Equações Iônicas: Balanceamento e Reações com Peróxido de Hidrogênio


Algumas vezes é interessante trabalhar com equações iônicas porque o fenômeno de transferência de elétrons fica mais evidente. Nesse caso, só representamos as substâncias ou os íons que participam ativamente da reação, desprezando os que participam passivamente.

Os coeficientes das substâncias oxidante e redutora são encontrados a partir do princípio de que o número de elétrons ganhos pelo oxidante é igual ao número de elétrons perdidos pelo redutor. Os coeficientes das outras substâncias são encon­trados considerando que o número de átomos permanece constante em qualquer reação química.

Equações Iônicas

Como é um processo prático, veremos, por meio de um exemplo, como fazer o balanceamento. Considere a seguinte reação de oxidorredução: H2S(g) + Br2(e) + H20(t) – —> H2S04(aq)    +  HBr(aq). O primeiro passo para balancear essa equação é calcular o NOX de cada átomo ou íon participante, determinando qual sofreu oxidação e qual sofreu redução e, portanto, quais substâncias atuam como redutor e quais atuam como oxidante. Combinando as equações parciais das tabelas III e IV, observamos como ocorre a transferência de elétrons.

Numa equação completa de oxidorredução, o número de elétrons perdidos pelo redutor é igual ao número de elétrons ganhos pelo oxidante. Por exemplo: equação de oxidorredução entre o íon arsenito, As03-3(aq) (tabela III), e o íon permanganato, MnO1-^,, em meio ácido (tabela IV). Na primeira equação há perda de 2 e~ e na segunda, ganho de 5 e.

Para acertar o número de elétrons transferidos, mul­tiplicamos a primeira equação por 5 e a segunda equação por 2. Observe: A equação iônica completa, balanceada, respeita o princípio da conservação das cargas: a carga elétrica total nos reagentes e nos produtos é sempre a mesma.

No exemplo anterior, temos:
•     nos reagentes:  5 • (3-) + 2 • (1-) + 6 • (1+)   = 11-
•     nos produtos:   5 • (3-) + 2 • (2+) + 3 • (0)     =11-

Balanceamento das reações

É comum nos depararmos com o seguinte problema: como balancear uma reação de oxidorredução sem ter em mãos as equações parciais? Nesses casos, devemos ter em mente dois princípios básicos:

•     Enxofre, S: sofreu oxidação, seu NOX variou de -2 para +6. Perdeu 8 elétrons.
•     Sulfeto de hidrogénio, H2S: agente redutor.
•     Bromo, Br: sofreu redução, seu NOX variou de O para -1. Ganhou l elétron.
•     Bromo, Br2: agente oxidante. Em seguida, o balanceamento é feito igualando o número total de elétrons que foram perdidos e ganhos. Esse cálculo é feito da seguinte forma:
•   Número de elétrons perdidos: É igual à variação do NOX (A) do átomo ou íon que sofreu oxidação multiplicado pelo número (x) de vezes que esse átomo ou íon aparece na fórmula da substância redutora.
•   Número de elétrons ganhos: É igual à variação do NOX (A) do átomo ou íon que sofreu redução multiplicado pelo número (x) de vezes que esse átomo ou íon aparece na fórmula da substância oxidante.
Redutor, H2S: A • x = 8 • l     =
Oxidante, Br2: A • x = l • 2
=>    A-x = 8 8 elétrons perdidos. =>    A-x = 2 2 elétrons ganhos.

Caso seja possível, deve-se simplificar o número total de elétrons perdidos e ganhos:
elétrons perdidos:   8-5-2 = 4
elétrons ganhos:     2-s- 2 = l

Para igualar o número de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos, invertemos: O coeficiente da substância redutora é igual ao número
de elétrons ganhos. O coeficiente da substância oxidante é igual ao número de elétrons perdidos.
Redutor:   A-x = 8-l
Oxidante: A • x = l • 2

Relacionamos a seguir alguns exemplos de balan­ceamento de reações de oxidorredução que trazem em si um dado novo e importante.

Parte oxida ou reduz e parte não

São reações em que certa quantidade de determinado átomo ou íon é oxidada ou reduzida no decorrer da reação, enquanto outra quantidade desse mesmo átomo ou íon reage sem sofrer variação de NOX.

Por exemplo, reação entre dicromato de potássio e ácido clorídrico produzindo cloreto de potássio, cloreto de crómio III, gás cloro e água. Observe que o cálculo do NOX de cada átomo ou íon dessa reação mostra que certa quantidade de cloro reagiu sem sofrer variação de NOX, enquanto uma outra quantidade de cloro sofreu oxidação.

•      Cloro, C£: sofreu oxidação, seu NOX variou de -l para 0. Perdeu l elétron .-. A = 1.
•      Ácido clorídrico, HC£: agente redutor.
•      Crómio, Cr: sofreu redução, seu NOX variou de +6 para +3. Ganhou 3 elétrons /. A = 3.
•      Dicromato de potássio, K2Cr207: agente oxidante.
•      Coeficientes (elétrons ganhos = elétrons perdidos):
Oxidante: A • x = 3 • 2    =>  A • x = 6          l K2Cr207
Redutor:   A • x = l • l    =>  A • x = l          6HC£
•      O coeficiente da parte do HC£ em que o cloro sofreu oxidação é 6, portanto sabemos que 6 átomos de cloro efetivamente sofreram oxidação.
•      Como o produto da oxidação desses 6 átomos de cloro é o gás cloro, Cf?, o coeficiente do C£2 deve ser igual a 3, pois 3-2 = 6 (desse modo, fazemos com que o total de átomos de cloro oxidados seja o mesmo nos dois membros da equação).

O coeficiente das demais substâncias é encontrado pelo método das “tentativas”: lK2Cr207(aq,    +   6HC£(aq)     +     8 Ha(aq)     -> 4 2KC£(aq)  + 2CrC£3(aq)   + 30^, +   7H20(f)

Podemos também escrever a reação de modo sim­plificado, da seguinte forma: !K2Cr207(aq)    +   14HC£(âq)  -—-> 2KC£(aq)   + 2CrC£3(aq)   + 3 C£2(g) +   7 H20({)

Quando a equação é escrita dessa forma, perde-se de vista a proporção de que apenas 6 de cada 14 moléculas de HC£ tiveram o átomo de cloro oxidado.
Reações de auto-oxidorredução

Parte do cloro que tinha NOX igual a O no reagente passou, no produto, a ter NOX -l, e parte, NOX +5; ou seja, ocorreu uma auto-oxidorredução.

•   Cloro, C£: sofreu oxidação, seu NOX variou de O para +5. Perdeu 5 elétrons .-. A = 5. H Cloro, C£2: agente redutor.
•     Cloro, C£: sofreu redução seu NOX variou de O para -1. Ganhou l elétron .-. A = 1.
•     Cloro, Cí^: agente oxidante.
•     Coeficientes (elétrons ganhos = elétrons perdidos):
Oxidante: A • x = l • 2    =»   A • x =^ ® l x    5 C£2
Redutor:   A • x = 5 • 2    =>  A • x = 1QG)5 /    l C£2
•     O coeficiente da parte do C£2 que sofreu redução é 5, o que resulta num total de 10 átomos de cloro. Como o produto dessa redução é o cloreto de sódio, NaC£, o coeficiente dessa substância é igual a 10.
•     O coeficiente da parte do C£2 que sofreu oxidação é l, o que resulta num total de 2 átomos de cloro. Como o produto dessa oxidação é o clorato de sódio, NaC£03, o coeficiente dessa substância é igual a 2.

Como todo gás oxigênio, 02(g), produzido nessa reação provém do peróxido de hidrogênio, H202(aq), os coeficientes das duas substâncias são iguais.
3 H2S04(aq) +   8H20(f)

Perdemos de vista, porém, a proporção de C£2(g) que atua como oxidante e a que atua como redutor.

Reações com peróxido de hidrogênio

A ação do peróxido de hidrogênio, H202(aq), como oxi­dante é facilmente identificada e não dá margem a dúvidas na hora do balanceamento porque o oxigênio aparece no produto apenas com NOX -2.

Mas a ação do peróxido de hidrogênio, H202(aq), como redutor, devido ao fato de formar água, H20(e), e oxigênio, 02(g), pode levar à interpretação (errada) de que houve uma auto-oxidorredução, pois o oxigênio aparece no produto com NOX -2 e com NOX 0. Na realidade, só ocorre a oxidação do peróxido de hidrogênio, H202(aq), para oxigênio, 02(g).

A água é apenas o produto que resta da decomposição do peróxido de hidrogênio, H202(aq). Observe na reação a seguir como proceder para balancear uma reação na qual o peróxido de hidrogênio, H202(aq), atua apenas como redutor.

Oxigênio, O: sofreu oxidação, seu NOX variou de -l para 0. Perdeu l elétron /. A = 1. Peróxido de hidrogênio, H202: agente redutor. Manganês, Mn: sofreu redução, seu NOX variou de +7 para +2. Ganhou 5 elétrons /. A = 5. Manganato de potássio, KMn04: agente oxidante. Coeficientes (elétrons ganhos = elétrons perdidos):