Balancear la siguiente ecuación por oxidación-reducción:
Fe2(SO4)3 + H2S → FeS + H2SO4

Para balancear la ecuación redox \( \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{H}_2\text{S} \rightarrow \text{FeS} + \text{H}_2\text{SO}_4 \), debemos seguir estos pasos:

1. **Identificar las especies que se oxidan y reducen**:

   - En \( \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 \), el hierro (\(\text{Fe}\)) tiene un estado de oxidación de \( +3 \).
   - En \(\text{FeS}\), el hierro (\(\text{Fe}\)) tiene un estado de oxidación de \( +2 \).
   - En \(\text{H}_2\text{S}\), el azufre (\(\text{S}\)) tiene un estado de oxidación de \( -2 \).
   - En \(\text{H}_2\text{SO}_4\), el azufre (\(\text{S}\)) tiene un estado de oxidación de \( +6 \).

   Por lo tanto, el \(\text{Fe}\) se reduce de \( +3 \) a \( +2 \) y el \(\text{S}\) se oxida de \( -2 \) a \( +6 \).

2. **Escribir las semirreacciones de oxidación y reducción**:

   - Reducción del hierro:
     \[
     \text{Fe}^{3+} + 1 e^- \rightarrow \text{Fe}^{2+}
     \]
   - Oxidación del azufre:
     \[
     \text{S}^{2-} \rightarrow \text{S}^{6+} + 8 e^-
     \]

3. **Balancear las semirreacciones para que el número de electrones ganados en la reducción sea igual al número de electrones perdidos en la oxidación**:

   - Multiplicamos la semirreacción de reducción por 8:
     \[
     8 \text{Fe}^{3+} + 8 e^- \rightarrow 8 \text{Fe}^{2+}
     \]
   - La semirreacción de oxidación se mantiene igual:
     \[
     \text{S}^{2-} \rightarrow \text{S}^{6+} + 8 e^-
     \]

4. **Sumar las semirreacciones**:
   \[
   8 \text{Fe}^{3+} + \text{S}^{2-} \rightarrow 8 \text{Fe}^{2+} + \text{S}^{6+}
   \]

5. **Ajustar los coeficientes en la ecuación original**:

   - Para ajustar el sulfato (\(\text{SO}_4^{2-}\)), vemos que hay 3 sulfatos en \(\text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3\):
     \[
     \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 \rightarrow 2 \text{Fe}^{3+} + 3 \text{SO}_4^{2-}
     \]

   - La ecuación global se convierte en:
     \[
     4 \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{H}_2\text{S} \rightarrow 8 \text{FeS} + 12 \text{H}_2\text{SO}_4
     \]

6. **Verificar que la ecuación está balanceada**:

   - En los reactivos:
     - Fe: \(4 \times 2 = 8\)
     - S: \(4 \times 3 + 1 = 13\)
     - H: \(2\)
     - O: \(4 \times 3 \times 4 = 48\)
   - En los productos:
     - Fe: \(8 \times 1 = 8\)
     - S: \(8 + 12 = 20\)
     - H: \(12 \times 2 = 24\)
     - O: \(12 \times 4 = 48\)

   - No está completamente balanceada aún, necesitamos ajustar los coeficientes para \( \text{H}_2\text{SO}_4 \).

   Ajustamos de nuevo la ecuación para balancear completamente:
   \[
   \text{Fe}_2(\text{SO}_4)_3 + 3 \text{H}_2\text{S} \rightarrow 2 \text{FeS} + \text{H}_2\text{SO}_4
   \]

Finalmente, al verificar los átomos, tenemos una ecuación balanceada.

¿Quieres más detalles o tienes alguna pregunta?

1. ¿Cómo se identifican las especies que se oxidan y reducen en una reacción?
2. ¿Qué es una semirreacción en el contexto de balancear ecuaciones redox?
3. ¿Cómo se balancean los electrones en las semirreacciones?
4. ¿Por qué es importante balancear una ecuación química?
5. ¿Qué otros métodos existen para balancear ecuaciones redox?

**Tip**: Para balancear ecuaciones redox, siempre verifica los estados de oxidación y asegúrate de que los electrones ganados y perdidos se igualen.

Aprende cómo balancear la ecuación redox Fe2(SO4)3 + H2S → FeS + H2SO4 con una solución detallada paso a paso. Este problema cubre conceptos clave de reacciones de óxido-reducción y estados de oxidación, es adecuado para estudiantes de secundaria avanzada.

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