donde faltan los átomos del hidrógeno. O: Cu → Cu2+

R:

HNO3 + 3H+ → NO + 2H2O

Paso 4. Se equilibran las cargas. La suma de todas las cargas en el lado de los productos debe equivaler a la suma de todas las cargas en el lado de los reactantes (la suma de las cargas no debe necesariamente igualar a cero). Las cargas se equilibran añadiendo los electrones (e-) en el lado donde faltan cargas negativas.

O:

Cu → Cu2+ + 2e-

R:

HNO3 + 3H+ + 3e- → NO + 2H2O

Paso 5. 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: Cu → Cu2+ + 2e| *3

R:

HNO3 + 3H+ + 3e- → NO + 2H2O

O:

3Cu → 3Cu2+ + 6e-

R:

2HNO3 + 6H+ + 6e- → 2NO + 4H2O

| *2

Paso 6. 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.

3Cu + 2HNO3 + 6H+ + 6e- → 3Cu2+ + 2NO + 6e- + 4H2O Paso 7. 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.

3Cu + 2HNO3 + 6H+ → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O 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

Cu

3*1

3*1

0

H

2*1 + 6*1

4*2

0

N

2*1

2*1

0

O

2*3

2*1 + 4*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 + 2*0 + 6*1 = 3*2 + 2*0 + 4*0 6 = 6 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.

3Cu + 2HNO3 + 6H+ → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O