Mostre através de equações químicas como o peróxido de hidrogênio pode atuar tanto como agente oxidante quanto como redutor. Escreva ainda a equação de auto decomposição do
.
Passo 1
O enunciado pede três coisas:
- Mostrar, por meio de equações químicas, como o
pode atuar como agente oxidante (ou seja, ele aceita elétrons e é reduzido). - Mostrar, por meio de equações químicas, como o
pode atuar como agente redutor (ou seja, ele doa elétrons e é oxidado). - Escrever a equação da autodecomposição (disproporcionamento) do
.
Informações dadas (implícitas no enunciado):
- A espécie a estudar é o peróxido de hidrogênio
. - Deve-se mostrar reações balanceadas que ilustrem os dois papéis (oxidante e redutor) e a reação de decomposição.
Passo 2
Entender a razão física-química: estados de oxidação no
.
- Para decidir se o
pode ser reduzido ou oxidado, calculemos o nº de oxidação do oxigênio no peróxido. - Em
, cada hidrogênio tem estado de oxidação . Se chamarmos de o estado médio do oxigênio, a soma deve dar zero (molécula neutra):
- Conclusão: no peróxido o oxigênio tem estado de oxidação
. Isso é intermediário entre: - oxigênio em água, com estado
(mais reduzido), e - oxigênio molecular
, com estado (mais oxidado).
- oxigênio em água, com estado
- Logo, o oxigênio em
pode tanto ser reduzido de para quanto oxidado de para . É por isso que pode agir como oxidante ou redutor.
Passo 3
Escrever as meias-reações (half-reactions) que mostram a versatilidade do peróxido — equilibradas em meio ácido (forma padrão usada em muitos exemplos).
- Meia-reação de redução (o
é agente oxidante porque ganha elétrons e vira água):
Verificação rápida: átomos e carga conferem (H:
de cada lado; O: 2 em cada lado; carga: esquerda
, direita
).
- Meia-reação de oxidação (o
é agente redutor porque perde elétrons e vira ):
Verificação: átomos e carga conferem (H: 2 cada lado; O: 2 cada lado; carga: esquerda
, direita
).
Essas duas meias-reações mostram matematicamente como o peróxido pode ser reduzido (virar água) ou oxidado (virar oxigênio).
Passo 4
Exemplo prático 1 —
agindo como agente oxidante (ele se reduz): reação com íons iodeto
que são oxidados a
.
- Meia-reação de oxidação do iodeto:
- Meia-reação de redução do
(já dada no passo anterior):
- Somando as duas meias-reações (elétrons cancelam) obtém-se a reação total balanceada em meio ácido:
- Interpretação: o
aceitou os elétrons vindos dos (foi reduzido a ), portanto aqui ele funciona como agente oxidante.
Passo 5
Exemplo prático 2 —
agindo como agente redutor (ele se oxida): reação com o íon permanganato
em meio ácido, que é reduzido a
.
- Meia-reação de redução do permanganato (em meio ácido):
- Meia-reação de oxidação do
(já dada):
- Para combinar, igualamos o número de elétrons trocados: multiplica-se a meia-oxidação do peróxido por
(ficam ) e a redução do permanganato por (também ). Somando e simplificando obtém-se a equação total balanceada (em meio ácido):
- Interpretação: o
doa elétrons (é oxidado a ), enquanto o é reduzido a . Aqui atua como agente redutor.
Passo 6
Reação de autodecomposição (disproporcionamento) do
.
- O
pode se decompor espontaneamente (ou cataliticamente) formando água e oxigênio; nessa reação parte do peróxido é reduzida e parte é oxidada — é um caso clássico de disproportionamento:
- Verificação: átomos balanceados (H:
ambos os lados; O: ambos os lados) e conservação de carga (espécies neutras).
Passo 7
Resumo de verificação e dica de prova — como checar rapidamente:
- Para ver se uma espécie pode ser tanto oxidante quanto redutora, calcule seus números de oxidação e veja se existe pelo menos uma forma mais reduzida e uma mais oxidada plausível; no
, oxigênio está em e pode ir para (água) ou ( ). - Para balancear reações redox em meio ácido: escreva meias-reações, balanceie átomos (exceção H e O), adicione
e conforme necessário e adicione elétrons para balancear cargas; por fim combine as meias-reações multiplicando para cancelar elétrons.