Problema n° 6 de ecuaciones de óxido reducción - TP03

Enunciado del ejercicio n° 6

Balancee las siguientes ecuaciones después de representarlas en forma iónica neta:

a) Cu + HNO₃ ⟶ Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

b) Fe(NO₃)₂ + HNO₃ ⟶ Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

c) Zn + HNO₃ ⟶ Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

d) Sb + H₂SO₄ ⟶ Sb₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

e) H₂S + H₂SO₃ ⟶ S + H₂O

Solución

a) Reacción de oxidación del cobre metálico por el ácido nítrico con formación de ion cúprico y óxido nítrico.

Cu + HNO₃ ⟶ Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O

Primero disociamos los compuestos detallando el número de oxidación:

Cu° + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O^2- ⟶ Cu²⁺ + 2·(N⁵⁺ + 3·O^2-) + N²⁺ + O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Cu° + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O^2- ⟶ Cu²⁺ + 2·N⁵⁺ + 6·O^2- + N²⁺ + O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Identificamos los elementos que se reducen y los que se oxidan. Recordar que si un elemento se reduce hay otro que se oxida.

El Cu° pasa a Cu²⁺, se oxida, cede 2 electrones.

El N⁵⁺ pasa a N²⁺, se reduce, capta 3 electrones.

Representamos la ecuación en forma iónica neta:

Cu° + N⁵⁺ ⟶ Cu²⁺ + N²⁺

Armamos las hemireacciones equilibradas:

Cu° - 2·e	⟶	Cu²⁺
N⁵⁺ + 3·e	⟶	N²⁺

Multiplicamos las hemirreacciones para que el número de electrones tomados o cedidos sea el mismo, luego sumamos.

3·(Cu° - 2·e	⟶	Cu²⁺)
2·(N⁵⁺ + 3·e	⟶	N²⁺)

Calculamos:

3·Cu° - 6·e	⟶	3·Cu²⁺
2·N⁵⁺ + 6·e	⟶	2·N²⁺
3·Cu° + 2·N⁵⁺	⟶	3·Cu²⁺ + 2·N²⁺

Volvemos a la primera ecuación y la armamos con los coeficientes hallados:

3·Cu + 2·HNO₃ ⟶ 3·Cu(NO₃)₂ + 2·NO + H₂O

Terminamos de equilibrar la ecuación por tanteo:

3·Cu + 8·HNO₃ ⟶ 3·Cu(NO₃)₂ + 2·NO + 4·H₂O

La ecuación queda igualada.

b) Reacción de oxidación del ion ferroso por el ácido nítrico con formación de ion férrico y óxido nítrico.

Fe(NO₃)₂ + HNO₃ ⟶ Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Primero disociamos los compuestos detallando el número de oxidación:

Fe²⁺ + 2·(N⁵⁺ + 3·O^2-) + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O^2- ⟶ Fe³⁺ + 3·(N⁵⁺ + 3·O^2-) + N²⁺ + O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Fe²⁺ + 2·N⁵⁺ + 6·O^2- + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O^2- ⟶ Fe³⁺ + 3·N⁵⁺ + 9·O^2- + N²⁺ + O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Observamos que la suma algebraica de los números de oxidación de cada compuesto es cero.

Identificamos los elementos que se reducen y los que se oxidan. Recordar que si un elemento se reduce hay otro que se oxida.

El Fe²⁺ pasa a Fe³⁺, se oxida, cede 1 electrón.

El N⁵⁺ pasa a N²⁺, se reduce, capta 3 electrones.

Representamos la ecuación en forma iónica neta:

Fe²⁺ + N⁵⁺ ⟶ Fe³⁺ + N²⁺

Armamos las hemireacciones equilibradas:

Fe²⁺ - 1·e	⟶	Fe³⁺
N⁵⁺ + 3·e	⟶	N²⁺

Multiplicamos las hemirreacciones para que el número de electrones tomados o cedidos sea el mismo, luego sumamos.

3·(Fe²⁺ - 1·e	⟶	Fe³⁺)
N⁵⁺ + 3·e	⟶	N²⁺

Calculamos:

3·Fe²⁺ - 3·e	⟶	3·Fe³⁺
N⁵⁺ + 3·e	⟶	N²⁺
3·Fe²⁺ + N⁵⁺	⟶	3·Fe³⁺ + N²⁺

Volvemos a la primera ecuación y la armamos con los coeficientes hallados:

3·Fe(NO₃)₂ + HNO₃ ⟶ 3·Fe(NO₃)₃ + NO + H₂O

Terminamos de equilibrar la ecuación por tanteo:

3·Fe(NO₃)₂ + 4·HNO₃ ⟶ 3·Fe(NO₃)₃ + NO + 2·H₂O

La ecuación queda igualada.

c) Reacción de oxidación del cinc metálico por el ácido nítrico con formación de ion de cinc y dióxido de nitrógeno.

Zn + HNO₃ ⟶ Zn(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O

Primero disociamos los compuestos detallando el número de oxidación:

Zn° + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O ⟶ Zn²⁺ + 2·(N⁵⁺ + 3·O^2-) + N⁴⁺ + 2·O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Zn° + H⁺ + N⁵⁺ + 3·O ⟶ Zn²⁺ + 2·N⁵⁺ + 6·O^2- + N⁴⁺ + 2·O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Observamos que la suma algebraica de los números de oxidación de cada compuesto es cero.

Identificamos los elementos que se reducen y los que se oxidan. Recordar que si un elemento se reduce hay otro que se oxida.

El Zn° pasa a Zn²⁺, se oxida, cede 3 electrones.

El N⁵⁺ pasa a N⁴⁺, se reduce, capta 1 electrón.

Representamos la ecuación en forma iónica neta:

Zn° + N⁵⁺ ⟶ Zn²⁺ + N⁴⁺

Armamos las hemireacciones equilibradas:

Zn° - 2·e	⟶	Zn²⁺
N⁵⁺ + 1·e	⟶	N⁴⁺

Multiplicamos las hemirreacciones para que el número de electrones tomados o cedidos sea el mismo, luego sumamos.

Zn° - 2·e	⟶	Zn²⁺
2·(N⁵⁺ + 1·e	⟶	N⁴⁺)

Calculamos:

Zn° - 2·e	⟶	Zn²⁺
2·N⁵⁺ + 2·e	⟶	2·N⁴⁺
Zn° + 2·N⁵⁺	⟶	Zn²⁺ + 2·N⁴⁺

Volvemos a la primera ecuación y la armamos con los coeficientes hallados:

Zn + 2·HNO₃ ⟶ Zn(NO₃)₂ + 2·NO₂ + H₂O

Terminamos de equilibrar la ecuación por tanteo:

Zn + 4·HNO₃ ⟶ Zn(NO₃)₂ + 2·NO₂ + 2·H₂O

La ecuación queda igualada.

d) Reacción de oxidación del antimonio metálico por el ácido sulfúrico con formación de ion antimonioso y dióxido de azufre.

Sb + H₂SO₄ ⟶ Sb₂(SO₄)₃ + SO₂ + H₂O

Primero disociamos los compuestos detallando el número de oxidación:

Sb° + 2·H⁺ + S⁶⁺ + 4·O^2- ⟶ 2·Sb³⁺ + 3·(S⁶⁺ + 4·O^2-) + S⁴⁺ + 2·O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Sb° + 2·H⁺ + S⁶⁺ + 4·O^2- ⟶ 2·Sb³⁺ + 3·S⁶⁺ + 12·O^2- + S⁴⁺ + 2·O^2- + 2·H⁺ + O^2-

Observamos que la suma algebraica de los números de oxidación de cada compuesto es cero.

Identificamos los elementos que se reducen y los que se oxidan. Recordar que si un elemento se reduce hay otro que se oxida.

El Sb° pasa a Sb³⁺, se oxida, cede 3 electrones.

El S⁶⁺ pasa a S⁴⁺, se reduce, capta 2 electrones.

Representamos la ecuación en forma iónica neta:

Sb° + S⁶⁺ ⟶ Sb³⁺ + S⁴⁺

Armamos las hemireacciones equilibradas:

2·Sb° - 6·e	⟶	2·Sb³⁺
S⁶⁺ + 2·e	⟶	S⁴⁺

Multiplicamos las hemirreacciones para que el número de electrones tomados o cedidos sea el mismo, luego sumamos.

2·Sb° - 6·e	⟶	2·Sb³⁺
3·(S⁶⁺ + 2·e	⟶	S⁴⁺)

Calculamos:

2·Sb° - 6·e	⟶	2·Sb³⁺
3·S⁶⁺ + 6·e	⟶	3·S⁴⁺
2·Sb° + 3·S⁶⁺	⟶	2·Sb³⁺ + 3·S⁴⁺

Volvemos a la primera ecuación y la armamos con los coeficientes hallados:

2·Sb + 3·H₂SO₄ ⟶ Sb₂(SO₄)₃ + 3·SO₂ + H₂O

Terminamos de equilibrar la ecuación por tanteo:

2·Sb + 6·H₂SO₄ ⟶ Sb₂(SO₄)₃ + 3·SO₂ + 6·H₂O

La ecuación queda igualada.

e) Reacción de oxidación del ácido sulfhídrico por el ácido sulfúrico con formación de azufre libre.

H₂S + H₂SO₃ ⟶ S + H₂O

Primero disociamos los compuestos detallando el número de oxidación:

2·H⁺ + S^2- + 2·H⁺ + S⁴⁺ + 3·O^2- ⟶ S° + 2·H⁺ + O^2-

Observamos que la suma algebraica de los números de oxidación de cada compuesto es cero.

Identificamos los elementos que se reducen y los que se oxidan. Recordar que si un elemento se reduce hay otro que se oxida.

El S^2- pasa a S°, se oxida, cede 2 electrones.

El S⁴⁺ pasa a S°, se reduce, capta 4 electrones.

Representamos la ecuación en forma iónica neta:

S^2- + S⁴⁺ ⟶ S°

Armamos las hemireacciones equilibradas:

S^2- - 2·e	⟶	S°
S⁴⁺ + 4·e	⟶	S°

Multiplicamos las hemirreacciones para que el número de electrones tomados o cedidos sea el mismo, luego sumamos.

2·(S^2- - 2·e	⟶	S°)
S⁴⁺ + 4·e	⟶	S°

Calculamos:

2·S^2- - 4·e	⟶	2·S°
S⁴⁺ + 4·e	⟶	S°
2·S^2- + S⁴⁺	⟶	2·S° + S°
2·S^2- + S⁴⁺	⟶	3·S°

Volvemos a la primera ecuación y la armamos con los coeficientes hallados:

2·H₂S + H₂SO₃ ⟶ 3·S + H₂O

Terminamos de equilibrar la ecuación por tanteo:

2·H₂S + H₂SO₃ ⟶ 3·S + 3·H₂O

La ecuación queda igualada.

Autor: Ricardo Santiago Netto. Argentina

Ejemplo, cómo igualar ecuaciones redox