Complete e balanceie as seguintes reações em meio aquoso ácido:
\mathrm{S}_{2} \mathrm{O}_{3}{ }^{2-}+\mathrm{I}_{3}{ }^{-} \longrightarrow \mathrm{S}_{4} \mathrm{O}_{6}{ }^{2-}+\mathrm{I}^{-}

Passo 1

O enunciado pede para completar e balancear a reação em meio aquoso ácido. A reação dada é:
\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}}+\mathrm{I_{3}^{-}}\longrightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}}+\mathrm{I^{-}}
Informações relevantes dadas:
\text{reagentes: }\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}}\text{ e }\mathrm{I_{3}^{-}}
\text{produtos: }\mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}}\text{ e }\mathrm{I^{-}}
O meio é aquoso e ácido (mas pode ser que não seja necessário adicionar \mathrm{H^{+}} ou \mathrm{H_{2}O} se os átomos já estiverem balanceados). O objetivo é obter a equação química balanceada, verificando conservação de massa e de carga.

Passo 2

Vamos identificar como os átomos mudam de estado de oxidação para montar as meias-reações. Primeiro calculamos estados de oxidação médios.
Para \mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} (tiossulfato), seja x o estado médio do enxofre:
2x + 3(-2) = -2 \quad\Rightarrow\quad 2x -6 = -2 \quad\Rightarrow\quad 2x = 4 \quad\Rightarrow\quad x = +2.
Ou seja, o enxofre tem estado médio +2 nessa espécie (na prática há dois enxofres com estados diferentes, mas o cálculo médio basta aqui).
Para \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} (tetrationato), seja y o estado médio do enxofre:
4y + 6(-2) = -2 \quad\Rightarrow\quad 4y -12 = -2 \quad\Rightarrow\quad 4y = 10 \quad\Rightarrow\quad y = +2{,}5.
Portanto o estado médio do enxofre aumenta de +2 para +2{,}5 — houve oxidação (perda de elétrons) dos enxofres ao formar o tetrationato.
Para \mathrm{I_{3}^{-}} para \mathrm{I^{-}}: a espécie \mathrm{I_{3}^{-}} reduz-se formando \mathrm{I^{-}}. A meia-reação clássica é
\mathrm{I_{3}^{-}} + 2e^{-} \rightarrow 3\,\mathrm{I^{-}},
pois incorpora elétrons e produz iodeto.

Passo 3

Agora montamos a meia-reação de oxidação do tiossulfato em termos práticos. Para que 4 átomos de enxofre (dois íons \mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}}) formem o tetrationato (que tem 4 enxofres), escrevemos:
2\,\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} \rightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} + ne^{-}
Precisamos encontrar n (o número de elétrons liberados). Usando as médias de estados de oxidação: 4 enxofres vão de 4\times(+2)=+8 para 4\times(+2{,}5)=+10. Aumentou +2 na somatória dos números de oxidação, portanto foram perdidos 2 elétrons no total. Logo n=2 e a meia-oxidação é:
2\,\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} \rightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} + 2\,e^{-}.
Verificação rápida de cargas e átomos: à esquerda a carga total é 2\times(-2)=-4; à direita a carga é -2 (do \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}}) mais 2\times(-1) dos elétrons = -4. Átomos também balanceados (S:4, O:6).

Passo 4

Escrevemos a meia-reação de redução do triiodeto para iodeto, conhecida e simples:
\mathrm{I_{3}^{-}} + 2\,e^{-} \rightarrow 3\,\mathrm{I^{-}}.
Verificação: átomos de iodo balanceados (3 de cada lado). Carga: à esquerda -1 + (-2) = -3; à direita 3\times(-1) = -3. Tudo ok.

Passo 5

Agora combinamos as duas meias-reações. Ambas envolvem 2\,e^{-}, então podemos somá-las diretamente para cancelar os elétrons:
Meia-oxidação:
2\,\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} \rightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} + 2\,e^{-}
Meia-redução:
\mathrm{I_{3}^{-}} + 2\,e^{-} \rightarrow 3\,\mathrm{I^{-}}
Somando termo a termo, os 2\,e^{-} se cancelam e obtemos a equação global:
2\,\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} + \mathrm{I_{3}^{-}} \rightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} + 3\,\mathrm{I^{-}}.

Passo 6

Verificações finais — conservação de massa e carga:
Átomos:
\text{S: }2\times2=4 \text{ à esquerda},\quad 4 \text{ no }\mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}}\text{ à direita.}àà
\text{O: }2\times3=6 \text{ à esquerda},\quad 6 \text{ na fórmula }\mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}}\text{ à direita.}àóà
\text{I: }3 \text{ à esquerda (em }\mathrm{I_{3}^{-}}\text{)},\quad 3 \text{ à direita (em }3\,\mathrm{I^{-}}\text{).}àà
Cargas:
\text{Esquerda: }2\times(-2) + (-1) = -4 -1 = -5.
\text{Direita: }(-2) + 3\times(-1) = -2 -3 = -5.
Carga total conservada. Observação: apesar do meio ácido, não foi necessário adicionar \mathrm{H^{+}} ou \mathrm{H_{2}O} porque oxigênios e hidrogênios já estavam balanceados entre reagentes e produtos.

Passo 7

Dica prática para prova (resumindo o método que usei, passo a passo que você pode repetir):
  1. Calcule estados de oxidação médios para identificar quais espécies se oxidam e se reduzem.
  2. Escreva as meias-reações (oxidação e redução).
  3. Balanceie átomos que não sejam H e O primeiro nas meias-reações; depois use \mathrm{H_{2}O} e \mathrm{H^{+}} se necessário (aqui não foi preciso).
  4. Balanceie as cargas adicionando elétrons \mathrm{e^{-}}.
  5. Multiplique as meias-reações para igualar o número de elétrons e some-as.
  6. Verifique massa e carga no resultado final.
Você conseguiu — com esse método fica bem mecânico: identifica quem perde elétrons, quem ganha, monta as meias-reações e junta. Vai dar certo na prova!

Resposta

2\,\mathrm{S_{2}O_{3}^{2-}} + \mathrm{I_{3}^{-}} \rightarrow \mathrm{S_{4}O_{6}^{2-}} + 3\,\mathrm{I^{-}}

Exercícios relacionados