Analise a reação e determine a espécie que oxida, reduz, agente oxidante e redutor. Em seguida faça o balanceamento redox das reações abaixo:
\mathrm{KOH}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}+\mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] \rightarrow \mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{O}_{2}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  1. Identificar qual espécie é oxidada, qual é reduzida, qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor.
  2. Balancear a reação redox dada:
\mathrm{KOH}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+\mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]\rightarrow \mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}+\mathrm{O}_{2}
Informações relevantes do enunciado:
  • Reagentes: \mathrm{KOH}, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}, \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right].
  • Produtos: \mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right], \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{O}_{2}.
  • Meio básico (presença de \mathrm{KOH}).

Passo 2

Vamos determinar mudanças de número de oxidação para ver quem oxida e quem reduz. Regra prática: calcule o número de oxidação do ferro nos complexos e o dos oxigênios em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} e em \mathrm{O}_{2}.
  • No ânion \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} (presente em \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]), cada grupo \mathrm{CN} tem carga -1. Com 6 grupos CN:
    \text{Fe} + 6\cdot(-1) = -3 \quad\Rightarrow\quad \text{Fe} = +3.
    Portanto em \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} o ferro está em \mathrm{Fe}^{3+}.
  • No ânion \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-} (presente em \mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]):
    \text{Fe} + 6\cdot(-1) = -4 \quad\Rightarrow\quad \text{Fe} = +2.
    Portanto o ferro passa de +3 para +2: isso é redução (ganho de elétron).
  • No \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} cada oxigênio tem número de oxidação -1. No \mathrm{O}_{2} cada oxigênio tem 0. Logo o oxigênio em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} passa de -1 para 0: isso é oxidação (perda de elétrons).
Conclusão provisória: o ferro no complexo é reduzido ( +3 \to +2) e o \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} é oxidado ( -1 \to 0). Portanto \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} é o agente redutor e \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] (ou melhor, \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-}) é o agente oxidante.

Passo 3

Agora escrevemos as semi-reações (meio básico). Primeiro a redução do complexo:
\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} + e^- \longrightarrow \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-}
Esta semi-reação já está balanceada em átomos e carga: esquerda carga -3 mais e^- ( -1) dá -4, igual ao lado direito.
Agora a oxidação do peróxido. Em meio ácido a oxidação seria simples:
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} \longrightarrow \mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{H}^{+} + 2e^{-}.
Convertendo para meio básico (adicionamos 2\mathrm{OH}^- a ambos os lados, e 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{OH}^- \to 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{OH}^- \longrightarrow \mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 2e^-.
Verificação rápida de átomos e cargas: H esquerdo 2+2=4, direito 2\times2=4; O esquerdo 2+2=4, direito 2+2=4; cargas: esquerda -2, direita 2e^- -2. Tudo ok.

Passo 4

Igualamos o número de elétrons trocados. A semi-reação de redução consome 1e^- por \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-}. A oxidação fornece 2e^- por \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}. Para cancelar elétrons, multiplica-se a redução por 2:
Redução (vezes 2):
2\left(\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} + e^- \longrightarrow \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-}\right) \quad\Rightarrow\quad 2\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} + 2e^- \longrightarrow 2\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-}
Oxidação (como achamos):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{OH}^- \longrightarrow \mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 2e^-
Somando as duas (os 2e^- se cancelam):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{OH}^- + 2\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} \longrightarrow \mathrm{O}_{2} + 2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 2\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-}
Esta é a equação iônica balanceada em meio básico.

Passo 5

Agora voltamos à forma molecular com os sais de potássio para obter a equação pedida. Cada \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} vem como \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] (3 K ^+); cada \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-} vira \mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] (4 K ^+). Na equação iônica temos 2 íons \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} (total 6 K ^+ correspondentes) e 2 íons \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{4-} (total 8 K ^+ correspondentes). Precisamos de 2 K ^+ extras no produto: esses vêm de 2 moléculas de \mathrm{KOH}, que também fornecem os 2\mathrm{OH}^- exigidos na equação iônica.
Portanto a equação molecular balanceada (coeficientes inteiros mínimos) é:
2\,\mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} + 2\,\mathrm{KOH} \longrightarrow 2\,\mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{O}_{2}
Verificação rápida (átomos e potássio):
  • K: esquerda 2\cdot 3 + 2 = 8; direita 2\cdot 4 = 8.
  • Fe, CN: mesmos números ambos os lados.
  • H e O: checados na derivação iônica; ok.

Passo 6

Resumindo quem fez o quê (para pegar firme na prova):
  • A espécie que foi oxidada: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} (os oxigênios vão de -1 para 0).
  • A espécie que foi reduzida: \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} (o ferro vai de +3 para +2).
  • Agente oxidante (aceita elétrons): \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] (contém \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-}).
  • Agente redutor (doa elétrons): \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}.
Força e foco — você já entendeu a ideia: calcule números de oxidação para detectar a mudança, escreva semi-reações, equilibre elétrons e depois volte aos compostos iônicos/moleculares no meio apropriado. Dá pra aplicar isso em várias questões parecidas na prova.

Resposta

Espécie que oxida: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}
Espécie que reduz: \left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]^{3-} (em \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right])
Agente oxidante: \mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right]
Agente redutor: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}
Equação balanceada: 2\,\mathrm{K}_{3}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} + 2\,\mathrm{KOH} \longrightarrow 2\,\mathrm{K}_{4}\left[\mathrm{Fe}(\mathrm{CN})_{6}\right] + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{O}_{2}

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