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{NO}_{2}{ }^{-}+\mathrm{Fe}^{3+} \leftrightarrows \mathrm{NO}_{3}{ }^{-}+\mathrm{Fe}^{2+} (meio ácido)

Passo 1

O enunciado pede para balancear em meio ácido a reação
\mathrm{NO}_{2}^{-} \;+\;\mathrm{Fe}^{3+}\;\longrightarrow\;\mathrm{NO}_{3}^{-}\;+\;\mathrm{Fe}^{2+}
usando \mathrm{H}^{+} e \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}. É um problema de reações de oxirredução, então vamos separar em semirreações de oxidação e redução, balancear átomos e cargas, e depois recombinar.

Passo 2

Escrevemos as semirreações no meio ácido com balanceamento de O, H e elétrons:
Redução (ganha 1 e–):
\mathrm{Fe}^{3+} + e^{-} \;\longrightarrow\;\mathrm{Fe}^{2+}
Oxidação (perde 2 e–):
\mathrm{NO}_{2}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\;\mathrm{NO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-}

Passo 3

Para igualar elétrons, multiplicamos a semirreação de redução por 2 e somamos:
2\bigl(\mathrm{Fe}^{3+} + e^{-} \to \mathrm{Fe}^{2+}\bigr) \quad\text{e}\quad \mathrm{NO}_{2}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \to \mathrm{NO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-}
Somando e cancelando 2\,e^{-}:
2\,\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{NO}_{2}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{NO}_{3}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+}

Passo 4

Identificamos o que oxida e o que reduz:
\mathrm{NO}_{2}^{-} passa de N( +3) em \mathrm{NO}_{2}^{-} para N( +5) em \mathrm{NO}_{3}^{-}: é oxidado e, portanto, é o agente redutor.
\mathrm{Fe}^{3+} passa de Fe( +3) para Fe( +2): é reduzido e, portanto, é o agente oxidante.

Resposta

2 \mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{NO}_{2}^{-} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \to 2 \mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{NO}_{3}^{-} +2 \mathrm{H}^{+}
Espécie oxidada: \mathrm{NO}_{2}^{-} (agente redutor).
Espécie reduzida: \mathrm{Fe}^{3+} (agente oxidante).

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