Balancear as seguintes equações oxidação e redução

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4) Balancear as seguintes equações simplificadas, usando as meias-reações de oxidação e redução. Todas as reações ocorrem em solução básica. Identifique o agente oxidante e o agente redutor em cada reação.
ClO3- + N2H4 = NO + Cl-
 
Etapa 1. Separe o processo em meias reações. 
a) Atribua números de oxidação para cada átomo na equação. O número de oxidação (também chamado de estado de oxidação) é uma medida do grau de oxidação de um átomo em uma substância;
 
Cl+5 O-2 3 - + N-2 2 H+1 4 → N+2 O-2+ Cl-1 -
 
b) Identifique e escreva todos os pares redox em reação. Identifique quais reagentes estão sendo oxidados (o número de oxidação aumenta quando ele reage) e quais estão sendo reduzidos (o número de oxidação diminui). Anote a transferência de elétrons. 
O:
N-22  H+14 → 2 N+2 O-2+ 8e -
(N)
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - → Cl-1 -
(Cl)
c) Combine esses pares redox em duas semi-reações: uma para a oxidação e outra para a redução; 
O:
N-2 2 H+1 4 → 2 N+2 O-2+ 8e -
 
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - → Cl-1 -
 
Etapa 2. Equilibre os átomos em cada meia reação. Uma equação química deve ter o mesmo número de átomos de cada elemento em ambos os lados da equação. Adicione coeficientes apropriados (coeficientes estequiométricos) na frente das fórmulas químicas para equilibrar o número de átomos. Nunca mude nenhuma fórmula.
a) Equilibre todos os outros átomos, exceto hidrogênio e oxigênio. Podemos usar qualquer uma das espécies que aparecem nas equações do esqueleto para esse propósito. Lembre-se de que os reagentes devem ser adicionados apenas ao lado esquerdo da equação e os produtos à direita.
O:
N-2 2 H+1 4 → 2 N+2 O-2+ 8e -
 
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - → Cl-1 -
 
b) Equilibre a carga. Para reações de uma solução básica, equilibrar a carga de modo que ambos os lados tenham a mesma carga total por adição de um OH -  para o deficiente lado em carga negativa.
O:
N-2 2 H+1 4 + 8 OH - → 2 N+2 O-2+ 8e -
 
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - → Cl-1 - + 6 OH -
 
c) Equilibre os átomos de oxigênio. Verifique se há o mesmo número de átomos de oxigênio no lado esquerdo e direito, se eles não equilibram esses átomos adicionando moléculas de água.
O:
N-2 2 H+1 4 + 8 OH - → 2 N+2 O-28e + - + 6 H 2 O
 
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - + 3 H 2 O → Cl-1 - + 6 OH -
 
Etapa 3. Torne o ganho de elétron equivalente ao de elétron perdido. Os elétrons perdidos na meia-reação de oxidação devem ser iguais aos elétrons ganhos na meia-reação de redução. Para tornar os dois iguais, multiplique os coeficientes de todas as espécies por inteiros produzindo o menor múltiplo comum entre as semi-reações.
O:
N-2 2 H+1 4 + 8 OH - → 2 N+2 O-28e + - + 6 H 2 O
 * 3
R:
Cl+5 O-2 3 - + 6e - + 3 H 2 O → Cl-1 - + 6 OH -
* 4
O:
3 N-2 2 H+1 4 + 24 OH - → 6 N+2 O-224e + - + 18 H 2 O
 
R:
4 Cl+5 O-2 3 - + 24e - + 12 H 2 O → 4 Cl-1 - + 24 OH -
 
Etapa 4. Adicione as semi-reações. As duas semi-reações podem ser combinadas como duas equações algébricas, com a seta servindo como sinal de igual. Recombine as duas semi-reações adicionando todos os reagentes juntos em um lado e todos os produtos juntos no outro lado.
3 N-2 2 H+1 4 + 4 Cl+5 O-2 3 - + 24 OH - + 24e - + 12 H 2 O → 6 N+2 O-2+ 4 Cl-1 - + 24e - + 24 OH - + 18 H 2 O
Etapa 5. Simplifique a equação. A mesma espécie em lados opostos da flecha pode ser cancelada. Escreva a equação de forma que os coeficientes sejam o menor conjunto de inteiros possível.
3 N-2 2 H+1 4 + 4 Cl+5 O-2 3 - → 6 N+2 O-2+ 4 Cl-1 - + 6 H 2 O
Finalmente verifique se a soma das cargas de um lado da equação é igual à soma das cargas do outro lado. Não importa qual seja a carga, desde que seja a mesma em ambos os lados.
3 * 0 + 4 * -1 = 6 * 0 + 4 * -1 + 6 * 0
-4 = -4
Como a soma dos átomos individuais no lado esquerdo da equação corresponde à soma dos mesmos átomos no lado direito, e como as cargas em ambos os lados são iguais, podemos escrever uma equação balanceada.
4ClO 3 - + 3N 2 H 4 → 6NO + 4Cl - + 6 H 2 O
O número de oxidação de N aumenta de - 2 para + 2. O número de oxidação de Cl diminui de + 5 para - 1. Portanto, a hidrazina é o agente redutor e o ClO 3 é o agente oxidante.
6) O estanho normalmente tem números de oxidação 0, 2+ e 4+. Qual dessas espécies pode ser um agente oxidante, um agente redutor e pode ser ambos ao mesmo tempo? Em cada caso, que produto pode ser esperado quando o estanho reage?
O estanho elementar é prontamente oxidado ao íon dipositivo em solução ácida, mas esse íon Sn2+ é convertido no íon Sn4+ por muitos agentes oxidantes leves, incluindo o oxigênio elementar. A oxidação em condições alcalinas normalmente dá o estado tetrapositivo (Sn4+). Em um meio alcalino, o estanho dipositivo (Sn 2+) desproporciona-se prontamente ao estanho tetrapositivo e ao elemento livre.