Reações REDOX

Teoria Completa

Reações REDOX são reações de REDução e de OXidação.

Essas reações envolvem a transferência de elétrons e, por isso mesmo, há alteração do NOX dos átomos. Então vamos começar relembrando essa história de NOX.

NOX, o número de oxidação

O número de oxidação está ligado ao número de elétrons na camada de valência dos átomos, ao fato do mesmo estar fazendo ligações iônicas ou covalentes, à eletronegatividade do cara, entre outros.

Por exemplo, o oxigênio normalmente se liga com outros átomos pra receber dois elétrons e completar o octeto. Dessa forma, seu NOX geralmente é - 2 (recebe dois elétrons e fica com duas cargas negativas). Mesmo em ligações covalentes, onde os elétrons são compartilhados, o oxigênio costuma ficar com NOX - 2 , uma vez que ele é eletronegativo pra caramba, e acaba puxando os elétrons pra si.

Já os metais alcalinos costumam doar um elétron ao fazer ligações, ficando com NOX + 1 .

E assim por diante...

Abaixo, separamos algumas das principais regras para definir o NOX dos átomos das substâncias.

  • Quando um elemento estiver sozinho, seu NOX é zero.

Portanto, em substâncias como C ( s ) ,   O 2 ,   N 2 ,   N e ,   S 8 ,   P 4 ,   C l 2 ,   F 2 , onde o elemento está “sozinho” ou “com ele mesmo”, o cara fica com NOX igual a zero. Isso acontece porque ninguém está “puxando os elétrons de ninguém” nas substâncias simples e os caras ficam neutros.

  • O NOX de metais alcalinos é + 1 .
  • Atenção: se o metal estiver “sozinho”, o NOX é zero. Tipo assim: se você ver um N a ( s ) ,   N a 0 ,   ou simplesmente N a , trata-se do sódio metálico e o NOX é zero. Se você ver N a C l ,   N a 2 O ,   N a N O 3 ,   N a F … O NOX do sódio nessas substâncias é + 1 . O mesmo vale para os demais alcalinos, beleza?

  • O NOX de metas alcalinos terrosos é + 2 .
  • Mais uma vez, se o metal estiver sozinho, o NOX segue sendo zero. Caso contrário, B e ,   C a ,   M g … combinados com outros átomos assumem NOX + 2 .

  • O NOX do hidrogênio é + 1 .
  • Mas as regras aí de cima são mais fortes, ok? Se você ver um H 2 , o NOX fica zero. Se o hidrogênio se combinar com alcalinos ou alcalinos terrosos, ele pode assumir NOX - 1 pra carga da subtância como um todo ser zero.

    N a ⏞ + 1 H ⏞ - 1               C a ⏞ + 2 H 2 ⏞ - 1

  • O NOX do oxigênio é - 2 .
  • Mas as regras aí de cima seguem mais fortes. Combinado com hidrogênio, metais alcalinos e alcalinos terrosos, o oxigênio pode assumir NOX - 1 ou até - 1 2 . E nas substâncias simples tipo O 2 ou O 3 , o NOX é zero.

  • Os demais NOX são ajustados para que a carga das substâncias e íons sejam obedecidas.

Ou seja, pros outros elementos não existe muita regra. Vamos calcular o NOX da galera por diferença.

Fica tranquilo que tem exercícios de fixação resolvidinhos pra você praticar.

Oxidação e Redução

Durante uma reação de OXIDAÇÃO, os átomos que sofrem a oxidação vão PERDER ELÉTRONS, tal que o NOX vai AUMENTAR (porque quem perde elétrons fica mais positivo).

Já na REDUÇÃO, os caras GANHAM ELÉTRONS, o que faz com que o NOX DIMINUA (quem ganha elétrons fica mais negativo).

Uma reação de oxidação está sempre associada a uma reação de redução. Ou seja, pra alguém se oxidar, alguém precisa se reduzir ao mesmo tempo.

Isso acontece porque os elétrons perdidos por um cara precisam ser recebidos por outro cara. Eles não podem ficar soltos por aí, ok?

Por isso falamos de reação REDOX, onde a redução e a oxidação estão associadas.

Durante uma reação REDOX, temos uma semi-reação de oxidação e uma semi-reação de redução acontecendo. Juntas elas formam a reação global.

Semi-reações e reação global

Em uma semi-reação representamos um par redox, ou seja, dois caras do mesmo elemento mas com NOX diferentes. Representamos também os elétrons ganhos e perdidos.

Elétrons ganhos ficam nos reagentes e os perdidos ficam nos produtos, como se estivessem sendo “produzidos” na reação.

Semi-reação de oxidação do zinco (par redox Z n 0 / Z n 2 + ):

Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -

Semi-reação de redução do cobre (par redox C u 2 + / C u 0 ):

C u 2 + + 2 e - → C u 0

Reação global:

Z n 0 + C u 2 + → Z n 2 + + C u 0

A reação global é uma soma simples das semi-reações de oxidação e de redução. Na reação global NUNCA aparecem elétrons, porque os elétrons “produzidos” na reação de oxidação são “consumidos” na reação de redução. Na verdade, os elétrons são transferidos.

Pra que isso ocorra, algumas vezes as reações devem ser balanceadas. Se você precisar ver isso, pode conferir lá na parte de balanceamento, dentro do assunto de estequiometria.

Agente oxidante e agente redutor

A gente já viu que pra alguém se oxidar, outro alguém precisa se reduzir certo?

Então, quando um cara se oxida, de certa forma ele está causando a redução de outro cara. A redução só ocorre se ele se oxidar.

Por isso, a substância que contém o elemento que sofre oxidação é chamada agente redutor. Pois ao se oxidar, ele causa a redução de outro cara.

Por outro lado, a substância que contém o elemento que sofre redução é chamada agente oxidante. Pois ao se reduzir, ele causa a oxidação de alguém.

Olha essa reação aí:

H 2 S + 4 B r 2 + 4 H 2 O → H 2 S O 4 + 8 H B r

Primeiro a gente calcula o NOX de geral, segundo nossas regrinhas:

H 2 ⏞ + 1 S ⏞ - 2 + 4 B r 2 ⏞ 0 + 4 H 2 ⏞ + 1 O ⏞ - 2 → H 2 ⏞ + 1 S ⏞ + 6 O 4 ⏞ - 2 + 8 H ⏞ + 1 B r ⏞ - 1

Aí a gente identifica quem sofre oxidação (NOX aumentando) e quem sofre redução (NOX diminuindo).

Então o H 2 S é o agente redutor e o B r 2 será o agente oxidante.

Exercício Resolvido #1

Elaboração própria.

Calcule os NOX nas substâncias abaixo.

a) H e ( g )

b) H 2 O 2

c) N a O 2

d) H B r O 4

e) B r 2

f) N O 3 -

g) S O 4 2 -

h) C r 3 +

i) T i O 2 +

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Passo 1

a) Para o Hélio, substância simples, não tem complicação. NOX zero!

H e ⏞ 0

Passo 2

b) No H 2 O 2 , precisamos começar pela regra do hidrogênio. Começando pela do oxigênio dá ruim. Então não esquece que a do hidrogênio é mais forte que a do oxigênio, ok?

Atribuindo NOX + 1 pra cada hidrogênio, com dois hidrogênios temos + 2 . Assim, os dois oxigênios devem ter NOX total - 2 . Ou seja, cada um com NOX - 1 .

H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 1 2

Como o NOX do oxigênio nessa substância é - 1 , chamamos o H 2 O 2 de peróxido de hidrogênio.

Passo 3

c) No N a O 2 , precisamos começar pela regra dos metais alcalinos. Começando pela do oxigênio dá ruim. Então não esquece que a dos metais alcalinos é mais forte que a do oxigênio, ok?

Atribuindo NOX + 1 pro sódio, os dois oxigênios devem ter NOX total - 1 . Ou seja, cada um com NOX - 1 2 .

N a ⏞ + 1 O ⏞ - 1 / 2 2

Como o NOX do oxigênio nessa substância é - 1 2 , chamamos o N a O 2 de superóxido de sódio.

Passo 4

d) Para o H B r O 4 vamos começar pela regra do hidrogênio, que fica com NOX + 1 . Em seguida atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com quatro oxigênios temos NOX total - 8 . Considerando o + 1 do hidrogênio, o B r precisa ter NOX + 7 pra que a substância como um todo seja neutra.

H ⏞ + 1 B r ⏞ + 7 O ⏞ - 2

Passo 5

e) B r 2 não tem complicação. Em substância simples o NOX é zero.

B r ⏞ 0 2

Passo 6

f) No N O 3 - , atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com três oxigênios temos um total de - 6 . Para que a carga total do íon seja - 1 , o nitrogênio fica com NOX +5.

N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   -

Passo 7

g) No S O 4 - 2 atribuímos NOX - 2 pra cada oxigênio. Com quatro oxigênios temos um total de - 8 . Para que a carga total do íon seja - 2 , o enxofre fica com NOX +6.

S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4   - 2

Passo 8

h) No C r 3 + e sempre que um cara sozinho aparecer com carga, não tem mistério. A carga é o NOX. No caso, o NOX do cromo aqui é + 3 .

C r ⏞ + 3   3 +

Passo 9

i) No T i O 2 + o oxigênio tem NOX - 2 . Para que o íon tenha carga total + 2 , o T i precisa ter NOX + 4 .

T i ⏞ + 4 O ⏞ - 2   + 2

Resposta

a) H e ⏞ 0

b) H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 1 2

c) N a ⏞ + 1 O ⏞ 2 - 1 / 2

d) H ⏞ + 1 B r ⏞ + 7 O ⏞ 4 - 2

e) B r ⏞ 2 0

f) N ⏞ + 5 O ⏞ 3   – - 2

g) S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4   - 2

h) C r ⏞ + 3   3 +

i) T i ⏞ + 4 O ⏞ - 2   + 2

Exercício Resolvido #2

Elaboração própria.

Nas reações abaixo, identifique o NOX de todos os átomos, os processos de oxidação e redução e os agentes oxidante e redutor.

a) M g O + C → C O + M g

b) 2 C l - + 2 H 2 O → C l 2 + 2 O H - + H 2

c) 3 C + 2 K 2 C r 2 O 7 + 8 H 2 S O 4 → 3 C O 2 + 2 C r 2 ( S O 4 ) 3 + 2 K 2 S O 4 + 8 H 2 O

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Passo 1

a) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • Nas substâncias simples C e M g , o NOX será zero.
  • O M g , como metal alcalino terroso, terá NOX + 2 .
  • O oxigênio no M g O terá NOX - 2 , para que a carga total da substância seja zero.
  • No C O o oxigênio tem o NOX “padrão” - 2 , e o carbono fica com NOX + 2 , para que a carga total da substância seja zero.
  • Assim:

    M g ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + C ⏞ 0 → C ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + M g ⏞ 0

    Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

    O M g O será o agente oxidante, uma vez que o magnésio sofre redução.

    O C será o agente redutor, porque o carbono sofre oxidação.

    Passo 2

    b) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • Nas substâncias simples C l 2 e H 2 , o NOX será zero.
  • O C l terá NOX - 1 , conforme indicado.
  • Na água ( H 2 O ), o hidrogênio tem NOX + 1 e o oxigênio, NOX - 2 .
  • Na hidroxila ( O H - ), o hidrogênio tem NOX + 1 e o oxigênio, NOX - 2 .
  • Assim:

    2 C l ⏞ - 1   - + 2 H 2 ⏞ + 1 O ⏞ - 2 → C l ⏞ 0 2 + 2 O ⏞ - 2 H ⏞ + 1   - + H ⏞ 0 2

    Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

    Tal que o C l - será o agente redutor e o H 2 O o agente oxidante.

    Passo 3

    c) Seguindo as nossas regrinhas podemos dizer que:

  • No C , substância simples, o NOX será zero.
  • No K 2 C r 2 O 7 , cada K (metal alcalino) tem NOX + 1 e cada O tem NOX - 2 . Com 2 K e 7   O , temos NOX total - 12 . Para que a substância seja neutra, os dois cromos juntos devem ter NOX + 12 , tal que o NOX individual deles será + 6 .
  • No H 2 S O 4 , cada H tem NOX + 1 e cada O tem NOX - 2 . Com 2 H e 4   O , temos NOX total - 6 . Para que a substância seja neutra, o S deve ter NOX + 6 .
  • No C O 2 cada O tem NOX - 2 . Com dois oxigênios o carbono deve ter NOX + 4 para manter a neutralidade da substância.
  • O ânion sulfato tem carga - 2 . Portanto, nesse íon cada oxigênio tem NOX - 2 (como normalmente) e o enxofre tem NOX + 6 .
  • Como cada sulfato tem carga - 2 , com três sulfatos temos carga total - 6 , que deve ser balanceada por uma carga + 6 dos dois cromos. Assim, cada cromo fica com carga (e NOX) + 3 .
  • No K 2 S O 4 o metal alcalino fica com NOX + 1 e o sulfato fica com o NOX conforme já calculamos.
  • Na água o hidrogênio tem seu NOX normal + 1 e o oxigênio seu NOX normal - 2 .

Assim:

3 C ⏞ 0 + 2 K ⏞ + 1 2 C r ⏞ + 6 2 O ⏞ - 2 7 + 8 H ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 → 3 C ⏞ + 4 O ⏞ - 2 2 + 2 C r ⏞ + 3 2 ( S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 ) 3 + 2 K ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 + 8 H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 2

Observando quem tem o NOX diminuído e quem tem o NOX aumentado, podemos identificar os processos REDOX.

Tal que o C será o agente redutor e o K 2 C r 2 O 7 , o agente oxidante.

Resposta

a) M g ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + C ⏞ 0 → C ⏞ + 2 O ⏞ - 2 + M g ⏞ 0

Ag. redutor: C

Ag. oxidante: M g O

b) 2 C l ⏞ - 1   - + 2 H 2 ⏞ + 1 O ⏞ - 2 → C l ⏞ 0 2 + 2 O ⏞ - 2 H ⏞ + 1   - + H ⏞ 0 2

Ag. redutor: C l -

Ag. oxidante: H 2 O

c) 3 C ⏞ 0 + 2 K ⏞ + 1 2 C r ⏞ + 6 2 O ⏞ - 2 7 + 8 H ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 → 3 C ⏞ + 4 O ⏞ - 2 2 + 2 C r ⏞ + 3 2 ( S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 ) 3 + 2 K ⏞ + 1 2 S ⏞ + 6 O ⏞ - 2 4 + 8 H ⏞ + 1 2 O ⏞ - 2

Ag. redutor: C

Ag. oxidante: K 2 C r 2 O 7

Exercício Resolvido #3

Elaboração própria

Dadas as semi-reações abaixo, identifique qual representa a oxidação, qual representa a redução e encontre a reação global devidamente balanceada.

a) Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -           e           C u 2 + + 2 e - → C u 0

b) Z n 0 → Z n 2 + + 2 e -           e           A g 1 + + 1 e - → A g 0

c) M n O 4 - + 8 H + + 5 e - → M n 2 + + 4 H 2 O           e           H 2 C 2 O 4 → 2 C O 2 + 2 H + + 2 e -

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Passo 1

a) Quando o zinco ( Z n ) passa de NOX zero para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Quando o cobre ( C u ) passa de NOX + 2 para NOX zero, ele está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Juntando as semi-reações de oxidação e de redução, formamos a reação global, conforme:

Note que os elétrons “produzidos” na oxidação são “consumidos” na redução. Na verdade eles são transferidos durante uma reação REDOX.

Na reação global nunca aparecem elétrons.

Passo 2

b) Quando o zinco ( Z n ) passa de NOX zero para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Quando a prata ( A g ) passa de NOX + 1 para NOX zero, ela está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Para juntar as duas semi-reações, no entanto, precisamos que o número de elétrons perdidos pelo zinco seja igual ao número de elétrons ganhos pela prata. Como fazemos isso? Multiplicando a semi-reação de redução pelo fator 2 .

Assim que o número de elétrons nas duas semi-reações são igualados, podemos formar a reação global.

Passo 3

c) Quando o manganês ( M n ) passa de NOX + 7 para NOX + 2 , ele está sofrendo redução, ganhando elétrons, diminuindo NOX (RGD).

Quando o carbono ( C ) passa de NOX + 3 para NOX + 4 , ela está sofrendo oxidação, perdendo elétrons, aumentando NOX (OPA).

Mais uma vez, para juntar as duas semi-reações, precisamos que o número de elétrons perdidos na redução seja igual ao número de elétrons ganhos na oxidação. Como fazemos isso? Multiplicando a semi-reação de redução pelo fator 2 e a de oxidação pelo fator 5 . Assim, ambas ficarão com 10 elétrons.

Vamos ver como isso funciona:

Com os números de elétrons iguais nas duas semi-reações, formamos a reação global. Note que o número de H + também foi simplificado.

Resposta

a) Z n 0 + C u 2 + → Z n 2 + + C u 0

b) Z n 0 + 2 A g 1 + → Z n 2 + + 2 A g 0

c) 5 H 2 C 2 O 4 + 2 M n O 4 - + 6 H + → 10 C O 2 + 2 M n 2 + + 8 H 2 O

Exercício Resolvido #4

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 519-Teste 13.1A.

O cobre reage com ácido nítrico diluído para formar nitrato de cobre (II) e o gás óxido nítrico, N O . Escreva a equação iônica simplificada da reação.

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Passo 1

Vamos escrever uma reação do cobre metálico (NOX 0 ) com ácido nítrico diluído (ou seja, em meio aquoso), formando os produtos indicados:

C u ( s ) 0 + H ( a q ) + + N O 3 ( a q ) - → C u ( a q ) 2 + + N O 3 ( a q ) - + N O ( g )

Observe que escrevemos o ácido nítrico, H N O 3 , na sua forma aquosa, ou seja, dissociada em H + e N O 3 - . Fizemos o mesmo com o nitrato de cobre (II), C u ( N O 3 ) 2 . E não nos preocupamos em balancear nada, pois faremos isso nos próximos passos, beleza? Sabemos, por exemplo, que aquele nitrato não pode aparecer dos dois lados (reagentes e produtos) da nossa reação global.

Passo 2

Vamos calcular o NOX da galera, pra descobrir quem está sofrendo oxidação e quem está sofrendo redução.

C u ⏞ 0 ( s )   + H ⏞ + 1   ( a q ) + + N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   ( a q ) - → C u ⏞ 2 +   ( a q ) 2 + + N ⏞ + 5 O ⏞ - 2 3   ( a q ) - + N ⏞ + 2 O ⏞ - 2 ( g )

Como o cobre está passando do NOX 0 para NOX + 2 , ele está sofrendo oxidação. Já o nitrogênio, que passa do NOX + 5 para NOX + 2 , está sofrendo redução.

Passo 3

Hora de montar as semi-reações de redução e oxidação:

Semi-reação de oxidação:

C u ( s ) 0 → C u ( a q ) 2 + + 2 e -

Semi-reação de redução:

N O 3 ( a q ) - + 3 e - → N O ( g )

Colocamos 3 e - porque cada N , ao passar de NOX + 5 para NOX + 2 , ganha 3 elétrons. Mas a semi-reação de redução não está balanceada! Observe que no lado dos reagentes temos 4 cargas negativas, enquanto o lado dos produtos está neutro.

Como resolvemos isso? Como estamos em meio ácido, podemos adicionar H + nos reagentes, pra neutralizar todas aquelas cargas negativas. Precisamos de 4 H + para atingir a neutralidade de cargas.

N O 3 ( a q ) - + 4 H + + 3 e - → N O ( g )

Acabou? Ainda não!

Agora a gente pode ver que o número de átomos não ficou balanceado! Nos reagentes temos 4 H que não aparecem nos produtos. Além disso, temos 3 O nos reagentes e apenas 1 nos produtos.

Solução: adicionar água no lado oposto ao que adicionamos H .

N O 3 ( a q ) - + 4 H + + 3 e - → N O ( g ) + 2 H 2 O ( l )

Beleza, semi-reação de redução pronta!

Passo 4

Agora é hora de fazer a reação global.

Podemos simplesmente juntar as duas semi-reações? Não. Por quê? Porque o número de elétrons não está balanceado!

Com 2 e - na semi-reação de oxidação e 3 e - na semi-reação de redução, precisamos multiplicar a primeira por 3 e a segunda por 2 .

Olha aí como vai ficar:

A equação iônica simples da reação é a reação global:

3 C u s 0 + 2 N O 3 ( a q - + 8 H + → 3 C u a q 2 + + 2 N O g + 4 H 2 O l

Na equação iônica simples não aparecem os íons expectadores. Aqueles que apareceriam nos reagentes e produtos, não sofrendo alterações durante a reação. Aparecem os íons envolvidos na reação REDOX e substâncias metálicas e moleculares.

Resposta

3 C u s 0 + 2 N O 3 ( a q - + 8 H + → 3 C u a q 2 + + 2 N O g + 4 H 2 O l

Exercício Resolvido #5

Peter Atkins & Loretta Jones. Princípios da Química, 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, pp 522-Teste 13.2A.

Uma solução de íons hipoclorito, em meio alcalino, reage com hidróxido de crômio (III) sólido para dar íons cromato e íons cloreto, em água. Escreva a equação iônica simplificada da reação.

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Passo 1

A gente vai começar escrevendo uma reação entre íons hipoclorito ( C l O - ) e hidróxido de crômio III ( C r ( O H ) 3 ), formando íons cromato ( C r O 4 2 - ) e cloreto ( C l - ), sem se preocupar com o balanceamento. Mas precisamos ficar atentos que estamos em meio aquoso, portanto todos os íons vão ser escritos com aquele subscrito (aq). Já o hidróxido está sólido, por isso, não vamos escrever ele na forma dissociada ok? Começa assim:

C l O ( a q ) - + C r ( O H ) 3 → C r O 4 ( a q ) - 2 + C l ( a q ) -

Passo 2

Vamos calcular o NOX da galera, pra descobrir quem está sofrendo oxidação e quem está sofrendo redução.

C l ⏞ + 1 O ⏞ - 2   ( a q ) - + C r ⏞ + 3 ( O ⏞ - 2 H ⏞ + 1 ) 3 ( s ) → C r ⏞ + 6 O ⏞ - 2   4 ( a q ) - 2 + C l ⏞ - 1   ( a q ) -

Como o cloro está passando do NOX + 1 para NOX - 1 , ele está sofrendo redução. Já o cromo, que passa do NOX + 3 para NOX + 6 , está sofrendo oxidação.

Passo 3

Hora de montar as semi-reações de oxidação e redução:

Semi-reação de oxidação:

C r ( O H ) 3 ( s ) → C r O 4 - 2 + 3 e -

Colocamos os 3 e - porque cada C r , ao passar de NOX + 3 para + 6 , está perdendo 3 elétrons.

Mas dessa forma, temos 5 cargas negativas nos produtos e nenhuma nos reagentes. Como resolver esse problema? Em meio básico/alcalino (como dito no enunciado), podemos adicionar O H - a vontade nas nossas reações. Por isso, vamos balancear as cargas entre reagentes e produtos assim:

C r ( O H ) 3 ( s ) + 5 O H ( a q ) - → C r O 4 - 2 + 3 e -

Cargas balanceadas! Mas agora precisamos balancear o número de H e O entre os membros da reação. Fazemos isso adicionando água ao membro oposto em que adicionamos o O H - . Com 8 H nos reagentes, precisamos de 4 moléculas de água nos produtos.

C r ( O H ) 3 ( s ) + 5 O H ( a q ) - → C r O 4 - 2 + 3 e - + 4 H 2 O ( l )

Semi-reação de redução:

C l O ( a q ) - + 2 e - → C l ( a q ) -

Colocamos 2 e - porque cada C l , ao passar de NOX + 1 para NOX - 1 , ganha 2 elétrons. Mas a semi-reação de redução não está balanceada! Observe que temos 3 cargas negativas nos reagentes e apenas 1 nos produtos.

Como resolvemos isso? Vamos adicionar O H - no lado “carente” de cargas negativas. E já sabemos que precisamos colocar água no outro lado pra balancear os átomos.

C l O ( a q ) - + 2 e - + H 2 O ( l ) → C l ( a q ) - + 2 O H ( a q ) -

Beleza, semi-reações prontas!

Passo 4

Agora é hora de fazer a reação global.

Podemos simplesmente juntar as duas semi-reações? Não. Por quê? Porque o número de elétrons não está balanceado!

Com 3 e - na semi-reação de oxidação e 2 e - na semi-reação de redução, precisamos multiplicar a primeira por 2 e a segunda por 3 .

Olha aí como vai ficar:

Além de cortar os elétrons, a gente precisou cortar água e hidroxila, que apareceriam dos dois lados da reação global.

A equação iônica simples da reação é a reação global:

2 C r ( O H ) 3 ( s ) + 3 C l O ( a q ) - + 4 O H ( a q ) - → 2 C r O 4 - 2 + 3 C l ( a q ) - + 5 H 2 O ( l )

Na equação iônica simples não aparecem os íons expectadores. Aqueles que apareceriam nos reagentes e produtos (como os O H -   que cortamos ou algum K + que esteja com o C l O -