III. 3 No Procedimento 4, efetuou-se a reação entre o peróxido de hidrogênio \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}\right) e o permanganato de potássio \left(\mathrm{KMnO}_{4}\right) em meio ácido.
a) Escreva a equação química para a reação, devidamente balanceada. Lembre-se de que toda equação química precisa incluir os estados físicos de reagentes e produtos.
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b) A reação entre o peróxido de hidrogênio \left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}\right) e o permanganato de potássio \left(\mathrm{KMnO}_{4}\right) é um exemplo de oxirredução. Identifique o agente redutor e o agente oxidante presentes nessa reação.
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c) Quais evidências macroscópicas podem ser observadas para confirmar a ocorrência dessa reação? Explique o motivo dessas mudanças.

Passo 1

O enunciado pede o balanceamento da reação de oxirredução entre o peróxido de hidrogênio \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} e o permanganato de potássio \mathrm{KMnO}_{4} em meio ácido, a identificação de agente oxidante e agente redutor, e as evidências macroscópicas da reação. Para isso vamos usar o método das semi-reações em meio ácido, calcular números de oxidação e depois escrever a equação completa com estados físicos.

Passo 2

Escrevemos as duas semi-reações em meio ácido:
Oxidação do peróxido:
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\;(aq)\;\longrightarrow\;\mathrm{O}_{2}\;(g)
Balanceando O e H e a carga em meio ácido, obtemos
\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\;(aq)\;\longrightarrow\;\mathrm{O}_{2}\;(g)\;+\;2\,\mathrm{H}^{+}\;(aq)\;+\;2\,\mathrm{e}^{-}.
Redução do permanganato:
\mathrm{MnO}_{4}^{-}\;(aq)\;\longrightarrow\;\mathrm{Mn}^{2+}\;(aq)
Balanceando O, H e carga:
\mathrm{MnO}_{4}^{-}\;(aq)\;+\;8\,\mathrm{H}^{+}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{e}^{-}\;\longrightarrow\;\mathrm{Mn}^{2+}\;(aq)\;+\;4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\;(l).

Passo 3

Igualamos o número de elétrons trocados: a oxidação dá 2 e^{-} e a redução consome 5 e^{-}, o mínimo múltiplo comum é 10 e^{-}. Multiplicamos a semi-reação de oxidação por 5 e a de redução por 2:
5\bigl(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\to\mathrm{O}_{2}+2\,\mathrm{H}^{+}+2\,\mathrm{e}^{-}\bigr), \quad 2\bigl(\mathrm{MnO}_{4}^{-}+8\,\mathrm{H}^{+}+5\,\mathrm{e}^{-}\to\mathrm{Mn}^{2+}+4\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\bigr).
Somando e simplificando elétrons e íons \mathrm{H}^{+}:
2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\;(aq)\;+\;6\,\mathrm{H}^{+}\;(aq) \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{Mn}^{2+}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{O}_{2}\;(g)\;+\;8\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\;(l).
Para incluir \mathrm{K}^{+} e o contra-íon do ácido, usamos ácido sulfúrico \mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4} (3 mol fornece 6 H^{+}) e os sulfatos resultantes:
\boxed{\[ 2\,\mathrm{KMnO}_{4}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\;(aq)\;+\;3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}\;(aq) \;\longrightarrow\; K_{2}\mathrm{SO}_{4}\;(aq)\;+\;2\,\mathrm{MnSO}_{4}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{O}_{2}\;(g)\;+\;8\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\;(l).}]

Passo 4

Para identificar agentes:
– O número de oxidação do Mn em \mathrm{KMnO}_{4} é +7 e passa a +2 em \mathrm{MnSO}_{4}, logo recebe elétrons e é reduzido: \mathrm{KMnO}_{4} é o agente oxidante.
– O oxigênio no \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} está em –1 e passa a 0 em \mathrm{O}_{2}, doando elétrons: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} é o agente redutor.

Passo 5

Evidências macroscópicas:
– Descoloração do roxo característico de \mathrm{MnO}_{4}^{-} até quase incolor/leve rosa de \mathrm{Mn}^{2+}.
– Formação de efervescência (bolhas) de \mathrm{O}_{2} gasoso.
Essas mudanças ocorrem porque o permanganato é reduzido a íons manganês(II) pouco coloridos, e o peróxido é oxidado a oxigênio gasoso.

Resposta

a)
2\,\mathrm{KMnO}_{4}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}\;(aq)\;+\;3\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}\;(aq) \;\longrightarrow\; K_{2}\mathrm{SO}_{4}\;(aq)\;+\;2\,\mathrm{MnSO}_{4}\;(aq)\;+\;5\,\mathrm{O}_{2}\;(g)\;+\;8\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\;(l).
b) Agente oxidante: \mathrm{KMnO}_{4}. Agente redutor: \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2}.
c) Observa-se a descoloração do púrpura de \mathrm{MnO}_{4}^{-} e efervescência de \mathrm{O}_{2}, devido à redução de \mathrm{Mn}^{+7} a \mathrm{Mn}^{+2} (cor quase incolor) e à oxidação de \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{2} a \mathrm{O}_{2} gasoso.

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