Equilibrado por el método del número de oxidación

Question

Equilibra la siguiente ecuación utilizando oxida $\ce{PbS + H2O2 -> PbSO4 + H2O}$

Intento:

He anotado los estados de oxidación de todos los átomos y podemos observar la reducción del peróxido y la oxidación del azufre.

$\ce{Pb^{II}S^{II-} + H^{I}_2O^{-I}2 ->Pb^{II}S^{VI}O^{-II}_4 + H^{I}2O^{-II} }$

El problema concreto al que me enfrento con esta pregunta es que el oxígeno pasa de $-1$ a $-2$ en ambos productos de reacción. ¿Cómo puedo solucionarlo?

Answer 1

En el caso del azufre, podemos empezar por identificar el número de electrones perdidos en la semirreacción de oxidación:

$$\ce{PbS^{2-} ->PbS^{6+}O4 +8e-}$$

Ahora podemos equilibrar los oxígenos utilizando agua, lo que también nos deja con un exceso de protones:

$$\ce{PbS + 4H2O -> PbSO4 + 8e- +8H+}\tag1\label{Oxidation}$$

Consideremos ahora la semirreacción de reducción:

$$\ce{H2O^{1-}2 +2e- -> 2H2O^{2-} }$$

Obviamente requerirá una fuente de protones, así que equilibramos con protones:

$$\ce{H2O2 + 2 H+ +2e- -> 2H2O }$$

Multiplique por un factor de 4 para igualar el número de electrones necesarios para la reacción de oxidación:

$$\ce{4H2O2 + 8 H+ +8e- -> 8H2O }\tag2\label{Reduction}$$

Combinar las medias reacciones $(1)$ y $(2)$ :

$$\ce{PbS + 4H2O2 -> PbSO4 + 4H2O}$$