(1,0 pto)Q3. Balancei as equações abaixo e atribua o NOX para as espécies que foram oxidadas e reduzidas atribuind quem sofreu oxidação e quem sofreu redução?
\begin{array}{r} \mathrm{Ag}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{Zn}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \longrightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}+\mathrm{Ag} \\ \mathrm{Sn}+\mathrm{HNO}_{3} \longrightarrow \mathrm{SnO}_{2}+\mathrm{NO}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \end{array}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas para cada uma das duas reações dadas: (i) balancear a equação química; (ii) atribuir o número de oxidação (NOX) às espécies que sofreram mudança de NOX e dizer quem foi oxidado e quem foi reduzido. As duas reações fornecidas são:
\mathrm{Ag}_{2}\mathrm{O}+\mathrm{Zn}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\longrightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}+\mathrm{Ag}
\mathrm{Sn}+\mathrm{HNO}_{3}\longrightarrow \mathrm{SnO}_{2}+\mathrm{NO}_{2}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}

Passo 2

Regras rápidas e úteis para encontrar NOX (lembre-se delas para a prova):
  • Uma substância no estado elementar tem NOX 0. Ex.: \mathrm{Zn}, \mathrm{Ag}, \mathrm{Sn} puros têm NOX 0.
  • Hidrogênio ligado a não-metais tem NOX +1 (em ácidos e compostos covalentes); oxigênio em compostos (salvo peróxidos) tem NOX -2.
  • A soma dos NOX dos átomos de uma espécie neutra é 0; para íons é igual à carga do íon.
  • Para balancear reações de oxirredução é usual montar meias-reações (oxidação e redução), balancear átomos exceto H e O, depois equilibrar O com \mathrm{H}_2\mathrm{O} e H com \mathrm{H}^+ (meio ácido) ou \mathrm{OH}^- (meio básico), e finalmente equilibrar elétrons. Vou aplicar isso passo a passo em cada reação.

Passo 3

Analisando a primeira reação: calculemos os NOX relevantes.
  • Para \mathrm{Ag}_{2}\mathrm{O}: cada oxigênio é -2. Seja x o NOX do Ag em \mathrm{Ag}_{2}\mathrm{O}. Então
2x + (-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad 2x = 2 \quad\Rightarrow\quad x = +1.
Logo, em \mathrm{Ag}_{2}\mathrm{O} temos \mathrm{Ag} com NOX +1.
  • Para \mathrm{Zn} elementar: NOX 0.
  • Para \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}: cada grupo \mathrm{OH} tem soma (-2)+(+1)=-1. Seja y o NOX do Zn:
y + 2(-1) = 0 \quad\Rightarrow\quad y -2 = 0 \quad\Rightarrow\quad y = +2.
Portanto Zn vai de 0 para +2.
  • Para \mathrm{Ag} elementar no produto: NOX 0 (prata metálica).
Conclusão provisória dos NOX:
\mathrm{Ag}:\; +1 \longrightarrow 0 \quad(\text{reduzido})
\mathrm{Zn}:\; 0 \longrightarrow +2 \quad(\text{oxidado})

Passo 4

Agora balanceamos a reação 1 por meias-reações (modo conceitual, aqui em meio básico já que produto tem \mathrm{OH}):
  • Meia-oxidação (Zn perde elétrons):
\mathrm{Zn} \longrightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2\,\mathrm{e}^-
  • Meia-redução (Ag em \mathrm{Ag}_2\mathrm{O} ganha elétrons); em meio básico balanceamos oxigênios com \mathrm{H}_2\mathrm{O} e íons hidroxila:
    A forma prática conhecida para \mathrm{Ag}_2\mathrm{O} é:
\mathrm{Ag}_2\mathrm{O} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 2\,\mathrm{Ag} + 2\,\mathrm{OH}^-.
(Nesse passo igualamos massa e carga: O e H balanceados com \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{OH}^-; cada Ag ^+ consome 1 elétron, são 2 elétrons no total.)
  • Somando as duas meias-reações: os elétrons se cancelam e, substituindo \mathrm{Zn}^{2+} combinado com 2\,\mathrm{OH}^- por \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}, obtemos diretamente:
\mathrm{Ag}_2\mathrm{O} + \mathrm{Zn} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2} + 2\,\mathrm{Ag}.
Verificação rápida de átomos:
  • Ag: 2 ambos os lados.
  • Zn: 1 ambos os lados.
  • O: esquerda 1+1=2 (de \mathrm{Ag}_2\mathrm{O} e \mathrm{H}_2\mathrm{O}); direita 2 em \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_2.
  • H: esquerda 2; direita 2. Tudo ok. A equação já está balanceada com coeficientes inteiros mínimos.

Passo 5

Identificação final para a reação 1:
  • NOX inicial e final:
    • \mathrm{Zn}:\; 0 \longrightarrow +2 (perde elétrons → oxidado).
    • \mathrm{Ag}:\; +1 \longrightarrow 0 (ganha elétrons → reduzido).
  • Agente oxidante (aquele que oxida o outro) é \mathrm{Ag}_2\mathrm{O} (pois se reduz); agente redutor é \mathrm{Zn} (pois se oxida).

Passo 6

Agora a segunda reação. Primeiro calculemos NOX relevantes:
  • \mathrm{Sn} elementar: NOX 0.
  • Em \mathrm{SnO}_2: cada O é -2, então para Sn seja x:
x + 2(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad x -4 = 0 \quad\Rightarrow\quad x = +4.
Logo \mathrm{Sn}: 0 \longrightarrow +4 (oxidado, perde 4 elétrons).
  • Em \mathrm{HNO}_3: H é +1, O são 3\times(-2)=-6. Para N seja n:
(+1) + n + (-6) = 0 \quad\Rightarrow\quad n -5 = 0 \quad\Rightarrow\quad n = +5.
Portanto N em \mathrm{HNO}_3 tem NOX +5.
  • Em \mathrm{NO}_2: dois O totalizam -4, sendo a molécula neutra, N tem NOX +4.
    Logo N: +5 \longrightarrow +4 (ganha 1 elétron → reduzido).

Passo 7

Balanceamento da reação 2 por meias-reações em meio ácido (porque há \mathrm{HNO}_3):
  • Meia-oxidação (Sn → SnO2): balanceando O e H com água e H+:
\mathrm{Sn} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} \longrightarrow \mathrm{SnO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^-.
(Verifique: O: esquerda 2, direita em \mathrm{SnO}_2 2; H: esquerda 4, direita 4\,\mathrm{H}^+; cargas equilibradas após incluir elétrons.)
  • Meia-redução (nitrato \mathrm{NO}_3^- \rightarrow \mathrm{NO}_2): em meio ácido:
\mathrm{NO}_3^- + 2\,\mathrm{H}^+ + \mathrm{e}^- \longrightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.
(Aqui N de +5 passa a +4, ganha 1 elétron; O e H balanceados com \mathrm{H}_2\mathrm{O} e \mathrm{H}^+.)
  • Multiplique a meia-redução por 4 para cancelar os 4\,\mathrm{e}^- da oxidação:
4\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{e}^- \longrightarrow 4\,\mathrm{NO}_2 + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • Somando com a meia-oxidação:
    Lado esquerdo combinado: \mathrm{Sn} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 4\,\mathrm{NO}_3^- + 8\,\mathrm{H}^+.
    Lado direito combinado: \mathrm{SnO}_2 + 4\,\mathrm{H}^+ + 4\,\mathrm{NO}_2 + 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
    Cancele o que for igual em ambos os lados: subtraindo 4\,\mathrm{H}^+ de ambos e simplificando águas ( 4\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} direita menos 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} esquerda deixa 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} à direita). Resultado:
\mathrm{Sn} + 4\,\mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ \longrightarrow \mathrm{SnO}_2 + 4\,\mathrm{NO}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
  • Voltemos ao formato molecular substituindo 4\,\mathrm{NO}_3^- + 4\,\mathrm{H}^+ por 4\,\mathrm{HNO}_3:
\mathrm{Sn} + 4\,\mathrm{HNO}_3 \longrightarrow \mathrm{SnO}_2 + 4\,\mathrm{NO}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.
Verificação rápida de átomos:
  • Sn: 1 ambos os lados.
  • N: 4 ambos os lados.
  • O: esquerda 4\times3=12; direita \mathrm{SnO}_2 tem 2, 4\times\mathrm{NO}_2 tem 8, 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} tem 2 → total 2+8+2=12.
  • H: esquerda 4 (dos 4\,\mathrm{HNO}_3), direita 2\times2=4 (dos 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}). Tudo balanceado.

Passo 8

Identificação final para a reação 2:
  • NOX inicial e final:
    • \mathrm{Sn}:\; 0 \longrightarrow +4 (perde 4 elétrons → oxidado).
    • N (em \mathrm{HNO}_3):; +5 \longrightarrow +4 (cada N ganha 1 elétron → reduzido).
  • Agente oxidante é o \mathrm{HNO}_3 (ou melhor, o íon \mathrm{NO}_3^-), porque é a espécie que se reduz; agente redutor é o \mathrm{Sn}.

Resposta

\mathrm{Ag}_{2}\mathrm{O}+\mathrm{Zn}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\longrightarrow \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}+2\,\mathrm{Ag} ; \mathrm{Zn}:0\to+2 (oxidado); \mathrm{Ag}:+1\to0 (reduzido).
\mathrm{Sn}+4\,\mathrm{HNO}_{3}\longrightarrow \mathrm{SnO}_{2}+4\,\mathrm{NO}_{2}+2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} ; \mathrm{Sn}:0\to+4 (oxidado); \mathrm{N\;em\;HNO_{3}}:+5\to+4 (reduzido).

Exercícios relacionados