Balanceie a seguinte equação abaixo pelo método do número de oxidação ou pelo método das semi-reações:
(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):
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
, NOX = 0. - Em
, cada H vale +1, então . - Em
, cada H = +1 e cada O = –2, logo
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⁻
P(0) → H₂PO₂⁻(+1) + e⁻
- Balancear O: há 2 O na direita, então adiciono 2 H₂O à esquerda.
- Balancear H: left ganhou 2·2=4 H, right tem 2 H em H₂PO₂⁻, então coloco 2 H⁺ na direita.
- Cargas: left = 0, right = –1 (aníon) +2 (H⁺)=+1 → pra equilibrar, adiciono 1 e⁻ na direita: –1+2–1=0.
Fica em meio ácido:
4) Passar para meio básico: adiciono 2 OH⁻ em cada lado (pra cada H⁺ um OH⁻):
$$2,\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{P} + 2,\mathrm{OH^{-}}\longrightarrow \mathrm{H_{2}PO_{2}^{-}} + 2,\mathrm{H_{2}O} + e^{-} + 2,\mathrm{OH^{-}}\boxed{\mathrm{P} + 2,\mathrm{OH^{-}} ;\longrightarrow;\mathrm{H_{2}PO_{2}^{-}} + e^{-}}$$
Passo 4
Semi-reação de redução:
P(0) + e⁻ → PH₃(–3)
P(0) + e⁻ → PH₃(–3)
- Balancear H: PH₃ tem 3 H → adiciono 3 H⁺ na esquerda.
- 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) Passar pra meio básico: adiciono 3 OH⁻ em cada lado (pra cada H⁺ um OH⁻):
$$3,\mathrm{e^{-}} + 3,\mathrm{H^{+}} + \mathrm{P} + 3,\mathrm{OH^{-}}\longrightarrow \mathrm{PH_{3}} + 3,\mathrm{OH^{-}}\boxed{3,\mathrm{e^{-}} + 3,\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{P};\longrightarrow;\mathrm{PH_{3}} + 3,\mathrm{OH^{-}}}$$
Passo 5
Agora igualamos elétrons:
- Oxidação gera 1 e⁻ → multiplico por 3.
- Redução consome 3 e⁻ → fica como está.
Multiplicada, oxidação vira:
Redução:
Somando e cancelando 3 e⁻ de cada lado:
LHS:
RHS:
Corto 3 OH⁻ de cada lado → sobra 3 OH⁻ à esquerda.
LHS:
RHS:
Corto 3 OH⁻ de cada lado → sobra 3 OH⁻ à esquerda.
Resposta
Equação balanceada em meio básico: