Equilibrio de la reacción redox

Question

Pregunta:

Equilibra la siguiente reacción redox:

$$\ce{FeS2 + O2 -> Fe2O3 + SO2}$$

Mis esfuerzos:

1. Intenté equilibrar con el método del número de oxidación.

En primer lugar he determinado el estado de oxidación de la siguiente manera: $$\ce{Fe^{(2)}S2^{(-1)} + O2^{(0)} -> Fe2^{(3)}O3^{(-2)} + S^{(4)}O2^{(-2)} }$$

Aquí, todos los elementos están oxidados o reducidos, así que ¿cómo avanzar?

2. Intenté equilibrar con el método Half reaction.

$$\ce{Fe^{(2)} -> Fe2^{(3)}} \text Oxidation$$ $$\ce{S2^{(-1)} -> 2S^{(4)} } \text Oxidation$$
$$\ce{O2^{(0)} -> 2O^{(-2)}} \text Reduction$$

Lo mismo digo, ¿cómo avanzar?

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P.D. Los estados de oxidación se mencionan entre paréntesis. Corrígeme si me equivoco en algo.

Answer 1

FeS ₂ tiene una estructura impar; el átomo de hierro tiene un número de oxidación +2 y cada uno de los azufres tiene un número de oxidación -1.

Esto puede equilibrarse mediante la inspección.

4 FeS ₂ + 11 O ₂ --> 2 Fe ₂ O ₃ + 8 SO ₂

Sólo para comprobarlo, utilizando los números de oxidación obtenemos:

El azufre pasa de -1 a +4. (Cambio total del azufre = +40)

El hierro pasa de +2 a +3. (Cambio total del hierro = +4)

(No estoy seguro de dónde has sacado 4 para el número de oxidación del hierro en FeS ₂ .)

El oxígeno pasa de 0 a -2. (Cambio total del oxígeno = -44)

ETA: Las medias reacciones son complicadas aquí, ya que tanto el hierro como el azufre se oxidan. Del mismo modo, utilizar los números de oxidación es problemático (excepto para comprobar la solución) porque hay tres sustancias que cambian de estado de oxidación. Podrías escribir un sistema de ecuaciones para describirlo, pero eso es mucho más problemático de lo que vale.

A partir de la estructura del disulfuro de hierro(II) se sabe que hay el doble de átomos de azufre que de hierro. Eso significa que el número de moléculas de dióxido de azufre debe ser cuatro veces el número de moléculas de óxido de hierro(III). Teniendo en cuenta esa relación, la proporción más pequeña de moléculas que se ajusta al patrón es la que he escrito más arriba.

Si realmente quieres usar números de oxidación, esto es lo que se me ha ocurrido:

Sea a igual al número de átomos de hierro, b igual al número de átomos de azufre y c igual al número de átomos de oxígeno.

El hierro aumenta su estado de oxidación en 1, el azufre en 5 y el oxígeno disminuye en 2. Por lo tanto:

1a + 5b - 2c = 0

También sabemos que el hierro y el azufre están en proporción 1:2 porque proceden de la pirita.

2 a = b

La sustitución da como resultado:

1a + 5(2a) - 2c = 0

11a - 2c = 0 El hierro y el oxígeno están en proporción 2:11.

El oxígeno debe ser uniforme ya que se presenta como O ₂ por lo que su menor valor posible es de 22 átomos. Utilizando las proporciones indicadas anteriormente, obtenemos 22 O: 4 Fe: 8 S.

ETA #2: Reacciones a medias

Fe +2 --> Fe +3 + e -

S -1 --> S +4 + 5 e -

O ₂ 0 + 4 e - --> 2 O -2

Sabemos por FeS ₂ que debe haber el doble de átomos de azufre que de hierro, por lo que hay que multiplicar por dos la segunda ecuación.

2 S -1 --> 2 S +4 + 10 e -

Si sumamos todas las especies que se están oxidando (Fe y S) entonces obtenemos una reacción de oxidación media de:

Fe +2 + 2 S -1 --> Fe +3 + 2 S +4 + 11 e -

Esto debe multiplicarse por 4 y la ecuación de reducción por 11 para equilibrar el número de electrones.

4 Fe +2 + 8 S -1 --> 4 Fe +3 + 8 S +4 + 44 e -

11 O ₂ 0 + 44 e - --> 22 O -2

Sumando todo este lío da:

4 Fe +2 + 8 S -1 + 11 O ₂ 0 --> 4 Fe +3 + 8 S +4 + 22 O -2

Dado que conocemos la estructura de las moléculas, es bastante sencillo volver a unirlas y se obtiene el mismo resultado que en la lista anterior.

Answer 2

Método de equilibrado con media reacción

Paso 1: Determinar el número de oxidación de cada elemento.

$$\ce{Fe^{(2)}S2^{(-1)} + O2^{(0)} -> Fe2^{(3)}O3^{(-2)} + S^{(4)}O2^{(-2)} }$$

Segundo paso: Determinar el aumento y la disminución totales del número de oxidación. Mantener también $\ce{Fe}$ y $\ce{S}$ (1:2) en ambos lados.

$$\ce{Fe^{(2)} -> Fe2^{(3)}} \text Oxidation -----------(A)$$ $$\ce{S2^{(-1)} -> 2S^{(4)} } \text Oxidation -----------(A)$$

$$\ce{O2^{(0)} -> 2O^{(-2)}} \text Reduction -----------(B)$$

Paso 3: Equilibrio Número de oxidación de las reacciones (A) y (B)

En total se transfieren 11 electrones en (A) y 4 electrones en (B). $$4\ce{[Fe, S2] ->4[Fe, 2S] }$$

$$\ce{11[O2] -> 11[2O]}$$

Paso 5: Finalmente combinar las dos reacciones anteriores

$$\ce{4FeS2 + 11O2 -> 2Fe2O3 + 8SO2}$$