Balanceamento - Método do Íon-elétron

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Prof. Dr. Eduardo Bessa Azevedo 
Balanceamento de Equações de Oxi-Redução 
pelo Método do Íon-Elétron 
 
 
 
���� Reações Iônicas: 
 
 Ao se escreverem equações iônicas líquidas, deve-se tomar o cuidado de se usar fórmulas 
somente para os compostos ou íons que possuem existência química verdadeira, como MnO2, 
H3AsO3 e HAsO42–. Mesmo em solução, não existem as espécies Mn4+, As3+ e As5+. As seguintes 
regras devem ser observadas. 
(a) As substâncias iônicas são escritas na forma iônica somente se os íons estiverem separados uns 
dos outros no meio em que ocorre a reação. Ou seja, se a substância estiver sólida, ela deve ser 
representada na fórmula molecular. Se estiver em solução aquosa, deve ser representada por 
seus íons constituintes. Sais ou óxidos pouco solúveis devem ser escritos na fórmula molecular. 
(b) Ácidos forte, tais como HCl e HNO3, devem ser escritos na forma ionizada, mas os ácidos fra-
cos como HNO2, H2S e HOAc, são sempre escritos na forma molecular. 
(c) Íons complexos devem ser escritos na sua forma complexa integral, por exemplo, [Fe(CN)6]3–, 
[Cu(NH3)4]2+ e [Ag(CN)2]–. 
 Baseado nas regras acima, escrever-se-ão sempre equações iônicas líquidas, ou seja, ao in-
vés de escrever-se 
3 H2S + 8 HCl + K2Cr2O7 → 3 S + 2 CrCl3 + 7 H2O 
escrever-se-á 
3 H2S + 8 H+ + Cr2O72– → 3 S + 2 Cr3+ + 7 H2O 
 
 
 
���� Método do Íon-Elétron: 
 
 Ele é baseado no princípio de dividir para conquistar: A equação é dividida em duas partes 
mais simples, denominadas semi-equações (uma de oxidação e outra de redução), que são balance-
adas separadamente e então recombinadas para dar a equação iônica líquida balanceada. 
 Como um exemplo, considere-se a reação entre soluções de SnCl2 e HgCl2, que fornece o 
Hg2Cl2 insolúvel como um dos produtos e Sn4+ em solução como o outro. Aplicando-se o método 
do íon-elétron, começa-se por escrever a equação iônica líquida que mostra apenas aquelas substân-
cias que estão realmente envolvidas na reação; deixa-se de forma quaisquer íons espectadores. 
Para a reação em análise, os reagentes são Sn2+, Hg2+ e Cl–. Os produtos são Hg2Cl2 e Sn4+. A e-
quação iônica líquida é, portanto, 
Sn2+ + Hg2+ + Cl– → Sn4+ + Hg2Cl2 
A seguir, divide-se a equação em duas semi-equações. São elas 




→+
→
+
++
22
–2
42
ClHg Cl Hg :Redução
Sn Sn :Oxidação
 
 O próximo passo é balancear as semi-equações. Existem dois requisitos que têm de ser sa-
tisfeitos: Para que uma equação qualquer envolvendo íons possa ser balanceada, 
 1. O número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação deve ser o mesmo. 
 2. A carga deve ser igual em ambos os lados da equação. 
O primeiro requisito é satisfeito colocando-se os coeficientes apropriados nas semi-equações para 
balancear os átomos. A primeira semi-equação já contém um átomo de estanho de cada lado, logo 
 
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nada tem de ser feito nela. A segunda semi-equação é balanceada colocando-se o coeficiente 2 na 
frente tanto do Hg2+ quanto do Cl–. 




→+
→
+
++
22
–2
42
ClHg Cl 2 Hg 2 :Redução
Sn Sn :Oxidação
 
O segundo requisito é satisfeito adicionando-se às semi-equações o número de elétrons perdidos ou 
ganhos. Na primeira semi-equação, cada íon estanoso (Sn2+) perdeu 2 elétrons. Na segunda semi-
equação, cada íon mercúrico (Hg2+) recebeu 1 elétron. Como, pela estequiometria, tem-se dois íons 
mercúrico, tem-se um recebimento total de 2 elétrons. Tem-se então as duas semi-equações balan-
ceadas: 




→++
+→
+
++
22
––2
–42
ClHg e 2 Cl 2 Hg 2 :Redução
e 2 Sn Sn :Oxidação
 
 Ao se adicionar as duas semi-equações, faz-se uso de um dos princípios básicos sobre as 
reações redox: O número total de elétrons ganhos deve sempre ser igual ao número total de elé-
trons perdidos. Nestas duas semi-equações, esta condição já está satisfeita, logo pode-se simples-
mente adicioná-las, cancelando todas as espécies que aparecerem em ambos os lados da equação. 




→++
+→
+
++
22
––2
–42
ClHg e 2 Cl 2 Hg 2 :Redução
e 2 Sn Sn :Oxidação
 
Sn2+ + 2 Hg2+ + 2 Cl– → Sn4+ + Hg2Cl2 
 
 
Reações que envolvem H+ ou OH– 
 Em muitas reações redox em solução aquosa, H+ ou OH– são consumidos ou produzidos. 
Estas reações também envolvem normalmente a água como um produto ou um reagente. Por e-
xemplo, se o ácido clorídrico concentrado é adicionado a permanganato de potássio, o cloreto do 
ácido é oxidado a cloro pelo permanganato, o qual é reduzido produzindo Mn2+ em solução. Duran-
te esta reação, o íon hidrogênio é consumido à medida que ele se combina com os átomos de oxigê-
nio do permanganato para dar moléculas d’água. Durante a reação, portanto, a quantidade de íons 
hidrogênio em solução diminui, como também a de cloreto e permanganato. 
 H+ e OH– não são apenas reagentes ou produtos em muitas reações, mas a presença ou au-
sência deles podem também afetar os outros produtos das reações. Por exemplo, o permanganato é 
usado como um agente oxidante em solução ácida, sendo o produto da redução geralmente o Mn2+. 
Mas se a solução for básica, o permanganato é reduzido ao insolúvel MnO2. Portanto, quando se 
realiza uma reação redox, é importante conhecer a acidez ou a basicidade da solução. 
 Quando se usa o método do íon-elétron para o balanceamento de equações, não é necessário 
saber se o H+ ou o OH– são um reagente ou um produto, ou se a água é consumida ou produzida. 
Tudo que se precisa saber é se a reação está ocorrendo em solução ácida ou básica. 
 
 
Reações que ocorrem em meio ácido 
 Em qualquer solução aquosa ácida, duas das principais espécies são a H2O e o H+. Estas 
podem ser usadas no método do íon-elétron para balancear os átomos de hidrogênio e oxigênio nas 
semi-equações. A abordagem geral é essencialmente a mesma que foi utilizada no balanceamento 
da equação da reação entre o Sn2+, o Hg2+ e o Cl–. Ela é bastante sistemática e pode ser dividida nas 
seguintes etapas: 
 1. Identifique os números de oxidação dos átomos que estão sofrendo oxidação ou redução. 
 2. Escreva a equação iônica líquida para a reação. 
 3. Divida a equação em semi-equações de oxidação e de redução. 
 
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 4. Balanceie todos os átomos, com exceção do hidrogênio e do oxigênio. 
 5. Adicione os elétrons perdidos ou ganhos em cada semi-equação. 
 6. Adicione o número de H+ necessários, do lado mais negativo de cada semi-equação, de 
forma que a carga total em ambos os lados da semi-equação seja a mesma. 
 7. Balanceie os átomos de hidrogênio adicionando o número necessário de H2O do outro 
lado de cada semi-equação. 
 8. Multiplique cada semi-equação pelos fatores apropriados de forma a igualar o número de 
elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos. 
 9. Adicione as duas semi-equações, cancelando todas as espécies que aparecerem em am-
bos os lados da equação. 
 
 
Reações que ocorrem em meio básico 
 Em uma solução aquosa básica, as espécies predominantes são a H2O e a OH–, logo estas 
são as espécies que devem ser usadas para se conseguir o balanço material. As etapas a serem se-
guidas são idênticas às do meio ácido, com exceção de uma: 
 6. Adicione o número de OH– necessários, do lado menos negativo de cada semi-equação, 
de forma que a carga total em ambos os lados da semi-equação seja a mesma. 
 
 
 
Exercício: 
Com relação aos processos químicos abaixo (meio aquoso), forneça as equações iônicas balancea-
das pelo método do íon-elétron. 
(a) K2Cr2O7 + KI → CrCl3 + I2 (meio ácido) 
(b) Zn + KNO3 → NH3 + K2ZnO2 (meio básico) 
(c) KMnO4 + KCl → MnCl2 + Cl2 (meio ácido) 
(d) K[AuCl4] + H2O2 → Au + Cl–+ O2 (meio ácido) 
(e) PbS + H2O2 → PbSO4 + H2O (meio básico) 
(f) K2SO3 + H2O2 → K2SO4 + H2O (meio básico) 
(g) Sn + HNO3 → Sn2+ + NH4+ + H2O 
(h) KBr + H2SO4 → Br2 + K2SO3 
(i) Sb2S3 + HCl + HNO3 → [SbCl6]– + SO42– + NO + H2O 
(j) NaHXeO4 + NaOH → Na4XeO6 + Xe + O2 + H2O 
(l) ClO2 + NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O 
(m) HgS + HCl + HNO3 → [HgCl4]2– + NO + H2O + S 
(n) Ag + KCN + O2 → K[Ag(CN)2] + KOH 
(o) WO3 + SnCl2 + HCl → W3O8 + [SnCl6]– + H2O 
(p) CH3CH2CH2OH + Cr2O72– + H2SO4 → CH3CH2COH + Cr2(SO4)3 + H2O 
 
 
Questão-Desafio (a quem interessar possa): 
[Cr(N2H4CO)6]4[Cr(CN)6]3 + KMnO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + MnSO4 + CO2 + KNO3 + K2SO4 + H2O