Ejercicio resuelto de Estequiometría · Química · 2021

7. Dada la siguiente reacción de oxidación-reducción: $\mathrm{H_2S\ +\ H_2SO_3\ \longrightarrow\ S\ +\ H_2O}$

a) Explique cuál es el agente oxidante y cuál el reductor. ¿Cuál de ellos cede electrones? (0,5 p)
b) Ajuste la reacción mediante el método del ion−electrón. (1,5 p)

$\textbf{a) Explique cuál es el agente oxidante y cuál el reductor. ¿Cuál de ellos cede electrones? (0{,}5 p)}$

Los dos reactivos contienen azufre, pero con números de oxidación distintos, y ambos acaban en el azufre elemental, con $0$.

En el $\mathrm{H_2SO_3}$ el azufre actúa con $+4$ y baja a $0$: gana electrones, se reduce, y el ácido sulfuroso es el $\textbf{agente oxidante}$.

En el $\mathrm{H_2S}$ actúa con $-2$ y sube a $0$: pierde electrones, se oxida, y el sulfuro de hidrógeno es el $\textbf{agente reductor}$.

El que $\textbf{cede}$ electrones es, por tanto, el reductor: el $\mathrm{H_2S}$.

Se trata de una comproporción: dos formas del mismo elemento, una más oxidada y otra más reducida, convergen en un estado intermedio.

$\textbf{b) Ajuste la reacción mediante el método del ion-electrón. (1{,}5 p)}$

Semirreacción de reducción, en medio ácido:

$\mathrm{SO_3^{2-}} + 6\,\mathrm{H^+} + 4\,e^- \rightarrow \mathrm{S} + 3\,\mathrm{H_2O}$

Semirreacción de oxidación:

$\mathrm{S^{2-}} \rightarrow \mathrm{S} + 2\,e^-$

Para igualar los electrones se multiplica la oxidación por 2 y se suman:

$\mathrm{SO_3^{2-}} + 6\,\mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{S^{2-}} \rightarrow 3\,\mathrm{S} + 3\,\mathrm{H_2O}$

Devolviendo los protones que acompañan a cada anión —dos al sulfito y dos a cada sulfuro— se obtiene la ecuación molecular:

$\mathrm{H_2SO_3} + 2\,\mathrm{H_2S} \rightarrow 3\,\mathrm{S} + 3\,\mathrm{H_2O}$

Comprobación: S $1 + 2 = 3$; H $2 + 4 = 6$; O 3 = 3.