Balanceamento de equações pelo método redox AULAS 44 A 46

Prévia do material em texto

QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Professor(a): Sérgio MatoS
assunto: geral e inorgânica
frente: QuíMica i
011.620 – 137412/19
AULAS 44 A 46
EAD – ITA/IME
Resumo Teórico
Funções Inorgânicas
Oxidação e Redução
Muitos fenômenos que ocorrem na natureza envolvem 
transferência de elétrons. Estes fenômenos são chamados de processos 
de oxidação-redução e ocorrem com a variação do nox de pelo menos 
um elemento químico.
Oxidação é a perda de elétrons por um átomo e consequente 
aumento do número de oxidação.
• Exemplo:
Fe → Fe3+ + 3e–
Redução é o ganho de elétrons por um átomo e consequente 
diminuição do número de oxidação.
•
• Exemplo:
Cl
2
 + 2e– → 2Cl–
Reações Redox
Reações de oxidação-redução ou simplesmente reações 
redox são aquelas em que se verifica alteração do nox de pelo menos 
um elemento químico.
Exemplo:
Zn + Ag
2
SO
4
ZnSO
4
 + 2Ag
0 +1 +6 –2 0+2 +6 –2
Podemos observar que, na reação acima, o zinco sofreu 
oxidação, pois seu nox aumentou (de zero para +2), enquanto a 
prata sofreu redução, pois seu nox diminuiu (de +1 para zero). A 
espécie química reagente que provoca a oxidação de outra é chamada 
agente oxidante, a qual sofre redução. A espécie química reagente 
que provoca a redução de outra é chamada agente redutor, a qual 
sofre oxidação.
Agente Oxidante ⇒ Provoca Oxidação ⇒ Sofre Redução
Agente Redutor ⇒ Provoca Redução ⇒ Sofre Oxidação
Desta maneira, no nosso exemplo acima, o agente oxidante é 
o Ag
2
SO
4
 e o agente redutor é o Zn.
Reações de Auto-Oxirredução
As reações de auto-oxirredução são um tipo de reações redox 
em que um único elemento sofre oxidação e redução simultaneamente.
Exemplo:
3Cl
2
 + 6NaOH 5NaCl + NaClO
3
 + 3H
2
O
0 +1 –2 +1 +1 –1 +1 +5 –2 +1 –2
Observe que apenas o cloro variou o nox, sofrendo oxidação 
(de zero para +5) e também redução (de zero para –1). Nessa reação 
o cloro é, ao mesmo tempo, agente oxidante e agente redutor.
Balanceamento de Equações de Oxirredução
Método Redox
O balanceamento de uma equação química consiste no ajuste 
dos coeficientes da equação de modo que as quantidades de átomos 
de todos os elementos se tornem iguais nos dois membros. O método 
mais utilizado para o ajuste de equações de oxirredução é o método 
redox, que consiste nos seguintes passos:
1. Determina-se o nox de todos os elementos participantes.
2. Identificam-se os elementos que sofrem oxidação e redução.
3. Calcula-se a variação do nox (∆) do oxidante e também do redutor, 
multiplicando-se o valor pela quantidade de átomos que variam o 
nox. Se o ∆ do oxidante e o ∆ do redutor forem múltiplos entre si, 
podemos simplificá-los.
4. Escreve-se o ∆ do oxidante como coeficiente do redutor na equação 
e vice-versa. O coeficiente deve ser colocado no membro da equação 
em que houver a maior atomicidade do elemento, consideradas as 
duas substâncias envolvidas na variação de seu nox.
5. Segue-se o balanceamento por tentativas até que todos os 
elementos tenham suas quantidades ajustadas.
2F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
011.620 – 137412/19
• Exemplo:
 a) K
2
Cr
2
O
7
 + HBr → KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
2
 Primeiramente vamos indicar o nox de cada elemento nos dois 
membros da equação:
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
2
0+1 +6 –2 +1 –1 +1 –1 +3 –1 +1 –2
 Com isso, verificamos que o cromo (Cr) sofre redução (de +6, no 
K
2
Cr
2
O
7
, para +3, no CrBr
3
) e que o bromo (Br) sofre oxidação 
(de –1, no HBr, para zero, no Br
2
). Portanto, o K
2
Cr
2
O
7
 é o agente 
oxidante e o HBr o agente redutor.
 Agora vamos calcular o ∆ do oxidante e do redutor:
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
2
+6 0–1 +3
∆ = (6 – 3) × 2 = 6
∆ = [0 – (– 1)] × 2 = 2
 Como 6 é múltiplo de 2, podemos simplificá-los, de modo que 
o ∆ do K
2
Cr
2
O
7
 passa a ser 3 e o do HBr passa a ser 1.
 Agora vamos colocar o coeficiente do oxidante e o coeficiente 
do redutor, como manda a regra 4.
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
21 3
∆ = 3 ∆ = 1
maior
atomicidade
maior
atomicidade
 Devemos agora proceder ao balanceamento por tentativas. 
Primeiramente, coloquemos um coeficiente 2 para o KBr, 
ajustando o potássio, e um coeficiente 2 para o CrBr
3
, ajustando 
o cromo:
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
21 32 2
 Para ajustar o bromo, coloquemos um coeficiente 14 no HBr:
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
21 32 214
 Finalmente, balanceando o hidrogênio e o oxigênio, coloquemos 
um coeficiente 7 para a H
2
O:
K
2
Cr
2
O
7
 + HBr KBr + CrBr
3
 + H
2
O + Br
21 32 214 7
 b) KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
 → K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O
 Vamos aplicar as regras passo a passo:
 • Regra 1:
KMnO
4
+ +FeSO
4
H
2
SO
4
+1 +7 –2 +2 +6 –2 +1 +6 –2
K
2
SO
4
+ +MnSO
4
Fe
2
(SO
4
)
3
+ H
2
O
+1 +6 –2 +2 +6 –2 +3 +6 –2 +1 –2
 • Regras 2 e 3:
KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O
+7 +3
∆ = (7 – 2) × 1 = 5
+2 +2
∆ = (3 – 2) × 2 = 2
 • Regra 4:
KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O2 5
∆ = 5 ∆ = 2
maior
atomicidade
atomicidades iguais
 Note que, como o índice (atomicidade) do manganês (Mn) é o 
mesmo nas duas substâncias envolvidas (KMnO
4
) e (MnSO
4
), 
pode-se colocar o coeficiente em qualquer dos membros da 
equação. Optamos por escrevê-lo no 1º membro.
 • Regra 5:
KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
 K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O2 5 821810
KMnO
4
 + FeSO
4
 + H
2
SO
4
 K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + Fe
2
(SO
4
)
3
 + H
2
O2 5 821810
Casos Especiais do Método Redox
• Reações de auto-oxirredução
Nestes casos, calculam-se os ∆’s em função de um único 
elemento, mas as variações de nox são multiplicadas pelos índices do 
elemento nas espécies que contêm esse elemento e que se encontram 
no mesmo lado da equação.
Exemplo: KI + KIO
3
 + H
2
O → KOH + I
2
• Regra 1:
KI + KIO
3
 + H
2
O KOH + I
2
+1 +5 –2 0+1 –2 +1+1 –1 +1 –2
• Regras 2 e 3:
KI + KIO
3
 + H
2
O KOH + I
2
+5 0–1
∆ = [0 – (– 1)] × 1 = 1
∆ = (5 – 0) × 1 = 5
3 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
011.620 – 137412/19
Módulo de estudo
• Regra 4:
KI + KIO
3
 + H
2
O KOH + I
21
∆ = 1 ∆ = 5
5
• Regra 5:
KI + KIO
3
 + H
2
O KOH + I
215 3 36
• Reações envolvendo o peróxido de hidrogênio
O oxigênio no peróxido de hidrogênio (H
2
O
2
) possui nox 
igual a –1, podendo ser oxidado a O
2
, no qual possui nox = 0, ou 
reduzido a H
2
O, na qual possui nox = –2, como mostra a equação de 
decomposição:
2 H
2
O
2
2 H
2
O + O
2
–2 0–1
Se outro elemento sofrer oxidação, o oxigênio do H
2
O
2
 sofrerá 
redução, e vice-versa.
Exemplo: KMnO
4
 + H
2
O
2
 + H
2
SO
4
 → K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + H
2
O + O
2
• Regra 1:
KMnO
4
+ +H
2
O
2
H
2
SO
4
+1 +7 –2 +1 –1 +1 +6 –2
K
2
SO
4
+ +MnSO
4
H
2
O + O
2
+1 +6 –2 +2 +6 –2 +1 –2 0
• Regras 2 e 3:
KMnO
4
 + H
2
O
2
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + H
2
O + O
2
+7
∆ = (7 – 2) × 1 = 5
–1 +2
∆ = [0 – (– 1) × 2 = 2
0
Veja que, como o manganês sofre redução (de +7 para +2), o 
oxigênio sofre oxidação (de –1 para zero).
• Regra 4:
KMnO
4
 + H
2
O
2
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + H
2
O + O
22 5
∆ = 5 ∆ = 2
• Regra 5:
KMnO
4
 + H
2
O
2
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + H
2
O + O
22 5 3 521 8
KMnO
4
 + H
2
O
2
 + H
2
SO
4
K
2
SO
4
 + MnSO
4+ H
2
O + O
22 5 3 521 8
• Reações escritas na forma iônica
Deve-se verificar que, após o balanceamento, a soma de cargas 
do 1º membro da equação deve ser igual à do 2º.
Exemplo: Cr
2
O
7
 2– + Cl– + H+ → Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O
• Regra 1:
Cr
2
O
7
2– + Cl– + H+ Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O
+1–1 0+3+6 –2 +1 –2
• Regras 2 e 3:
+6
∆ = (6 – 3) × 2 = 6
–1 +3
∆ = [0 – (– 1) × 2 = 2
0
Cr
2
O
7
2– + Cl– + H+ Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O
3
1
• Regra 4:
1 3
∆ = 3 ∆ = 1
Cr
2
O
7
2– + Cl– + H+ Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O
• Regra 5:
1 3Cr2O7
2– + Cl– + H+ Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O6 14 2 7
• Verifiquemos agora a soma de cargas:
1 3Cr2O7
2– + C�– + H+ Cr3+ + C�
2
 + H
2
O6 14 2 7
��������� ��� ��� ���
– 2 – 6 + 14 + 6 0 0
���
Total = + 6
���
Total = + 6
 Como os átomos estão ajustados, assim como as cargas, a equação 
está corretamente balanceada.
• Reações em que três elementos variam o nox
Nesse tipo de reação existem dois elementos de uma mesma 
espécie química que variam o nox simultaneamente. Se ambos 
sofrerem oxidação ou ambos sofrerem redução, a substância possui 
um ∆
total
 igual à soma dos ∆’s dos dois elementos. Se, por outro lado, 
um deles sofrer redução e o outro oxidação, o ∆
total
 da substância é 
dado pela diferença entre os ∆’s dos dois elementos. Em qualquer 
desses casos, as variações de nox são multiplicadas pelos índices dos 
elementos na espécie que contém ambos.
Exemplo: As
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O → H
3
AsO
4
 + H
2
SO
4
 + NO
• Regra 1:
H
3
AsO
4
+ +H
2
SO
4
NO
+1 +5 –2 +1 +6 –2 +2 –2
As
2
S
3
+ +HNO
3
H
2
O
+3 –2 +1 –2+1 +5 –2
4F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
011.620 – 137412/19
• Regras 2 e 3:
No As
2
S
3
 temos o arsênio (As) sofrendo oxidação (de +3 para 
+5) e o enxofre (S) também (de –2 para +6), enquanto no HNO
3
 temos 
o nitrogênio (N) sofrendo redução (de +5 para +2). Deveremos então 
calcular o ∆
total
 do As
2
S
3
, que será o coeficiente do HNO
3
.
As
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O H
3
AsO
4
 + H
2
SO
4
 + NO
+3
∆ = (5 – 3) × 2 = 4 (oxidação)
–2 +5
∆ = [6 – (– 2)] × 3 = 24 (oxidação)
+6 +2+5
∆ = (5 – 2) × 1 = 3 (redução)
∆
total
 do As
2
S
3
 = 24 + 4 = 28
• Regra 4:
3 28
∆ = 28 ∆ = 3
As
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O H
3
AsO
4
 + H
2
SO
4
 + NO
• Regra 5:
3 28As
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O H
3
AsO
4
 + H
2
SO
4
 + NO4 2896
3 28As
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O H
3
AsO
4
 + H
2
SO
4
 + NO4 2896
Método do Íon-Elétron
Este método é muito aplicado para equações iônicas e consiste 
nas seguintes etapas:
1. Dividir a equação em duas semiequações.
2. Balancear os elementos diferentes de hidrogênio e oxigênio.
3. Balancear o oxigênio acrescentando moléculas de água.
4. Balancear o hidrogênio acrescentando íons H+.
5. Equilibrar as cargas acrescentando elétrons.
6. Corrigir o balanceamento colocando íons OH–, caso o meio seja 
básico, em quantidade igual à de H+.
7. Somar os íons H+ e OH– que aparecem do mesmo lado de cada 
semiequação, resultando em moléculas de H
2
O, as quais devem ser 
subtraídas daquelas existentes do outro lado da semiequação.
8. Multiplicar, se necessário, as semiequações por números inteiros, 
de modo a igualar as quantidades de elétrons.
9. Somar membro a membro as semiequações.
• Exemplos:
 a) Cr
2
O
7
2– + Cl– + H+ → Cr3+ + Cl
2
 + H
2
O
 Primeiramente vamos escrever as semiequações não balanceadas:
 • Semiequação do cromo:
Cr
2
O
7
2– → Cr3+
 • Semiequação do cloro:
Cl– → Cl
2
 Agora façamos o ajuste de cada semiequação separadamente:
 • Semiequação do cromo:
Regra 2:
Cr
2
O
7
2– → Cr3+
Regra 3:
Cr
2
O
7
2– → 2Cr3+ + 7H
2
O
Regra 4:
Cr
2
O
7
2– + 14H+ → 2Cr3+ + 7H
2
O
Regra 5:
Cr
2
O
7
2– + 14H+ + 6e– → 2Cr3+ + 7H
2
O
 O meio é ácido, pois o H+ é um dos participantes (veja a equação 
no início do exemplo). Assim, não utilizaremos as regras 6 e 7.
 • Semiequação do cloro:
Regra 2:
2Cl– → Cl
2
Regra 5:
2Cl– → Cl
2
 + 2e–
 Temos, então, as duas semiequações devidamente ajustadas:
 
Cr O e H Cr H O
C C e
2 7
2 3
2
2
6 14 2 7
2 2
− − + +
− −
+ + → +
→ +


 l l
Note que o cromo sofre redução (perde elétrons) e o cloro 
sofre redução (ganha elétrons).
Para igualar as quantidades de elétrons, vamos multiplicar a 
segunda semiequação por 3:
 2Cl– → Cl2 + 2e
– 6Cl– → 3Cl
2 
+ 6e–
× 3
 Agora podemos somar as duas:
 
Cr O e H Cr H O
C C e
Cr O C
2 7
2 3
2
2
2 7
2
6 14 2 7
6 3 6
6
− − + +
− −
− −
+ + → +
→ +




+ +
l l
l 114 2 3 73 2 2H Cr C H O+ +→ + +l
 b) MnO
4
– + SO
3
2– + OH– → MnO
2
 + SO
4
2– + H
2
O
 Primeiramente vamos escrever as semiequações não balanceadas:
 • Semiequação do manganês:
MnO
4
– → MnO
2
 • Semiequação do enxofre:
SO
3
2– → SO
4
2–
 Agora façamos o ajuste de cada semiequação separadamente:
 • Semiequação do manganês:
Regra 3:
MnO
4
– → MnO
2
 + 2H
2
O
Regra 4:
MnO
4
– + 4H+ → MnO
2
 + 2H
2
O
5 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
011.620 – 137412/19
Módulo de estudo
Regra 5:
MnO
4
– + 4H+ + 3e– → MnO
2
 + 2H
2
O
 O meio é básico, pois o OH– é um dos participantes (veja a 
equação no início do exemplo). Assim, utilizaremos as regras 
6 e 7:
Regra 6:
MnO
4
– + 4H+ + 3e– + 4OH– → MnO
2
 + 2H
2
O + 4OH–
Regra 7:
MnO
4
– + 4H
2
O + 3e– → MnO
2
 + 2H
2
O + 4OH–
MnO
4
– + 2H
2
O + 3e– → MnO
2
 + 4OH–
 • Semiequação do enxofre:
Regra 3:
SO
3
2– + H
2
O → SO
4
2–
Regra 4:
SO
3
2– + H
2
O → SO
4
2– + 2H+
Regra 5:
SO
3
2– + H
2
O → SO
4
2– + 2H+ + 2e–
Regra 6:
SO
3
2– + H
2
O + 2OH– → SO
4
2– + 2H+ + 2e– + 2OH–
Regra 7:
SO
3
2– + H
2
O + 2OH– → SO
4
2– + 2H
2
O + 2e–
SO
3
2– + 2OH– → SO
4
2– + H
2
O + 2e–
 Temos, então, as duas semiequações devidamente ajustadas:
 
MnO H O e MnO OH
SO OH SO H O e
4 2 2
3
2
4
2
2
2 3 4
2 2
− − −
− − − −
+ + → +
+ → + +



 Note que o manganês sofre redução (perde elétrons) e o enxofre 
sofre redução (ganha elétrons).
 Para igualar as quantidades de elétrons, vamos multiplicar a 
primeira semiequação por 2 e a segunda por 3 e depois somá-las:
2 4 6 2 8
3 6 3 3 6
2
4 2 2
3
2
4
2
2
4
MnO H O e MnO OH
SO OH SO H O e
MnO
− − −
− − − −
+ + → +
+ → + +
−− − − −+ + → + +3 2 3 232 2 2 42SO H O MnO SO OH
Exercícios
01. (ProfSM) Faça o balanceamento das equações abaixo. Indique o 
agente oxidante e o agente redutor em cada caso:
A) Sb
2
S
3
 + HNO
3
 + H
2
O → H
2
SO
4
 + H
3
SbO
4
 + NO
B) K
2
Cr
2
O
7
 + H
2
O
2
 + HCl → KCl + CrCl
3
 + H
2
O + O
2
C) Br
2
 + OH– → Br– + BrO
3
– + H
2
O
02. (ProfSM) Indique os elementos que sofrem oxidação, os elementos 
que sofrem redução, os agentes oxidantes, os agentes redutores 
e faça o balanceamento das equações:
A) MnO
2
 + HCl → MnCl
2
 + H
2
O + Cl
2
B) S + HNO
3
 → H
2
SO
4
 + NO
2
 + H
2
O
C) FeSO
4
 + H
2
SO
4
 + HNO
3
 → Fe
2
(SO
4
)
3
 + NO + H
2
O
D) KClO
3
 + H
2
SO
4
 → HClO
4
 + ClO
2
 + K
2
SO
4
 + H
2
O
E) NO
2
 + KOH → KNO
2
 + KNO
3
 + H
2
O
03. (ProfSM) Indique os elementos que sofrem oxidação, os elementos 
que sofrem redução, os agentes oxidantes, os agentes redutores 
e faça o balanceamento das equações:
A) MnO
4
– + SO
3
2– + H+ → Mn2+ + SO
4
2– + H
2
O
B) NO
3
– + I
2
 + H+ → NO
2
 + IO
3
– + H
2
O
C) MnO
4
– + H
2
O
2
 + H+ → Mn2+ + O
2
 + H
2
O
D) MnO
4
– + Cl– + H
2
O → MnO
2
 + ClO
3
– + OH–
E) H
2
SO
4
 + HBr → H
2
S + Br
2
 + H
2
O
04. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) CuS + HNO
3
 → Cu(NO
3
)
2
 + S + H
2
O + NO
2) FeCl
2
 + H
2
O
2
 + HCl → FeCl
3
 + H
2
O
3) Cu + HNO
3
 → Cu(NO
3
)
2
 + H
2
O + NO
2
4) Zn + HNO
3
 → Zn(NO
3
)
2
 + H
2
O + NH
4
NO
3
5) Na
2
C
2
O
4
 + KMnO
4+ H
2
SO
4
 → K
2
SO
4
 + Na
2
SO
4
 + H
2
O + MnSO
4
 + CO
2
05. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) U(SO
4
)
2
 + KMnO
4
 + H
2
O → H
2
SO
4
 + K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + (UO
2
)SO
4
2) I
2
 + Na
2
S
2
O
3
 → Na
2
S
4
O
6
 + NaI
3) Ca(OCl)
2
 + KI + HCl → I
2
 + CaCl
2
 + H
2
O + KCl
4) Bi
2
O
3
 + NaOH + NaOCl → NaBiO
3
 + NaCl + H
2
O
5) K
3
Fe(CN)
6
 + Cr
2
O
3
 + KOH → K
4
Fe(CN)
6
 + K
2
CrO
4
 + H
2
O
06. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) Sb
2
O
3
 + KIO
3
 + HCl + H
2
O → HSb(OH)
6
 + KCl + ICl
2) Ag + KCN + O
2
 + H
2
O → KAg(CN)
2
 + KOH
3) WO
3
 + SnCl
2
 + HCl → W
3
O
8
 + H
2
SnCl
6
 + H
2
O
4) CoCl
2
 + KNO
2
 + HC
2
H
3
O
2
 → K
3
Co(NO
2
)
6
 + NO + KC
2
H
3
O
2
 + 
KCl + H
2
O
5) V(OH)
4
Cl + FeCl
2
 + HCl → (VO)Cl
2
 + FeCl
3
 + H
2
O
07. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) KI + H
2
SO
4
 → K
2
SO
4
 + I
2
 + H
2
S + H
2
O
2) KBr + H
2
SO
4
 → K
2
SO
4
 + Br
2
 + SO
2
 + H
2
O
3) Cr
2
O
3
 + Na
2
CO
3
 + KNO
3
 → Na
2
CrO
4
 + CO
2
 + KNO
2
4) P
2
H
4
 → PH
3
 + P
4
H
2
5) Ca
3
(PO
4
)
2
 + SiO
2
 + C → CaSiO
3
 + P
4
 + CO
6F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
Módulo de estudo
011.620 – 137412/19
08. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) CdS + I
2
 + HCl → CdCl
2
 + HI + S
2) MnO + PbO
2
 + HNO
3
 → HMnO
4
 + Pb(NO
3
)
2
 + H
2
O
3) CrI
3
 + KOH + Cl
2
 → K
2
CrO
4
 + KIO
4
 + KCl + H
2
O
4) Na
2
HAsO
3
 + KBrO
3
 + HCl → NaCl + KBr + H
3
AsO
4
5) Na
2
TeO
3
 + NaI + HCl → NaCl + Te + H
2
O + I
2
09. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) HNO
3
 + HI → NO + I
2
 + H
2
O
2) MnSO
4
 + (NH
4
)
2
S
2
O
8
 + H
2
O → MnO
2
 + H
2
SO
4
 + (NH
4
)
2
SO
4
3) K
2
Cr
2
O
7
 + SnCl
2
 + HCl → CrCl
3
 + SnCl
4
 + KCl + H
2
O
4) CoCl
2
 + Na
2
O
2
 + NaOH + H
2
O → Co(OH)
3
 + NaCl
5) Cu(NH
3
)
4
Cl
2
 + KCN + H
2
O → NH
3
 + NH
4
Cl + K
2
Cu(CN)
3
 + KCNO + KCl
10. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) NH
3
 + O
2
 → NO + H
2
O
2) CuO + NH
3
 → N
2
 + H
2
O + Cu
3) KClO
3
 + H
2
SO
4
 → KHSO
4
 + O
2
 + ClO
2
 + H
2
O
4) Sn + HNO
3
 → SnO
2
 + NO
2
 + H
2
O
5) I
2
 + HNO
3
 → HIO
3
 + NO
2
 + H
2
O
11. (ProfSM) Efetue o balanceamento das seguintes equações pelo 
método redox:
1) Cr(OH)
3
 + IO
3
– + OH– → CrO
4
2– + I– + H
2
O
2) CaC
2
O
4
 + KMnO
4
 + H
2
SO
4
 → CaSO
4
 + K
2
SO
4
 + MnSO
4
 + H
2
O + CO
2
3) K
2
Cr
2
O
7
 + H
2
S + H
3
PO
4
 → K
3
PO
4
 + CrPO
4
 + S
8
 + H
2
O
4) AgIO
3
 + S
8
 + H
2
O → Ag + H
2
SO
4
 + I
2
5) CrI
3
 + KOH + Cl
2
 → K
2
CrO
4
 + KIO
4
 + KCl + H
2
O
12. (ProfSM) Complete e efetue o balanceamento das equações 
seguintes pelo método do íon-elétron:
1) I– + NO
2
– → I
2
 + NO (solução ácida)
2) Au + CN– + O
2
 → Au(CN)
4
– (solução ácida)
3) MnO
4
– → MnO
4
2– + O
2
 (solução alcalina)
4) P → PH
3
 + H
2
PO
2
– (solução alcalina)
5) Zn + As
2
O
3
 → AsH
3
 + Zn2+ (solução ácida)
13. (ProfSM) Complete e efetue o balanceamento das equações 
seguintes pelo método do íon-elétron:
1) ReO
4
– + NH
4
+ → ReO
2
 + HN
3
 (solução ácida)
2) ReO
2
 + IO
3
– → ReO
4
– + I– (solução alcalina)
3) FeO
4
2– + Pb2+ → Fe3+ + PbO
2
 (solução ácida)
4) FeO
4
2– + SO
3
2– → Fe(OH)
3
 + SO
4
2– (solução alcalina)
5) H
2
SO
3
 + N
2
H5+ → S
4
O
6
2– + N
2
 (solução ácida)
14. (ProfSM) Complete e efetue o balanceamento das equações 
seguintes pelo método do íon-elétron:
1) Zn + ReO
4
– → Re2+ + Zn2+ (solução ácida)
2) ClO
2
– + O
2
2– → ClO
2
 + OH– (solução alcalina)
3) Cl
2
 + IO
3
– → IO
4
– + Cl– (solução alcalina)
4) V → HV
6
O
17
3– + H
2
 (solução alcalina)
5) H
2
O
2
 + FeO
4
2– → O
2
 + Fe(H
2
O)
6
2+ (solução ácida)
15. (ProfSM) Complete e efetue o balanceamento das equações 
seguintes pelo método do íon-elétron:
1) Be
2
O
3
2– + Fe(OH)
3
 → Be + FeO
4
2– (solução alcalina)
2) S
2
O
8
2– + F– → SO
4
2– + OF
2
 (solução ácida)
3) AgIO
3
 + S
8
 → Ag + I
2
 + SO
4
2– (solução ácida)
4) HN
3
 + N
2
O → NH
4
+ + HNO
2
 (solução ácida)
5) NH
2
OH + Cr(OH)
3
 → N
2
H
4
 + CrO
4
2– (solução alcalina)
Anotações
7 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
011.620 – 137412/19
Módulo de estudo
Gabarito
01 02 03 04 05
* * * * *
06 07 08 09 10
* * * * *
11 12 13 14 15
* * * * *
* 01.
A) 3, 28, 4, 9, 6, 28; oxidante: HNO
3
; redutor: Sb
2
S
3
.
B) 1, 3, 8, 2, 2, 7, 3; oxidante: K
2
Cr
2
O
7
; redutor: H
2
O
2
.
C) 3, 6, 5, 1, 3; oxidante e redutor: Br
2
.
 02.
oxida-se reduz-se oxidante redutor balanceamento
A) Cl Mn MnO
2
HCl 1, 4, 1, 2,1
B) S N HNO
3
S 1, 6, 1, 6, 2
C) Fe N HNO
3
FeSO
4
6, 3, 2, 3, 2, 4
D) Cl Cl KClO
3
KClO
3
6, 3, 2, 4, 3, 2
E) N N NO
2
NO
2
2, 2, 1, 1, 1
 03.
oxida-se reduz-se oxidante redutor balanceamento
A) S Mn MnO
4
– SO
3
2– 2, 5, 6, 2, 5, 3
B) I N NO
3
– I
2
10, 1, 8, 10, 2, 4
C) O Mn MnO
4
– H
2
O
2
2, 5, 6, 2, 5, 8
D) Cl Mn MnO
4
– Cl– 2, 1, 1, 2, 1, 2
E) Br S H
2
SO
4
HBr 1, 8, 1, 4, 4
 04.
1) 3, 8, 3, 3, 4, 2
2) 2, 1, 2, 2, 2
3) 1, 4, 1, 2, 2
4) 4, 10, 4, 3, 1
5) 5, 2, 8, 1, 5, 8, 2, 10
 05.
1) 5, 2, 2, 2, 1, 2, 5
2) 1, 2, 1, 2
3) 1, 4, 4, 2, 1, 2, 4
4) 1, 2, 2, 2, 2, 1
5) 6, 1, 10, 6, 2, 5
 06.
1) 1, 1, 2, 6, 2, 1, 1
2) 4, 8, 1, 2, 4, 4
3) 3, 1, 4, 1, 1, 1
4) 1, 7, 2, 1, 1, 2, 2, 1
5) 1, 1, 2, 1, 1, 3
 07.
1) 8, 5, 4, 4, 1, 4
2) 2, 2, 1, 1, 1, 2
3) 1, 2, 3, 2, 2, 3
4) 5, 6, 1
5) 2, 6, 10 → 6, 1, 10
 08.
1) 1, 1, 2, 1, 2, 1
2) 2, 5, 10, 2, 5, 4
3) 2, 64, 27, 2, 6, 54, 32
4) 3, 1, 6, 6, 1, 3
5) 1, 4, 6, 6, 1, 3, 2
 09.
1) 2, 6, 2, 3, 4
2) 1, 1, 2, 1, 2, 1
3) 1, 3, 14, 2, 3, 2, 7
4) 2, 1, 2, 2, 2, 4
5) 2, 7, 1, 6, 2, 2, 1, 2
 10.
1) 4, 5, 4, 6
2) 3, 2, 1, 3, 3
3) 4, 4, 4, 1, 4, 2
4) 1, 4, 1, 4, 2
5) 1, 10, 2, 10, 4
 11.
1) 2, 1, 4, 2, 1, 5
2) 5, 2, 8, 5, 1, 2, 8, 10
3) 24, 72, 64, 16, 48, 9, 168
4) 8, 1, 8, 8, 8, 4
5) 2, 64, 27, 2, 6, 54, 32
 12.
1) 2I– + 2NO
2
– + 4H+ → I
2
 + 2NO + 2H
2
O
2) 4Au + 16CN– + 3O
2
 + 12H+ → 4Au(CN)
4
– + 6H
2
O
3) 4MnO
4
– + 4OH– → 4MnO
4
2– + O
2
 + 2H
2
O
4) 4P + 3OH– + 3H
2
O → PH
3
 + 3H
2
PO
2
–
5) 6Zn + As
2
O
3
 + 12H+ → 2AsH
3
 + 6Zn2+ + 3H
2
O
 13.
1) 8ReO
4
– + 9NH
4
+ → 8ReO
2
 + 3HN
3
 + H+ + 16H
2
O
2) 2ReO
2
 + IO
3
– + 2OH– → 2ReO
4
– + I– + H
2
O
3) 2FeO
4
2– + 3Pb2+ + 4H+ → 2Fe3+ + 3PbO
2
 + 2H
2
O
4) 2FeO
4
2– + 3SO
3
2– + 5H
2
O → 2Fe(OH)
3
 + 3SO
4
2– + 4OH–
5) 8H
2
SO
3
 + 3N
2
H
5
+ → 2S
4
O
6
2– + 3N
2
 + 7H+ + 12H
2
O
 14.
1) 5Zn + 2ReO
4
– + 16H+ → 2Re2+ + 5Zn2+ + 8H
2
O
2) 2ClO
2
– + O
2
2– + 2H
2
O → 2ClO
2
 + 4OH–
3) Cl
2
 + IO
3
– + 2OH– → IO
4
– + 2Cl– + H
2
O
4) 6V + 14H
2
O + 3OH– → HV
6
O
17
3– + 15H
2
5) 2H
2
O
2
 + FeO
4
2– + 4H+ + 2H
2
O → 2O
2
 + Fe(H
2
O)
6
2+
 15.
1) 3Be
2
O
3
2– + 4Fe(OH)
3
 + 2OH– → 6Be + 4FeO
4
2– + 7H
2
O
2) 2S
2
O
8
2– + 2F– + H
2
O → 4SO
4
2– + OF
2
 + 2H+
3) 8AgIO
3
 + S
8
 + 8H
2
O → 8Ag + 4I
2
 + 8SO
4
2– + 16H+
4) 4HN
3
 + 5N
2
O + 19H
2
O + 10H+ → 10NH
4
+ + 12HNO
2
 ou HN
3
 + 2N
2
O + 6H
2
O + 3H+ → 3NH
4
+ + 4HNO
2
5) 6NH
2
OH + 2Cr(OH)
3
 + 4OH– → 3N
2
H
4
 + 2CrO
4
2– + 8H
2
O
SUPERVISOR/DIRETOR: ?? – AUTOR: ??
DIG.: Rodrigo Rocha – 25/04/19 – REV.: ??