O cobre é uma substância que possui elevado potencial de redução e no seu estado metálico sofre pouco em termos de oxidação frente a ácidos, não sendo oxidado pela maioria deles. Todavia, ele é oxidado na presença de ácido nítrico, conforme mostra a equação não balanceada de uma das possíveis reações:
Após o balanceamento da equação com os coeficientes estequiométricos (menores números inteiros) a soma destes coeficientes será igual a?
Após o balanceamento da equação com os coeficientes estequiométricos (menores números inteiros) a soma destes coeficientes será igual a?
Passo 1
Enunciado e o que é pedido: temos a reação não balanceada
O que nos pedem: encontrar os coeficientes estequiométricos inteiros mínimos que balanceiam essa equação e, em seguida, informar a soma desses coeficientes. Informações dadas relevantes: todas as espécies químicas (metal cobre sólido, ácido nítrico aquoso, nitrato de cobre(II) aquoso, óxido nítrico gasoso e água líquida).
Passo 2
Primeiro passo concreto: olhar as mudanças de oxidação para identificar quem é oxidado e quem é reduzido. Vamos calcular números de oxidação (NOX) aproximados:
- Em
o cobre é elemento no estado livre, então . - Em
o cobre está como , então . - No ânion nitrato
o nitrogênio tem . - Em
(óxido nítrico) o nitrogênio tem .
Conclusão: cobre é oxidado de
para
(perde elétrons). Nitrogênio é reduzido de
para
(ganha elétrons). Então temos uma reação redox típica, e vamos balancear por meio das semi‑reações.
Passo 3
Escrever a semi‑reação de oxidação (cobre):
Explicação: o cobre metálico vira íon
liberando
elétrons — isso é exatamente o significado de oxidação.
Passo 4
Agora a semi‑reação de redução (nitrato
virando
). Começamos com a espécie iônica porque em solução ácida o ácido nítrico fornece
e
:
Balanceamos oxigênios adicionando águas: do lado esquerdo temos
O, do lado direito
O em
, então adicionamos
ao lado direito:
Agora balanceamos hidrogênios: há
H no lado direito (das
), então adicionamos
ao lado esquerdo:
Por fim, balanceamos cargas adicionando elétrons. Carga do lado esquerdo:
. Lado direito:
. Para igualar, adicionamos
ao lado esquerdo (porque é uma redução, elétrons entram no lado dos reagentes):
Esta é a semi‑reação de redução balanceada em meio ácido. Observe que ela consome
elétrons.
Passo 5
Igualar o número de elétrons para somar as semi‑reações. A oxidação libera
por átomo de Cu; a redução consome
por
. O mínimo múltiplo comum de
e
é
. Então multiplicamos:
- Multiplicar a semi‑reação de oxidação por
:
- Multiplicar a semi‑reação de redução por
:
Passo 6
Somar as duas semi‑reações multiplicadas; os
se cancelam:
Isto é o balanço iônico total em solução ácida. Ainda precisamos retornar à forma molecular original com
e
.
Passo 7
Converter de volta para espécies moleculares. Observação importante: em solução aquosa
se dissocia em
, e
em
. Na equação iônica temos
no produto: para formar
precisamos de
por cada
. Para
são necessários
ligados como nitratos nos sais. Além disso, a redução consumiu
(veja o termo
no reagente da equação iônica). Então o total de íons
necessários do reagente é
. Esses vêm de
moléculas de
, que também fornecem os
exigidos pela semi‑reação de redução. Assim, reescrevendo tudo em termos moleculares:
Passo 8
Verificação rápida de átomos e cargas (checar se está realmente balanceado):
- Cobre:
à esquerda, à direita. - Nitrogênio:
à esquerda (em ); à direita: em mais em — total . - Hidrogênio:
à esquerda; direita: tem hidrogênios. - Oxigênio:
à esquerda; à direita: tem , mais tem , mais tem → total .
Tudo confere, então a equação molecular balanceada está correta.
Passo 9
Coeficientes inteiros mínimos na ordem apresentada no enunciado (para
) são:
Somando-os:
Resposta
20