Usando um método adequado, faça o balanceamento da seguinte equação química, explicando passo a passo o seu procedimento:
I2(aq)+HNO3(aq) HIO3(aq)+NO2(g)+H2 O(l)

Passo 1

Beleza, parceiro! A gente vai balancear a reação
I2(aq) + HNO3(aq) ;longrightarrow; HIO3(aq) + NO2(g) + H2O(l)
Usando o método de oxirredução (meia‐reações). O que precisamos:
  • Identificar quem é oxidado e quem é reduzido (estados de oxidação).
  • Montar as meias‐reações de oxidação e redução.
  • Balancear massa (átomos de cada lado) e carga (elétrons, íons H⁺ e H₂O).
  • Igualar elétrons, somar tudo e simplificar.

Passo 2

Identificar estados de oxidação
  • I₂: iodo no estado 0.
  • Em HIO₃: iodo em +5. → Iodo foi oxidado (perdeu 5 e⁻ por átomo).
  • Em HNO₃: N em +5.
  • Em NO₂: N em +4. → Nitrogênio foi reduzido (ganhou 1 e⁻).

Passo 3

Meia‐reação de oxidação (I⁰ → I⁺⁵)
  1. Escreve só I₂ → HIO₃.
  2. Balanceia O com H₂O e H com H⁺:
underbraceI20 ;+;6,H2O;longrightarrow;2,HIO3;+;10,H^+;+;10,e^-
  • Aqui: cada I₂ libera 10 e⁻ (5 e⁻ por iodo).
  • Água e H⁺ garantem conservar O e H.

Passo 4

Meia‐reação de redução (N⁺⁵ → N⁺⁴)
Escreve NO₃⁻ → NO₂ e balanceia em meio ácido:
NO3^-;+;2,H^+;+;e^-;longrightarrow;NO2;+;H2O
  • Cada NO₃⁻ ganha 1 e⁻ para virar NO₂.
  • H⁺ e H₂O ajustam H e O.

Passo 5

Igualar número de elétrons
  • Oxidação solta 10 e⁻.
  • Redução usa 1 e⁻.
    Multiplica a redução por 10:
10,NO3^- ;+;20,H^+ ;+;10,e^- ;longrightarrow; 10,NO2 ;+;10,H2O

Passo 6

Somar meias‐reações e simplificar
Oxidação + redução:
&I2 + 6,H2O ;+;10,NO3^- + 20,H^+ +10,e^- ⟶ 2,HIO3 +10,H^+ +10,e^- +10,NO2 +10,H2O
Cancela 10 e⁻.
Cancela 10 H⁺ dos dois lados (restam 10 H⁺ à esquerda).
Cancela 6 H₂O (deixa 4 H₂O no produto).
Fica:
I2 + 10,NO3^- + 10,H^+ ;longrightarrow; 2,HIO3 + 10,NO2 + 4,H2O
Como cada HNO₃ dá um NO₃⁻ e um H⁺, juntamos 10 deles:

Resposta

boxedI2(aq);+;10,HNO3(aq);longrightarrow;2,HIO3(aq);+;10,NO2(g);+;4,H2O(l)

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