Efetue o balanceamento das equações para condições ácidas.
Ti^+3+[Fe(CN)8]^-3+H2 O rightarrow[TiO2]^+2+[Fe(CN)s]^-4+H^+

Passo 1

Beleza, vamos lá! Você me passou uma equação química que precisa ser balanceada em condições ácidas. Isso faz parte da matéria de Reações Redox, onde a gente equilibra as reações de oxidação e redução. Para resolver isso, vamos precisar identificar quais elementos estão sendo oxidados e reduzidos, separar em meias-reações, e ajustar os coeficientes para que tudo fique equilibrado.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar os estados de oxidação de cada elemento na reação. Isso ajuda a entender quem está perdendo ou ganhando elétrons.
  • Titânio (Ti⁺3): Está com carga +3.
  • Ferro no [Fe(CN)₈]⁻³: Vamos calcular o estado de oxidação do ferro. Cada CN⁻ tem carga -1, e há 8 deles: 8 × (-1) = -8. A carga total do complexo é -3, então o ferro deve estar com +5 (porque +5 + (-8) = -3).
  • No [TiO₂]²⁺: O oxigênio geralmente tem -2. São 2 O, totalizando -4. A carga total é +2, então o titânio está com +6.
  • No [Fe(CN)ₛ]⁻⁴: Novamente, cada CN⁻ tem -1, e com 4 no complexo, totaliza -4. Então, o ferro aqui está com +0 (porque +0 + (-4) = -4).

Passo 3

Agora que sabemos os estados de oxidação, identificamos o que está sendo oxidado e reduzido:
  • Titânio: Vai de +3 para +6 → está sendo oxidado (perde elétrons).
  • Ferro: Vai de +5 para 0 → está sendo reduzido (ganha elétrons).

Passo 4

Vamos escrever as meias-reações de oxidação e redução separadamente.
Meia-reação de Oxidação:
Ti^+3 [TiO2]^+2
Meia-reação de Redução:
[Fe(CN)8]^-3 [Fe(CN)s]^-4

Passo 5

Agora, vamos balancear cada meia-reação. Primeiro, garantimos que os átomos que não sejam H e O estejam balanceados.
Oxidação (Ti):
  • Titânio está balanceado: 1 Ti de cada lado.
Redução (Fe):
  • O ferro já está balanceado: 1 Fe de cada lado.

Passo 6

Em seguida, balanceamos os átomos de oxigênio adicionando água (H₂O) quando necessário.
Oxidação (Ti):
  • No lado dos produtos, temos 2 O. Então, adicionamos 2 H₂O no lado dos reagentes para balancear:
Ti^+3 + 2 H2O [TiO2]^+2
Redução (Fe):
  • Não há oxigênio a ser balanceado aqui.

Passo 7

Balanceamos os átomos de hidrogênio adicionando íons H⁺ quando necessário.
Oxidação (Ti):
  • No lado dos reagentes, temos 2 H₂O (total de 4 H). Então, adicionamos 4 H⁺ no lado dos produtos:
Ti^+3 + 2 H2O [TiO2]^+2 + 4 H^+
Redução (Fe):
  • Não há hidrogênio a ser balanceado aqui.

Passo 8

Agora, balanceamos as cargas adicionando elétrons (e⁻).
Oxidação (Ti):
  • Carga total no reagente: +3
  • Carga total no produto: +2 + 4(+1) = +6
  • Para balancear, adicionamos 3 elétrons no lado dos produtos:
Ti^+3 + 2 H2O [TiO2]^+2 + 4 H^+ + 3 e^-
Redução (Fe):
  • Carga total no reagente: -3
  • Carga total no produto: -4
  • Para balancear, adicionamos 1 elétron no lado dos reagentes:
[Fe(CN)8]^-3 + 1 e^- [Fe(CN)s]^-4

Passo 9

Agora, igualamos o número de elétrons nas duas meias-reações. A oxidação libera 3 e⁻, e a redução consome 1 e⁻. Vamos multiplicar a meia-reação de redução por 3 para igualar:
Oxidação (Ti):
Ti^+3 + 2 H2O [TiO2]^+2 + 4 H^+ + 3 e^-
Redução (Fe) × 3:
3 [Fe(CN)8]^-3 + 3 e^- 3 [Fe(CN)s]^-4

Passo 10

Agora, somamos as duas meias-reações, cancelando os elétrons:
Ti^+3 + 2 H2O + 3 [Fe(CN)8]^-3 [TiO2]^+2 + 4 H^+ + 3 [Fe(CN)s]^-4

Resposta

A equação balanceada em condições ácidas fica:
Ti^+3 + 2 H2O + 3 [Fe(CN)8]^-3 rightarrow [TiO2]^+2 + 4 H^+ + 3 [Fe(CN)s]^-4

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