1. A equação abaixo representa uma reação redox. Faça o balanceamento desta equação apresentando as etapas envolvidas, e forneça as informações solicitadas.
\mathrm{FeSO}_{4}+\mathrm{KI}+\mathrm{KIO}_{3}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{Fe}(\mathrm{OH})_{2}+\mathrm{K}_{2} \mathrm{SO}_{4}+\mathrm{I}_{2}
\mathrm{N}^{\circ} de elétrons transferidos (por molécula)
Agente redutor:
Agente oxidante:

Passo 1

O enunciado pede para balancear por oxirredução a reação
\mathrm{FeSO}_{4} + \mathrm{KI} + \mathrm{KIO}_{3} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; \mathrm{Fe(OH)}_{2} + \mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} + \mathrm{I}_{2}
Identificamos que o ferro não muda seu número de oxidação ( +2\to+2), então a parte redox envolve apenas o \mathrm{I}^- (de \mathrm{KI}) e o \mathrm{IO}_{3}^{-} (de \mathrm{KIO}_{3}). Vamos usar o método das semi-reações em meio básico.

Passo 2

Escrevemos as semi-reações para o par iodeto/iodo e iodato/iodo no meio básico.
Oxidação (iodeto \to iodo):
2\,\mathrm{I}^{-} \;\longrightarrow\; \mathrm{I}_{2} \;+\; 2\,\mathrm{e}^{-}
Redução (iodato \to iodeto) em meio básico:
\mathrm{IO}_{3}^{-} \;+\; 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;+\; 6\,\mathrm{e}^{-} \;\longrightarrow\; \mathrm{I}^{-} \;+\; 6\,\mathrm{OH}^{-}

Passo 3

Equalizamos o número de elétrons trocados multiplicando a semi-reação de oxidação por 3:
6\,\mathrm{I}^{-} \;\longrightarrow\; 3\,\mathrm{I}_{2} \;+\; 6\,\mathrm{e}^{-}
Agora somamos as duas semi-reações, cancelando os 6\,\mathrm{e}^{-}:
\mathrm{IO}_{3}^{-} + 6\,\mathrm{I}^{-} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; \mathrm{I}^{-} + 3\,\mathrm{I}_{2} + 6\,\mathrm{OH}^{-}
Simplificando o \mathrm{I}^{-} em excesso ( 6-1=5 iodetos consumidos):
\mathrm{IO}_{3}^{-} + 5\,\mathrm{I}^{-} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 3\,\mathrm{I}_{2} + 6\,\mathrm{OH}^{-}

Passo 4

Voltando ao molecular, agrupamos íons potássio e hidróxido:
\mathrm{KIO}_{3} + 5\,\mathrm{KI} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 3\,\mathrm{I}_{2} + 6\,\mathrm{KOH}
Para precipitar \mathrm{Fe(OH)}_{2} e formar \mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} usamos a reação espectadora:
\mathrm{FeSO}_{4} + 2\,\mathrm{KOH} \;\longrightarrow\; \mathrm{Fe(OH)}_{2} + \mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4}

Passo 5

Somando as duas reações e cancelando 2\,\mathrm{KOH} de cada lado (dos 6\,\mathrm{KOH} sobram 4\,\mathrm{KOH}, mas como não há na equação final, multiplicamos tudo por 3 para evitar frações e as KOH restantes se incorporam à estequiometria global):
Reação global final:
3\,\mathrm{FeSO}_{4} \;+\; 5\,\mathrm{KI} \;+\; \mathrm{KIO}_{3} \;+\; 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 3\,\mathrm{Fe(OH)}_{2} \;+\; 3\,\mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} \;+\; 3\,\mathrm{I}_{2}

Resposta

Equação balanceada:
3\,\mathrm{FeSO}_{4} + 5\,\mathrm{KI} + \mathrm{KIO}_{3} + 3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 3\,\mathrm{Fe(OH)}_{2} + 3\,\mathrm{K}_{2}\mathrm{SO}_{4} + 3\,\mathrm{I}_{2}
Agente redutor: \mathrm{KI}.
Nº de elétrons transferidos: 6.
Agente oxidante: \mathrm{KIO}_{3}.
Nº de elétrons transferidos: 6.

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