Balanceie a seguinte equação abaixo pelo método do número de oxidação ou pelo método das semi-reações:
P PH3+(H2 PO2)^- (meio básico)

Passo 1

Beleza, o enunciado pede pra gente balancear esta reação em meio básico usando o método das semi-reações (ou número de oxidação):
P;longrightarrow;PH3 ;+;l(H2PO2r)^-
Conteúdo: reações de oxirredução, atribuição de números de oxidação (NOX), quebra em semi-reações, equilíbrio de átomos e cargas com H₂O, H⁺/OH⁻ e elétrons. Vamos precisar:
1) descobrir pra onde o P vai (oxidação e redução);
2) escrever cada meia-reação;
3) balancear átomos de H e O (com água e íons);
4) converter H⁺ em OH⁻ (por causa do meio básico);
5) igualar elétrons, somar tudo e simplificar.

Passo 2

Atribuindo NOX ao P em cada espécie:
  • Na substância simples P, NOX = 0.
  • Em PH3, cada H vale +1, então x + 3cdot(+1)=0implies x=-3.
  • Em H2PO2^-, cada H = +1 e cada O = –2, logo 2cdot(+1)+x+2cdot(-2)=-1;Longrightarrow;x=+1
    Logo o P faz disproporcionação: parte cai de 0 para –3 (redução) e parte sobe de 0 para +1 (oxidação).

Passo 3

Semi-reação de oxidação:
P(0) → H₂PO₂⁻(+1) + e⁻
  1. Balancear O: há 2 O na direita, então adiciono 2 H₂O à esquerda.
  2. Balancear H: left ganhou 2·2=4 H, right tem 2 H em H₂PO₂⁻, então coloco 2 H⁺ na direita.
  3. Cargas: left = 0, right = –1 (aníon) +2 (H⁺)=+1 → pra equilibrar, adiciono 1 e⁻ na direita: –1+2–1=0.
    Fica em meio ácido: 2,H2O + P ;longrightarrow;H2PO2^- + 2,H^+ + e^-
    4) Passar para meio básico: adiciono 2 OH⁻ em cada lado (pra cada H⁺ um OH⁻):
    $$2,\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{P} + 2,\mathrm{OH^{-}}\longrightarrow \mathrm{H_{2}PO_{2}^{-}} + 2,\mathrm{H_{2}O} + e^{-} + 2,\mathrm{OH^{-}} 2,H2O + P + 2,OH^- longrightarrow H2PO2^- + 2,H2O + e^- + 2,OH^-áí\boxed{\mathrm{P} + 2,\mathrm{OH^{-}} ;\longrightarrow;\mathrm{H_{2}PO_{2}^{-}} + e^{-}}$$

Passo 4

Semi-reação de redução:
P(0) + e⁻ → PH₃(–3)
  1. Balancear H: PH₃ tem 3 H → adiciono 3 H⁺ na esquerda.
  2. Carga: left = +3 (3 H⁺) + (–1 de e⁻) = +2, right = 0 → preciso de 3 e⁻ na esquerda pra ficar neutro: +3–3=0.
    Fica em meio ácido: 3,e^- + 3,H^+ + P ;longrightarrow; PH3
    3) Passar pra meio básico: adiciono 3 OH⁻ em cada lado (pra cada H⁺ um OH⁻):
    $$3,\mathrm{e^{-}} + 3,\mathrm{H^{+}} + \mathrm{P} + 3,\mathrm{OH^{-}}\longrightarrow \mathrm{PH_{3}} + 3,\mathrm{OH^{-}} 3,e^- + 3,H^+ + P + 3,OH^- longrightarrow PH3 + 3,OH^-\boxed{3,\mathrm{e^{-}} + 3,\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{P};\longrightarrow;\mathrm{PH_{3}} + 3,\mathrm{OH^{-}}}$$

Passo 5

Agora igualamos elétrons:
  • Oxidação gera 1 e⁻ → multiplico por 3.
  • Redução consome 3 e⁻ → fica como está.
Multiplicada, oxidação vira:
3,P + 6,OH^- ;longrightarrow;3,H2PO2^- + 3,e^-
Redução:
3,e^-+3,H2O + P ;longrightarrow;PH3 + 3,OH^-
Somando e cancelando 3 e⁻ de cada lado:
LHS: 3P + 6,OH^- + 3,H2O + P = 4P + 6,OH^- + 3,H2O
RHS: 3,H2PO2^- + PH3 + 3,OH^-
Corto 3 OH⁻ de cada lado → sobra 3 OH⁻ à esquerda.

Resposta

Equação balanceada em meio básico:
boxed4,P ;+;3,H2O;+;3,OH^- ;longrightarrow; 3,H2PO2^-;+;PH3

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