Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{Ba}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{OH}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Ba}\left(\mathrm{ClO}_{2}\right)_{2(\mathrm{~s})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}

Passo 1

O enunciado dá a reação não balanceada:
\mathrm{Ba}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{OH}^{-}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})}\rightarrow \mathrm{Ba}\bigl(\mathrm{ClO}_{2}\bigr)_{2(\mathrm{s})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{g})}
O que é pedido:
  1. Balancear essa equação química.
  2. Indicar o agente redutor e o agente oxidante.
Informações relevantes que o enunciado dá (lista de reagentes e produtos):
  • Reagentes: \mathrm{Ba}^{2+}_{(\mathrm{aq})}, \mathrm{OH}^{-}_{(\mathrm{aq})}, \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})}, \mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})}.
  • Produtos: \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2{}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}, \mathrm{O}_2{}_{(\mathrm{g})}.

Passo 2

Vamos identificar o que muda de oxidação entre reagentes e produtos — isso nos diz quem é oxidado e quem é reduzido.
  1. Oxidação do cloro:
    • No \mathrm{ClO}_2 (dióxido de cloro, molécula neutra) cada oxigênio tem normalmente oxidação -2. Com duas O, total de oxigênio é -4. Para que a soma seja 0, o cloro tem oxidação +4.
    • No íon \mathrm{ClO}_2^- (presente no sal \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2) a carga total é -1. Com dois O contribuindo -4, o cloro fica com oxidação +3.
    • Conclusão: o cloro passa de +4 em \mathrm{ClO}_2 para +3 em \mathrm{ClO}_2^-. Isso é uma redução (ganho de elétron).
  2. Oxidação do peróxido:
    • No \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 cada oxigênio tem oxidação -1.
    • No \mathrm{O}_2 o oxigênio tem oxidação 0.
    • Passagem de -1 para 0 é perda de elétrons, ou seja, oxidação do oxigênio contido em \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2.
Portanto, já fica claro quais espécies estão envolvidas no processo de oxirredução:
  • \mathrm{ClO}_2 é o agente oxidante (ele é reduzido).
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 é o agente redutor (ele é oxidado).

Passo 3

Vamos montar as semi-reações de oxidação e redução e balanceá-las no meio básico (pois aparece \mathrm{OH}^-).
Redução (ClO2 → ClO2^-):
  • Atômica: Cl e O já balanceados (um Cl, dois O em ambos os lados).
  • Carga: \mathrm{ClO}_2 é neutro (0), \mathrm{ClO}_2^- tem carga -1. Para equilibrar carga, adicionamos um elétron ao lado que precisa ficar mais negativo.
  • Semi-reação balanceada (já correta em átomos e carga):
\mathrm{e}^{-} + \mathrm{ClO}_{2} \rightarrow \mathrm{ClO}_{2}^{-}
Explicação: adicionando \mathrm{e}^- ao lado esquerdo, a carga esquerda fica -1 (do elétron) e direita já é -1, então fica OK.
Oxidação ( \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 \mathrm{O}_2):
  • Primeiro escrevemos a forma ácida conhecida e depois passamos para meio básico.
  • Em meio ácido a oxidação seria:
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 \rightarrow \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{e}^-
  • Para converter para meio básico, adicionamos 2\mathrm{OH}^- a ambos os lados para neutralizar os 2\mathrm{H}^+:
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\mathrm{OH}^- \rightarrow \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\mathrm{e}^-
  • Verificação rápida: átomos e cargas conferem — H: esquerda 2+2\cdot1=4, direita 2\cdot2=4; O: esquerda 2+2=4, direita 2+2=4; cargas: esquerda -2, direita -2 (pelos 2 elétrons). Está balanceada.

Passo 4

Agora ajustamos os elétrons entre as semi-reações para que se cancelem ao somar.
  • A semi-reação de redução consome 1 elétron por \mathrm{ClO}_2.
  • A semi-reação de oxidação libera 2 elétrons por \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2.
Multiplicamos a semi-reação de redução por 2 para igualar elétrons:
2\mathrm{e}^- + 2\mathrm{ClO}_2 \rightarrow 2\mathrm{ClO}_2^-

Passo 5

Somamos as duas semi-reações (a de oxidação e a de redução multiplicada) e cancelamos os elétrons:
\begin{aligned} &\bigl(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\mathrm{OH}^- \rightarrow \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\mathrm{e}^-\bigr)\\\\ +{}&\bigl(2\mathrm{e}^- + 2\mathrm{ClO}_2 \rightarrow 2\mathrm{ClO}_2^-\bigr) \end{aligned}
Ao somar e cancelar 2\mathrm{e}^- obtemos:
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\mathrm{OH}^- + 2\mathrm{ClO}_2 \rightarrow \mathrm{O}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\mathrm{ClO}_2^-

Passo 6

Agora incorporamos o íon \mathrm{Ba}^{2+} e formamos o sal sólido \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2.
  • Observação: para formar \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2 precisamos de dois íons \mathrm{ClO}_2^- para neutralizar a carga +2 do \mathrm{Ba}^{2+}. Na semi-reação somada já aparecem 2\mathrm{ClO}_2^- no lado direito, exatamente o necessário.
  • Então adicionamos \mathrm{Ba}^{2+}_{(\mathrm{aq})} ao lado dos reagentes e substituímos os 2\mathrm{ClO}_2^- por \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2{}_{(\mathrm{s})} no lado dos produtos.
Escrevendo a equação total:
\mathrm{Ba}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{OH}^{-}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})} + 2\mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Ba}\bigl(\mathrm{ClO}_2\bigr)_2{}_{(\mathrm{s})} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})} + \mathrm{O}_2{}_{(\mathrm{g})}

Passo 7

Vamos checar rapidamente conservação de átomos e carga (verificação final):
  • Bário: 1 no reagente e 1 no produto.
  • Cloro: 2 em 2\mathrm{ClO}_2 reagentes e 2 em \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2 produto.
  • Oxigênio: contar todos — reagente: \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 (2 O) + 2\mathrm{OH}^- (2 O) + 2\mathrm{ClO}_2 (4 O) = 8 O; produto: \mathrm{O}_2 (2 O) + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} (2 O) + \mathrm{Ba}(\mathrm{ClO}_2)_2 (4 O) = 8 O.
  • Hidrogênio: reagente \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 (2 H) + 2\mathrm{OH}^- (2 H) = 4 H; produto 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} = 4 H.
  • Carga: soma das cargas no reagente = +2 (de \mathrm{Ba}^{2+}) + 2\cdot(-1) (dos 2\mathrm{OH}^-) = 0; produtos são neutros. OK.
Tudo confere: a equação está balanceada em átomos e carga.

Passo 8

Resumo da parte redox (para fixar):
  • \mathrm{ClO}_2 foi reduzido a \mathrm{ClO}_2^- → então \mathrm{ClO}_2 é o agente oxidante.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 foi oxidado a \mathrm{O}_2 → então \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 é o agente redutor.
Você aguentou firme — a técnica foi: identificar estados de oxidação, escrever semi-reações, balancear em meio básico (usar \mathrm{OH}^- e \mathrm{H}_2\mathrm{O} quando necessário), igualar elétrons e juntar tudo, depois formar o sal com \mathrm{Ba}^{2+}.

Resposta

\mathrm{Ba}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{OH}^{-}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})}+2\mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})}\rightarrow \mathrm{Ba}\bigl(\mathrm{ClO}_2\bigr)_2{}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}+\mathrm{O}_2{}_{(\mathrm{g})}
Agente oxidante: \mathrm{ClO}_{2(\mathrm{aq})}
Agente redutor: \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{2(\mathrm{aq})}

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