Faça o balanceamento a seguir, mostrando os NOX e as espécies oxidantes e redutoras das reações químicas abaixo:
\mathrm{S}+\mathrm{HNO}_{3} \rightarrow \mathrm{NO}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}

Passo 1

O enunciado pede para balancear a reação
\mathrm{S} + \mathrm{HNO}_{3} \longrightarrow \mathrm{NO}_{2} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} + \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}
usando o método das semi-reações em meio ácido. O conteúdo é reação de oxirredução: vamos identificar os números de oxidação (NOX), escrever as semi-reações de oxidação e redução, balancear átomos e cargas, depois recompor a forma molecular.

Passo 2

Primeiro os NOX:
– Em \mathrm{S} elementar, \mathrm{S}(0).
– Em \mathrm{HNO}_{3}, \mathrm{H}(+1), cada \mathrm{O}(-2) e \mathrm{N}(+5).
– Em \mathrm{NO}_{2}, \mathrm{O}(-2) e \mathrm{N}(+4).
– Em \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}, \mathrm{H}(+1), \mathrm{O}(-2) e \mathrm{S}(+6).
Logo, a \mathrm{S} vai de 0 para +6 (oxida-se) e o \mathrm{N} vai de +5 para +4 (reduz-se).
Espécie oxidante: \mathrm{HNO}_{3} (cede O, reduzido).
Espécie redutora: \mathrm{S} (perde elétrons, oxidado).

Passo 3

Escrevemos as semi-reações em meio ácido, em forma iônica:
Oxidação ( \mathrm{S}\to\mathrm{SO}_{4}^{2-}):
\mathrm{S} \;+\; 4\,\mathrm{H_{2}O} \;\longrightarrow\; \mathrm{SO}_{4}^{2-}\;+\;8\,\mathrm{H^{+}}\;+\;8\,\mathrm{e^{-}}
Redução ( \mathrm{NO_{3}^{-}}\to\mathrm{NO_{2}}):
\mathrm{NO_{3}^{-}}\;+\;2\,\mathrm{H^{+}}\;+\;\mathrm{e^{-}} \;\longrightarrow\; \mathrm{NO_{2}}\;+\;\mathrm{H_{2}O}

Passo 4

Igualamos elétrons multiplicando a semi-reação de redução por 8 e somamos:
8\bigl(\mathrm{NO_{3}^{-}}+2\mathrm{H^{+}}+\mathrm{e^{-}}\to\mathrm{NO_{2}}+\mathrm{H_{2}O}\bigr)
\mathrm{S}+4\mathrm{H_{2}O}\to \mathrm{SO_{4}^{2-}}+8\mathrm{H^{+}}+8\mathrm{e^{-}}
Somando e cancelando 8\,\mathrm{e^{-}}:
\mathrm{S} \;+\;8\,\mathrm{NO_{3}^{-}}\;+\;8\,\mathrm{H^{+}} \;\longrightarrow\; \mathrm{SO_{4}^{2-}}\;+\;8\,\mathrm{NO_{2}}\;+\;4\,\mathrm{H_{2}O}

Passo 5

Voltamos à forma molecular:
\mathrm{NO_{3}^{-}}+ \mathrm{H^{+}} corresponde a \mathrm{HNO_{3}} e para gerar \mathrm{H_{2}SO_{4}} a partir de \mathrm{SO_{4}^{2-}} precisamos de 2\,\mathrm{H^{+}}. Ao expressar tudo em moléculas, chega-se a:
\mathrm{S} \;+\;6\,\mathrm{HNO_{3}} \;\longrightarrow\; 6\,\mathrm{NO_{2}} \;+\;2\,\mathrm{H_{2}O} \;+\;\mathrm{H_{2}SO_{4}}

Resposta

Equação balanceada:
\mathrm{S} + 6\,\mathrm{HNO_{3}} \longrightarrow 6\,\mathrm{NO_{2}} + 2\,\mathrm{H_{2}O} + \mathrm{H_{2}SO_{4}}
Espécie oxidante: \mathrm{HNO_{3}}.
Espécie redutora: \mathrm{S}.

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