Faça o balanceamento e indique o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{SO}_{2(\mathrm{~g})}+\mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: balancear a reação e indicar o agente redutor e o agente oxidante. A reação dada é:
\mathrm{SO}_{2(\mathrm{g})}+\mathrm{HNO}_{3(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})}\rightarrow \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4(\mathrm{aq})}+\mathrm{NO}_{(\mathrm{g})}
Informações relevantes que temos do enunciado:
  • Reagentes: \mathrm{SO}_2, \mathrm{HNO}_3, \mathrm{H_2O}.
  • Produtos: \mathrm{H_2SO_4}, \mathrm{NO}.
  • Meio aquoso e ácido (há \mathrm{HNO_3}, um ácido forte), então podemos usar íons H^+ e \mathrm{H_2O} para balancear meias-reações redox.
  • Precisamos também identificar qual espécie se oxida (perde elétrons) e qual se reduz (ganha elétrons).

Passo 2

Vamos determinar as variações de estados de oxidação (número de oxidação) para identificar quem se oxida e quem se reduz. Relembrando rapidamente como atribuir números de oxidação (sem complicar): geralmente \mathrm{O} é -2, \mathrm{H} é +1 quando ligado a não-metais, e a soma dos números de oxidação num composto neutro é 0.
Calcular para o enxofre:
  • Em \mathrm{SO}_2: cada oxigênio é -2, então para \mathrm{SO}_2,
\text{S} + 2\cdot(-2)=0 \implies \text{S}=+4.
  • Em \mathrm{H_2SO_4}: cada H é +1 e cada O é -2, então
\text{S} + 2\cdot(+1) + 4\cdot(-2)=0 \implies \text{S}=+6.
Portanto o enxofre vai de +4 para +6 (aumentou), ou seja, perdeu elétrons → foi oxidado.
Calcular para o nitrogênio:
  • Em \mathrm{HNO_3}: H é +1, O é -2, então
\text{N} + (+1) + 3\cdot(-2)=0 \implies \text{N}=+5.
  • Em \mathrm{NO}: O é -2, composto neutro, então
\text{N} + (-2)=0 \implies \text{N}=+2.
Portanto o nitrogênio vai de +5 para +2 (diminuiu), ou seja, ganhou elétrons → foi reduzido.

Passo 3

Conclusão (prévia): \mathrm{SO}_2 é o agente redutor (porque se oxida, perde elétrons) e \mathrm{HNO_3} é o agente oxidante (porque o nitrogênio se reduz, ganha elétrons). Para ter certeza e para balancear a reação, vamos montar as meias-reações de oxidação e redução e balanceá-las em meio ácido.

Passo 4

Escolhemos o método das meias-reações (half-reactions) porque a reação envolve transferência de elétrons entre espécies com mudança de estados de oxidação, e estamos em meio ácido (podemos usar H^+ e \mathrm{H_2O} para balancear H e O). A ideia: separar em meia-reações de oxidação e redução, balancear átomos (exceto H e O), depois O com \mathrm{H_2O}, H com H^+, carga com elétrons e^-, igualar elétrons e somar.

Passo 5

Montar e balancear a meia-reação de oxidação (enxofre):
Equação inicial (usando espécies dadas):
\mathrm{SO}_2 \rightarrow \mathrm{H_2SO_4}
  1. Balancear o enxofre: já está 1 e 1.
  2. Balancear oxigênios adicionando \mathrm{H_2O}:
  • Lado esquerdo tem 2 oxigênios; lado direito tem 4. Então adicionamos 2 \mathrm{H_2O} ao lado que tem menos oxigénio (esquerdo) para igualar:
\mathrm{SO}_2 + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_2SO_4}
Agora oxigênios: esquerdo 2 + 2\cdot1 =4, direito 4 — ok.
3) Balancear hidrogênios com H^+:
  • Esquerdo tem 2\cdot2=4 H (das 2 \mathrm{H_2O}), direito tem 2 H (em \mathrm{H_2SO_4}), portanto falta 2 H à direita; colocamos 2\,H^+ no lado direito:
\mathrm{SO}_2 + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_2SO_4} + 2\,H^+
  1. Balancear carga com elétrons e^-:
  • Lado esquerdo carga 0. Lado direito: \mathrm{H_2SO_4} é neutro e 2H^+ dá carga +2. Para igualar, precisamos de 2 elétrons no lado direito para reduzir a carga em 2:
\mathrm{SO}_2 + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow \mathrm{H_2SO_4} + 2\,H^+ + 2\,e^-
Essa é a meia-reação de oxidação. Note que produz elétrons (está do lado dos produtos), consistente com oxidação.

Passo 6

Montar e balancear a meia-reação de redução (nitrogênio):
Equação inicial:
\mathrm{HNO_3} \rightarrow \mathrm{NO}
  1. Balancear nitrogênios: já 1 e 1.
  2. Balancear oxigênios com \mathrm{H_2O}:
  • Lado esquerdo tem 3 O; lado direito tem 1 O. Colocamos 2 \mathrm{H_2O} no lado direito para atingir 1 + 2 = 3 O:
\mathrm{HNO_3} \rightarrow \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H_2O}
  1. Balancear hidrogênios com H^+:
  • Esquerdo tem 1 H (em \mathrm{HNO_3}), direito tem 2\cdot2=4 H (nas 2 \mathrm{H_2O}). Para igualar, colocamos 3\,H^+ no lado esquerdo (porque 1 + 3 = 4):
\mathrm{HNO_3} + 3\,H^+ \rightarrow \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H_2O}
  1. Balancear carga com elétrons e^-:
  • Carga no lado esquerdo: \mathrm{HNO_3} neutro + 3H^+ +3. Lado direito neutro. Para igualar a carga, adicionamos 3\,e^- no lado esquerdo (elétrons como reagentes porque é redução):
\mathrm{HNO_3} + 3\,H^+ + 3\,e^- \rightarrow \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H_2O}
Essa é a meia-reação de redução (consome elétrons).

Passo 7

Igualar o número de elétrons trocados: a meia-oxidação produz 2\,e^-, a meia-redução consome 3\,e^-. O mínimo comum múltiplo é 6. Multiplicamos a oxidação por 3 e a redução por 2:
Oxidação \times 3:
3\,\mathrm{SO}_2 + 6\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 3\,\mathrm{H_2SO_4} + 6\,H^+ + 6\,e^-
Redução \times 2:
2\,\mathrm{HNO_3} + 6\,H^+ + 6\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H_2O}

Passo 8

Somar as duas meias-reações e cancelar termos iguais em ambos os lados (elétrons e íons H^+):
Somando:
3\,\mathrm{SO}_2 + 6\,\mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{HNO_3} + 6\,H^+ + 6\,e^- \rightarrow 3\,\mathrm{H_2SO_4} + 6\,H^+ + 6\,e^- + 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H_2O}
Cancelar 6\,H^+ e 6\,e^- dos dois lados:
3\,\mathrm{SO}_2 + 6\,\mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{HNO_3} \rightarrow 3\,\mathrm{H_2SO_4} + 2\,\mathrm{NO} + 4\,\mathrm{H_2O}
Agora simplificar as moléculas de água: há 6\,\mathrm{H_2O} no lado esquerdo e 4\,\mathrm{H_2O} no direito; subtrair 4\,\mathrm{H_2O} de ambos os lados deixa 2\,\mathrm{H_2O} à esquerda:
3\,\mathrm{SO}_2 + 2\,\mathrm{HNO_3} + 2\,\mathrm{H_2O} \rightarrow 3\,\mathrm{H_2SO_4} + 2\,\mathrm{NO}

Passo 9

Verificação rápida de balanço (átomos e carga):
  • Enxofre: 3 à esquerda (3 \mathrm{SO_2}), 3 à direita (3 \mathrm{H_2SO_4}). OK.
  • Nitrogênio: 2 à esquerda (2 \mathrm{HNO_3}), 2 à direita (2 \mathrm{NO}). OK.
  • Hidrogênio: à esquerda 2\cdot2=4 (em 2\,\mathrm{H_2O}) + 2 (em 2\,\mathrm{HNO_3}) = 6. À direita 3\cdot2=6 (em 3\,\mathrm{H_2SO_4}). OK.
  • Oxigênio: esquerda 3\cdot2=6 (em \mathrm{SO_2}) + 2\cdot3=6 (em 2\,\mathrm{HNO_3}) + 2\cdot1=2 (em 2\,\mathrm{H_2O}) total 14. Direita 3\cdot4=12 (em 3\,\mathrm{H_2SO_4}) + 2\cdot1=2 (em 2\,\mathrm{NO}) total 14. OK.
  • Carga: todos os compostos são neutros, então carga total 0 de ambos os lados. OK.

Passo 10

Identificação final dos agentes:
  • Agente redutor = espécie que perde elétrons (se oxida): \mathrm{SO}_2.
  • Agente oxidante = espécie que ganha elétrons (se reduz): \mathrm{HNO}_3.
Força motivadora final: você conseguiu! O método das meias-reações em meio ácido foi perfeito aqui — é sistemático e garante que não falte nada. Respira, revisa os passos e treina mais um ou dois exercícios semelhantes para ficar tranquilo na prova.

Resposta

3\,\mathrm{SO}_2(\mathrm{g}) + 2\,\mathrm{HNO}_3(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{H_2O}(\mathrm{l}) \rightarrow 3\,\mathrm{H_2SO_4}(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{NO}(\mathrm{g})
Agente oxidante: \mathrm{HNO}_3
Agente redutor: \mathrm{SO}_2

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