Balancear as reações abaixo, de acordo com as condições indicadas. Em cada caso indique qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor.
; solução ácida
Passo 1
Beleza, o enunciado pede pra gente balancear, em meio ácido, a reação
Isso é um exercício de reações de oxidorredução (redox). A ideia é:
- separar em semi‐reações de oxidação e redução;
- balancear cada uma em meio ácido (átomos de O com H₂O, H com H⁺, elétrons pra carga);
- combinar pra cancelar elétrons;
- indicar quem foi oxidante e quem foi redutor.
Passo 2
Escrevendo as semi-reações (só as mudanças de oxidação):
Oxidação (enxofre de S²⁻ em CuS vai pra SO₄²⁻):
Oxidação (enxofre de S²⁻ em CuS vai pra SO₄²⁻):
Redução (nitrogênio de NO₃⁻ vai pra NO):
Passo 3
Balanceando átomos de O e H em meio ácido:
Oxidação:
(Nós colocamos 4 H₂O pra dar os 4 O do SO₄²⁻, depois ajustamos H⁺ e elétrons pra carga.)
Redução:
(Aqui 3 elétrons porque de +5 em NO₃⁻ pra +2 em NO, e água/H⁺ pra ajustar oxigênios e hidrogênios.)
Passo 4
Igualando elétrons:
- Oxidação gera 8 e⁻.
- Redução consome 3 e⁻.
Mínimo múltiplo comum = 24 e⁻.
Multiplicamos a oxidação por 3 e a redução por 8:
Oxidação ×3:
Redução ×8:
Passo 5
Somando e cancelando elétrons (24 e⁻) e ajustando H₂O e H⁺:
– Cancela 24 e⁻ de ambos os lados.
– 12 H₂O (E) − 16 H₂O (D) = 4 H₂O no produto.
– 32 H⁺ (E) − 24 H⁺ (D) = 8 H⁺ no reagente.
– 12 H₂O (E) − 16 H₂O (D) = 4 H₂O no produto.
– 32 H⁺ (E) − 24 H⁺ (D) = 8 H⁺ no reagente.
Fica:
Agora lembrando que cada S²⁻ vinha em um CuS e que sobra Cu²⁺:
Equação final balanceada:
Resposta
Reação balanceada em meio ácido:
Agente oxidante (quem é reduzido):
.
Agente redutor (quem é oxidado): .
Agente redutor (quem é oxidado):