Faça o balanceamento das reações abaixo (considere o meio ácido)

Passo 1

Beleza, o enunciado pede para a gente balancear, em meio ácido, a reação:
Cu(s);+;HNO3(aq);longrightarrow;Cu(NO3)2(aq);+;NO2(g)
Isso é um exercício de reações de oxirredução – a gente vai usar o método íon-elétron em meio ácido. Precisamos:
  1. identificar quem oxida e quem reduz,
  2. escrever as semirreações de oxidação e redução,
  3. balancear O com H₂O, H com H⁺, carga com e⁻,
  4. juntar tudo e ajustar íons nitrato.

Passo 2

Primeiro, atribuimos número de oxidação:
  • Cu(s) está em 0 e vira Cu²⁺ em Cu(NO₃)₂ ⇒ oxida (perde elétrons).
  • N em HNO₃ é +5, em NO₂ é +4 ⇒ reduz (ganha elétrons).
    Logo temos duas semirreações: uma de oxidação do cobre e outra de redução do íon nitrato.

Passo 3

Semirreação de oxidação do cobre:
Cu(s);longrightarrow;Cu^2+;+;2,e^-
Aqui foi direto: Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e⁻.

Passo 4

Semirreação de redução do nitrato:
NO3^- ;longrightarrow; NO2
Agora vamos balancear O, H e carga nessa semirreação.

Passo 5

Temos 3 O em NO₃⁻ e 2 O em NO₂, então sobra 1 O no lado esquerdo:
NO3^- ;longrightarrow; NO2;+;H2O

Passo 6

À direita há 2 H em H₂O, então a gente coloca 2 H⁺ no lado esquerdo:
NO3^- ;+;2,H^+ ;longrightarrow; NO2;+;H2O

Passo 7

Carga total à esquerda: (–1 de NO₃⁻) + (2×+1 de H⁺) = +1. À direita a molécula NO₂ e H₂O são neutras, carga 0.
Para equilibrar, adicionamos 1 e⁻ no lado esquerdo para baixar a carga de +1 a 0:
NO3^- ;+;2,H^+ ;+;e^- ;longrightarrow; NO2;+;H2O

Passo 8

A oxidação solta 2 e⁻ e a redução consome 1 e⁻, então multiplicamos a semirreação de redução por 2:
2,l(NO3^- +2,H^+ +e^- to NO2 + H2Or)
Fica:
2,NO3^- +4,H^+ +2,e^- ;to; 2,NO2 +2,H2O
Agora somamos com a oxidação ( Cu +2,NO3^- +4,H^+ ;to; Cu^2+ +2,NO2 +2,H2O ) – os 2e⁻ se cancelam:
Cu +4,HNO3 ;longrightarrow;Cu(NO3)2 +2,NO2 +2,H2O
Por fim, juntamos os nitratos que formam o sal: Cu²⁺ + 2 NO₃⁻ → Cu(NO₃)₂, e reescrevemos H⁺ e NO₃⁻ como HNO₃ no total:

Resposta

boxedCu(s) + 4,HNO3(aq) ;longrightarrow;Cu(NO3)2(aq) + 2,NO2(g) + 2,H2O(l)

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