Por que houve a multiplicação em ambos processos?

pensa como se fosse a resolução de um sistema ... e vc tem que escreve-lo em uma equação so em baixo sem que o (e) apareça

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Balanceamento de equações redox

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Introdução

Reações de oxidação–redução ou redox são reações que envolvem a transferência de elétrons entre espécies químicas (leia este artigo sobre reações redox se quiser refrescar a memória!). As equações das reações de oxidação-redução devem ser balanceadas tanto em relação à massa quanto em relação à carga, o que pode tornar seu balanceamento apenas por inspeção um desafio. Neste artigo, vamos aprender sobre o método de semirreações de balanceamento, um procedimento útil para balancear as equações de reações redox que ocorrem em solução aquosa.

O método das semirreações de balanceamento de equações redox

Para balancear uma equação redox usando o método das semirreações, a equação é primeiramente dividida em duas semirreações, uma que representa a oxidação e outra que representa a redução. As equações das semirreações são, então, balanceadas em relação à massa e à carga e, se necessário, ajustadas para que o número de elétrons transferidos em cada equação seja o mesmo. Por fim, as equações das semirreações são somadas, o que resulta na equação geral balanceada da reação.

Vamos ver como esse procedimento funciona para uma reação redox mais simples. Por exemplo, considere a reação entre o íon

Co^{3 +}

e o metal níquel:

Co^{3 +} (a q) + Ni (s) \to Co^{2 +} (a q) + Ni^{2 +} (a q)

Esta equação está balanceada? Ela parece balanceada em relação à massa, pois há um átomo de

Co

e um átomo de

Ni

em cada lado da equação. No entanto, ela não está balanceada em relação à carga: a carga líquida no lado esquerdo da equação é igual a

+ 3

, enquanto a carga líquida no lado direito é de

+ 4

. Para nos ajudar a balancear a equação em relação à carga, usaremos o método das semirreações.

Para começar, vamos dividir a equação em semirreações de oxidação e de redução separadas:

Semirreação de oxidação: A semirreação de oxidação mostra os reagentes e produtos que participam do processo de oxidação. Uma vez que o metal

Ni

está sendo oxidado para

Ni^{2 +}

nesta reação, podemos começar escrevendo esse processo da seguinte forma:

Oxidação: Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q)

No entanto, esta não é a semirreação de oxidação completa! Assim como a equação geral, nossa semirreação está balanceada em relação à massa, mas não em relação à carga. Podemos balancear as cargas adicionando dois elétrons ao lado direito da equação de modo que a carga líquida em cada lado seja

0

Oxidação: Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 e^{-}

Agora que a semirreação de oxidação está balanceada, ela nos diz que dois elétrons são produzidos para cada átomo de níquel oxidado. Mas para onde vão esses elétrons? Podemos seguir seu rastro até a semirreação de redução.

Semirreação de redução: a semirreação de redução mostra os reagentes e produtos que participam da etapa de redução. Nesse caso, nossa equação deve mostrar o

Co^{3 +}

sendo reduzido em

Co^{2 +}

. Ela também deve incluir um elétron do lado esquerdo da equação para o balanceamento das cargas:

Redução: Co^{3 +} (a q) + e^{-} \to Co^{2 +} (a q)

A semirreação de redução balanceada nos diz que um elétron é consumido para cada íon

Co^{3 +}

reduzido. É importante ressaltar que os elétrons deste processo vêm da semirreação de oxidação.

Em seguida, queremos somar as semirreações balanceadas para obter a equação geral balanceada. Mas, primeiramente, precisamos verificar se os elétrons se cancelarão quando combinarmos as semirreações (não podemos ter elétrons perdidos por aí!). No momento, a semirreação de oxidação envolve a transferência de dois elétrons, enquanto a semirreação de redução envolve a transferência de apenas um elétron. Portanto, precisamos multiplicar a semirreação de redução por

2

\begin{aligned} 2 [Co^{3 +} (a q) + e^{-} \to Co^{2 +} (a q)] \\ 2 Co^{3 +} (a q) + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} (a q) \end{aligned}

Agora, podemos somar as duas semirreações, cancelando os elétrons em ambos os lados:

\begin{aligned} Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \\ 2 Co^{3 +} (a q) + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} (a q) \\ \overset{―}{} \\ Ni (s) + 2 Co^{3 +} (a q) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 Co^{2 +} (a q) \end{aligned}

A equação resultante tem números iguais de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação (

1

Ni

2

Co

) bem como a mesma carga líquida nos dois lados (

6 +

). Isso significa que a equação está balanceada em relação à massa e em relação à carga!

Balanceamento de equações redox em solução ácida ou básica

Acabamos de usar o método das semirreações para balancear uma equação redox simples. No entanto, muitas das reações redox que ocorrem em solução aquosa são mais complicadas do que o exemplo mostrado acima. Nesses casos, podemos precisar adicionar moléculas de

H_{2} O

e íons

H^{+}

(para reações que ocorrem em solução ácida) ou íons

OH^{-}

(para reações que ocorrem em solução básica) para balancear totalmente a equação. O exemplo 1 abaixo mostra este processo para uma reação que ocorre em solução ácida, enquanto o exemplo 2 mostra este processo para uma reação que ocorre em solução básica.

Exemplo 1: balanceamento de equações redox em solução ácida

Faça o balanceamento da equação da reação do metal cobre com o íon nitrato em solução ácida.

Cu (s) + NO_{3}^{-} (a q) \to Cu^{2 +} (a q) + NO_{2} (g)

Para balancear a equação, vamos seguir o método das semirreações que acabamos de aprender. Como esta reação está ocorrendo em solução ácida, podemos usar íons

H^{+}

e moléculas de

H_{2} O

para ajudar a balanceá-la.

Etapa 1: dividir a equação em semirreações

Vamos começar separando a equação não balanceada em duas semirreações:

\begin{aligned} Oxidação: Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) \\ Redução: NO_{3}^{-} (a q) \to NO_{2} (g) \end{aligned}

Observe que nenhuma das semirreações está totalmente balanceada! Vamos fazer isso na próxima etapa.

Etapa 2: balancear cada semirreação em relação à massa e à carga

A semirreação de oxidação já está balanceada em relação à massa, então só precisamos balanceá-la em relação à carga. Podemos fazer isso adicionando dois elétrons ao lado direito da equação, o que torna a carga líquida igual a

0

em ambos os lados:

Oxidação: Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 e^{-}

E quanto à semirreação de redução? Esta equação não está balanceada em relação à massa nem em relação à carga. Primeiramente, vamos balanceá-la em relação à massa: sabemos que os átomos de

N

já estão balanceados (há um em cada lado da equação). No entanto, os átomos de

O

não estão. Podemos balancear os átomos de

O

adicionando uma molécula de

H_{2} O

ao lado direito da equação:

NO_{3}^{-} (a q) \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)

Há, agora, dois átomos de

H

não balanceados no lado direito da equação. Como a reação está em solução ácida, podemos balancear esses átomos adicionando íons

H^{+}

ao lado esquerdo:

NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)

Em seguida, vamos balancear a equação em relação à carga. Para fazer isso, precisamos adicionar um elétron ao lado esquerdo da equação de modo que a carga líquida de cada lado seja igual a

0

Redução: NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) + e^{-} \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)

Etapa 3: igualar o número de elétrons transferidos

Como dois elétrons são perdidos na semirreação de oxidação e um elétron é ganho na semirreação de redução, precisamos multiplicar a semirreação de redução por

2

\begin{aligned} 2 [NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) + e^{-} \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)] \\ 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \end{aligned}

Etapa 4: somar as semirreações

Ao combinarmos as duas semirreações e cancelarmos os elétrons, obteremos

\begin{aligned} Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \\ 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \\ \overset{―}{} \\ Cu (s) + 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \end{aligned}

E pronto! Vamos conferir nosso trabalho: há números iguais de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação (

1

Cu

2

N

6

O

4

H

) e a carga líquida é a mesma nos dois lados (

2 +

), portanto a equação está balanceada!

Exemplo 2: balanceamento de equações redox em solução básica

Faça o balanceamento da equação da reação de íons permanganato e iodeto em solução básica.

MnO_{4}^{-} (a q) + I^{-} (a q) \to MnO_{2} (s) + I_{2} (a q)

Novamente, vamos usar o método das semirreações para balancear esta equação. Desta vez, no entanto, só podemos usar íons

OH^{-}

e moléculas de

H_{2} O

para ajudar a balancear a equação, já que a reação está ocorrendo em solução básica.

Etapa 1: dividir a equação em semirreações

Nesta reação, o íon iodeto é oxidado e o íon permanganato é reduzido:

\begin{aligned} Oxidação: I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) \\ Redu ç ã o : MnO_{4}^{-} (a q) \to MnO_{2} (s) \end{aligned}

Etapa 2: balancear cada semirreação em relação à massa e à carga

Vamos começar com a semirreação de oxidação, que precisa ser balanceada em relação à massa e à carga. Primeiramente, colocamos o coeficiente

2

na frente do

I^{-}

para balancear a massa:

2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q)

Em seguida, adicionamos dois elétrons ao lado direito da equação para balancear a carga:

Oxidação: 2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) + 2 e^{-}

Depois, vamos nos voltar para a semirreação de redução, que também precisa ser balanceada em relação à massa e à carga. Vamos começar com a massa: como já existe um átomo de

Mn

em cada lado da equação, só precisamos balancear os átomos de

O

. Poderíamos fazer isso adicionando íons

OH^{-}

e moléculas de

H_{2} O

a qualquer um dos lados da equação em uma abordagem de tentativa e erro, mas esse método pode ser complicado e demorado. Em vez disso, vamos primeiramente balancear a semirreação como se ela ocorresse em solução ácida:

MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) \to MnO_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)

Em seguida, para dar conta do fato de que a semirreação na verdade ocorre em solução básica, vamos adicionar

OH^{-}

aos dois lados da equação para neutralizar o

H^{+}

\begin{aligned} MnO_{4}^{-} (a q) + \underset{⏟}{4 H^{+} (a q) + 4 OH^{-} (a q)} \to MnO_{2} (s) + 2 H_{2} O (l) + 4 OH^{-} (a q) \\ 4 H_{2} O (l) \\ MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q) \end{aligned}

Observe que combinamos os íons

H^{+}

OH^{-}

do lado esquerdo da equação para formar novas moléculas de

H_{2} O

, e, em seguida, eliminamos as moléculas de

H_{2} O

que apareceram nos dois lados da equação.

Por fim, vamos balancear a semirreação em relação à carga. Para fazer isso, vamos adicionar três elétrons ao lado esquerdo da equação, o que torna a carga líquida em cada lado igual a

4 -

Redução: MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) + 3 e^{-} \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q)

Etapa 3: igualar o número de elétrons transferidos

Para igualar o número de elétrons transferidos nas duas semirreações, precisamos multiplicar a semirreação de oxidação por

3

e a semirreação de redução por

2

(o que faz com que cada semirreação contenha seis elétrons):

\begin{aligned} 3 [2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) + 2 e^{-}] \\ 6 I^{-} (a q) \to 3 I_{2} (a q) + 6 e^{-} \\ 2 [MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) + 3 e^{-} \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q)] \\ 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} (s) + 8 OH^{-} (a q) \end{aligned}

Etapa 4: somar as semirreações

Por fim, vamos somar as duas semirreações, conferindo se os elétrons em cada equação estão realmente sendo cancelados:

\begin{aligned} 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} (s) + 8 OH^{-} (a q) \\ 6 I^{-} (a q) \to 3 I_{2} (a q) + 6 e^{-} \\ \overset{―}{} \\ 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 6 I^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) \to 2 MnO_{2} (s) + 3 I_{2} (a q) + 8 OH^{-} (a q) \end{aligned}

Ao conferirmos nosso trabalho, vemos que há

2

átomos de

Mn

12

átomos de

O

8

átomos de

H

6

átomos de

I

, bem como uma carga líquida de

8 -

, nos dois lados da equação. Portanto, a equação está balanceada!

Resumo

Podemos usar o método das semirreações para balancear as equações de reações redox que ocorrem em solução aquosa. Neste método, uma equação redox é separada em duas semirreações, uma que envolve oxidação e outra que envolve redução. Cada semirreação é balanceada em relação à massa e à carga, e, em seguida, as duas equações são recombinadas com os coeficientes apropriados para que os elétrons se cancelem. Para balancear equações redox mais complexas, às vezes, é necessário adicionar a elas íons

H^{+}

e moléculas de

H_{2} O

(se a reação ocorrer em solução ácida) ou íons

OH^{-}

e moléculas de

H_{2} O

(se a reação ocorrer em solução básica).

[Referências]

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Ester Venâncio de Souza
Publicado há há 4 anos. Link direto para a postagem “Não seria mais fácil dize...” de Ester Venâncio de Souza
Não seria mais fácil dizer: "O agente redutor é o reagente (átomo) que está sendo oxidado, porque ele está dando elétrons. E com o agente oxidante é o inverso."
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Resposta
Amanda
Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “Por que houve a multiplic...” de Amanda
Por que houve a multiplicação em ambos processos?
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(2 votos)
Resposta
- Allan Rodrigo
  Publicado há há 8 anos. Link direto para a postagem “pensa como se fosse a res...” de Allan Rodrigo
  pensa como se fosse a resolução de um sistema ... e vc tem que escreve-lo em uma equação so em baixo sem que o (e) apareça
  Comentar sobre a postagem “pensa como se fosse a res...” de Allan Rodrigo
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