Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{NaBr}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Br}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{SO}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{Na}_{2} \mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) balancear a reação
\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{NaBr}_{(\mathrm{s})}\rightarrow \mathrm{Br}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{SO}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}
e (2) indicar o agente redutor e o agente oxidante.
Informações relevantes dadas pelo enunciado: as espécies químicas e seus estados físicos estão explícitos: \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4, \mathrm{NaBr}, \mathrm{Br}_2, \mathrm{SO}_2, \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 e \mathrm{H}_2\mathrm{O}. Não há figura nem outra informação ausente. A solução é ácida (presence de \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4), então, se usarmos o método das semi‑reações, equilibramos em meio ácido. Neste passo eu só listei o que é pedido e os dados; não resolvi nada ainda.

Passo 2

Vamos identificar quais átomos mudam de estado de oxidação — isso mostra quem oxida e quem reduz. Regras rápidas de números de oxidação (explicando como aplico):
  • Hidrogênio ligado a não‑metais tem +1.
  • Oxigênio geralmente tem -2.
  • Sódio em compostos iônicos tem +1.
  • Em moléculas elementares (como \mathrm{Br}_2) o elemento tem 0.
Atribuindo números de oxidação:
\text{em }\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4:\; \mathrm{H}=+1,\; \mathrm{O}=-2\Rightarrow \mathrm{S}=+6.
\text{em }\mathrm{NaBr}:\; \mathrm{Na}=+1,\; \mathrm{Br}=-1.
\text{em }\mathrm{Br}_2:\; \mathrm{Br}=0.
\text{em }\mathrm{SO}_2:\; \mathrm{O}=-2\Rightarrow \mathrm{S}=+4.
Conclusão: o bromo vai de -1 em \mathrm{Br}^- para 0 em \mathrm{Br}_2 (houve oxidação — perda de elétrons). O enxofre vai de +6 em \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 para +4 em \mathrm{SO}_2 (houve redução — ganho de elétrons). Logo, \mathrm{NaBr} (o ânion \mathrm{Br}^-) é o agente redutor e \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 é o agente oxidante. Mais adiante confirmamos isso com as semi‑reações.

Passo 3

Agora montamos as semi‑reações (em meio ácido) para as mudanças redox identificadas.
Oxidação (bromo):
colocamos a meia‑reação do íon brometo para bromo molecular:
2\mathrm{Br}^- \rightarrow \mathrm{Br}_2 + 2e^-
Explicação: cada \mathrm{Br}^- perde um elétron, com dois \mathrm{Br}^- formamos \mathrm{Br}_2 e são liberados 2 elétrons.
Redução (enxofre de sulfato para dióxido de enxofre): é mais limpo trabalhar com o íon sulfato em meio ácido:
\mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_2
Balanceamos O e H adicionando \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{H}^+:
  • Oxigênios: esquerda 4, direita \mathrm{SO}_2 tem 2, então adicionamos 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} à direita para totalizar 4 oxigênios.
\mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
  • Hidrogênios: direita tem 2\times 2 = 4 H, então colocamos 4\mathrm{H}^+ à esquerda:
4\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Agora equilibramos carga: esquerda tem carga +4 + (-2)=+2, direita é neutra; para equilibrar colocamos 2e^- à esquerda (redução recebe elétrons):
2e^- + 4\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Isso mostra que cada íon \mathrm{SO}_4^{2-} reduzido a \mathrm{SO}_2 consome 2e^-.

Passo 4

Igualamos o número de elétrons trocados entre as duas semi‑reações. A oxidação fornece 2e^- e a redução consome 2e^-, então podemos somá‑las diretamente (sem multiplicadores):
Some as duas semi‑reações:
2\mathrm{Br}^- \rightarrow \mathrm{Br}_2 + 2e^-
2e^- + 4\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Cancelam os 2e^- e obtemos a equação iônica combinada:
2\mathrm{Br}^- + 4\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-} \rightarrow \mathrm{Br}_2 + \mathrm{SO}_2 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}

Passo 5

Passamos da forma iônica para a forma molecular, incluindo os cátions sódio de \mathrm{NaBr} e formando \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 como no enunciado. Observações:
  • Dois \mathrm{Br}^- vêm de 2\mathrm{NaBr}.
  • O \mathrm{SO}_4^{2-} pode vir de uma molécula de \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 que se ioniza como 2\mathrm{H}^+ + \mathrm{SO}_4^{2-}. Note que na reação final há também \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4, então precisamos de coeficiente adequado de \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 para balancear todos os átomos de enxofre.
A equação iônica combinada com os prótons corresponde, na forma molecular, a usar dois mols de \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 para obter tanto o \mathrm{SO}_2 (produto reduzido) quanto o sulfato que forma \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4. Escrevendo a equação molecular balanceada (substituindo os íons por suas moléculas/compostos correspondentes) obtemos:
2\mathrm{NaBr} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \rightarrow \mathrm{Br}_2 + \mathrm{SO}_2 + \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}

Passo 6

Verificação rápida de balanço (atômico e de carga):
  • Na: esquerda 2, direita 2 (em \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4).
  • Br: esquerda 2, direita 2 (em \mathrm{Br}_2).
  • S: esquerda 2 (em 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4), direita 2 ( \mathrm{SO}_2 tem 1 e \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 tem 1).
  • H: esquerda 4, direita 4 (em 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}).
  • O: esquerda 8 (cada \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 tem 4 O), direita 4+2+2=8 ( \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 4, \mathrm{SO}_2 2, 2\mathrm{H}_2\mathrm{O} 2).
    Tudo balanceado.

Passo 7

Resumo interpretativo (importante para a prova):
  • Quem é oxidado? \mathrm{Br}^- (vai de -1 para 0); quem perde elétrons é o redutor. Então o agente redutor é o composto que contém \mathrm{Br}^-, ou seja, \mathrm{NaBr}.
  • Quem é reduzido? O enxofre no sulfato (vai de +6 para +4); quem ganha elétrons é o oxidante. Assim, o agente oxidante é \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4.

Resposta

2\mathrm{NaBr} + 2\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4 \rightarrow \mathrm{Br}_2 + \mathrm{SO}_2 + \mathrm{Na}_2\mathrm{SO}_4 + 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}
Agente redutor: \mathrm{NaBr}
Agente oxidante: \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4

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