Complete e faça o balanceamento das seguintes equações, e identifique os agentes de oxidação e de redução:
\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}(a q)+\mathrm{Cl}_{2} \mathrm{O}_{7}(a q) \longrightarrow \mathrm{ClO}_{2}^{-}(a q)+\mathrm{O}_{2}(g) (meio ácido)

Passo 1

O enunciado pede para balancear em meio ácido a reação
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}(aq)\;+\;\mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}(aq)\;\longrightarrow\;\mathrm{ClO}_{2}^{-}(aq)\;+\;\mathrm{O}_{2}(g)
e identificar o agente de oxidação e o agente de redução.
O conteúdo que vamos usar é o método das semi-reações em meio ácido, envolvendo:
  1. Atribuição de números de oxidação para ver quem é oxidado e quem é reduzido.
  2. Escrita e balanceamento das semi-reações de oxidação e de redução (balanceando O e H com H_{2}O e H^{+}, e a carga com elétrons).
  3. Ajuste dos elétrons para soma das semi-reações e obtenção da equação global balanceada.

Passo 2

Atribuímos números de oxidação:
- Em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}, cada átomo de O está em -1.
- Em \mathrm{O}_{2}, O está em 0.
- Em \mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}, cada Cl está em +7.
- Em \mathrm{ClO}_{2}^{-}, cada Cl está em +3.
Logo,
- O do peróxido -1 0 perde elétrons: é oxidação.
- Cl do dicloroheptaóxido +7 +3 ganha elétrons: é redução.

Passo 3

Semi-reação de oxidação \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\to\mathrm{O}_{2} em meio ácido:
Escrevemos primeiro a forma não balanceada
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\longrightarrow \mathrm{O}_{2}.
Balanceamos O (já ok), depois H usando H^{+}, e a carga com elétrons:
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\longrightarrow \mathrm{O}_{2}\;+\;2\,\mathrm{H}^{+}\;+\;2\,\mathrm{e}^{-}.

Passo 4

Semi-reação de redução \mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}\to\mathrm{ClO}_{2}^{-} em meio ácido:
Escrevemos a forma inicial
\mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}\longrightarrow \mathrm{ClO}_{2}^{-}.
Cada Cl perde de +7 para +3, ou seja, cada átomo ganha 4 e^{-}, e há 2 átomos de Cl: total de 8 e^{-}. Balanceamos O com H_{2}O, H com H^{+}, e carga com e^{-}:
\mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}\;+\;6\,\mathrm{H}^{+}\;+\;8\,\mathrm{e}^{-} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{ClO}_{2}^{-}\;+\;3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.

Passo 5

Igualamos elétrons tirando o mínimo múltiplo comum (8 e^{-}):
- Oxidação produz 2 e^{-}, multiplica-se por 4
4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\longrightarrow 4\,\mathrm{O}_{2}\;+\;8\,\mathrm{H}^{+}\;+\;8\,\mathrm{e}^{-}.
- Redução já usa 8 e^{-}
\mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}\;+\;6\,\mathrm{H}^{+}\;+\;8\,\mathrm{e}^{-} \longrightarrow 2\,\mathrm{ClO}_{2}^{-}\;+\;3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
Somando-as e cancelando 8 e^{-}:
4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} \;+\; \mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7} \;+\; 6\,\mathrm{H}^{+} \;\longrightarrow\; 4\,\mathrm{O}_{2} \;+\; 8\,\mathrm{H}^{+} \;+\; 2\,\mathrm{ClO}_{2}^{-} \;+\; 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}.
Cancelamos 6\,\mathrm{H}^{+} em ambos os lados (restam 2\,\mathrm{H}^{+} do lado dos produtos) e verificamos que átomos e carga conferem. Resultado final:
4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} \;+\; \mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7} \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{ClO}_{2}^{-} \;+\; 4\,\mathrm{O}_{2} \;+\; 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;+\; 2\,\mathrm{H}^{+}.

Resposta

4 H_{2} O_{2} + C l_{2} O_{7} \to 2 Cl O_{2} ^{-}+4 O_{2} +3 H_{2}O +2 H^{+}
Agente redutor: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}
Agente oxidante: \mathrm{Cl}_{2}\mathrm{O}_{7}

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