Si intervienen todos como si nada, lo de la flechita es solo para indicar que eso precipita o se escapa. Acordate que cuando balanceas por el método probablemente tengas que agregar agua y lo que corresponda a si es en medio ácido o básico:
a) \[H_{2}SO_{4}+Fe \rightarrow SO_{2} + FeSO_{4}\]
En este caso tenes una reacción redox en medio ácido (tenés un ácido fuerte en la reacción).
Siempre antes de balancear tenes que disociar los ácidos, hidroxidos y sales en sus iones respectivos.
El agente oxidante es la especie que se reduce: en este caso el ion sulfato (SO4) que se reduce a dioxido de azufre (SO2)
El agente reductor es el que se oxida: En este caso el Hierro, que se oxida a catión ferroso (Fe+2).
Balanceo:
\[2H^{+}+SO_{4}^{-2}+Fe \rightarrow SO_{2} + Fe^{+2} +SO_{4}^{-2}\] (ahi disociamos todo lo disociable)
OXIDACIÓN: \[Fe \rightarrow Fe^{+2} +2e^{-}\]
REDUCCIÓN: \[SO_{4}^{-2}+4H^{+}+2e^{-} \rightarrow SO_{2} +2H_{2}O\] (fijate como en este caso, al ser medio ácido, puedo agregar en un lado protones (H+) y en otro puedo agregar aguas para balancear los oxígenos. Lo unico que tenía al principio era el sulfato y el dioxido, que balancie los oxigenos agregando agua y después los hidrogrenos agregando protones, luego acomode los electrones para balancear cargas)
REACCION TOTAL: (como ambas tienen igual n° de electrones quedan igual): \[SO_{4}^{-2}+4H^{+}+Fe+2e^{-} \rightarrow SO_{2} +2H_{2}O+Fe^{+2}\]
Entonces lo unico que queda es acomodar los iones y especies que hayan quedado colgadas para terminar de balancear, en este caso como tenia cuatro H+ tendre 2 moles de acido sulfurico:
Reaccion Balanceada: \[2H_{2}SO_{4}+Fe \rightarrow SO_{2}+FeSO_{4}+2H_{2}O\]
Y ahí quedo todo bien
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Che puede ser que en la otra reacción sea en realidad \[CrO_{4}^{-2}\] ?
La otra sale así:
La reacción es: \[O_{2}+Cr(OH)_{3}\rightarrow CrO_{4}^{-2}\]
Es una reacción en medio básico (tenes grupos hidroxilo) y encima te la dan en forma de iones, osea te va a quedar con cargas colgadas por ahi.
Las redox en medio básico son más complicadas que las en medio ácido porque son menos intuitivas (tenes que agreagar hidroxilos, no protones).
Primero:
Agente oxidante: Oxígeno (No le queda otra que reducirse a agua)
Agente reductor: Hidróxido crómico (Catión cromo (III) (Cr+3) Se está oxidando a anión cromato)
REACCIÓN OXIDACIÓN: \[Cr^{+3}+8OH^{-}\rightarrow CrO_{4}^{-2}+4H_{2}O+3e^{-}\] (Esto es muchas veces medio complicado de hacer, lo que yo te recomiendo es que en lapiz lo hagas como si fuera medio ácido, y despues agreges igual cantidad de hidroxilos a ambos lados. Los hidroxilos y los protones forman aguas que se cancelan con algunas del otro lado y te queda la ecuacion real en medio basico.)
REACCIÓN REDUCCIÓN: \[O_{2}+2H_{2}O+4e^{-}\rightarrow 4OH^{-}\]
Ahora, el tema es que en una hemirreacción tenemos 3 electrones, y en la otra 4; por lo que tenemos que multiplicar a la primera por 4 y a la segunda por 3 para que se puedan sumar:
\[3O_{2}+6H_{2}O+12e^{-}+32OH^{-}+4Cr^{+3}\rightarrow 12OH^{-}+4CrO_{4}^{-2}+16H_{2}O+12e^{-}\]
Cancelamos todo lo que se pueda y queda:
\[3O_{2}+20OH^{-}+4Cr^{+3}\rightarrow4CrO_{4}^{-2}+10H_{2}O\]
Acomodando los iones otra vez juntos, nos queda la ecuación final balanceada:
\[3O_{2}+4Cr(OH)_{3}+8OH^{-}\rightarrow4CrO_{4}^{-2}+10H_{2}O\]