Faça o balanceamento a seguir, mostrando os NOX e as espécies oxidantes e redutoras das reações químicas abaixo:
Passo 1
Beleza, o exercício pede pra gente balancear em meio ácido a reação
Isso é um problema de reação redox: vamos precisar
- atribuir números de oxidação (NOX)
- separar em semi‐reações de oxidação e redução
- balancear átomos, cargas e elétrons em meio ácido
- juntar tudo de volta e identificar quem é agente oxidante e quem é agente redutor
Passo 2
Primeiro, atribuir NOX para ver quem ganha e quem perde elétrons:
- Em
, cada O é –2, total –8; o íon tem –1, logo é +7. - Em
, cada H é +1, total +2; pra que a molécula dê zero, cada O fica –1. - Em
, óbvio, Mn é +2. - Em
o O é 0; em o H é +1 e o O é –2.
Logo:
Mn +7 → Mn +2 (redução, ganha 5 e–)
O –1 → O 0 (oxidação, perde 1 e– por átomo de O)
Passo 3
Agora, montar as semi‐reações:
Redução (Mn):
Redução (Mn):
(Aqui a gente equilibró O com água e H com H⁺ e depois a carga com elétrons.)
Oxidação (peróxido):
(Aqui equilibramos O e depois H com H⁺ e a carga com elétrons.)
Passo 4
Precisamos de elétrons iguais nas duas semi‐reações. A redução usa 5 e–, a oxidação gera 2 e–.
Mínimo múltiplo comum de 5 e 2 é 10.
Mínimo múltiplo comum de 5 e 2 é 10.
- Multiplicamos a redução por 2: ganha 10 e–
- Multiplicamos a oxidação por 5: gera 10 e–
Fica:
2× redução →
2× redução →
5× oxidação →
Passo 5
Agora somamos as duas, cancelando os 10 e– de cada lado:
Repare que ainda sobram H⁺: dá pra simplificar 16 H⁺ (à esquerda) com 10 H⁺ (à direita), sobrando 6 H⁺ no lado esquerdo.
Passo 6
Escrevendo de forma limpinha e cancelando:
Passo 7
Identificando agentes:
- Agente oxidante = quem é reduzido =
- Agente redutor = quem é oxidado =
Resposta
Reação balanceada (em meio ácido):
NOX e agentes:
- Mn passa de +7 a +2 (agente oxidante)
- O do peróxido passa de –1 a 0 (agente redutor)