Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{C}_{(\mathrm{s})}+\mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{CO}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{NO}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}

Passo 1

O que o enunciado pede:\n
  • Fazer o balanceamento da reação\n
\mathrm{C}_{(s)}+\mathrm{HNO}_{3(aq)}\rightarrow\mathrm{CO}_{2(g)}+\mathrm{NO}_{2(g)}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(l)}
  • Indicar o agente redutor e o agente oxidante.\n
    Informações fornecidas e observações iniciais:\n
  • As espécies envolvidas são \mathrm{C}_{(s)}, \mathrm{HNO}_3_{(aq)}, \mathrm{CO}_2_{(g)}, \mathrm{NO}_2_{(g)} e \mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}.\n
  • A reação ocorre em meio aquoso ácido (porque aparece \mathrm{HNO}_3), então podemos usar o método de semi-reações em meio ácido.\n
  • Precisamos tanto balancear átomos quanto elétrons (reação de oxirredução).

Passo 2

Identificar variações de número de oxidação para saber quem é oxidado e quem é reduzido (passo didático sobre números de oxidação):\n
  • Regra: em compostos, \mathrm{O} costuma ter número de oxidação -2 e \mathrm{H} costuma ter +1.\n
  • Para \mathrm{HNO}_3: 1 + \mathrm{ox}(N) + 3(-2)=0 \Rightarrow \mathrm{ox}(N)=+5. Então N em \mathrm{HNO}_3 vale +5.\n
  • Para \mathrm{NO}_2: \mathrm{ox}(N) + 2(-2)=0 \Rightarrow \mathrm{ox}(N)=+4. Então N passa de +5 para +4 — reduziu (ganhou elétron).\n
  • Para o carbono: no estado elementar \mathrm{C}_{(s)} temos \mathrm{ox}\text{(C)}=0. Em \mathrm{CO}_2: \mathrm{ox}\text{(C)} + 2(-2)=0 \Rightarrow \mathrm{ox}\text{(C)}=+4. Então C passa de 0 para +4 — oxida (perde elétrons).\n
    Conclusão: \mathrm{C} é oxidado e alguma espécie do ácido nítrico ( N em +5) é reduzida.

Passo 3

Montar a semi-reação de oxidação (carbono sendo oxidado). Ensinar passo a passo como balancear meia-reações em meio ácido:\n
  • Meia-reação de partida: \mathrm{C}_{(s)} \rightarrow \mathrm{CO}_2.\n
  • Balancear oxigênios: \mathrm{CO}_2 tem 2 O; acrescentamos 2 moléculas de \mathrm{H}_2\mathrm{O} do lado que precisar de O. Aqui colocamos 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} ao lado dos reagentes para fornecer oxigênios:\n
\mathrm{C} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{CO}_2
  • Balancear hidrogênios adicionando \mathrm{H}^+ no outro lado: temos 2\cdot 2=4 H à esquerda, então colocamos 4\,\mathrm{H}^+ à direita:\n
\mathrm{C} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{CO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+
  • Balancear cargas adicionando elétrons. Cálculo de cargas: lado esquerdo neutro; lado direito tem +4 (dos 4\mathrm{H}^+). Para equilibrar a carga, adicionamos 4 elétrons ao lado direito (elétrons à direita na oxidação):\n
\mathrm{C} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{CO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^-
  • Verificação: átomos e carga balanceados; a semi-reação está correta.

Passo 4

Montar a semi-reação de redução (nitrato sendo reduzido a dióxido de nitrogênio). Explicação pedagógica:\n
  • Em solução ácida \mathrm{HNO}_3 \rightleftharpoons \mathrm{H}^+ + \mathrm{NO}_3^-. Trabalhamos com \mathrm{NO}_3^- porque é a forma do ânion nitrato.\n
  • Meia-reação de partida: \mathrm{NO}_3^- \rightarrow \mathrm{NO}_2.\n
  • Balancear oxigênios: esquerda tem 3 O, direita tem 2 O; para conservar O vamos formar uma \mathrm{H}_2\mathrm{O} no lado que faltar O. Colocamos \mathrm{H}_2\mathrm{O} à direita:\n
\mathrm{NO}_3^- \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Balancear hidrogênios adicionando \mathrm{H}^+ no lado oposto: há 2 H em \mathrm{H}_2\mathrm{O} à direita, então colocamos 2\,\mathrm{H}^+ à esquerda:\n
\mathrm{NO}_3^- + 2\,\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Balancear cargas adicionando elétrons. Carga à esquerda: -1 + 2 = +1. Carga à direita: 0. Para igualar, colocamos 1 elétron no lado esquerdo (redução recebe elétron):\n
\mathrm{NO}_3^- + 2\,\mathrm{H}^+ + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Verificação: átomos e cargas balanceados; a semi-reação de redução está correta.

Passo 5

Fazer as proporções necessárias para eliminar os elétrons e combinar as semi-reações:\n
  • A semi-reação de oxidação libera 4\,\mathrm{e}^-.\n
  • A semi-reação de redução consome 1\,\mathrm{e}^-.\n
  • Multiplicamos a semi-reação de redução por 4 para igualar elétrons:\n
4\bigl(\mathrm{NO}_3^- + 2\,\mathrm{H}^+ + \mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}\bigr)
que dá
4\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^- \rightarrow 4\,\mathrm{NO}_2 + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 6

Somar as duas semi-reações (a de oxidação e a redução escalada) e simplificar termos que se cancelam:\n
  • Semi-oxidação:\n
\mathrm{C} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{CO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^-
  • Semi-redução escalada:\n
4\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^- \rightarrow 4\,\mathrm{NO}_2 + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Somando membro a membro e cancelando 4\,\mathrm{e}^-:\n
    Esquerda combinada: \mathrm{C} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+\n
    Direita combinada: \mathrm{CO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{NO}_2 + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}\n
  • Cancelamentos e simplificações:\n
    • Elétrons: cancelados.\n
    • Subtrair 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} da direita esquerda (4 à direita e 2 à esquerda) → sobra 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} no produto.\n
    • Subtrair 4\,\mathrm{H}^+ de ambos os lados (8 à esquerda e 4 à direita) → sobra 4\,\mathrm{H}^+ no reagente.\n
      Resultado intermediário:\n
\mathrm{C} + 4\,\mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{CO}_2 + 4\,\mathrm{NO}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}

Passo 7

Voltar da forma iônica para a forma molecular (já que o enunciado usa \mathrm{HNO}_3) e verificar átomos e cargas:\n
  • 4\,\mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ corresponde a 4\,\mathrm{HNO}_3 em solução (cada \mathrm{HNO}_3 contribui com \mathrm{H}^+ + \mathrm{NO}_3^-).\n
  • Substituindo, obtemos a equação molecular balanceada:\n
\mathrm{C}_{(s)} + 4\,\mathrm{HNO}_{3(aq)} \rightarrow \mathrm{CO}_{2(g)} + 4\,\mathrm{NO}_{2(g)} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
  • Verificação rápida de átomos:\n
    • C: 1 de cada lado.\n
    • H: esquerda 4, direita 2\cdot 2 = 4.\n
    • N: esquerda 4, direita 4.\n
    • O: esquerda 4\cdot 3 = 12, direita 2 + 4\cdot 2 + 2\cdot 1 = 12.\n
  • Todas as contas batem; a equação está balanceada.

Passo 8

Identificar o agente redutor e o agente oxidante (explicação didática):\n
  • Definição curta: o agente redutor é a substância que doa elétrons (é oxidada); o agente oxidante é a substância que aceita elétrons (é reduzida).\n
  • Aqui: \mathrm{C}_{(s)} é oxidado de 0 para +4 (perde 4 elétrons), logo \mathrm{C}_{(s)} é o agente redutor.\n
  • O \mathrm{N} no \mathrm{HNO}_3 passa de +5 para +4 (ganha elétron), logo \mathrm{HNO}_3 atua como agente oxidante.\n
  • Observação: na prática, o íon nitrato \mathrm{NO}_3^- é o aceitor de elétrons, mas como o reagente é apresentado como \mathrm{HNO}_3 em solução, dizemos que o ácido nítrico é o agente oxidante.

Resposta

\mathrm{C}_{(s)} + 4\,\mathrm{HNO}_{3(aq)} \rightarrow \mathrm{CO}_{2(g)} + 4\,\mathrm{NO}_{2(g)} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}
Agente redutor: \mathrm{C}_{(s)}\n
Agente oxidante: \mathrm{HNO}_3_{(aq)}

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