Balanceamento de Equações Químicas

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151Armazenando energia elétrica
 Balanceamento de equações que envolvem 
oxidação e redução
Vocês já compreenderam como balancear equações químicas nas quais não existe variação do número de 
oxidação das espécies envolvidas na transformação. 
Além disso, compreenderam que, em alguns tipos de reação química, o número de oxidação das espécies 
pode variar. Para acertar os coeficientes dessas equações, existe um procedimento um pouco diferente.
A essência desse procedimento consiste em igualar a variação total do nox da espécie que reduz com a varia-
ção total do nox da espécie que oxida. Vamos acompanhar um exemplo.
HNO3(aq) 1 H2S(aq) ñ NO(g) 1 S(s) 1 H2O(L)
Passo 1 – Identificar os nox de todas as espécies participantes:
H N O3 1 H2 S ñ N O 1 S 1 H2 O
11 15 –2 11 –2 12 –2 0 11 –2
Passo 2 – Identificar a variação de nox das espécies que sofrem redução e oxidação:
• O nitrogênio é a espécie que sofre redução, passando de 15 para 12.
 15 12
HNO3 ñ NO Dnox 5 3
• O enxofre é a espécie que sofre oxidação, passando de 2 para 0 (zero).
 –2 0
H2S ñ S Dnox 5 2
Passo 3 – Multiplicar o valor de Dnox pelo índice do elemento envolvido:
• Neste caso, o índice do nitrogênio e do enxofre é igual a 1.
Passo 4 – Inverter a variação do nox. A variação do nox do nitrogênio será o coeficiente do H2S e a variação 
do nox do enxofre será o coeficiente do HNO3:
2 HNO3 ñ 2 NO
3 H2S ñ 3 S
Passo 5 – Reescrever a equação com os novos coeficientes e acertar os outros coeficientes por tentativa:
2 HNO3(aq) 1 3 H2S(aq) ñ 2 NO(g) 1 3 S(s) 1 4 H2O(L)
EXERCÍCIOS
 1. Faça, no caderno, o balanceamento das equações a seguir:
 a) Pb(s) 1 PbO2(s) 1 H2SO4(aq) ñ PbSO4(s) 1H2O(L)
 b) KNO2(aq) 1 KMnO4(aq) 1 H2SO4(aq) ñ K2SO4(aq) 1 MnSO4(aq) 1 KNO3(aq) 1 H2O(L)
 c) K2Cr2O7(aq) 1 H2SO4(aq) 1 KI(aq) ñ K2SO4(aq) 1 Cr2(SO4)3(aq) 1 H2O(L) 1 I2(s)
 d) KMnO4(aq) 1 SnCL2(aq) 1 HCL(aq) ñ KCL(aq) 1 MnCL2(aq) 1 SnCL4(aq) 1 H2O(L)
 e) NO2(g) 1 H2O(L) ñ HNO3(aq) 1NO(g)
 f) CuS(s) 1 HNO3(aq) ñ CuSO4(aq) 1NO(g) 1H2O(L)
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152 Cap’tulo 8
Um exemplo de eletrólise
A eletrólise é outro exemplo de reação de oxirredução 
que se passa numa célula eletroquímica, assim como 
ocorre com as pilhas e as baterias. Enquanto nas pilhas 
a energia elétrica é produzida, pois a reação de oxirre-
dução é espontânea, na eletrólise é necessário o forne-
cimento de energia para que a reação ocorra, pois ela 
não é espontânea. Para melhorar nossa compreensão 
desses sistemas, vamos discutir alguns conceitos.
Uma célula eletroquímica é normalmente compos-
ta de dois eletrodos, onde vão ocorrer as duas semir-
reações: uma de oxidação e outra de redução.
O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de 
anodo; o eletrodo em que ocorre a redução, catodo.
Além desses eletrodos, a célula é composta ainda 
de um eletrólito, que é o meio (geralmente uma so-
lução) em que estão imersos os eletrodos e é respon-
sável pela condução da corrente elétrica, na forma de 
íons, do anodo para o catodo. Para fechar o circuito, 
há ainda uma ligação entre os eletrodos, por onde os 
elétrons migram do anodo para o catodo.
elétrons
anodo catodo
eletrólito
A
v
it
s
/A
rq
u
iv
o
 d
a
 e
d
it
o
ra
# Figura 8.28 – Representação esquemática de célula 
eletroquímica. Os elementos não estão representados 
em proporção. Cores fantasia.
 2. Utilizando o papel indicador, verifi quem se a so-
lução de KI é ácida, básica ou neutra (pH). Regis-
trem o resultado no caderno.
 3. Encham o béquer com a solução de KI até che-
gar a 2 cm das bordas e adicionem 10 gotas de 
fenolftaleína.
 4. Coloquem os dois eletrodos de grafi ta no bé-
quer, de modo que fi quem em lados opostos.
 5. Peçam ajuda ao professor para realizar as liga-
ções, e deixem a eletrólise se processar durante 
aproximadamente 15 minutos. 
 6. Observem o processo e anotem no caderno as mo-
difi cações que forem evidentes para os dois eletro-
dos. Descrevam o aspecto das soluções de KI antes 
da eletrólise, do eletrodo positivo e do eletrodo ne-
gativo, relacionando-o com o pH da solução.
REFLEXÃO
 1. Listem as espécies iônicas 
presentes na solução an-
tes de o processo de ele-
trólise ser iniciado.
 2. Consultando o quadro 8.1
de potenciais de eletrodos-padrão, sugiram as pos-
síveis reações de oxirredução que envolvem os íons 
presentes inicialmente.
 3. Considerando os resultados obtidos após a ele-
trólise (veja o 6º item, acima), escrevam as equa-
ções que representam os processos que ocorre-
ram nos eletrodos positivo e negativo.
 4. Verifi quem o número de elétrons envolvidos em 
cada equação e ajustem o coefi ciente das es-
pécies para balancear as cargas e as massas em 
cada equação.
 5. Escrevam a equação que representa o processo 
completo da eletrólise do iodeto de potássio (KI), 
somando as equações obtidas para os processos 
de redução e de oxidação.
INVESTIGAÇÃO
Evite o contato da 
solução de KI com a 
pele. Se isso ocorrer, 
lave com bastante 
água.
Nesta atividade, vocês vão in-
vestigar a eletrólise de uma solu-
ção aquosa de iodeto de potás-
sio (KI) e identifi car os produtos 
formados nos eletrodos.
MATERIAL
Um béquer de 250 mL, dois eletrodos de grafi ta, uma 
fonte de corrente contínua (ou uma bateria de 9 V) e 
fi os para conexão, solução de iodeto de potássio (KI) 
0,5 mol/L, papel indicador universal, fenolftaleína, um 
conta-gotas.
O QUE FAZER
 1. Montem o dispositivo para a eletrólise utilizando 
o béquer. Usem, como modelo, o esquema para 
célula eletroquímica apresentado na fi gura 8.29.
Consulte o quadro 
8.1 de potenciais de 
eletrodos-padrão 
para a realização 
dessa atividade.
G
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e
rt
o
 d
o
 V
a
le
 R
o
d
ri
g
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rq
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iv
o
 d
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 e
d
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o
ra
# Figura 8.29 – 
Alguns materiais 
necessários para 
a atividade. A 
fonte pode ser 
substituída por 
uma bateria de 
9 V.
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