Quando uma solução de hidróxido de sódio é adicionada a uma solução de sulfato férrico \left(\mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}\right), forma-se um precipitado castanho de \mathrm{Fe}(\mathrm{OH})_{3}. A equação que melhor representa esse processo é aquela que só representa os participantes essenciais da reação. Trata-se da equação:

Passo 1

O enunciado nos diz que: ao adicionar uma solução de hidróxido de sódio a uma solução de sulfato férrico \left(\mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}\right) forma-se um precipitado castanho de \mathrm{Fe}(\mathrm{OH})_{3}. A pergunta pede a equação que “só representa os participantes essenciais da reação” — ou seja, a equação iônica líquida (net ionic equation) que mostra apenas as espécies que realmente participam da formação do precipitado.
Informações relevantes dadas:
  • Reagentes: solução de \mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3} e solução de \mathrm{NaOH}.
  • Produto observado: precipitado castanho \mathrm{Fe}(\mathrm{OH})_{3}.
  • Deve-se apresentar apenas os participantes essenciais (ou seja, eliminar íons espectadores).

Passo 2

Escrevendo primeiro a equação molecular completa (forma habitual com compostos):
\mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}(aq) + 6\,\mathrm{NaOH}(aq) \rightarrow 2\,\mathrm{Fe(OH)}_{3}(s) + 3\,\mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4}(aq)
Explicação passo a passo dessa linha: cada \mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3} contém 2 átomos de Fe e 3 ânions \mathrm{SO}_{4}^{2-}; para formar \mathrm{Fe(OH)}_{3} precisamos de 3 íons \mathrm{OH}^{-} por cada \mathrm{Fe}^{3+}. Balanceando átomos e cargas, aparecem os coeficientes mostrados ( 6 \mathrm{NaOH}, 2 \mathrm{Fe(OH)}_{3}, 3 \mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4}).

Passo 3

Agora vamos transformar a equação molecular em equação iônica completa, separando as espécies solúveis em seus íons. Regras usadas (breve aula):
  • Compostos iônicos solúveis em água (como \mathrm{NaOH} e \mathrm{Na}_{2}\mathrm{SO}_{4}) se dissociam em seus íons.
  • Compostos pouco solúveis ou insolúveis (como \mathrm{Fe(OH)}_{3}) permanecem como sólido na equação iônica.
  • O sulfato férrico em solução é fonte de \mathrm{Fe}^{3+} e \mathrm{SO}_{4}^{2-}.
Equação iônica completa:
2\,\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + 3\,\mathrm{SO}_{4}^{2-}(aq) + 6\,\mathrm{Na}^{+}(aq) + 6\,\mathrm{OH}^{-}(aq) \rightarrow 2\,\mathrm{Fe(OH)}_{3}(s) + 6\,\mathrm{Na}^{+}(aq) + 3\,\mathrm{SO}_{4}^{2-}(aq)

Passo 4

Identificar íons espectadores: são os íons que aparecem iguais em ambos os lados da equação iônica completa e não participam da formação do precipitado. Aqui os íons espectadores são:
\mathrm{Na}^{+}(aq)\quad\text{e}\quad \mathrm{SO}_{4}^{2-}(aq).
Eles aparecem tanto nos reagentes quanto nos produtos sem mudança química.

Passo 5

Eliminar os íons espectadores da equação iônica completa para obter a equação iônica líquida (net ionic equation). Ao cancelar \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{SO}_{4}^{2-} obtemos:
2\,\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + 6\,\mathrm{OH}^{-}(aq) \rightarrow 2\,\mathrm{Fe(OH)}_{3}(s)

Passo 6

Simplificar a equação dividindo todos os coeficientes pelo maior fator comum (aqui 2), para expressá-la na forma mais simples:
\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + 3\,\mathrm{OH}^{-}(aq) \rightarrow \mathrm{Fe(OH)}_{3}(s)
Breve justificativa: essa forma ainda está balanceada em número de átomos e em carga (verificação abaixo).

Passo 7

Verificação de conservação de massa e carga (cheque final — importante para prova):
  • Átomos: à esquerda há 1 Fe, 3 O e 3 H vindos de 3\,\mathrm{OH}^{-}; à direita \mathrm{Fe(OH)}_{3} tem 1 Fe, 3 O, 3 H. Átomos balanceados.
  • Carga: carga total à esquerda é +3 + 3\times(-1) = 0; à direita sólida não tem carga líquida; carga balanceada.
    Esse é o tipo de equação pedida no enunciado (mostra apenas os participantes essenciais: \mathrm{Fe}^{3+}, \mathrm{OH}^{-} e o precipitado).

Resposta

\mathrm{Fe}^{3+}(aq) + 3\,\mathrm{OH}^{-}(aq) \rightarrow \mathrm{Fe(OH)}_{3}(s)

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