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Química: Comenzando con los átomos 2ed

16.1 Repaso de química redox

Química: Comenzando con los átomos 2ed16.1 Repaso de química redox

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Índice
  1. Prefacio
  2. 1 Ideas esenciales
    1. Introducción
    2. 1.1 La química en su contexto
    3. 1.2 Fases y clasificación de la materia
    4. 1.3 Propiedades físicas y químicas
    5. 1.4 Mediciones
    6. 1.5 Incertidumbre, exactitud y precisión de las mediciones
    7. 1.6 Tratamiento matemático de los resultados de las mediciones
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  3. 2 Átomos, moléculas e iones
    1. Introducción
    2. 2.1 Las primeras ideas de la teoría atómica
    3. 2.2 Evolución de la teoría atómica
    4. 2.3 Estructura atómica y simbolismo
    5. 2.4 Fórmulas químicas
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  4. 3 Estructura electrónica y propiedades periódicas de los elementos
    1. Introducción
    2. 3.1 Energía electromagnética
    3. 3.2 El modelo de Bohr
    4. 3.3 Desarrollo de la teoría cuántica
    5. 3.4 Estructura electrónica de los átomos (configuraciones de electrones)
    6. 3.5 Variaciones periódicas de las propiedades de los elementos
    7. 3.6 La tabla periódica
    8. 3.7 Compuestos iónicos y moleculares
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  5. 4 Enlace químico y geometría molecular
    1. Introducción
    2. 4.1 Enlace iónico
    3. 4.2 Enlace covalente
    4. 4.3 Nomenclatura química
    5. 4.4 Símbolos y estructuras de Lewis
    6. 4.5 Cargas formales y resonancia
    7. 4.6 Estructura molecular y polaridad
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  6. 5 Teorías avanzadas de enlace
    1. Introducción
    2. 5.1 Teoría de enlace de valencia
    3. 5.2 Orbitales atómicos híbridos
    4. 5.3 Enlaces múltiples
    5. 5.4 Teoría de los orbitales moleculares
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  7. 6 Composición de sustancias y soluciones
    1. Introducción
    2. 6.1 Fórmula de masa
    3. 6.2 Determinación de fórmulas empíricas y moleculares
    4. 6.3 Molaridad
    5. 6.4 Otras unidades para las concentraciones de las soluciones
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  8. 7 Estequiometría de las reacciones químicas
    1. Introducción
    2. 7.1 Escritura y balance de ecuaciones químicas
    3. 7.2 Clasificación de las reacciones químicas
    4. 7.3 Estequiometría de la reacción
    5. 7.4 Rendimiento de la reacción
    6. 7.5 Análisis químico cuantitativo
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  9. 8 Gases
    1. Introducción
    2. 8.1 Presión del gas
    3. 8.2 Relaciones entre presión, volumen, cantidad y temperatura: la ley de los gases ideales
    4. 8.3 Estequiometría de sustancias gaseosas, mezclas y reacciones
    5. 8.4 Efusión y difusión de los gases
    6. 8.5 La teoría cinético-molecular
    7. 8.6 Comportamiento no ideal de los gases
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  10. 9 Termoquímica
    1. Introducción
    2. 9.1 Conceptos básicos de energía
    3. 9.2 Calorimetría
    4. 9.3 Entalpía
    5. 9.4 Fuerza de los enlaces iónicos y covalentes
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  11. 10 Líquidos y sólidos
    1. Introducción
    2. 10.1 Fuerzas intermoleculares
    3. 10.2 Propiedades de los líquidos
    4. 10.3 Transiciones de fase
    5. 10.4 Diagramas de fase
    6. 10.5 El estado sólido de la materia
    7. 10.6 Estructuras de red en los sólidos cristalinos
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  12. 11 Soluciones y coloides
    1. Introducción
    2. 11.1 El proceso de disolución
    3. 11.2 Electrolitos
    4. 11.3 Solubilidad
    5. 11.4 Propiedades coligativas
    6. 11.5 Coloides
    7. Términos clave
    8. Ecuaciones clave
    9. Resumen
    10. Ejercicios
  13. 12 Termodinámica
    1. Introducción
    2. 12.1 Espontaneidad
    3. 12.2 Entropía
    4. 12.3 La segunda y la tercera ley de la termodinámica
    5. 12.4 Energía libre
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  14. 13 Conceptos fundamentales del equilibrio
    1. Introducción
    2. 13.1 Equilibrio químico
    3. 13.2 Constantes de equilibrio
    4. 13.3 Equilibrios cambiantes: el principio de Le Châtelier
    5. 13.4 Cálculos de equilibrio
    6. Términos clave
    7. Ecuaciones clave
    8. Resumen
    9. Ejercicios
  15. 14 Equilibrios ácido-base
    1. Introducción
    2. 14.1 Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry
    3. 14.2 pH y pOH
    4. 14.3 Fuerza relativa de los ácidos y las bases
    5. 14.4 Hidrólisis de sales
    6. 14.5 Ácidos polipróticos
    7. 14.6 Tampones
    8. 14.7 Titulaciones ácido-base
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  16. 15 Equilibrios de otras clases de reacción
    1. Introducción
    2. 15.1 Precipitación y disolución
    3. 15.2 Ácidos y Bases de Lewis
    4. 15.3 Equilibrios acoplados
    5. Términos clave
    6. Ecuaciones clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  17. 16 Electroquímica
    1. Introducción
    2. 16.1 Repaso de química redox
    3. 16.2 Celdas galvánicas
    4. 16.3 Potenciales del electrodo y de la celda
    5. 16.4 Potencial, energía libre y equilibrio
    6. 16.5 Baterías y pilas de combustible
    7. 16.6 Corrosión
    8. 16.7 Electrólisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  18. 17 Cinética
    1. Introducción
    2. 17.1 Tasas de reacciones químicas
    3. 17.2 Factores que afectan las tasas de reacción
    4. 17.3 Leyes de velocidad
    5. 17.4 Leyes de tasas integradas
    6. 17.5 Teoría de colisiones
    7. 17.6 Mecanismos de reacción
    8. 17.7 Catálisis
    9. Términos clave
    10. Ecuaciones clave
    11. Resumen
    12. Ejercicios
  19. 18 Metales representativos, metaloides y no metales
    1. Introducción
    2. 18.1 Periodicidad
    3. 18.2 Incidencia y preparación de los metales representativos
    4. 18.3 Estructura y propiedades generales de los metaloides
    5. 18.4 Estructura y propiedades generales de los no metales
    6. 18.5 Incidencia, preparación y compuestos de hidrógeno
    7. 18.6 Incidencia, preparación y propiedades de los carbonatos
    8. 18.7 Incidencia, preparación y propiedades del nitrógeno
    9. 18.8 Incidencia, preparación y propiedades del fósforo
    10. 18.9 Incidencia, preparación y compuestos del oxígeno
    11. 18.10 Incidencia, preparación y propiedades del azufre
    12. 18.11 Incidencia, preparación y propiedades de los halógenos
    13. 18.12 Incidencia, preparación y propiedades de los gases nobles
    14. Términos clave
    15. Resumen
    16. Ejercicios
  20. 19 Metales de transición y química de coordinación
    1. Introducción
    2. 19.1 Incidencia, preparación y propiedades de los metales de transición y sus compuestos
    3. 19.2 Química de coordinación de los metales de transición
    4. 19.3 Propiedades espectroscópicas y magnéticas de los compuestos de coordinación
    5. Términos clave
    6. Resumen
    7. Ejercicios
  21. 20 Química nuclear
    1. Introducción
    2. 20.1 Estructura y estabilidad nuclear
    3. 20.2 Ecuaciones nucleares
    4. 20.3 Decaimiento radiactivo
    5. 20.4 Transmutación y energía nuclear
    6. 20.5 Usos de los radioisótopos
    7. 20.6 Efectos biológicos de la radiación
    8. Términos clave
    9. Ecuaciones clave
    10. Resumen
    11. Ejercicios
  22. 21 Química orgánica
    1. Introducción
    2. 21.1 Hidrocarburos
    3. 21.2 Alcoholes y éteres
    4. 21.3 Aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos y ésteres
    5. 21.4 Aminas y amidas
    6. Términos clave
    7. Resumen
    8. Ejercicios
  23. A La tabla periódica
  24. B Matemáticas esenciales
  25. C Unidades y factores de conversión
  26. D Constantes físicas fundamentales
  27. E Propiedades del agua
  28. F Composición de los ácidos y las bases comerciales
  29. G Propiedades termodinámicas estándar de determinadas sustancias
  30. H Constantes de ionización de los ácidos débiles
  31. I Constantes de ionización de las bases débiles
  32. J Productos de solubilidad
  33. K Constantes de formación de iones complejos
  34. L Potenciales de electrodos estándar (media celda)
  35. M Semivida de varios isótopos radiactivos
  36. Clave de respuestas
    1. Capítulo 1
    2. Capítulo 2
    3. Capítulo 3
    4. Capítulo 4
    5. Capítulo 5
    6. Capítulo 6
    7. Capítulo 7
    8. Capítulo 8
    9. Capítulo 9
    10. Capítulo 10
    11. Capítulo 11
    12. Capítulo 12
    13. Capítulo 13
    14. Capítulo 14
    15. Capítulo 15
    16. Capítulo 16
    17. Capítulo 17
    18. Capítulo 18
    19. Capítulo 19
    20. Capítulo 20
    21. Capítulo 21
  37. Índice

Objetivos de aprendizaje

Al final de esta sección, podrá:

  • Describir los rasgos definitorios de la química redox
  • Identificar el oxidante y el reductor de una reacción redox
  • Balancear las ecuaciones químicas de las reacciones redox utilizando el método de la semirreacción

Dado que las reacciones que implican la transferencia de electrones son esenciales para el tema de la electroquímica, se ofrece aquí un breve repaso de la química redox que resume y amplía el contenido de un capítulo anterior del texto (vea el capítulo sobre estequiometría de las reacciones). Los lectores que deseen un repaso adicional deben remitirse al capítulo del texto sobre estequiometría de las reacciones.

Números de oxidación

Por definición, una reacción redox es aquella que conlleva cambios en el número de oxidación (o estado de oxidación) de uno o varios de los elementos implicados. El número de oxidación de un elemento en un compuesto es esencialmente una evaluación de cómo el entorno electrónico de sus átomos es diferente en comparación con los átomos del elemento puro. Según esta descripción, el número de oxidación de un átomo de un elemento es igual a cero. Para un átomo de un compuesto, el número de oxidación es igual a la carga que tendría el átomo en el compuesto si este fuera iónico. Según estas reglas, la suma de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a la carga de la molécula. Para ilustrar este formalismo, se considerarán ejemplos de las dos clases de compuestos, iónicos y covalentes.

Los compuestos iónicos simples presentan los ejemplos más sencillos para ilustrar este formalismo, ya que por definición los números de oxidación de los elementos son numéricamente equivalentes a las cargas iónicas. El cloruro de sodio, NaCl, está compuesto por cationes Na+ y aniones Cl-, por lo que los números de oxidación del sodio y del cloro son, respectivamente, +1 y -1. El fluoruro de calcio, CaF2, está compuesto por cationes Ca2+ y aniones F-, por lo que los números de oxidación del calcio y del flúor son, respectivamente, +2 y -1.

Los compuestos covalentes requieren un uso más difícil del formalismo. El agua es un compuesto covalente cuyas moléculas están formadas por dos átomos de H enlazados por separado a un átomo de O central mediante enlaces covalentes polares O-H. Los electrones compartidos que componen un enlace O-H son más fuertemente atraídos por el átomo O más electronegativo, por lo que adquiere una carga negativa parcial en la molécula de agua (en relación con un átomo O del oxígeno elemental). En consecuencia, los átomos de H de una molécula de agua presentan cargas positivas parciales en comparación con los átomos de H del hidrógeno elemental. La suma de las cargas parciales negativas y positivas de cada molécula de agua es cero, y la molécula de agua es neutra.

Imagine que la polarización de los electrones compartidos dentro de los enlaces O-H del agua fuera completa al 100 %: el resultado sería la transferencia de electrones de H a O, y el agua sería un compuesto iónico formado por aniones O2- y cationes H+. Y por lo tanto, los números de oxidación del oxígeno y del hidrógeno en el agua son -2 y +1, respectivamente. Aplicando esta misma lógica al tetracloruro de carbono, CCl4, se obtienen números de oxidación de +4 para el carbono y -1 para el cloro. En el ion de nitrato, NO3NO3, el número de oxidación del nitrógeno es +5 y el del oxígeno es -2, sumándose para igualar la carga 1- de la molécula:

(1Nátomo)(+5Nátomo)+(3Oátomos)(-2Oátomo)=+5+-6=-1(1Nátomo)(+5Nátomo)+(3Oátomos)(-2Oátomo)=+5+-6=-1

Balancear las ecuaciones redox

La ecuación desbalanceada siguiente describe la descomposición del cloruro de sodio fundido:

NaCl(l)Na(l)+Cl2(g)desbalanceadaNaCl(l)Na(l)+Cl2(g)desbalanceada

Esta reacción satisface el criterio de clasificación redox, ya que el número de oxidación del Na disminuye de +1 a 0 (sufre una reducción) y el del Cl aumenta de -1 a 0 (sufre una oxidación). La ecuación en este caso se balancea fácilmente por inspección, requiriendo coeficientes estequiométricos de 2 para el NaCl y el Na:

2NaCl(l)2Na(l)+Cl2(g)balanceada2NaCl(l)2Na(l)+Cl2(g)balanceada

Las reacciones redox que tienen lugar en soluciones acuosas se encuentran comúnmente en la electroquímica, y muchas involucran al agua o a sus iones característicos, H+(aq) y OH-(aq), como reactivos o productos. En estos casos, las ecuaciones que representan la reacción redox pueden ser muy difíciles de equilibrar por inspección, y es útil el uso de un enfoque sistemático llamado método de la semirreacción. Este enfoque implica los siguientes pasos:

  1. Escribir ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
  2. Balancear cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
  3. Balancear cada semirreacción para el O añadiendo H2O.
  4. Balancear cada semirreacción para el H añadiendo H+.
  5. Balancear cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
  6. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
  7. Sume las dos semirreacciones y simplifique.
  8. Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H+ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.

Los ejemplos siguientes demuestran la aplicación de este método a las ecuaciones de equilibrio para reacciones redox acuosas.

Ejemplo 16.1

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones ácidas

Escriba la ecuación balanceada que representa la reacción entre el cobre sólido y el ácido nítrico para producir iones de cobre(II) acuosos y monóxido de nitrógeno gaseoso.

Solución

Siguiendo los pasos del método de semirreacción:
  1. Escriba ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
    oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)
    reducción:HNO3(aq)NO(g)reducción:HNO3(aq)NO(g)
  2. Balancee cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
    oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)
    reducción:HNO3(aq)NO(g)reducción:HNO3(aq)NO(g)
  3. Balancee cada semirreacción para el O añadiendo H2O.
    oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)
    reducción:HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)reducción:HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)
  4. Balancee cada semirreacción para el H añadiendo H+.
    oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)
    reducción:3H+(aq)+HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)reducción:3H+(aq)+HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)
  5. Balancee cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
    oxidación:Cu(s)Cu2+(aq)+2 eoxidación:Cu(s)Cu2+(aq)+2 e
    reducción:3e+3H+(aq)+HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)reducción:3e+3H+(aq)+HNO3(aq)NO(g)+2H2O(l)
  6. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
    oxidación (×3):3Cu(s)3Cu2+(aq)+62eoxidación (×3):3Cu(s)3Cu2+(aq)+62e
    reducción (×2):63e+63H+(aq)+2HNO3(aq)2NO(g)+42H2O(l)reducción (×2):63e+63H+(aq)+2HNO3(aq)2NO(g)+42H2O(l)
  7. Sume las dos semirreacciones y simplifique.
    3Cu(s)+6e+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+6e+2NO(g)+4H2O(l)3Cu(s)+6e+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+6e+2NO(g)+4H2O(l)
    3Cu(s)+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+2NO(g)+4H2O(l)3Cu(s)+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+2NO(g)+4H2O(l)
  8. Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H+ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.
    Este paso no es necesario ya que la solución está estipulada como ácida.

La ecuación balanceada para la reacción en una solución ácida es entonces

3Cu(s)+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+2NO(g)+4H2O(l)3Cu(s)+6H+(aq)+2HNO3(aq)3Cu2+(aq)+2NO(g)+4H2O(l)

Compruebe lo aprendido

La reacción anterior se produce cuando se utiliza ácido nítrico relativamente diluido. Si se utiliza ácido nítrico concentrado, se produce dióxido de nitrógeno en lugar de monóxido de nitrógeno. Escriba una ecuación balanceada para esta reacción.

Respuesta:

Cu(s)+2H+(aq)+2HNO3(aq)Cu2+(aq)+2NO2(g)+2H2O(l)Cu(s)+2H+(aq)+2HNO3(aq)Cu2+(aq)+2NO2(g)+2H2O(l)

Ejemplo 16.2

Balancear ecuaciones para reacciones redox en soluciones básicas

Escriba la ecuación balanceada que representa la reacción entre el ion de permanganato acuoso, MnO4MnO4, y el hidróxido de cromo(III) sólido, Cr(OH)3, para producir óxido de manganeso(IV) sólido, MnO2, y el ion de cromato acuoso, CrO42−CrO42− La reacción tiene lugar en una solución básica.

Solución

Siguiendo los pasos del método de semirreacción:
  1. Escriba ecuaciones esqueletales para las semirreacciones de oxidación y reducción.
    oxidación:Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)oxidación:Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)
    reducción:MnO4(aq)MnO2(s)reducción:MnO4(aq)MnO2(s)
  2. Balancee cada semirreacción para todos los elementos excepto el H y el O.
    oxidación:Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)oxidación:Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)
    reducción:MnO4(aq)MnO2(s)reducción:MnO4(aq)MnO2(s)
  3. Balancee cada semirreacción para el O añadiendo H2O.
    oxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)oxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)
    reducción:MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)reducción:MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)
  4. Balancee cada semirreacción para el H añadiendo H+.
    oxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)+5H+(aq)oxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)+5H+(aq)
    reducción:4H+(aq)+MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)reducción:4H+(aq)+MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)
  5. Balancee cada semirreacción para la carga añadiendo electrones.
    oxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)+5H+(aq)+3eoxidación:H2O(l)+Cr(OH)3(s)CrO42−(aq)+5H+(aq)+3e
    reducción:3e+4H+(aq)+MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)reducción:3e+4H+(aq)+MnO4(aq)MnO2(s)+2H2O(l)
  6. Si es necesario, multiplique una o ambas semirreacciones para que el número de electrones consumidos en una sea igual al número producido en la otra.
    Este paso no es necesario porque el número de electrones ya está equilibrado.
  7. Sume las dos semirreacciones y simplifique.
    H2O(l)+Cr(OH)3(s)+3e+4H+(aq)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+5H+(aq) +3e+MnO2(s)+2H2O(l)H2O(l)+Cr(OH)3(s)+3e+4H+(aq)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+5H+(aq) +3e+MnO2(s)+2H2O(l)
    Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+H+(aq)+MnO2(s)+H2O(l)Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+H+(aq)+MnO2(s)+H2O(l)
  8. Si la reacción tiene lugar en un medio básico, añada iones de OH- a la ecuación obtenida en el paso 7 para neutralizar los iones de H+ (añada en igual número a ambos lados de la ecuación) y simplifique.
    OH(aq)+Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+H+(aq)+OH(aq)+MnO2(s)+H2O(l)OH(aq)+Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42−(aq)+H+(aq)+OH(aq)+MnO2(s)+H2O(l)
    OH(aq)+Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42 (aq)+MnO2(s)+2H2O(l)OH(aq)+Cr(OH)3(s)+MnO4(aq)CrO42 (aq)+MnO2(s)+2H2O(l)

Compruebe lo aprendido

El ion de permanganato acuoso también puede reducirse utilizando el ion de bromuro acuoso, Br-, siendo los productos de esta reacción el óxido de manganeso(IV) sólido y el ion de bromato acuoso, BrO3-. Escriba la ecuación balanceada para esta reacción que ocurre en un medio básico.

Respuesta:

H2O(l)+2MnO4(aq)+Br(aq)2MnO2(s)+BrO3(aq)+2OH(aq)H2O(l)+2MnO4(aq)+Br(aq)2MnO2(s)+BrO3(aq)+2OH(aq)

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