Método de balanceamento Redox: etapas, exemplos, exercícios - Ciência - 2023

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o método de balanceamento redox É aquele que permite equilibrar as equações químicas das reações redox, que de outra forma seriam uma dor de cabeça. Aqui, uma ou mais espécies trocam elétrons; aquele que doa ou perde é denominado espécie oxidante, enquanto aquele que os aceita ou ganha, espécie redutora.

Nesse método é essencial conhecer os números de oxidação dessas espécies, pois revelam quantos elétrons ganharam ou perderam por mol. Graças a isso, é possível equilibrar as cargas elétricas escrevendo os elétrons nas equações como se fossem reagentes ou produtos.

A imagem acima mostra a eficácia dos elétrons e^– eles são colocados como reagentes quando a espécie oxidante os ganha; e como produtos quando as espécies redutoras os perdem. Observe que para equilibrar esses tipos de equações, é necessário dominar os conceitos de oxidação e números de oxidação-redução.

A espécie H⁺, H₂O e OH^–Dependendo do pH do meio de reação, permite o balanceamento redox, por isso é muito comum encontrá-los em exercícios. Se o meio for ácido, nos voltamos para o H⁺; mas se, pelo contrário, o meio é básico, então usamos o OH^– para balançar.

A própria natureza da reação determina qual deve ser o pH do meio. É por isso que, embora possa ser balanceado assumindo um meio ácido ou básico, a equação balanceada final indicará se os íons H são realmente dispensáveis ou não.⁺ e OH^–.

Passos

- Geral

Verifique os números de oxidação de reagentes e produtos

Suponha a seguinte equação química:

Cu (s) + AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)₂ + Ag (s)

Isso corresponde a uma reação redox, em que ocorre uma mudança nos números de oxidação dos reagentes:

Cu⁰(s) + Ag⁺NÃO₃(ac) → Cu²⁺(NÃO₃)₂ + Ag (s)⁰

Identifique as espécies oxidantes e redutoras

A espécie oxidante ganha elétrons ao oxidar a espécie redutora. Portanto, seu número de oxidação diminui: torna-se menos positivo. Enquanto isso, o número de oxidação da espécie redutora aumenta, pois ela perde elétrons: torna-se mais positiva.

Assim, na reação anterior, o cobre é oxidado, pois passa do Cu⁰ para Cu²⁺; e a prata é reduzida, à medida que passa de Ag⁺ para Ag⁰. O cobre é a espécie redutora e a prata a espécie oxidante.

Escreva as semi-reações e equilibre átomos e cargas

Identificando quais espécies ganham ou perdem elétrons, as semi-reações redox para as reações de redução e oxidação são escritas:

Cu⁰ → Cu²⁺

Ag⁺ → Ag⁰

O cobre perde dois elétrons, enquanto a prata ganha um. Colocamos os elétrons em ambas as semi-reações:

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^–

Ag⁺ + e^– → Ag⁰

Observe que as cargas permanecem equilibradas em ambas as semi-reações; mas se fossem somados, a lei da conservação da matéria seria violada: o número de elétrons deve ser igual nas duas semi-reações. Portanto, a segunda equação é multiplicada por 2 e as duas equações são adicionadas:

(Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^–) x 1

(Ag⁺ + e^– → Ag⁰) x 2

Cu⁰ + 2Ag⁺ + 2e^– → Cu²⁺+ 2Ag⁰ + 2e^–

Os elétrons se cancelam porque estão nas laterais dos reagentes e produtos:

Cu⁰ + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag⁰

Esta é a equação iônica global.

Substitua os coeficientes da equação iônica na equação geral

Finalmente, os coeficientes estequiométricos da equação anterior são transferidos para a primeira equação:

Cu (s) + 2AgNO₃(ac) → Cu (NO₃)₂ + 2Ag (s)

Observe que 2 foi posicionado com AgNO₃ porque neste sal a prata é como Ag⁺, e o mesmo acontece com Cu (NO₃)₂. Se esta equação não for balanceada ao final, passamos a realizar a tentativa.

A equação proposta nas etapas anteriores poderia ter sido balanceada diretamente por tentativa e erro. No entanto, existem reações redox que requerem um meio ácido (H⁺) ou básico (OH^–) para ocorrer. Quando isso acontece, não pode ser balanceado assumindo que o meio é neutro; como mostrado (sem H⁺ e nem OH^–).

Por outro lado, é conveniente saber que os átomos, íons ou compostos (principalmente óxidos) nos quais ocorrem as mudanças nos números de oxidação estão escritos nas semi-reações. Isso será destacado na seção de exercícios.

- Equilíbrio em meio ácido

Quando o meio é ácido, é necessário parar nas duas meias-reações. Desta vez, ao equilibrarmos, ignoramos os átomos de oxigênio e hidrogênio, e também os elétrons. Os elétrons se equilibrarão no final.

Então, no lado da reação com menos átomos de oxigênio, adicionamos moléculas de água para compensar. Por outro lado, equilibramos os hidrogênios com íons H⁺. E, finalmente, adicionamos os elétrons e procedemos seguindo as etapas gerais já expostas.

- Saldo no meio básico

Quando o meio é básico, procede-se da mesma forma que no meio ácido com uma pequena diferença: desta vez do lado onde houver mais oxigênio, estarão localizadas várias moléculas de água igual a esse excesso de oxigênio; e do outro lado, íons OH^– para compensar os hidrogênios.

Finalmente, os elétrons são balanceados, as duas semi-reações são adicionadas e os coeficientes da equação iônica global são substituídos na equação geral.

Exemplos

As seguintes equações redox desequilibradas e balanceadas servem como exemplos para ver o quanto elas mudam após a aplicação deste método de balanceamento:

P₄ + ClO^– → PO₄^3- + Cl^–(desequilibrado)

P₄ + 10 ClO^– + 6 H₂O → 4 PO₄^3- + 10 Cl^– + 12 H⁺ (meio ácido balanceado)

P₄ + 10 ClO^– + 12 OH^– → 4 PO₄^3- + 10 Cl^– + 6 H₂O (balanceado médio básico)

Eu₂ + KNO₃ → eu^– + KIO₃ + NÃO₃^– (desequilibrado)

3I₂ + KNO₃ + 3H₂O → 5I^– + KIO₃ + NÃO₃^– + 6H⁺ (meio ácido balanceado)

Cr₂OU₂^7-+ HNO₂ → Cr³⁺ + NÃO₃⁻ (desequilibrado)

3HNO₂+ 5H⁺ + Cr₂OU₂^7- → 3NO₃^– + 2Cr³⁺ + 4H₂O (meio ácido balanceado)

Exercícios

Exercício 1

Equilibre a seguinte equação no meio básico:

Eu₂ + KNO₃ → eu^– + KIO₃ + NÃO₃^–

Etapas gerais

Começamos escrevendo os números de oxidação das espécies que suspeitamos terem sido oxidadas ou reduzidas; neste caso, os átomos de iodo:

Eu₂⁰ + KNO₃ → eu^– + KI⁵⁺OU₃ + NÃO₃^–

Observe que o iodo é oxidado e ao mesmo tempo reduzido, então passamos a escrever suas duas respectivas meias-reações:

Eu₂ → eu^–(redução, para cada I^– 1 elétron é consumido)

Eu₂ → IO₃^–(oxidação, para cada IO₃^– 5 elétrons são liberados)

Na meia-reação de oxidação colocamos o ânion IO₃^–, e não o átomo de iodo como eu⁵⁺. Nós equilibramos os átomos de iodo:

Eu₂ → 2I^–

Eu₂ → 2IO₃^–

Saldo no meio básico

Agora vamos nos concentrar em equilibrar a semi-reação de oxidação em um meio básico, uma vez que ele possui uma espécie oxigenada. Adicionamos no lado do produto o mesmo número de moléculas de água, pois há átomos de oxigênio:

Eu₂ → 2IO₃^–+ 6H₂OU

E no lado esquerdo, equilibramos os hidrogênios com OH^–:

Eu₂ + 12OH^– → 2IO₃^–+ 6H₂OU

Escrevemos as duas semi-reações e adicionamos os elétrons ausentes para equilibrar as cargas negativas:

Eu₂ + 2e^– → 2I^–

Eu₂ + 12OH^– → 2IO₃^–+ 6H₂O + 10e^–

Equalizamos os números dos elétrons em ambas as semi-reações e os adicionamos:

(EU₂ + 2e^– → 2I^–) x 10

(EU₂ + 12OH^– → 2IO₃^–+ 6H₂O + 10e^–) x 2

12I₂ + 24 OH^–+ 20e^– → 20I^– + 4IO₃^– + 12H₂O + 20e^–

Os elétrons se cancelam e dividimos todos os coeficientes por quatro para simplificar a equação iônica global:

(12I₂ + 24 OH^– → 20I^– + 4IO₃^– + 12H₂O) x ¼

3I₂ + 6OH^– → 5I^– + IO₃^– + 3H₂OU

E, finalmente, substituímos os coeficientes da equação iônica na primeira equação:

3I₂ + 6OH^– + KNO₃ → 5I^– + KIO₃ + NÃO₃^– + 3H₂OU

A equação já está equilibrada. Compare este resultado com o balanceamento em meio ácido no Exemplo 2.

Exercício 2

Equilibre a seguinte equação em meio ácido:

Fé₂OU₃ + CO → Fe + CO₂

Etapas gerais

Observamos os números de oxidação de ferro e carbono para descobrir qual dos dois foi oxidado ou reduzido:

Fé₂³⁺OU₃ + C²⁺O → Faith⁰ + C⁴⁺OU₂

O ferro foi reduzido, tornando-se a espécie oxidante. Enquanto isso, o carbono foi oxidado, comportando-se como espécie redutora. As semi-reações de oxidação e redução em questão são:

Fé₂³⁺OU₃ → Faith⁰ (redução, para cada Fe 3 elétrons consumidos)

CO → CO₂ (oxidação, para cada CO₂ 2 elétrons são liberados)

Observe que escrevemos o óxido, Fe₂OU₃, porque contém a fé³⁺, em vez de apenas colocar o Fe³⁺. Equilibramos os átomos que são necessários, exceto os de oxigênio:

Fé₂OU₃ → 2Fe

CO → CO₂

E procedemos a realizar o balanceamento em meio ácido em ambas as semi-reações, uma vez que há espécies oxigenadas entre elas.

Equilíbrio em meio ácido

Adicionamos água para equilibrar os oxigênios e, em seguida, H⁺ para equilibrar os hidrogênios:

Fé₂OU₃ → 2Fe + 3H₂OU

6h⁺ + Fé₂OU₃ → 2Fe + 3H₂OU

CO + H₂O → CO₂

CO + H₂O → CO₂ + 2H⁺

Agora, equilibramos as cargas colocando os elétrons envolvidos nas semi-reações:

6h⁺ + 6e^– + Fé₂OU₃ → 2Fe + 3H₂OU

CO + H₂O → CO₂ + 2H⁺ + 2e^–

Equalizamos o número de elétrons em ambas as semi-reações e os adicionamos:

(6H⁺ + 6e^– + Fé₂OU₃ → 2Fe + 3H₂O) x 2

(CO + H₂O → CO₂ + 2H⁺ + 2e^–) x 6

12 h⁺ + 12e^– + 2Fe₂OU₃ + 6CO + 6H₂O → 4Fe + 6H₂O + 6CO₂ + 12H⁺ + 12e^–

Cancelamos os elétrons, os íons H⁺ e as moléculas de água:

2Fe₂OU₃ + 6CO → 4Fe + 6CO₂

Mas esses coeficientes podem ser divididos por dois para simplificar ainda mais a equação, tendo:

Fé₂OU₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

Esta questão surge: o balanceamento redox foi necessário para esta equação? Por tentativa e erro, teria sido muito mais rápido. Isso mostra que essa reação ocorre independentemente do pH do meio.

Referências

Whitten, Davis, Peck & Stanley. (2008). Química. (8ª ed.). CENGAGE Learning.
Helmenstine, Anne Marie, Ph.D. (22 de setembro de 2019). Como equilibrar as reações redox. Recuperado de: Thoughtco.com
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Universidade de Washington em St. Louis. (s.f.). Problemas de prática: reações redox. Recuperado de: química.wustl.edu
John Wiley & Sons. (2020). Como equilibrar equações redox. Recuperado de: dummies.com
Rubén Darío O. G. (2015). Equações químicas de equilíbrio. Recuperado de: aprendeenlinea.udea.edu.co