16.1: Equilibrando as reações de redução de oxidação

Objetivos de

• Defina eletroquímica e vários termos associados importantes
• Divida as reações de redução de oxidação em suas meias-reações de oxidação e meias-reações de redução
• Produza equações balanceadas de redução de oxidação para reações em solução ácida ou básica
• Identifique agentes oxidantes e agentes redutores

A eletricidade se refere a vários fenômenos associados à presença e ao fluxo de carga elétrica. A eletricidade inclui coisas tão diversas como raios, eletricidade estática, a corrente gerada por uma bateria quando ela descarrega e muitas outras influências em nossas vidas diárias. O fluxo ou movimento da carga é uma corrente elétrica (Figura\(\PageIndex{1}\)). Elétrons ou íons podem carregar a carga. A unidade elementar de carga é a carga de um próton, que é igual em magnitude à carga de um elétron. A unidade de carga SI é o coulomb (C) e a carga de um próton é 1,602 × 10 ⁻¹⁹ C. A presença de uma carga elétrica gera um campo elétrico. A corrente elétrica é a taxa de fluxo de carga.

Figura\(\PageIndex{1}\): Os fenômenos relacionados à eletricidade incluem raios, acúmulo de eletricidade estática e corrente produzida por uma bateria. (crédito à esquerda: modificação da obra de Thomas Bresson; crédito médio: modificação da obra de Chris Darling; crédito à direita: modificação da obra de Windell Oskay).

A unidade SI para corrente elétrica é a unidade base SI chamada ampere (A), que é uma taxa de fluxo de 1 coulomb de carga por segundo (1 A = 1 C/s). Uma corrente elétrica flui em um caminho, chamado circuito elétrico. Na maioria dos sistemas químicos, é necessário manter um caminho fechado para que a corrente flua. O fluxo de carga é gerado por uma diferença de potencial elétrico, ou potencial, entre dois pontos no circuito. O potencial elétrico é a capacidade do campo elétrico de trabalhar com a carga. A unidade SI de potencial elétrico é o volt (V). Quando 1 coulomb de carga passa por uma diferença de potencial de 1 volt, ele ganha ou perde 1 joule (J) de energia. A tabela\(\PageIndex{1}\) resume algumas dessas informações sobre eletricidade.

Tabela\(\PageIndex{1}\): Termos elétricos comuns

Quantidade	Definição	Medida ou unidade
Carga elétrica	Carregue em um próton	1,602 × 10 ^−19 C
Corrente elétrica	O movimento da carga	ampere = A = 1 C/s
Potencial elétrico	A força tentando mover a carga	volt = V = J/C
Campo elétrico	A força que atua sob outras acusações na vizinhança

A eletroquímica estuda as reações de redução de oxidação, que foram discutidas pela primeira vez em um capítulo anterior, onde aprendemos que a oxidação era a perda de elétrons e a redução era o ganho de elétrons. As reações discutidas tendiam a ser bastante simples, e a conservação da massa (contagem de átomos por tipo) e a obtenção de uma equação química corretamente balanceada eram relativamente simples. Nesta seção, vamos nos concentrar no método de meia reação para equilibrar as reações de redução de oxidação. O uso de meias-reações é importante em parte para equilibrar reações mais complicadas e em parte porque muitos aspectos da eletroquímica são mais fáceis de discutir em termos de meias-reações. Existem métodos alternativos para equilibrar essas reações; no entanto, não há boas alternativas às meias-reações para discutir o que está ocorrendo em muitos sistemas. O método de meia reação divide as reações de redução de oxidação em sua “metade” de oxidação e “metade” de redução para facilitar a descoberta da equação geral.

As reações eletroquímicas freqüentemente ocorrem em soluções, que podem ser ácidas, básicas ou neutras. Ao equilibrar as reações de redução de oxidação, a natureza da solução pode ser importante. Ajuda ver isso em um problema real. Considere a seguinte reação desequilibrada de redução de oxidação em solução ácida:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Fe^3+}(aq) \nonumber \]

Podemos começar coletando as espécies que temos até agora em uma meia-reação de oxidação desequilibrada e uma meia-reação de redução desequilibrada. Cada uma dessas meias-reações contém o mesmo elemento em dois estados de oxidação diferentes. O Fe ²⁺ perdeu um elétron para se tornar Fe ³⁺; portanto, o ferro sofreu oxidação. A redução não é tão óbvia; no entanto, o manganês ganhou cinco elétrons para mudar de Mn ^{7 +} para Mn ^{2 +}.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação (desequilibrada):}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq)\\
&\ textrm {redução (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {Mn^2+} (aq)\ end {align*} (aq)\ end {align*} (aq)
\ end {align*} (aq) número\]

Em solução ácida, há íons de hidrogênio presentes, que geralmente são úteis para equilibrar meias-reações. Pode ser necessário usar os íons de hidrogênio diretamente ou como um reagente que pode reagir com o oxigênio para gerar água. Os íons de hidrogênio são muito importantes em soluções ácidas em que os reagentes ou produtos contêm hidrogênio e/ou oxigênio. Neste exemplo, a meia-reação de oxidação não envolve nem hidrogênio nem oxigênio, portanto, íons de hidrogênio não são necessários para o balanceamento. No entanto, a meia-reação de redução envolve oxigênio. É necessário usar íons de hidrogênio para converter esse oxigênio em água.

\[\textrm{charge not balanced: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

A situação é diferente na solução básica porque a concentração de íons hidrogênio é menor e a concentração de íons hidróxido é maior. Depois de terminar este exemplo, examinaremos como as soluções básicas diferem das soluções ácidas. Uma solução neutra pode ser tratada como ácida ou básica, embora tratá-la como ácida geralmente seja mais fácil.

Os átomos de ferro na meia-reação de oxidação são balanceados (balanço de massa); no entanto, a carga é desequilibrada, pois as cargas nos íons não são iguais. É necessário usar elétrons para equilibrar a carga. A maneira de equilibrar a carga é adicionando elétrons a um lado da equação. Adicionar um único elétron no lado direito produz uma meia-reação de oxidação equilibrada:

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-} \nonumber \]

Você deve verificar a meia-reação para o número de cada tipo de átomo e a carga total em cada lado da equação. As cargas incluem as cargas reais dos íons vezes o número de íons e a carga em um elétron vezes o número de elétrons.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [1× (+2)] = [1× (+3) +1× (−1)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Se os átomos e as cargas se equilibrarem, a meia-reação é equilibrada. Nas meias-reações de oxidação, os elétrons aparecem como produtos (à direita). Conforme discutido no capítulo anterior, como o ferro sofreu oxidação, o ferro é o agente redutor.

Agora retorne à equação da meia-reação de redução:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Os átomos estão balanceados (balanço de massa), então agora é necessário verificar o equilíbrio da carga. A carga total à esquerda da seta de reação é [(−1) × (1) + (8) × (+1)], ou +7, enquanto a carga total no lado direito é [(1) × (+2) + (4) × (0)] ou +2. A diferença entre +7 e +2 é cinco; portanto, é necessário adicionar cinco elétrons ao lado esquerdo para obter o equilíbrio da carga.

\[\textrm{Reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Você deve verificar essa meia-reação para cada tipo de átomo e também para a carga:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Agora que essa meia-reação está equilibrada, é fácil ver que ela envolve redução porque os elétrons foram ganhos quando\(\ce{MnO4-}\) foram reduzidos para Mn ^{2 +}. Em todas as meias-reações de redução, os elétrons aparecem como reagentes (no lado esquerdo). Conforme discutido no capítulo anterior, a espécie que foi reduzida,\(\ce{MnO4-}\) nesse caso, também é chamada de agente oxidante. Agora temos duas meias-reações balanceadas.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação:}\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-}\\
&\ textrm {redução:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]

Agora é necessário combinar as duas metades para produzir uma reação completa. A chave para combinar as meias-reações são os elétrons. Os elétrons perdidos durante a oxidação devem ir para algum lugar. Esses elétrons causam redução. O número de elétrons transferidos da meia-reação de oxidação para a meia-reação de redução deve ser igual. Não pode haver elétrons ausentes ou em excesso. Neste exemplo, a meia-reação de oxidação gera um elétron, enquanto a meia-reação de redução requer cinco. O menor múltiplo comum de um e cinco é cinco; portanto, é necessário multiplicar cada termo na meia-reação de oxidação por cinco e cada termo na meia-reação de redução por um. (Nesse caso, a multiplicação da meia-reação de redução não gera nenhuma mudança; no entanto, nem sempre será o caso.) A multiplicação das duas meias-reações pelo fator apropriado seguido pela adição das duas metades dá

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação:} 5× (\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶\ ce {Fe^3+} (aq) +\ ce {e-})\\
&\ underline {\ textrm {redução:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)}\\
&\ textrm {geral:}\ ce {5Fe^2+} (aq) +\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) ⟶\ ce {5Fe^3+} ( aq) +\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]

Os elétrons não aparecem na resposta final porque os elétrons de oxidação são os mesmos elétrons que os elétrons de redução e eles “cancelam”. Verifique cuidadosamente cada lado da equação geral para verificar se tudo foi combinado corretamente:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Fe:}\ mathrm {Does\ :( 5×1) =( 5×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [5× (+2) +1× (−1) +8× (+1)] = [5× (+3) +1× (+2)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Tudo verifica, então essa é a equação geral em solução ácida. Se algo não for verificado, o erro mais comum ocorre durante a multiplicação das meias-reações individuais.

Agora, suponha que quiséssemos que a solução fosse básica. Lembre-se de que as soluções básicas têm excesso de íons hidróxido. Alguns desses íons hidróxido reagirão com os íons de hidrogênio para produzir água. A maneira mais simples de gerar a equação geral balanceada na solução básica é começar com a equação balanceada em solução ácida e, em seguida, “convertê-la” na equação para a solução básica. No entanto, é necessário ter cuidado ao fazer isso, pois muitos reagentes se comportam de maneira diferente em condições básicas e muitos íons metálicos precipitam como o hidróxido de metal. Acabamos de produzir a seguinte reação, que queremos transformar em uma reação básica:

\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

No entanto, sob condições básicas,\(\ce{MnO4-}\) normalmente é reduzido para MnO ₂ e o ferro estará presente como Fe (OH) ₂ ou Fe (OH) ₃. Por esses motivos, sob condições básicas, essa reação será

\[\ce{3Fe(OH)2}(s)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{3Fe(OH)3}(s)+\ce{MnO2}(s)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

(Em condições muito básicas,\(\ce{MnO4-}\) reduzirá para\(\ce{MnO4^2-}\), em vez de No ₂.)

Ainda é possível equilibrar qualquer reação de redução de oxidação como uma reação ácida e, quando necessário, converter a equação em uma reação básica. Isso funcionará se os reagentes e produtos ácidos e básicos forem os mesmos ou se os reagentes e produtos básicos forem usados antes da conversão de ácidos ou básicos. Existem poucos exemplos em que as reações ácidas e básicas envolverão os mesmos reagentes e produtos. No entanto, equilibrar uma reação básica como ácida e depois convertê-la em básica funcionará. Para converter em uma reação básica, é necessário adicionar o mesmo número de íons hidróxido em cada lado da equação para que todos os íons de hidrogênio (H ⁺) sejam removidos e o equilíbrio de massa seja mantido. O íon hidrogênio se combina com o íon hidróxido (OH ⁻) para produzir água.

Vamos agora tentar uma equação básica. Começaremos com a seguinte reação básica:

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{MnO2}(s) \nonumber \]

Equilibrando isso conforme o ácido dá

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{2H+}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Nesse caso, é necessário adicionar dois íons hidróxido em cada lado da equação para converter os dois íons de hidrogênio à esquerda em água:

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H+ + 2OH- )}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H2O)}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Observe que os dois lados da equação mostram água. A simplificação deve ser feita quando necessário e fornece a equação desejada. Nesse caso, é necessário remover um H ₂ O de cada lado das setas de reação.

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Novamente, verifique cada lado da equação geral para garantir que não haja erros:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cl:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 2×1) =( 2×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 1×2) =( 2×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 2×4+1×1) =( 3×1+2×2+2×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Does\: [1× (−1) +2× (−1)] = [1× (−1) +2× (−1)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Tudo verifica, então essa é a equação geral na solução básica.

Exemplo\(\PageIndex{1}\): Balancing Acidic Oxidation-Reduction Reactions

Equilibre a seguinte equação de reação em solução ácida:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr^3+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

Leilão individual

Esta é uma reação de redução de oxidação, então comece coletando as espécies dadas em uma meia-reação de oxidação desequilibrada e uma meia-reação de redução desequilibrada.

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação (desequilibrada):}\ ce {Cr^3+} (aq) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (aq)\\
&\ textrm {redução (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {Mn^2+} (aq)
\ end {align*}\ nonumber\]

Começando com a meia-reação de oxidação, podemos equilibrar o cromo

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

Em solução ácida, podemos usar ou gerar íons de hidrogênio (H ⁺). Adicionar sete moléculas de água ao lado esquerdo fornece o oxigênio necessário; o hidrogênio “restante” aparece como 14 ^H+ à direita:

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq) \nonumber \]

O lado esquerdo da equação tem uma carga total de [2 × (+3) = +6], e o lado direito uma carga total de [−2 + 14 × (+1) = +12]. A diferença é seis; adicionar seis elétrons ao lado direito produz uma meia-reação de oxidação balanceada em massa e carga (em solução ácida):

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-} \nonumber \]

Verificando a meia-reação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Does\ :( 2×1) =( 1×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 7×2) =( 14×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {L:}\ mathrm {Does\ :( 7×1) =( 1×7)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [2× (+3)] = [1× (−2) +14× (+1) +6× (−1)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Agora, trabalhe na redução. É necessário converter os quatro átomos de oxigênio do permanganato em quatro moléculas de água. Para fazer isso, adicione oito ^H+ para converter o oxigênio em quatro moléculas de água:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Em seguida, adicione cinco elétrons ao lado esquerdo para equilibrar a carga:

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Certifique-se de verificar a meia-reação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 8×1) =( 4×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×4) =( 4×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Coletando o que temos até agora:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação:}\ ce {2Cr^3+} (aq) +\ ce {7H2O} (l) ⟶\ ce {Cr2O7^2-} (aq) +\ ce {14H+} (aq) +\ ce {6e-}\\
&\ textrm {redução:}\ ce {mNOn 4-} (aq) +\ ce {8H+} (aq) +\ ce {5e-} ⟶\ ce {Mn^2+} (aq) +\ ce {4H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]

O múltiplo menos comum para os elétrons é 30, então multiplique a meia-reação de oxidação por cinco, a meia-reação de redução por seis, combine e simplifique:

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{35H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)+\ce{48H+}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{70H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq)+\ce{24H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{11H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{22H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq) \nonumber \]

Verificando cada lado da equação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 6×1) =( 6×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Does\ :( 10×1) =( 5×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 11×2) =( 22×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 11×1+6×4) =( 5×7)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Faz\: [10× (+3) +6× (−1)] = [5× (−2) +22× (+1) +6× (+2)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Essa é a equação balanceada em solução ácida.

Exercício\(\PageIndex{1}\)

Equilibre a seguinte equação em solução ácida:

\[\ce{Hg2^2+ + Ag ⟶ Hg + Ag+} \nonumber \]

Resposta

\[\ce{Hg2^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{2Ag+}(aq) \nonumber \]

Exemplo\(\PageIndex{2}\): Balancing Basic Oxidation-Reduction Reactions

Equilibre a seguinte equação de reação na solução básica:

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

Solução em

Esta é uma reação de redução de oxidação, então comece coletando as espécies dadas em uma meia-reação de oxidação desequilibrada e uma meia-reação de redução desequilibrada

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação (desequilibrada):}\ ce {Cr (OH) 3} (s) ⟶\ ce {CrO4^2-} (aq)\\
&\ textrm {redução (desequilibrada):}\ ce {MnO4-} (aq) ⟶\ ce {mNO2} (s)
\ end {align*}\ nonumber\]

Começando com a meia-reação de oxidação, podemos equilibrar o cromo

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

Em solução ácida, podemos usar ou gerar íons de hidrogênio (H ⁺). Adicionar uma molécula de água ao lado esquerdo fornece o oxigênio necessário; o hidrogênio “restante” aparece como cinco ^H+ no lado direito:

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

O lado esquerdo da equação tem uma carga total de [0] e o lado direito uma carga total de [−2 + 5 × (+1) = +3]. A diferença é três, adicionar três elétrons ao lado direito produz uma meia-reação de oxidação balanceada em massa e carga (em solução ácida):

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq)+\ce{3e-} \nonumber \]

Verificando a meia-reação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 1×3+1×2) =( 5×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×3+1×1) =( 4×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [0= [1× (−2) +5× (+1) +3× (−1)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Agora, trabalhe na redução. É necessário converter os quatro átomos de O no MnO ₄ ⁻ menos os dois átomos de O em MnO ₂ em duas moléculas de água. Para fazer isso, adicione quatro H ⁺ para converter o oxigênio em duas moléculas de água:

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Em seguida, adicione três elétrons no lado esquerdo para equilibrar a carga:

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{3e-}⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Certifique-se de verificar a meia-reação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 4×1) =( 2×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×4) =( 1×2+2×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [1× (−1) +4× (+1) +3× (−1)] = [0]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Coletando o que temos até agora:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {oxidação:}\ ce {Cr (OH) 3} (s) +\ ce {H2O} (l) ⟶\ ce {CrO4^2-} (aq) +\ ce {5H+} (aq) +\ ce {3e-}\\
&\ textrm {redução:}\ ce {MnO4-} (aq) +\ ce {4H+} (aq) +\ ce {3e-} ⟶\ ce {MnO2} (s) +\ ce {2H2O} (l)
\ end {align*}\ nonumber\]

Nesse caso, as duas meias-reações envolvem o mesmo número de elétrons; portanto, basta adicionar as duas meias-reações.

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{H+}(aq) \nonumber \]

Verificando cada lado da equação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 1×3) =( 2×1+1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {O:}\ mathrm {Does\ :( 1×4+1×3) =( 1×4+1×2+1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Cobrança:}\ mathrm {Does\: [1× (−1)] = [1× (−2) +1× (+1)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Essa é a equação balanceada em solução ácida. Para uma solução básica, adicione um íon hidróxido em cada lado e simplifique:

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{(H+ + OH- )}(aq) \nonumber \]

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Verificando cada lado da equação:

\ [\ begin {align*}
&\ textrm {Mn:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \: Sim.} \\
&\ textrm {Cr:}\ mathrm {Does\ :( 1×1) =( 1×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {H:}\ mathrm {Does\ :( 1×1+1×3) =( 2×2)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {L:}\ mathrm {Does\ :( 1×1+1×4+1×3) =( 1×4+1×2+2×1)? \ :Sim.} \\
&\ textrm {Carga:}\ mathrm {Does\: [1× (−1) +1× (−1)] = [1× (−2)]? \ :Sim.}
\ end {align*}\ nonumber\]

Essa é a equação balanceada na solução básica.

Exercício\(\PageIndex{2}\)

Equilibre o seguinte no tipo de solução indicado.

1. \(\ce{H2 + Cu^2+ ⟶ Cu \:\:\:(acidic\: solution)}\)
2. \(\ce{H2 + Cu(OH)2 ⟶ Cu\:\:\:(basic\: solution)}\)
3. \(\ce{Fe + Ag+ ⟶ Fe^2+ + Ag}\)
4. Identifique os agentes oxidantes nas reações (a), (b) e (c).
5. Identifique os agentes redutores nas reações (a), (b) e (c).

Responda a um

\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu^2+}(aq)⟶\ce{2H+}(aq)+\ce{Cu}(s)\)

Resposta b

\(\ce{H2}(g)+\ce{Cu(OH)2}(s)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{Cu}(s)\)

Resposta c

\(\ce{Fe}(s)+\ce{2Ag+}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)\)

Resposta d

agente oxidante = espécie reduzida: Cu ^{2 +}, Cu (OH) ₂, Ag ⁺

Responda e

agente redutor = espécie oxidada: H ₂, H ₂, Fe.

Resumo

Uma corrente elétrica consiste em uma carga móvel. A carga pode estar na forma de elétrons ou íons. A corrente flui por um caminho circular ininterrupto ou fechado chamado circuito. A corrente flui através de um meio condutor como resultado de uma diferença no potencial elétrico entre dois pontos em um circuito. O potencial elétrico tem as unidades de energia por carga. Nas unidades SI, a carga é medida em coulombs (C), a corrente em amperes\(\mathrm{\left(A=\dfrac{C}{s}\right)}\) e o potencial elétrico em volts\(\mathrm{\left(V=\dfrac{J}{C}\right)}\).

A oxidação é a perda de elétrons, e a espécie que é oxidada também é chamada de agente redutor. A redução é o ganho de elétrons, e a espécie que é reduzida também é chamada de agente oxidante. As reações de redução de oxidação podem ser balanceadas usando o método de meia-reação. Neste método, a reação de oxidação-redução é dividida em uma meia-reação de oxidação e uma meia-reação de redução. A meia-reação de oxidação e a meia-reação de redução são então balanceadas separadamente. Cada uma das meias-reações deve ter o mesmo número de cada tipo de átomo em ambos os lados da equação e mostrar a mesma carga total em cada lado da equação. A carga é balanceada nas meias-reações de oxidação adicionando elétrons como produtos; nas meias-reações de redução, a carga é balanceada pela adição de elétrons como reagentes. O número total de elétrons ganhos por redução deve ser exatamente igual ao número de elétrons perdidos pela oxidação ao combinar as duas meias-reações para fornecer a equação geral equilibrada. O balanceamento de equações de reação de redução de oxidação em soluções aquosas frequentemente requer que oxigênio ou hidrogênio sejam adicionados ou removidos de um reagente. Em solução ácida, o hidrogênio é adicionado adicionando íon hidrogênio (H ⁺) e removido pela produção de íon hidrogênio; o oxigênio é removido adicionando íon hidrogênio e produzindo água, e adicionado adicionando água e produzindo íon hidrogênio. Uma equação balanceada em solução básica pode ser obtida primeiro balanceando a equação em solução ácida e, em seguida, adicionando íon hidróxido a cada lado da equação balanceada em números tais que todos os íons de hidrogênio sejam convertidos em água.

Glossário

circuito

caminho percorrido por uma corrente à medida que ela flui devido a uma diferença de potencial elétrico

atual

fluxo de carga elétrica; a unidade de carga SI é o coulomb (C) e a corrente é medida em amperes\(\mathrm{\left(1\: A=1\:\dfrac{C}{s}\right)}\)

potencial elétrico

energia por carga; em sistemas eletroquímicos, depende da forma como as cargas são distribuídas dentro do sistema; a unidade SI do potencial elétrico é o volt\(\mathrm{\left(1\: V=1\:\dfrac{J}{C}\right)}\)

método de meia reação

método que produz uma reação geral equilibrada de redução de oxidação dividindo a reação em uma “metade” de oxidação e “metade” de redução, equilibrando as duas meias-reações e, em seguida, combinando a meia-reação de oxidação e a meia-reação de redução de tal forma que o número de elétrons gerados pelo a oxidação é exatamente cancelada pelo número de elétrons exigido pela redução

meia-reação de oxidação

a “metade” de uma reação de redução de oxidação envolvendo oxidação; a meia-reação na qual os elétrons aparecem como produtos; balanceada quando cada tipo de átomo, assim como a carga, é balanceada

meia-reação de redução

a “metade” de uma reação de redução de oxidação envolvendo redução; a meia-reação na qual os elétrons aparecem como reagentes; balanceada quando cada tipo de átomo, assim como a carga, é balanceada