Faça o balanceamento das seguintes reações de oxirredução e diga quem seria o agente oxidante e o agente redutor:
\mathrm{HNO}_{3}+\mathrm{P}_{4}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \rightarrow \mathrm{H}_{3} \mathrm{PO}_{4}+\mathrm{NO}

Passo 1

O enunciado pede para balancear, em meio ácido, a reação
\mathrm{HNO}_{3} + \mathrm{P}_{4} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + \mathrm{NO}
e determinar o agente oxidante e o agente redutor. O conteúdo usado é o balanceamento por semi‐reações em meio ácido, identificando mudanças de número de oxidação para escrever as semi‐reações de oxidação e redução.

Passo 2

Atribuímos os números de oxidação para cada átomo que muda:
– Em \mathrm{P}_{4}, cada P tem oxidação 0; em \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4}, cada P é +5. Logo P é oxidado de 0 para +5.
– Em \mathrm{HNO}_{3}, N é +5; em \mathrm{NO}, N é +2. Logo N é reduzido de +5 para +2.

Passo 3

Escrevemos as semi‐reações não balanceadas com espécies principais:
Oxidação §:
\mathrm{P}_{4} \longrightarrow \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4}
Redução (N):
\mathrm{NO}_{3}^{-} \longrightarrow \mathrm{NO}

Passo 4

Balanceamos cada semi‐reação em meio ácido adicionando \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{H}^{+} e e^{-}.
Oxidação
\mathrm{P}_{4} + 16\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 4\,\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + 20\,\mathrm{H}^{+} + 20\,e^{-}
(oxidação de 4 átomos de P de 0 para +5 gera 20 elétrons; O e H ajustados com água e prótons)
Redução
\mathrm{NO}_{3}^{-} + 4\,\mathrm{H}^{+} + 3\,e^{-} \;\longrightarrow\; \mathrm{NO} + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
(N de +5 a +2 ganha 3 elétrons; O e H ajustados)

Passo 5

Igualamos elétrons: oxidação dá 20 e^{-}, redução consome 3 e^{-}. Mínimo múltiplo comum é 60 e^{-}.
Multiplicamos a semi‐reação de oxidação por 3 e a de redução por 20:
\begin{aligned} 3\,\mathrm{P}_{4} + 48\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} &\longrightarrow 12\,\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + 60\,\mathrm{H}^{+} + 60\,e^{-},\\\\ 20\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 80\,\mathrm{H}^{+} + 60\,e^{-} &\longrightarrow 20\,\mathrm{NO} + 40\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}. \end{aligned}
Somando e cancelando 60\,e^{-}, prótons e águas:
3\,\mathrm{P}_{4} + 20\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 20\,\mathrm{H}^{+} + 8\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 12\,\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + 20\,\mathrm{NO}.
Como \mathrm{HNO}_{3} libera \mathrm{NO}_{3}^{-} + \mathrm{H}^{+}, temos
20\,\mathrm{NO}_{3}^{-} + 20\,\mathrm{H}^{+} = 20\,\mathrm{HNO}_{3}.
Logo a reação balanceada é
3\,\mathrm{P}_{4} + 20\,\mathrm{HNO}_{3} + 8\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \;\longrightarrow\; 12\,\mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} + 20\,\mathrm{NO}.

Passo 6

Identificamos os agentes:
– Quem é reduzido \mathrm{N}^{+5}\to\mathrm{N}^{+2} é o \mathrm{NO}_{3}^{-} do \mathrm{HNO}_{3}. Então \mathrm{HNO}_{3} é o agente oxidante.
– Quem é oxidado \mathrm{P}^{0}\to\mathrm{P}^{+5} é o \mathrm{P}_{4}. Então \mathrm{P}_{4} é o agente redutor.

Resposta

3 P_{4} +20 HN O_{3} +8 H_{2}O \to 12 H_{3}P O_{4} +20 NO
Agente oxidante: HN O_{3}
Agente redutor: P_{4}

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