Escreva as semi-reações para:
gás oxigênio em contato com íons hidróxido na água;

Passo 1

O enunciado pede: escrever as semi-reações (meio-reações) que envolvem o gás oxigênio quando ele está em contato com íons hidróxido na água.
Informações úteis que já temos do enunciado:
  • A espécie gasosa é \mathrm{O_2}.
  • O meio contém íons hidróxido: \mathrm{OH^-}.
  • O solvente é água: \mathrm{H_2O}.
  • Querem as semi-reações (metade de reações de oxirredução) apropriadas para meio básico/álcalino.

Passo 2

O que é uma semi-reação e como vamos balanceá-la de forma didática.
  • Semi-reação é a parte de uma reação redox que mostra só a redução (ganho de elétrons) ou só a oxidação (perda de elétrons). Em eletrólise/pilhas geralmente escrevemos ambas e somamos para obter a reação total.
  • Em meio básico (com \mathrm{OH^-}) a técnica prática é:
    1. Balancear átomos que não sejam H e O.
    2. Balancear oxigênios adicionando \mathrm{H_2O}.
    3. Balancear hidrogênios adicionando \mathrm{H^+}.
    4. Balancear cargas adicionando elétrons e^-.
    5. Converter o balanço para meio básico: para cada \mathrm{H^+} adicionado, acrescentar a mesma quantidade de \mathrm{OH^-} em ambos os lados; combinar \mathrm{H^+} com \mathrm{OH^-} formando \mathrm{H_2O} e simplificar.
Vou usar essa rota (balancear em ácido e depois converter para básico) porque é um método sistemático e evita confusões.

Passo 3

Balanceamento da redução completa ( \mathrm{O_2} sendo reduzido a água ou a \mathrm{OH^-}) — procedimento passo a passo.
  1. Escreve-se a semi-reação esqueleto (redução de \mathrm{O_2} para espécie contendo H e O):
\mathrm{O_2 \longrightarrow \; ?}
  1. Em meio ácido a redução mais comum do oxigênio é para água:
\mathrm{O_2 \longrightarrow H_2O}
Balanceando em ácido:
  • Oxigênio: \mathrm{O_2} tem 2 O, \mathrm{H_2O} tem 1 O → colocar coeficiente 2 em \mathrm{H_2O} no produto:
\mathrm{O_2 \longrightarrow 2\,H_2O}
  • Hidrogênios: produto tem 2\times2=4 H → adicionar 4\,\mathrm{H^+} no reagente:
\mathrm{4\,H^+ + O_2 \longrightarrow 2\,H_2O}
  • Carga: reagente tem carga +4 (dos 4\,\mathrm{H^+}), produto é neutro → adicionar 4\,e^- no reagente para equilibrar carga do lado esquerdo para o direito (lembrando que estamos fazendo redução, então elétrons aparecem no reagente):
\mathrm{4\,e^- + 4\,H^+ + O_2 \longrightarrow 2\,H_2O}
  1. Converter para meio básico: adicionar 4\,\mathrm{OH^-} em ambos os lados para neutralizar os 4\,\mathrm{H^+}:
\mathrm{4\,e^- + 4\,H^+ + O_2 + 4\,OH^- \longrightarrow 2\,H_2O + 4\,OH^-}
Combinar 4\,\mathrm{H^+} + 4\,\mathrm{OH^-} \to 4\,H_2O no lado esquerdo:
\mathrm{4\,e^- + 4\,H_2O + O_2 \longrightarrow 2\,H_2O + 4\,OH^-}
Simplificar subtraindo 2\,H_2O de ambos os lados:
\mathrm{4\,e^- + 2\,H_2O + O_2 \longrightarrow 4\,OH^-}
Rearranjando os termos para a forma usual:
\mathrm{O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^- \longrightarrow 4\,OH^-}
Essa é a semi-reação de redução do oxigênio em meio básico (transferência de 4 elétrons).

Passo 4

Escrever a semi-reação de oxidação correspondente (a inversa):
A oxidação que corresponde à evolução de oxigênio a partir de \mathrm{OH^-} é simplesmente a inversa da semi-reação de redução acima. Invertendo-se a direção:
\mathrm{4\,OH^- \longrightarrow O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^-}
Essa é a semi-reação de evolução de oxigênio (oxidação do hidróxido) em meio básico.

Passo 5

Existem caminhos alternativos (2 elétrons) que produzem espécies intermediárias — é bom conhecer porque às vezes, dependendo do catalisador, ocorre redução parcial do \mathrm{O_2} a ânions peróxido/hidroperóxido. Dois exemplos úteis em meio alcalino:
  1. Redução em 2 elétrons formando o íon hidroperóxido ( \mathrm{HO_2^-}):
    Balanceada em meio básico:
\mathrm{O_2 + H_2O + 2\,e^- \longrightarrow HO_2^- + OH^-}
(Nessa semi-reação o oxigênio ganha 2 elétrons formando \mathrm{HO_2^-}.)
  1. Se o peróxido se protonar (meio ácido ou posterior transformação), forma-se \mathrm{H_2O_2}; em básico a conversão relacionada pode ser escrita, mas a semi-reação acima já mostra a via de 2 elétrons típica em alcalino.

Passo 6

Observações práticas e quando aparece cada uma:
  • A via de 4 elétrons ( \mathrm{O_2 + 2H_2O + 4e^- \to 4OH^-}) é a desejada em muitas aplicações (pilhas a combustível, redução direta do oxigênio) porque dá água/ \mathrm{OH^-} sem produzir peróxidos indesejados.
  • A via de 2 elétrons ( \mathrm{O_2 + H_2O + 2e^- \to HO_2^- + OH^-}) ocorre frequentemente quando o catalisador ou eletrodo favorece transferência parcial; resulta em \mathrm{HO_2^-} (ou \mathrm{H_2O_2} após protonação), que pode ser indesejável ou útil dependendo da reação.
  • A semi-reação de oxidação mostrada ( \mathrm{4OH^- \to O_2 + 2H_2O + 4e^-}) é a reação de evolução de oxigênio em eletrólise alcalina.

Resposta

\mathrm{O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^- \longrightarrow 4\,OH^-}
\mathrm{4\,OH^- \longrightarrow O_2 + 2\,H_2O + 4\,e^-}
\mathrm{O_2 + H_2O + 2\,e^- \longrightarrow HO_2^- + OH^-}

Exercícios relacionados