Question

Ayuda por favor!!!

ecuación química; Fe + HCl = FeCl3 + H2

a)encuentra los números de oxidación de cada elemento en la reacción
b)quien se oxida y quién se reduce
c) obtener las semireacciones
d) balance redox de la ecuación​

Answer 1

1) Para encontrar los números de oxidación lo que debes saber es que.

-El hidrógeno tiene una tendencia a tener un número de oxidación "1+"

-Los elementos que se encuentren solos tienen estado de oxidación cero.

-Los halógenos tienden a trabajar con estado de oxidación "1-"

-El oxígeno trabaja casi siempre con "2-"

Y otras reglas más que debes de aprender y buscar.

$Fe^{0}+H^{1+}Cl^{1-}→Fe^{3+}Cl_{3}^{1-}+H_{2}^{0}$

2)

La oxidación es el proceso en que aumenta el número de oxidación.

La reducción es el proceso en que disminuye el estado de oxidación.

Tienes que fijarte en la reacción, quién aumento su estado de oxidación y quién disminuyó el estado de oxidación.

$Fe^{0}+H^{1+}Cl^{1-}→Fe^{3+}Cl_{3}^{1-}+H_{2}^{0}$

Oxidación: El hierro "Fe" paso de estado de oxidación "0" a "3+"

Reducción: El hidrógeno "H" paso de estado de oxidación "1+" a "0"

3) Las semirreacciones de una reacción de óxido reducción, son aquellas que nos dice quién es el agente oxidante, agente reductor, quién se oxida y quién se reduce.

Nota: Debes tener muy en cuenta la solubilidad de las sustancias sino tendrás algunos problemas en el balanceo.

Aquí el FeCl3 es soluble en agua.

Semi reacción de oxidación

$Fe^{0}→Fe^{3+}$

Balanceamos carga (ya que la masa ya está balanceada)

$Fe^{0}→Fe^{3+}+3e^{-}$

Semi reacción de reducción.

El HCl es soluble en agua.

$H^{1+}→H_{2}^{0}$

Balanceamos masa

$2H^{1+}→H_{2}^{0}$

Balanceamos carga

$2H^{1+}+2e^{-}→H_{2}^{0}$

4) Para balancear la ecuación Redox lo que debemos hacer es usar las semirreacciones balanceadas.

$Fe^{0}→Fe^{3+}+3e^{-}$

$2H^{1+}+2e^{-}→H_{2}^{0}$

Vamos a múltiplicar cruzado por el número de electrones que tiene la semi reacción.

Es decir la semi reacción del hierro la multiplicamos por "2" y la semi reacción del hidrógeno por un "3"

$2(Fe^{0}→Fe^{3+}+3e^{-})$

$2Fe^{0}→2Fe^{3+}+6e^{-}$

$3(2H^{1+}+2e^{-}→H_{2}^{0})$

$6H^{1+}+6e^{-}→3H_{2}^{0}$

Ahora vamos a sumar las ecuaciones multiplicadas, de tal forma que todos los reactivos estén del lado izquierdo y todos los productos del lado derecho respetando la fecha.

$2Fe^{0}→2Fe^{3+}+6e^{-}$

$6H^{1+}+6e^{-}→3H_{2}^{0}$

Sumando

$2Fe^{0}+6H^{1+}+6e^{1-}→2Fe^{3+}+3H_{2}^{0}+6e^{1-}$

Ahora si resulta que está el mismo elemento (con todo y carga ) igual en la izquierda y en la derecha lo quitamos.

Por ejemplo los electrones están de ambos lados podemos quitarlos de la ecuación.

$2Fe^{0}+6H^{1+}→2Fe^{3+}+3H_{2}^{0}$

A esta ecuación se le conoce como la ecuación iónica balanceada.

Lo único que falta es pasarla a una ecuación molecular.

$Fe+HCl→FeCl_{3}+H_{2}$

Tenemos

2Fe (0)

6H (1+)

2Fe(3+)

3H2(0)

Los colocamos

$2Fe+6HCl→2FeCl_{3}+3H_{2}$

Revisamos si está balanceada

Reactivos

2Fe

6H

6Cl

Productos

2Fe

6H

6Cl

Está balanceada.

Por lo tanto respuestas.

a)

$Fe^{0}+H^{1+}Cl^{1-}→Fe^{3+}Cl_{3}^{1-}+H_{2}^{0}$

b)

Oxidación: El hierro "Fe" paso de estado de oxidación "0" a "3+"

Reducción: El hidrógeno "H" paso de estado de oxidación "1+" a "0"

c)

$Fe^{0}→Fe^{3+}+3e^{-}$

$2H^{1+}+2e^{-}→H_{2}^{0}$

d)

$2Fe+6HCl→2FeCl_{3}+3H_{2}$