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{Cu}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{HNO}_{3} \leftrightarrows \mathrm{Cu}^{2+}+\mathrm{NO}_{2} (meio ácido)

Passo 1

O enunciado pede para balancear a reação
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} + \mathrm{HNO}_{3} \;\longrightarrow\; \mathrm{Cu}^{2+} + \mathrm{NO}_{2}
em meio ácido, usando \mathrm{H}^{+} e \mathrm{H_{2}O}. Vamos aplicar o método das semi-reações: separar oxidação e redução, balancear átomos e cargas, depois juntar.

Passo 2

Escrevemos a semi-reação de oxidação (perda de elétrons), que é pura para o cobre:
\mathrm{Cu} \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+} \;+\; 2\,\mathrm{e}^{-}

Passo 3

Escrevemos a semi-reação de redução (ganho de elétrons) para o nitrato virando dióxido de nitrogênio:
\mathrm{NO}_{3}^{-} \longrightarrow \mathrm{NO}_{2}

Passo 4

Balanceamos oxigênios nessa redução adicionando moléculas de água: há 3 O em \mathrm{NO}_{3}^{-} e 2 O em \mathrm{NO}_{2}, falta 1 O no produto, então
\mathrm{NO}_{3}^{-} \longrightarrow \mathrm{NO}_{2} \;+\; \mathrm{H_{2}O}

Passo 5

Balanceamos hidrogênios adicionando prótons: o produto tem 2 H em \mathrm{H_{2}O}, então acrescentamos 2\,\mathrm{H}^{+} no reagente:
\mathrm{NO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+} \longrightarrow \mathrm{NO}_{2} + \mathrm{H_{2}O}

Passo 6

Agora ajustamos as cargas com elétrons: o lado esquerdo tem carga +1 ( -1+2), o direito é neutro, então precisamos de 1 e^{-} no lado esquerdo para igualar a carga:
\mathrm{NO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+} + \mathrm{e}^{-} \longrightarrow \mathrm{NO}_{2} + \mathrm{H_{2}O}

Passo 7

Igualamos o número de elétrons entre as semi-reações: a oxidação produz 2 e^{-} e a redução consome 1 e^{-}, então multiplicamos a redução por 2:
2\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\,\mathrm{H}^{+} + 2\,\mathrm{e}^{-} \longrightarrow 2\,\mathrm{NO}_{2} + 2\,\mathrm{H_{2}O}

Passo 8

Somamos as semi-reações cancelando os elétrons:
\begin{aligned} &\mathrm{Cu} \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^{-}\\\\ +{}&2\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\,\mathrm{H}^{+} + 2\,\mathrm{e}^{-} \longrightarrow 2\,\mathrm{NO}_{2} + 2\,\mathrm{H_{2}O}\\\ \hline &\mathrm{Cu} + 2\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\,\mathrm{H}^{+} \longrightarrow \mathrm{Cu}^{2+} + 2\,\mathrm{NO}_{2} + 2\,\mathrm{H_{2}O} \end{aligned}
Para escrever em termos de ácido nítrico molecular, lembramos que cada \mathrm{HNO_{3}} fornece \mathrm{H}^{+} e \mathrm{NO_{3}^{-}}. Precisamos de 4 \mathrm{H}^{+} e 2 \mathrm{NO_{3}^{-}}, ou seja, 4 mol de \mathrm{HNO_{3}}. Assim:
\mathrm{Cu} + 4\,\mathrm{HNO_{3}} \longrightarrow \mathrm{Cu(NO_{3})_{2}} + 2\,\mathrm{NO_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}

Passo 9

Identificamos oxidação e redução:
– Oxida-se \mathrm{Cu} (vai de 0 a +2), logo \mathrm{Cu} é o agente redutor.
– Reduz-se \mathrm{NO_{3}^{-}} (o N vai de +5 em \mathrm{NO_{3}^{-}} a +4 em \mathrm{NO_{2}}), logo \mathrm{NO_{3}^{-}} (ou \mathrm{HNO_{3}}) é o agente oxidante.

Resposta

\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} + 4\,\mathrm{HNO}_{3} \longrightarrow \mathrm{Cu(NO_{3})_{2}} + 2\,\mathrm{NO_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}
Espécie oxidada: \mathrm{Cu}
Espécie reduzida: \mathrm{NO_{3}^{-}}
Agente redutor: \mathrm{Cu}
Agente oxidante: \mathrm{NO_{3}^{-}}

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