- Passos
- - Geral
- Verifique os números de oxidação de reagentes e produtos
- Identifique as espécies oxidantes e redutoras
- Escreva as semi-reações e equilibre átomos e cargas
- Substitua os coeficientes da equação iônica na equação geral
- - Equilíbrio em meio ácido
- - Saldo no meio básico
- Exemplos
- Exercícios
- Exercício 1
- Etapas gerais
- Saldo no meio básico
- Exercício 2
- Etapas gerais
- Equilíbrio em meio ácido
- Referências
O método de balanceamento redox é aquele que permite balancear 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 fundamental 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.
Semirreações gerais de uma reação redox junto com os três protagonistas durante seu balanceamento: H +, H2O e OH-. Fonte: Gabriel Bolívar.
A imagem superior mostra com que eficácia os elétrons, e - são colocados como reagentes quando a espécie oxidante os ganha; e como produtos quando as espécies redutoras os perdem. Observe que para equilibrar esse tipo de equação, é necessário dominar os conceitos de oxidação e números de oxidação-redução.
As espécies H +, H 2 O e OH -, dependendo do pH do meio de reação, permitem o balanceamento redox, por isso é muito comum encontrá-las em exercícios. Se o meio for ácido, recorremos ao H +; mas se, ao contrário, o meio é básico, então usamos o OH - para o equilíbrio.
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 + e OH - são realmente dispensáveis ou não.
Passos
- Geral
Verifique os números de oxidação de reagentes e produtos
Suponha a seguinte equação química:
Cu (s) + AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + Ag (s)
Isso corresponde a uma reação redox, na qual ocorre uma mudança nos números de oxidação dos reagentes:
Cu 0 (s) + Ag + NO 3 (aq) → Cu 2+ (NO 3) 2 + Ag (s) 0
Identifique as espécies oxidantes e redutoras
A espécie oxidante ganha elétrons oxidando 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 de Cu 0 para Cu 2+; e a prata é reduzida, conforme vai de Ag + para Ag 0. 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:
Cu 0 → Cu 2+
Ag + → Ag 0
O cobre perde dois elétrons, enquanto a prata ganha um. Colocamos os elétrons em ambas as semi-reações:
Cu 0 → Cu 2+ + 2e -
Ag + + e - → Ag 0
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:
(Cu 0 → Cu 2+ + 2e -) x 1
(Ag + + e - → Ag 0) x 2
Cu 0 + 2Ag + + 2e - → Cu 2+ + 2Ag 0 + 2e -
Os elétrons se cancelam porque estão nas laterais dos reagentes e produtos:
Cu 0 + 2Ag + → Cu 2+ + 2Ag 0
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) + 2AgNO 3 (aq) → Cu (NO 3) 2 + 2Ag (s)
Note que 2 foi posicionado com AgNO 3 porque neste sal a prata é igual a Ag +, e o mesmo acontece com Cu (NO 3) 2. Se esta equação não for balanceada ao final, passamos a realizar o ensaio.
A equação proposta nas etapas anteriores poderia ter sido balanceada diretamente por tentativa e erro. No entanto, existem reações redox que precisam de um meio ácido (H +) ou básico (OH -) para ocorrer. Quando isso acontece, não pode ser balanceado assumindo que o meio é neutro; como mostrado (nem H + nem OH - foram adicionados).
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 os passos gerais já delineados.
- Saldo no meio básico
Quando o meio é básico, procedemos da mesma forma que no meio ácido com uma pequena diferença: desta vez do lado onde houver mais oxigênio, estarão localizadas uma quantidade de 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 balanceadas e não balanceadas servem como exemplos para ver o quanto elas mudam após a aplicação deste método de balanceamento:
P 4 + ClO - → PO 4 3- + Cl - (desequilibrado)
P 4 + 10 ClO - + 6 H 2 O → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 12 H + (meio ácido balanceado)
P 4 + 10 ClO - + 12 OH - → 4 PO 4 3- + 10 Cl - + 6 H 2 O (meio básico balanceado)
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 - (desequilibrado)
3I 2 + KNO 3 + 3H 2 O → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 6H + (meio ácido balanceado)
Cr 2 O 2 7- + HNO 2 → Cr 3+ + NO 3 - (desequilibrado)
3HNO 2 + 5H + + Cr 2 O 2 7- → 3NO 3 - + 2Cr 3+ + 4H 2 O (meio ácido balanceado)
Exercícios
Exercício 1
Equilibre a seguinte equação no meio básico:
I 2 + KNO 3 → I - + KIO 3 + NO 3 -
Etapas gerais
Começamos anotando os números de oxidação das espécies que suspeitamos terem sido oxidadas ou reduzidas; neste caso, os átomos de iodo:
I 2 0 + KNO 3 → I - + KI 5+ O 3 + NO 3 -
Observe que o iodo é oxidado e ao mesmo tempo reduzido, então passamos a escrever suas duas respectivas meias-reações:
I 2 → I - (redução, para cada I - 1 elétron é consumido)
I 2 → IO 3 - (oxidação, para cada IO 3 - 5 elétrons são liberados)
Na meia-reação de oxidação colocamos o ânion IO 3 -, e não o átomo de iodo como I 5+. Nós equilibramos os átomos de iodo:
I 2 → 2I -
I 2 → 2IO 3 -
Saldo no meio básico
Agora vamos nos concentrar em equilibrar a semi-reação de oxidação em um meio básico, uma vez que possui uma espécie oxigenada. Adicionamos no lado do produto o mesmo número de moléculas de água, pois há átomos de oxigênio:
I 2 → 2IO 3 - + 6H 2 O
E no lado esquerdo, equilibramos os hidrogênios com OH -:
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O
Escrevemos as duas semi-reações e adicionamos os elétrons ausentes para equilibrar as cargas negativas:
I 2 + 2e - → 2I -
I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -
Equalizamos os números dos elétrons em ambas as semi-reações e os adicionamos:
(I 2 + 2e - → 2I -) x 10
(I 2 + 12OH - → 2IO 3 - + 6H 2 O + 10e -) x 2
12I 2 + 24 OH - + 20e - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O + 20e -
Os elétrons se cancelam e dividimos todos os coeficientes por quatro para simplificar a equação iônica global:
(12I 2 + 24 OH - → 20I - + 4IO 3 - + 12H 2 O) x ¼
3I 2 + 6OH - → 5I - + IO 3 - + 3H 2 O
E, finalmente, substituímos os coeficientes da equação iônica na primeira equação:
3I 2 + 6OH - + KNO 3 → 5I - + KIO 3 + NO 3 - + 3H 2 O
A equação já está equilibrada. Compare este resultado com o equilíbrio em meio ácido no Exemplo 2.
Exercício 2
Equilibre a seguinte equação em meio ácido:
Fe 2 O 3 + CO → Fe + CO 2
Etapas gerais
Observamos os números de oxidação de ferro e carbono para descobrir qual dos dois foi oxidado ou reduzido:
Fe 2 3+ O 3 + C 2+ O → Fe 0 + C 4+ O 2
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:
Fe 2 3+ O 3 → Fe 0 (redução, para cada Fe 3, elétrons são consumidos)
CO → CO 2 (oxidação, para cada CO 2 2 elétrons são liberados)
Observe que escrevemos o óxido, Fe 2 O 3, porque ele contém Fe 3+, em vez de apenas colocar Fe 3+. Equilibramos os átomos que são necessários, exceto os de oxigênio:
Fe 2 O 3 → 2Fe
CO → CO 2
E passamos a realizar o balanceamento em meio ácido em ambas as semi-reações, uma vez que entre elas existem espécies oxigenadas.
Equilíbrio em meio ácido
Adicionamos água para equilibrar os oxigênios e, em seguida, H + para equilibrar os hidrogênios:
Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
6H + + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2
CO + H 2 O → CO 2 + 2H +
Agora, equilibramos as cargas colocando os elétrons envolvidos nas meias-reações:
6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O
CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -
Equalizamos o número de elétrons em ambas as semi-reações e os adicionamos:
(6H + + 6e - + Fe 2 O 3 → 2Fe + 3H 2 O) x 2
(CO + H 2 O → CO 2 + 2H + + 2e -) x 6
12 H + + 12e - + 2Fe 2 O 3 + 6CO + 6H 2 O → 4Fe + 6H 2 O + 6CO 2 + 12H + + 12e -
Cancelamos elétrons, íons H + e moléculas de água:
2Fe 2 O 3 + 6CO → 4Fe + 6CO 2
Mas esses coeficientes podem ser divididos por dois para simplificar ainda mais a equação, tendo:
Fe 2 O 3 + 3CO → 2Fe + 3CO 2
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
- Ann Nguyen & Luvleen Brar. (5 de junho de 2019). Balanceamento de reações redox. Chemistry LibreTexts. Recuperado de: chem.libretexts.org
- Quimitube. (2012). Exercício 19: Ajuste de uma reação redox em meio básico com duas semi-reações de oxidação. Recuperado de: quimitube.com
- Universidade de Washington em St. Louis. (sf). Problemas de prática: reações redox. Recuperado de: química.wustl.edu
- John Wiley & Sons. (2020). Como equilibrar equações redox. Recuperado de: dummies.com
- Rubén Darío OG (2015). Equações químicas de equilíbrio. Recuperado de: aprendeenlinea.udea.edu.co