Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{Hg}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{N}_{2} \mathrm{H}_{4(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Hg}(\mathrm{l})+\mathrm{N}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})

Passo 1

O enunciado fornece a reação (em solução aquosa, meio ácido aparente) e pede duas coisas: balancear a reação e indicar o agente redutor e o agente oxidante. As informações dadas são:
\mathrm{Hg}^{2+}_{(aq)}+\mathrm{N}_{2}\mathrm{H}_{4_{(aq)}}\rightarrow \mathrm{Hg}_{(l)}+\mathrm{N}_{2_{(g)}}+\mathrm{H}^{+}_{(aq)}.
Queremos obter a equação estequiométrica balanceada e identificar qual espécie é reduzida e qual é oxidada.

Passo 2

Vamos analisar as mudanças de oxidação (números de oxidação) para saber quem perde e quem ganha elétrons. Primeiro, calcule o número de oxidação do nitrogênio em \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4.
Em \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4:
  • Cada hidrogênio tem número de oxidação +1.
  • Somando os quatro hidrogênios dá +4.
  • A molécula é neutra, logo a soma dos números de oxidação dos dois nitrogênios deve ser -4, ou seja cada nitrogênio tem -2 (em média).
    Em \mathrm{N}_2 (gás nitrogênio), cada nitrogênio tem número de oxidação 0.
Conclusão: cada átomo de N passa de -2 para 0, ou seja perde 2 elétrons. Como há dois nitrogênios em \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4, a perda total é 4 elétrons por molécula de \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4. Portanto \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 é oxidada (doa elétrons).

Passo 3

Escrevemos a meia-reação de oxidação (mostrando claramente conservação de átomos e cargas) em meio ácido. Começamos com:
\mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow \mathrm{N}_2
Equilibramos o hidrogênio adicionando \mathrm{H}^+ à direita (porque os 4 H do reagente precisam aparecer como íons H+):
\mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow \mathrm{N}_2 + 4\mathrm{H}^+
Agora balanceamos a carga adicionando elétrons. Lado esquerdo carga 0. Lado direito tem +4 (dos 4\mathrm{H}^+), então para igualar precisamos de 4 elétrons no lado direito? Repare: ao oxidar, o nitrogênio perde elétrons, então os elétrons aparecem no lado direito. Assim:
\mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow \mathrm{N}_2 + 4\mathrm{H}^+ + 4e^-
Verificação: átomos — N:2 e H:4 ok; cargas — esquerda 0, direita +4 + (-4)=0. Meia-reação de oxidação pronta.

Passo 4

Agora a meia-reação de redução para mercúrio. \mathrm{Hg}^{2+} é reduzido a \mathrm{Hg} metálico recebendo elétrons:
\mathrm{Hg}^{2+} + 2e^- \rightarrow \mathrm{Hg}
Verificação: carga esquerda +2 + (-2)=0, direita 0. Átomos Hg balanceados. Essa meia-reação fornece 2 elétrons por íon \mathrm{Hg}^{2+}.

Passo 5

Precisamos que o número de elétrons trocados seja o mesmo em ambas as meias-reações. A oxidação fornece 4e^-. A redução consome 2e^-. Multiplicamos a meia-reação de redução por 2 para obter 4e^-:
Multiplicando:
2\mathrm{Hg}^{2+} + 4e^- \rightarrow 2\mathrm{Hg}

Passo 6

Somamos agora as duas meias-reações (oxidação + redução), cancelando os elétrons:
Oxidação:
\mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow \mathrm{N}_2 + 4\mathrm{H}^+ + 4e^-
Redução (multiplicada por 2):
2\mathrm{Hg}^{2+} + 4e^- \rightarrow 2\mathrm{Hg}
Somando termo a termo e cancelando 4e^-:
2\mathrm{Hg}^{2+} + \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 \rightarrow 2\mathrm{Hg} + \mathrm{N}_2 + 4\mathrm{H}^+
Vamos conferir rapidamente: átomos — Hg:2 ambos lados; N:2 ambos lados; H:4 (à direita como 4\mathrm{H}^+) ok. Carga total: esquerda 2\times(+2)=+4; direita 4\times(+1)=+4. Tudo balanceado.

Passo 7

Identificação dos agentes:
  • Quem é reduzido? \mathrm{Hg}^{2+} ganha elétrons e vira \mathrm{Hg}. Portanto \mathrm{Hg}^{2+} é o agente oxidante (aceita elétrons).
  • Quem é oxidado? \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 perde elétrons e vira \mathrm{N}_2. Portanto \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4 é o agente redutor (dá elétrons).
Força motivadora: você já fez a parte mais chata — montar as meias-reações e igualar elétrons. Está indo bem — só lembrar: agente oxidante é quem oxida o outro (aceita elétrons), agente redutor é quem reduz o outro (doa elétrons).

Resposta

2\mathrm{Hg}^{2+}_{(aq)}+\mathrm{N}_2\mathrm{H}_4_{(aq)}\rightarrow 2\mathrm{Hg}_{(l)}+\mathrm{N}_2_{(g)}+4\mathrm{H}^+_{(aq)}
Agente redutor: \mathrm{N}_2\mathrm{H}_4.
Agente oxidante: \mathrm{Hg}^{2+}.

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