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{H}_{2} \mathrm{O}_{2}+\mathrm{I}^{-} \leftrightarrows \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} (meio básico)

Passo 1

O enunciado pede para balancear a reação
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+\mathrm{I}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
em meio básico, usando \mathrm{OH}^{-} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, e em seguida identificar quem é oxidado, reduzido, agente oxidante e agente redutor. Para isso vamos escrever as semi-reações de oxidação e redução, balanceá-las em meio básico, igualar os elétrons e somar.

Passo 2

Escrevemos as semi-reações não balanceadas:
Oxidação (iodeto para hipoiodito):
\mathrm{I}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}
Redução (peróxido de hidrogênio para água):
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\longrightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}

Passo 3

Balanceamos cada semi-reação em meio básico:
  1. Oxidação:
    a) balancear oxigênios e hidrogênios com \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{OH}^{-}:
\mathrm{I}^{-}+2\,\mathrm{OH}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
b) balancear carga com elétrons: sobra carga -2 do lado esquerdo e -1 no direito, então acrescentamos 2e^{-} no produto:
\mathrm{I}^{-}+2\,\mathrm{OH}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}+2\,e^{-}
  1. Redução:
    a) balancear átomos com água e hidróxidos:
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\longrightarrow 2\,\mathrm{OH}^{-}
b) balancear carga com elétrons: a direita tem carga -2, então adicionamos 2e^{-} no reagente:
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+2\,e^{-}\longrightarrow 2\,\mathrm{OH}^{-}

Passo 4

Igualamos o número de elétrons (são 2e^{-} em cada semi-reação) e somamos termo a termo, cancelando \mathrm{OH}^{-} e e^{-}:
\begin{aligned} &\mathrm{I}^{-}+2\,\mathrm{OH}^{-}\;+\;\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+2\,e^{-}\\\ &\quad\longrightarrow\;\mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}+2\,e^{-}+2\,\mathrm{OH}^{-} \end{aligned}
Cancelando 2\,e^{-} e 2\,\mathrm{OH}^{-} em ambos os lados, fica
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+\mathrm{I}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
que é a equação global já balanceada.

Passo 5

Analisando as semi-reações:
  • Iodeto perde elétrons ( \mathrm{I}^{-}\to \mathrm{IO}^{-}+2e^{-}), logo iodeto é oxidado.
  • Peróxido ganha elétrons ( \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+2e^{-}\to 2\,\mathrm{OH}^{-}), logo \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} é reduzido.
    Assim, o agente oxidante (o que recebe elétrons) é \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} e o agente redutor (o que doa elétrons) é \mathrm{I}^{-}.

Resposta

\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}+\mathrm{I}^{-}\longrightarrow \mathrm{IO}^{-}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
Oxidado: \mathrm{I}^{-}
Reduzido: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}
Agente oxidante: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}
Agente redutor: \mathrm{I}^{-}

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