Analise a reação e determine a espécie que oxida, reduz, agente oxidante e redutor. Em seguida faça o balanceamento redox das reações abaixo:
\mathrm{HNO}_{3}+\mathrm{P}_{4}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_{3} \mathrm{PO}_{4}+\mathrm{NO}

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{HNO}_3 + P_4 + H_2O \rightarrow H_3PO_4 + NO
e pede:
  • identificar a espécie que se oxida e a que se reduz;
  • identificar o agente oxidante e o agente redutor;
  • balancear a reação redox.
Informações relevantes dadas: as fórmulas dos reagentes e produtos na reação acima. Não há outras substâncias ocultas; assumimos meio ácido (porque aparece \mathrm{HNO}_3 e \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4).

Passo 2

Vamos calcular os números de oxidação (NOX) dos elementos importantes para saber quem perde e quem ganha elétrons. Regras usadas (rápidas e amigas): oxigênio costuma ter NOX -2 (exceto em peróxidos), hidrogênio com não-metais tem +1; a soma dos NOX numa espécie neutra é 0.
  • Para \mathrm{HNO}_3: seja x o NOX do nitrogênio. Temos
(+1) + x + 3\cdot(-2)=0.
Isto é 1 + x -6=0\Rightarrow x=+5. Logo \mathrm{N} em \mathrm{HNO}_3 tem NOX +5.
  • Para \mathrm{NO}: seja y o NOX do nitrogênio. Temos
y + (-2)=0 \Rightarrow y=+2.
Logo \mathrm{N} em \mathrm{NO} tem NOX +2.
  • Para o fósforo em \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4: seja z o NOX do fósforo. Temos
3\cdot(+1) + z + 4\cdot(-2)=0.
Isto é 3 + z -8=0\Rightarrow z=+5. Logo \mathrm{P} em \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 tem NOX +5.
  • Para o fósforo elementar em P_4, como é elemento simples, NOX =0.

Passo 3

Interpretação dos NOX:
  • Nitrogênio vai de +5 (em \mathrm{HNO}_3) para +2 (em \mathrm{NO}): ganhou elétrons → foi reduzido.
  • Fósforo vai de 0 (em P_4) para +5 (em \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4): perdeu elétrons → foi oxidado.
Portanto:
  • Espécie que se oxida: P_4.
  • Espécie que se reduz: \mathrm{HNO}_3 (o nitrogênio).
  • Agente oxidante (quem oxida o outro, isto é, é reduzido): \mathrm{HNO}_3.
  • Agente redutor (quem reduz o outro, isto é, é oxidado): P_4.

Passo 4

Agora vamos escrever as semi-reações (meio ácido). Primeiro a semi-reação de oxidação para um átomo de fósforo (formulamos com íon fosfato/H _3PO _4 e balanceamos com água, H ^+ e elétrons):
Partimos de P \rightarrow H_3PO_4. Balanceamento por etapas:
  • Balancear P: ok (1 P de cada lado).
  • Balancear O adicionando água: adicionar 4 águas ao lado esquerdo para fornecer 4 O:
P + 4\,H_2O \rightarrow H_3PO_4.
  • Balancear H com H ^+: à esquerda temos 4\cdot 2=8 H; à direita 3 H na \mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4; faltam 5 H ^+ do lado direito, ou melhor escrevemos:
P + 4\,H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5H^+.
  • Balancear carga com elétrons: carga à esquerda 0; à direita +5 (de 5H^+). Para equilibrar, colocamos 5e^- no lado direito para neutralizar? Lembrete: se o lado direito tem carga positiva, adicionamos elétrons àquele lado para igualar. Então:
P + 4\,H_2O \rightarrow H_3PO_4 + 5H^+ + 5e^-.
Verificação rápida de cargas: esquerda 0; direita 0 ( H_3PO_4 neutra +0, 5H^+ é +5, 5e^- é -5).
Esta é a semi-reação de oxidação por átomo de P: cada P perde 5 elétrons.

Passo 5

Semi-reação de redução: \mathrm{NO}_3^- \rightarrow NO (usamos \mathrm{NO}_3^- porque \mathrm{HNO}_3 em solução ácida fornece \mathrm{NO}_3^- + H^+).
Balanceamento por etapas:
  • Balancear N: 1 de cada lado.
  • Balancear O adicionando água: esquerda tem 3 O; direita em NO tem 1 O; faltam 2 O à direita → adicionamos 2H_2O ao lado direito:
NO_3^- \rightarrow NO + 2H_2O.
  • Balancear H com H ^+: direita tem 2\cdot 2=4 H, então adicionamos 4H^+ ao lado esquerdo:
NO_3^- + 4H^+ \rightarrow NO + 2H_2O.
  • Balancear carga com elétrons: carga à esquerda é -1 + 4 = +3. À direita é 0. Para equilibrar, adicionamos 3e^- ao lado esquerdo (porque a esquerda está mais positiva, então colocamos elétrons ali):
NO_3^- + 4H^+ + 3e^- \rightarrow NO + 2H_2O.
Verificação: carga esquerda -1 +4 -3 =0; direita 0. Cada nitrato aceita 3 elétrons.

Passo 6

Igualar elétrons transferidos entre as duas semi-reações. Temos:
  • Oxidação por \,P: 5e^- por P.
  • Redução por \,NO_3^-: 3e^- por \mathrm{NO}_3^-.
Mínimo múltiplo comum de 5 e 3 é 15. Então:
  • Multiplicamos a semi-reação de oxidação por 3 (3 × 5e⁻ = 15e⁻).
  • Multiplicamos a semi-reação de redução por 5 (5 × 3e⁻ = 15e⁻).
Multiplicando:
Oxidação (×3):
3P + 12H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 15H^+ + 15e^-.
Redução (×5):
5NO_3^- + 20H^+ + 15e^- \rightarrow 5NO + 10H_2O.

Passo 7

Somamos as duas semi-reações e cancelamos 15e^-:
Somando:
\begin{aligned} &\bigl(3P + 12H_2O\bigr) + \bigl(5NO_3^- + 20H^+ + 15e^-\bigr) \\\ &\quad\rightarrow \bigl(3H_3PO_4 + 15H^+ + 15e^-\bigr) + \bigl(5NO + 10H_2O\bigr). \end{aligned}
Elétrons 15e^- se cancelam. Agora simplificamos H^+ e H_2O:
  • Subtraindo 15H^+ de ambos os lados: sobram 20H^+ - 15H^+ = 5H^+ no lado esquerdo.
  • Subtraindo 10H_2O de ambos os lados: sobram 12H_2O - 10H_2O = 2H_2O no lado esquerdo.
Ficamos com a equação iônica:
3P + 5NO_3^- + 5H^+ + 2H_2O \rightarrow 3H_3PO_4 + 5NO.

Passo 8

Retornamos às espécies moleculares originais. Os íons NO_3^- + H^+ correspondem a \mathrm{HNO}_3 (uma molécula de ácido nítrico). Na equação temos 5NO_3^- + 5H^+ 5\mathrm{HNO}_3. Além disso, atualmente aparece 3P (átomos de P) no lado esquerdo, mas o enunciado tem P_4. Para ter coeficientes inteiros com P_4, multiplicamos toda a equação por 4 (assim 3P \times 4 = 12P = 3P_4).
Multiplicando por 4:
12P + 20NO_3^- + 20H^+ + 8H_2O \rightarrow 12H_3PO_4 + 20NO.
Convertendo 12P para 3P_4 e 20NO_3^- + 20H^+ para 20\mathrm{HNO}_3, obtemos a equação molecular balanceada:
3P_4 + 20\,\mathrm{HNO}_3 + 8H_2O \rightarrow 12\,\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 + 20\,NO.

Passo 9

Verificação rápida de conservação de átomos (para confirmar):
  • P: 3\times 4=12 à esquerda; direita 12 em 12H_3PO_4.
  • N: esquerda 20 (em 20HNO_3); direita 20 (em 20NO).
  • H: esquerda 20 (em 20HNO_3) + 8\cdot 2=16 (em 8H_2O) = 36; direita 12\cdot 3=36 (em 12H_3PO_4).
  • O: esquerda 20\cdot 3=60 (em 20HNO_3) + 8 (em 8H_2O) = 68; direita 12\cdot 4=48 (em 12H_3PO_4) + 20 (em 20NO) = 68.
    Tudo confere.

Resposta

Espécie que se oxida: P_4
Espécie que se reduz: \mathrm{HNO}_3 (o nitrogênio)
Agente oxidante: \mathrm{HNO}_3
Agente redutor: P_4
Equação balanceada:
3P_4 + 20\,\mathrm{HNO}_3 + 8H_2O \rightarrow 12\,\mathrm{H}_3\mathrm{PO}_4 + 20\,NO

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