Balanceie as seguintes equações utilizando \mathrm{H}^{+}ou \mathrm{OH}^{-}e \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, indicando quais as espécies reduzem, quais oxidam e quem são os agentes oxidantes e redutores:
\mathrm{MnO}_{4}{ }^{-}+\mathrm{I}^{-} \leftrightarrows \mathrm{MnO}_{2}+\mathrm{IO}_{3}{ }^{-}(meio básico)

Passo 1

O enunciado pede para balancear a reação em meio básico
\mathrm{MnO}_{4}^{-} + \mathrm{I}^{-} \longleftrightarrow \mathrm{MnO}_{2} + \mathrm{IO}_{3}^{-}
usando meio básico (O H^{-} e H_{2}O). Vamos usar o método das semirreações, balanceando átomos e cargas em cada semirreação e, depois, identificando oxidante e redutor.

Passo 2

Escrevemos as duas semirreações não balanceadas:
redução:
\mathrm{MnO}_{4}^{-} \longrightarrow \mathrm{MnO}_{2}
oxidação:
\mathrm{I}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-}

Passo 3

Balanceamos a semirreação de redução em meio básico:
1) equilibrar O adicionando H_{2}O:
\mathrm{MnO}_{4}^{-} \longrightarrow \mathrm{MnO}_{2} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
2) equilibrar H adicionando H^{+}:
4\,\mathrm{H}^{+} + \mathrm{MnO}_{4}^{-} \longrightarrow \mathrm{MnO}_{2} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
3) equilibrar carga adicionando elétrons:
4\,\mathrm{H}^{+} + \mathrm{MnO}_{4}^{-} + 3\,e^{-} \longrightarrow \mathrm{MnO}_{2} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
4) passar para meio básico ( H^{+} + O H^{-} \to H_{2}O) e simplificar:
\mathrm{MnO}_{4}^{-} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 3\,e^{-} \longrightarrow \mathrm{MnO}_{2} + 4\,\mathrm{OH}^{-}

Passo 4

Balanceamos a semirreação de oxidação em meio básico:
1) equilibrar O adicionando H_{2}O:
3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{I}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-}
2) equilibrar H adicionando H^{+}:
3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{I}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-} + 6\,\mathrm{H}^{+}
3) equilibrar carga adicionando elétrons:
3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{I}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-} + 6\,\mathrm{H}^{+} + 6\,e^{-}
4) passar para meio básico e simplificar:
\mathrm{I}^{-} + 6\,\mathrm{OH}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 6\,e^{-}

Passo 5

Igualamos elétrons (multiplicamos a redução por 2 para ter 6 e^{-}) e somamos:
redução \times 2:
2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-} + 4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 6\,e^{-} \longrightarrow 2\,\mathrm{MnO}_{2} + 8\,\mathrm{OH}^{-}
oxidação:
\mathrm{I}^{-} + 6\,\mathrm{OH}^{-} \longrightarrow \mathrm{IO}_{3}^{-} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + 6\,e^{-}
somando e cancelando e^{-}, H_{2}O e O H^{-} em excesso, obtemos:
2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-} + \mathrm{I}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \longrightarrow 2\,\mathrm{MnO}_{2} + \mathrm{IO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{OH}^{-}

Passo 6

Na reação final
2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-} + \mathrm{I}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \longrightarrow 2\,\mathrm{MnO}_{2} + \mathrm{IO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{OH}^{-}
a espécie que se reduz (ganha elétrons) é \mathrm{MnO}_{4}^{-} e a que se oxida (perde elétrons) é \mathrm{I}^{-}.
Portanto, o agente oxidante (aquele que oxida outro) é \mathrm{MnO}_{4}^{-} e o agente redutor (aquele que reduz outro) é \mathrm{I}^{-}.

Resposta

2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-} + \mathrm{I}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \longrightarrow 2\,\mathrm{MnO}_{2} + \mathrm{IO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{OH}^{-}
Espécie reduzida: \mathrm{MnO}_{4}^{-}
Espécie oxidada: \mathrm{I}^{-}
Agente oxidante: \mathrm{MnO}_{4}^{-}
Agente redutor: \mathrm{I}^{-}

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