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Balanceamento de equações redox

Introdução

Uma boia enferrujada em uma praia rochosa.
A ferrugem é formada pela reação redox do ferro e do gás oxigênio na presença de umidade. Crédito da imagem: "Badentarbat Bay: Corroded Buoy on the Beach" por DeFacto, em Wikimedia Commons, CC BY-SA 4.0.
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 CoX3+\ce{Co^3+} e o metal níquel:
CoX3+(aq)+Ni(s)CoX2+(aq)+NiX2+(aq)\ce{Co^3+}(aq) + \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Co^2+}(aq) + \ce{Ni^2+}(aq)
Esta equação está balanceada? Ela parece balanceada em relação à massa, pois há um átomo de C, o e um átomo de N, i 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 plus, 3, enquanto a carga líquida no lado direito é de plus, 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 N, i está sendo oxidado para NiX2+\ce{Ni^2+} nesta reação, podemos começar escrevendo esse processo da seguinte forma:
Oxidaça˜o:  Ni(s)NiX2+(aq)\text{Oxidação:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq)
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:
Oxidaça˜o:  Ni(s)NiX2+(aq)+2e\text{Oxidação:}\; \ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \blueD{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 CoX3+\ce{Co^3+} sendo reduzido em CoX2+\ce{Co^2+}. Ela também deve incluir um elétron do lado esquerdo da equação para o balanceamento das cargas:
Reduça˜o:  CoX3+(aq)+eCoX2+(aq)\text{Redução:}\; \ce{Co^3+}(aq) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{Co^2+}(aq)
A semirreação de redução balanceada nos diz que um elétron é consumido para cada íon CoX3+\ce{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:
2[CoX3+(aq)+eCoX2+(aq)]2CoX3+(aq)+2e2CoX2+(aq)\begin{aligned} &2[\ce{Co^3+}(aq) + e^- \rightarrow \ce{Co^2+}(aq)] \\\\ &\ce{2Co^3+}(aq) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2Co^2+}(aq) \end{aligned}
Agora, podemos somar as duas semirreações, cancelando os elétrons em ambos os lados:
Ni(s)NiX2+(aq)+2e2CoX3+(aq)+2e2CoX2+(aq)Ni(s)+2CoX3+(aq)NiX2+(aq)+2CoX2+(aq)Ni(s)+2CoX3+(aq)NiX2+(aq)+2CoX2+(aq)\begin{aligned} &\ce{Ni}(s) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2Co^3+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2Co^2+}(aq) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(aq) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \ce{2Co^2+}(aq)}} \\[-0.65em] &\ce{Ni}(s) + \ce{2Co^3+}(aq) \rightarrow \ce{Ni^2+}(aq) + \ce{2Co^2+}(aq) \end{aligned}
A equação resultante tem números iguais de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação (1 N, i e 2 C, o) bem como a mesma carga líquida nos dois lados (6, plus). 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 HX2O\ce{H2O} e íons HX+\ce{H+} (para reações que ocorrem em solução ácida) ou íons OHX\ce{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)+NOX3X(aq)CuX2+(aq)+NOX2(g)\ce{Cu}(s) + \ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{NO2}(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 HX+\ce{H+} e moléculas de HX2O\ce{H2O} para ajudar a balanceá-la.

Etapa 1: dividir a equação em semirreações

Vamos começar separando a equação não balanceada em duas semirreações:
Oxidaça˜o:  Cu(s)CuX2+(aq)Reduça˜o:  NOX3X(aq)NOX2(g)\begin{aligned} &\text{Oxidação:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) \\\\ &\text{Redução:}\; \ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(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:
Oxidaça˜o:  Cu(s)CuX2+(aq)+2e\text{Oxidação:}\; \ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \blueD{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 HX2O\ce{H2O} ao lado direito da equação:
NOX3X(aq)NOX2(g)+HX2O(l)\ce{NO3-}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \blueD{\ce{H2O}(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 HX+\ce{H+} ao lado esquerdo:
NOX3X(aq)+2HX+(aq)NOX2(g)+HX2O(l)\ce{NO3-}(aq) + \blueD{\ce{2H+}}(aq) \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(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:
Reduça˜o:  NOX3X(aq)+2HX+(aq)+eNOX2(g)+HX2O(l)\text{Redução:}\; \ce{NO3-}(aq) + \ce{2H+}(aq) + \blueD{e^-} \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(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:
2[NOX3X(aq)+2HX+(aq)+eNOX2(g)+HX2O(l)]2NOX3X(aq)+4HX+(aq)+2e2NOX2(g)+2HX2O(l)\begin{aligned} &2[\ce{NO3-}(aq) + \ce{2H+}(aq) + e^- \rightarrow \ce{NO2}(g) + \ce{H2O}(l)] \\\\ &\ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) + 2\,e^- \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \end{aligned}

Etapa 4: somar as semirreações

Ao combinarmos as duas semirreações e cancelarmos os elétrons, obteremos
Cu(s)CuX2+(aq)+2e2NOX3X(aq)+4HX+(aq)+2e2NOX2(g)+2HX2O(l)Cu(s)+2NOX3X(aq)+4HX+(aq)CuX2+(aq)+2NOX2(g)+2HX2O(l)Cu(s)+2NOX3X(aq)+4HX+(aq)CuX2+(aq)+2NOX2(g)+2HX2O(l)\begin{aligned} &\ce{Cu}(s) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \\\\ &\ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) + \blueD{\cancel{2\,e^-}} \rightarrow \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l)}} \\[-0.65em] &\ce{Cu}(s) + \ce{2NO3-}(aq) + \ce{4H+}(aq) \rightarrow \ce{Cu^2+}(aq) + \ce{2NO2}(g) + \ce{2H2O}(l) \end{aligned}
E pronto! Vamos conferir nosso trabalho: há números iguais de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação (1 C, u, 2 N, 6 O e 4 H) e a carga líquida é a mesma nos dois lados (2, plus), 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.
MnOX4X(aq)+IX(aq)MnOX2(s)+IX2(aq)\ce{MnO4-}(aq) + \ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{I2}(aq)
Novamente, vamos usar o método das semirreações para balancear esta equação. Desta vez, no entanto, só podemos usar íons OHX\ce{OH-} e moléculas de HX2O\ce{H2O} 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:
Oxidaça˜o:  IX(aq)IX2(aq)Reduça~o:  MnOX4X(aq)MnOX2(s)\begin{aligned} &\text{Oxidação:}\; \ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) \\\\ &\ce{Redução:}\; \ce{MnO4-}(aq) \rightarrow \ce{MnO2}(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 IX\ce{I-} para balancear a massa:
2IX(aq)IX2(aq)\blueD{2}\,\ce{I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq)
Em seguida, adicionamos dois elétrons ao lado direito da equação para balancear a carga:
Oxidaça˜o:  2IX(aq)IX2(aq)+2e\text{Oxidação:}\; \ce{2I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) + \blueD{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 M, n em cada lado da equação, só precisamos balancear os átomos de O. Poderíamos fazer isso adicionando íons OHX\ce{OH-} e moléculas de HX2O\ce{H2O} 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:
MnOX4X(aq)+4HX+(aq)MnOX2(s)+2HX2O(l)\ce{MnO4-}(aq) + \blueD{\ce{4H+}(aq)} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \blueD{\ce{2H2O}(l)}
Em seguida, para dar conta do fato de que a semirreação na verdade ocorre em solução básica, vamos adicionar OHX\ce{OH-} aos dois lados da equação para neutralizar o HX+\ce{H+}:
MnOX4X(aq)+4HX+(aq)+4OHX(aq)MnOX2(s)+2HX2O(l)+4OHX(aq)4HX2O(l)MnOX4X(aq)+2HX2O(l)MnOX2(s)+4OHX(aq)\begin{aligned} &\ce{MnO4-}(aq) + \underbrace{\ce{4H+}(aq) + \blueD{\ce{4OH-}(aq)}} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{2H2O}(l) + \blueD{\ce{4OH-}(aq)} \\[0.75em] &\kern9.50em\ce{4H2O}(l) \\\\ &\ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(l) \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq) \end{aligned}
Observe que combinamos os íons HX+\ce{H+} e OHX\ce{OH-} do lado esquerdo da equação para formar novas moléculas de HX2O\ce{H2O}, e, em seguida, eliminamos as moléculas de HX2O\ce{H2O} 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, minus:
Reduça˜o:  MnOX4X(aq)+2HX2O(l)+3eMnOX2(s)+4OHX(aq)\text{Redução:}\; \ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(l) + \blueD{3\,e^-} \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq)

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):
3[2IX(aq)IX2(aq)+2e]6IX(aq)3IX2(aq)+6e2[MnOX4X(aq)+2HX2O(l)+3eMnOX2(s)+4OHX(aq)]2MnOX4X(aq)+4HX2O(l)+6e2MnOX2(s)+8OHX(aq)\begin{aligned} &3[\ce{2I-}(aq) \rightarrow \ce{I2}(aq) + 2\,e^-] \\\\ &\ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{3I2}(aq) + 6\,e^- \\\\ &2[\ce{MnO4-}(aq) + \ce{2H2O}(l) + 3\,e^- \rightarrow \ce{MnO2}(s) + \ce{4OH-}(aq)] \\\\ &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(l) + 6\,e^- \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(aq) \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:
2MnOX4X(aq)+4HX2O(l)+6e2MnOX2(s)+8OHX(aq)6IX(aq)3IX2(aq)+6e2MnOX4X(aq)+4HX2O(l)+6IX(aq)2MnOX2(s)+8OHX+3IX2(aq)2MnOX4X(aq)+6IX(aq)+4HX2O(l)2MnOX2(s)+3IX2(aq)+8OHX(aq)\begin{aligned} &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(l) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-}(aq) \\\\ &\ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{3I2}(aq) + \blueD{\cancel{6\,e^-}} \\\\[-0.90em] &\overline{\phantom{\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{4H2O}(l) + \ce{6I-}(aq) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{8OH-} + \ce{3I2}(aq)}} \\[-0.65em] &\ce{2MnO4-}(aq) + \ce{6I-}(aq) + \ce{4H2O}(l) \rightarrow \ce{2MnO2}(s) + \ce{3I2}(aq) + \ce{8OH-}(aq) \end{aligned}
Ao conferirmos nosso trabalho, vemos que há 2 átomos de M, n, 12 átomos de O, 8 átomos de H e 6 átomos de I, bem como uma carga líquida de 8, minus, 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 HX+\ce{H+} e moléculas de HX2O\ce{H2O} (se a reação ocorrer em solução ácida) ou íons OHX\ce{OH-} e moléculas de HX2O\ce{H2O} (se a reação ocorrer em solução básica).

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  • Avatar female robot ada style do usuário 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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  • Avatar aqualine sapling style do usuário Amanda
    Por que houve a multiplicação em ambos processos?
    (2 votos)
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