Analise a reação e determine a espécie que oxida, reduz, agente oxidante e redutor. Em seguida faça o balanceamento redox das reações abaixo:
\mathrm{NaBr}+\mathrm{MnO}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} \rightarrow \mathrm{MnSO}_{4}+\mathrm{Br}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{NaHSO}_{4}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) identificar, na reação dada, qual espécie é oxidada, qual é reduzida, qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor; (2) fazer o balanceamento redox da reação.
As espécies fornecidas no enunciado são: \mathrm{NaBr}, \mathrm{MnO_2}, \mathrm{H_2SO_4} (reagentes) e \mathrm{MnSO_4}, \mathrm{Br_2}, \mathrm{H_2O}, \mathrm{NaHSO_4} (produtos).
Não vou resolver nada ainda, apenas listei o que o problema pede e os dados disponíveis.

Passo 2

Vamos identificar quem perde elétrons (oxida) e quem ganha elétrons (reduz) usando números de oxidação. Primeiro, relembre rapidamente as regras básicas para atribuir números de oxidação (vou explicar como aplicar de forma prática):
  • O oxigênio em compostos (exceto peróxidos) costuma ter número de oxidação -2.
  • O hidrogênio ligado a não metais costuma ter +1.
  • O sódio ( \mathrm{Na}) em compostos iônicos tem sempre +1.
  • Em um íon ou composto neutro, a soma dos números de oxidação dos átomos é igual à carga do íon (ou zero se composto neutro).
Agora calculemos os números de oxidação relevantes nas espécies do enunciado:
  • Em \mathrm{NaBr}: \mathrm{Na} é +1, então \mathrm{Br} é -1. Logo o bromo está em \mathrm{Br^-} com oxidação -1.
  • Em \mathrm{Br_2}: é uma molécula elementar, então cada \mathrm{Br} tem oxidação 0.
  • Em \mathrm{MnO_2}: cada oxigênio é -2; para \mathrm{MnO_2} a soma é x + 2(-2) = 0 \Rightarrow x -4 =0 \Rightarrow x = +4. Logo \mathrm{Mn} está em +4.
  • Em \mathrm{MnSO_4}: no sulfato \mathrm{SO_4^{2-}} o anion tem carga -2, então o manganês é \mathrm{Mn^{2+}} (oxidação +2).
    Conclusão das mudanças de oxidação:
  • Bromo: \mathrm{Br^-} ( -1) → \mathrm{Br_2} ( 0) → perdeu elétrons → foi oxidado.
  • Manganês: em \mathrm{MnO_2} ( +4) → em \mathrm{MnSO_4} ( +2) → ganhou elétrons → foi reduzido.
Portanto:
  • Espécie que oxida (perde elétrons): \mathrm{Br^-} (do \mathrm{NaBr}).
  • Espécie que reduz (ganha elétrons): \mathrm{Mn} em \mathrm{MnO_2} (vai para \mathrm{Mn^{2+}}).
  • Agente oxidante (aceita elétrons): \mathrm{MnO_2}.
  • Agente redutor (doa elétrons): \mathrm{NaBr} (especificamente \mathrm{Br^-}).

Passo 3

Agora vamos balancear a reação por oxidação e redução (método das semirreações) em meio ácido. Primeiro escrevemos as semirreações de oxidação e redução, em forma iônica onde for conveniente.
Semirreação de oxidação (bromo):
\mathrm{Br^-} \rightarrow \mathrm{Br_2}
Balanceando átomos de bromo e elétrons: precisamos de 2 bromo simples para formar \mathrm{Br_2}, e cada par de \mathrm{Br^-} perde 2 elétrons:
2\mathrm{Br^-} \rightarrow \mathrm{Br_2} + 2e^-

Passo 4

Semirreação de redução (manganês, em meio ácido):
Começamos com
\mathrm{MnO_2} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}}
Balanceamos oxigênios adicionando \mathrm{H_2O} e hidrogênios adicionando \mathrm{H^+}. \mathrm{MnO_2} tem 2 oxigênios, então adicionamos 2\mathrm{H_2O} ao lado que precise ter esses oxigênios; processo usual em meio ácido é:
\mathrm{MnO_2} + 4\mathrm{H^+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 2\mathrm{H_2O}
Verificação rápida: soma de cargas no lado esquerdo: 0 + 4(+1) + 2(-1) = +2; no direito \mathrm{Mn^{2+}} é +2. Átomos também balanceados. Os 2e^- aparecem porque \mathrm{Mn^{4+}} reduz para \mathrm{Mn^{2+}} (ganho de 2 elétrons).

Passo 5

Combine as semirreações de modo que os elétrons se anulem. A semirreação de oxidação produz 2e^- e a de redução consome 2e^-, então podemos somá-las diretamente:
Some
2\mathrm{Br^-} \rightarrow \mathrm{Br_2} + 2e^-
com
\mathrm{MnO_2} + 4\mathrm{H^+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} + 2\mathrm{H_2O}
Elétrons cancelam, resultando na equação iônica balanceada:
2\mathrm{Br^-} + \mathrm{MnO_2} + 4\mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{Br_2} + \mathrm{Mn^{2+}} + 2\mathrm{H_2O}

Passo 6

Convertemos agora a equação iônica para a equação molecular pedida no enunciado, reintroduzindo \mathrm{Na^+} e \mathrm{SO_4^{2-}} por meio de \mathrm{NaBr} e \mathrm{H_2SO_4}, e formando \mathrm{MnSO_4} e \mathrm{NaHSO_4} como produtos. Do lado iônico temos:
  • dois \mathrm{Br^-} → isso vem de 2\\ \mathrm{NaBr} (fornece também 2\\ \mathrm{Na^+}).
  • quatro \mathrm{H^+} → isso vem de \mathrm{H_2SO_4}; cada \mathrm{H_2SO_4} fornece 2 \mathrm{H^+}, então serão necessárias 3 moléculas de \mathrm{H_2SO_4}? Vamos determinar coeficientes de forma sistemática (fizemos álgebra por conta para garantir conservação de todos os elementos).
Fazendo um ajuste algébrico (ou raciocínio por conservação de Na, S, H e O) obtemos os coeficientes inteiros mínimos que satisfazem todas as conservações: tomando como base uma molécula de \mathrm{MnO_2} (coeficiente 1) resulta em:
  • 2\\ \mathrm{NaBr},
  • 3\\ \mathrm{H_2SO_4},
    produzindo
  • 1\\ \mathrm{MnSO_4},
  • 1\\ \mathrm{Br_2},
  • 2\\ \mathrm{H_2O},
  • 2\\ \mathrm{NaHSO_4}.
Vamos escrever a equação molecular balanceada (coloquei em forma convencional):
2\\ \mathrm{NaBr} + \mathrm{MnO_2} + 3\\ \mathrm{H_2SO_4} \rightarrow \mathrm{MnSO_4} + \mathrm{Br_2} + 2\\ \mathrm{H_2O} + 2\\ \mathrm{NaHSO_4}
Para ter certeza, confira rapidamente conservação de átomos (cheque resumido):
  • Na: 2 à esquerda, 2 em 2\\ \mathrm{NaHSO_4}.
  • Br: 2 à esquerda, 2 em \mathrm{Br_2}.
  • Mn: 1 1.
  • S: 3 à esquerda (em 3\\ \mathrm{H_2SO_4}), 1 em \mathrm{MnSO_4} + 2 em 2\\ \mathrm{NaHSO_4} = 3.
  • H: 6 à esquerda, 2\cdot2=4 em 2\\ \mathrm{H_2O} mais 2 em 2\\ \mathrm{NaHSO_4} total 6.
  • O: confere também (checa-se 14 de cada lado). Tudo balanceado.

Resposta

Espécie oxidada: \mathrm{Br^-} (do \mathrm{NaBr}).
Espécie reduzida: \mathrm{Mn} em \mathrm{MnO_2} (vai para \mathrm{Mn^{2+}} em \mathrm{MnSO_4}).
Agente oxidante: \mathrm{MnO_2}.
Agente redutor: \mathrm{NaBr} (especificamente \mathrm{Br^-}).
Equação balanceada: \displaystyle 2\\ \mathrm{NaBr} + \mathrm{MnO_2} + 3\\ \mathrm{H_2SO_4} \rightarrow \mathrm{MnSO_4} + \mathrm{Br_2} + 2\\ \mathrm{H_2O} + 2\\ \mathrm{NaHSO_4}

Exercícios relacionados