Para as equações abaixo escreva suas semirreações e faça o balanceamento:
b) \mathrm{Li}+\mathrm{H}_{2} \rightarrow \mathrm{Li}^{+}+\mathrm{H}

Passo 1

O enunciado pede: para a reação \mathrm{Li} + \mathrm{H}_2 \rightarrow \mathrm{Li}^{+} + \mathrm{H} escreva as semirreações (meio-reações) e faça o balanceamento.
Informações dadas: reagentes \mathrm{Li} e \mathrm{H}_2; produtos escritos no enunciado como \mathrm{Li}^{+} e \mathrm{H}.
Observação importante (para não ficar perdido): tal como está escrito, o produto \mathrm{H} como átomo neutro e apenas \mathrm{Li}^{+} como cátion tornariam a equação global carregada (não com cargas iguais de ambos os lados). Para ter uma reação redox consistente em meio apropriado e para refletir a química real do lítio com hidrogênio, vou interpretar que o hidrogênio é reduzido a íons hidrureto \mathrm{H}^{-} (isso corresponde, na prática, à formação de hidreto de lítio \mathrm{LiH}). Se você queria outra interpretação, me avise, mas vou seguir essa porque é a que torna a reação fisico-química e eletricamente possível e é a interpretação mais natural aqui.

Passo 2

Identificar quais espécies se oxidam e quais se reduzem. Explicando devagar: “oxidação” é perda de elétrons (espécie fica mais positiva) e “redução” é ganho de elétrons (espécie fica mais negativa). Olhando para os símbolos:
  • O lítio metálico tende a perder um elétron e formar \mathrm{Li}^{+}. Então ele é oxidado.
  • O hidrogênio na molécula \mathrm{H}_2 pode ganhar elétrons para formar íons \mathrm{H}^{-} (hidrureto). Então o \mathrm{H}_2 é reduzido.
Escrevemos a semirreação de oxidação (perda de elétrons) do lítio: balanceamos átomos e carga. Um átomo de lítio perde um elétron:
\mathrm{Li} \rightarrow \mathrm{Li}^{+} + e^{-}
Explicação do que aparece: à esquerda temos um átomo neutro \mathrm{Li}; à direita um cátion \mathrm{Li}^{+} e um elétron e^{-}. Átomos de Li estão balanceados (1 e 1). Cargas: esquerda 0, direita +1 + (-1) = 0 — carga também balanceada.

Passo 3

Agora a semirreação de redução (ganho de elétrons) do hidrogênio. Cada átomo de hidrogênio precisa de um elétron para se tornar \mathrm{H}^{-}. A molécula \mathrm{H}_2 tem dois átomos, então precisa de dois elétrons para formar dois íons \mathrm{H}^{-}. Escrevemos:
\mathrm{H}_2 + 2e^{-} \rightarrow 2\,\mathrm{H}^{-}
Verificação: átomos de H balanceados (2 e 2). Carga: esquerda 0 + 2(-1) = -2; direita 2(-1) = -2 — carga balanceada.

Passo 4

Agora precisamos combinar as duas semirreações de modo que os elétrons se cancelem. A semirreação de oxidação fornece 1 elétron por átomo de \mathrm{Li}; a redução consome 2 elétrons. Para cancelar, multiplicamos a semirreação de oxidação por 2:
2\mathrm{Li} \rightarrow 2\mathrm{Li}^{+} + 2e^{-}
Explicação: multiplicar por 2 significa que agora temos 2 elétrons produzidos, que vão se anular com os 2 elétrons exigidos pela redução.

Passo 5

Somamos as duas semirreações (a de oxidação já multiplicada por 2 e a de redução original). Ao somar, os 2e^{-} se cancelam:
\begin{aligned} &2\mathrm{Li} \rightarrow 2\mathrm{Li}^{+} + 2e^{-} \\\ &\mathrm{H}_2 + 2e^{-} \rightarrow 2\mathrm{H}^{-} \\\ \hline &2\mathrm{Li} + \mathrm{H}_2 \rightarrow 2\mathrm{Li}^{+} + 2\mathrm{H}^{-} \end{aligned}
Verificações rápidas: átomos — \mathrm{Li}: 2 ambos os lados; \mathrm{H}: 2 ambos os lados. Carga total: esquerda 0; direita 2(+1) + 2(-1) = 0. Tudo balanceado.

Passo 6

Interpretação química e forma molecular neutra: íons \mathrm{Li}^{+} e \mathrm{H}^{-} podem combinar formando hidreto de lítio \mathrm{LiH}. Então 2\mathrm{Li}^{+} + 2\mathrm{H}^{-} corresponde a 2\mathrm{LiH}. Assim, escrevemos a equação global equilibrada em termos de compostos neutros, que é a forma usuais dessa reação:
2\mathrm{Li} + \mathrm{H}_2 \rightarrow 2\mathrm{LiH}
Verificação final: átomos Li: 2 ambos os lados; H: 2 ambos os lados; carga: neutra em ambos os lados. Essa é a equação balanceada e corresponde à formação de hidreto de lítio a partir de lítio metálico e hidrogênio.

Passo 7

Dicas rápidas para a prova (resumindo o método usado, pra você aplicar em outras questões):
  • Identifique qual espécie é oxidada (perde elétrons) e qual é reduzida (ganha elétrons). Escreva cada semirreação separadamente.
  • Balanceie átomos que não sejam O e H primeiro (aqui Li e H), depois íons H+/H2O/ OH- se necessário (não teve aqui).
  • Balanceie cargas adicionando elétrons e^{-}.
  • Multiplique semirreações para que o número de elétrons ganhos seja igual ao número de elétrons perdidos; some e cancele elétrons.
  • Verifique átomos e cargas no resultado final. Se for conveniente, converta íons em compostos neutros (como fizemos para formar \mathrm{LiH}).
Força aí — você já consegue fazer essa técnica passo a passo; é só repetir com calma nas outras reações!

Resposta

\text{Oxidação:}\quad \mathrm{Li} \rightarrow \mathrm{Li}^{+} + e^{-}çã
\text{Redução:}\quad \mathrm{H}_2 + 2e^{-} \rightarrow 2\,\mathrm{H}^{-}çã
\text{Equação iônica balanceada:}\quad 2\mathrm{Li} + \mathrm{H}_2 \rightarrow 2\mathrm{Li}^{+} + 2\mathrm{H}^{-}çãô
\text{Equação molecular balanceada (formando hidreto de lítio):}\quad 2\mathrm{Li} + \mathrm{H}_2 \rightarrow 2\mathrm{LiH}çãí

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