Redox

Ideias centraisUm átomo se oxida quando perde elétrons, e se reduz quando ganha elétrons. Oxidação e redução sempre acontecem juntas, num processo chamado de oxirredução ou redox.

Quando uma placa de zinco é mergulhada numa solução aquosa de sulfato de cobre(II), cobre metálico começa a se depositar na superfície da placa. Costumamos dizer que houve uma reação de simples troca ou de deslocamento:

\[\ce{Zn (s) + CuSO4 (aq) -> ZnSO4 (aq) + Cu (s)}\]

Dizemos que o zinco deslocou o cobre nessa reação, tomando o lugar dele como par do íon sulfato.

Mas na verdade, dentro da solução aquosa, os íons componentes do sulfato de cobre(II) não permanecem juntos. A água causa a dissociação iônica do CuSO₄:

\[\ce{CuSO4 (s) ->[H2O] Cu^2+ (aq) + SO_4^2- (aq)}\]

Então, na reação citada acima, essencialmente nós temos o íon Cu²⁺ saindo da solução e se depositando na placa de zinco, na forma de cobre elementar, Cu. Para um cátion voltar a ser um átomo neutro, ele deve receber elétrons. Nesse caso, cada íon cobre(II) recebe dois elétrons e passa a ser um átomo neutro de cobre.

Mas de onde o cobre(II) recebe esses elétrons?

Do zinco. Outro efeito dessa reação é que a massa da placa de zinco diminui, e a solução, cujo íon cobre(II) deixa uma cor azul, começa a ficar incolor. Então, o zinco sai da placa e vai para a solução na forma iônica, Zn²⁺. Essencialmente, o zinco passa por um processo inverso ao do cobre(II): os átomos neutros de zinco perdem elétrons e se transformam em cátions zinco.

Então, no final das contas, essa reação de “deslocamento” nem chega a incluir o íon sulfato (ele é considerado um íon espectador). Ela é uma reação entre o zinco da placa (Zn) e os íons cobre(II) da solução (Cu²⁺), e essa reação causa a perda de elétrons pelo zinco e o ganho de elétrons pelo cobre(II) — ou seja, uma transferência de elétrons dos átomos de Zn para os íons Cu²⁺.

Reações químicas que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxidação–redução, reações de oxirredução ou reações redox. Reações desse tipo são feitas de duas “metades”: a oxidação e a redução.

Oxidação é um processo onde algum átomo perde elétrons. Originalmente, o nome “oxidação” foi dado a reações com o oxigênio (O₂). Ainda se usa esse sentido, mas o significado atual é mais amplo: é a perda de elétrons durante uma reação (que até pode ser uma reação com oxigênio, mas não há essa obrigação). No caso, não é que os elétrons sejam perdidos no sentido de que eles desapareçam; o átomo que se oxida perde elétrons para outro átomo — e dizemos que esse outro átomo se reduz.

Redução é um processo onde algum átomo ganha elétrons — no caso, ganha elétrons que vieram de outro átomo que se oxidou. Originalmente, o nome “redução” se referia à obtenção de um metal puro a partir do seu óxido; nessas reações, o óxido metálico reage com H₂, CO ou CO₂, e se transforma no metal puro, que pesa menos do que o óxido — ou seja, acontece uma redução na massa. Infelizmente, dizer que redução é o ato de ganhar alguma coisa é bastante contraintuitivo, mas com o tempo você se acostuma.

Oxidação e redução sempre acontecem juntas. Os elétrons “perdidos” pelo átomo que se oxida são “ganhos” pelo átomo que se reduz. No exemplo anterior, cada átomo de zinco se oxidou, cedendo dois elétrons para que um íon cobre(II) se reduzisse. É possível escrever esses processos separadamente, na forma de semirreações (ou semiequações) de oxidação e de redução:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{Zn (s) &-> Zn^2+ (aq) + 2 e-}\\ \textbf{redução:} & & \ce{Cu^2+ (aq) + 2 e- &-> Cu (s)} \end{align}\]

Uma semirreação é uma das “metades” da reação redox original (por isso também pode ser chamada de “meia-reação”), e por isso ela mostra os elétrons (simbolizados por e⁻). Em uma semirreação de oxidação, os elétrons são mostrados nos produtos (porque a substância que se oxida perde eles, deixando-os livres para serem usados na redução); e em uma semirreação de redução, os elétrons aparecem nos reagentes (porque vão se juntar com a substância que vai se reduzir).

Aqui neste livro, vai ser comum eu deixar indicado qual é o tipo de semirreação em cima da seta, usando “oxi” ou “red”:

\[\begin{align} \ce{Zn (s) &->[{oxi}] Zn^2+ (aq) + 2 e-}\\ \ce{Cu^2+ (aq) + 2 e- &->[{red}] Cu (s)} \end{align}\]

Com reagentes e produtos iônicos, é fácil perceber se um elemento se oxidou ou se reduziu, basta ver a mudança na carga do elemento. Por exemplo, uma reação de simples troca também acontece quando se mergulha um objeto de cobre numa solução aquosa de nitrato de prata:

\[\ce{Cu (s) + 2 AgNO3 (aq) -> Cu(NO3)2 (aq) + 2 Ag (s)}\]

Qual elemento se oxida e qual elemento se reduz nessa reação?

Bem, considerando a dissociação dos nitratos em água, podemos reescrever a equação acima como

\[\ce{Cu (s) + 2 Ag+ (aq) + \cancel{\ce{2 NO3- (aq)}} -> Cu^2+ (aq) + \cancel{\ce{2 NO3- (aq)}} + 2 Ag (s)}\] e simplificar, considerando que os íons nitrato são espectadores:

\[\ce{Cu (s) + 2 Ag+ (aq) -> Cu^2+ (aq) + 2 Ag (s)}\]

O cobre saiu da forma neutra, Cu, e foi para a forma de cátion, Cu²⁺, ficando mais positivo; portanto, perdeu elétrons, ou seja, se oxidou. A prata estava como cátion, Ag⁺, e foi para a forma neutra, Ag; portanto, ganhou elétrons, ou seja, se reduziu.

As semirreações correspondentes são:

\[\begin{align} \ce{Cu (s) &->[{oxi}] Cu^2+ (aq) + 2 e-}\\ \ce{Ag^+ (aq) + e- &->[{red}] Ag (s)} \end{align}\]

Reações redox não estão limitadas a íons. Existem reações redox que envolvem substâncias moleculares também, só que nessas reações fica um pouco mais difícil verificar que um certo elemento “ganhou” ou “perdeu” elétrons. Mesmo assim, podemos ter uma noção, se analisarmos mais detalhadamente. Por exemplo, considere a reação entre os gases hidrogênio e cloro formando cloreto de hidrogênio:

\[\ce{H2 (g) + Cl2 (g) -> 2 HCl (g)}\]

Na molécula de H₂, ambos os átomos de hidrogênio estão unidos por uma ligação covalente apolar. Na molécula de HCl, cada átomo de hidrogênio está ligado a um átomo de cloro, por uma ligação covalente polar; devido às diferenças de eletronegatividade, esses átomos de hidrogênio ficam com carga parcial positiva (δ+). Ou seja, nessa reação, os átomos de hidrogênio ficaram um pouco mais positivos (mesmo que não tenham virado íons com carga 1+), o que significa que, de certa forma, esses átomos “perderam” o domínio dos elétrons deles.

Agora, olhando pelo lado do cloro, sabemos que na molécula de Cl₂, ambos os átomos de Cl estão unidos por uma ligação covalente apolar, e que na molécula de HCl eles têm carga parcial negativa (δ−). Ou seja, nessa reação, os átomos de cloro ficam um pouco mais negativos, indicando que eles “ganharam” o domínio de mais alguns elétrons.

Essa reação é uma reação redox, mesmo sem envolver uma transferência completa de elétrons. O hidrogênio se oxidou e o cloro se reduziu.

Ideias centrais O número de oxidação dá uma noção de quão “positivo” ou “negativo” um elemento é durante uma reação redox. Oxidação é aumento do número de oxidação de um átomo. Redução é a diminuição desse número.

Quando a reação redox é iônica, basta monitorar as cargas dos íons para verificar quem se oxidou e quem se reduziu. Mas e quando a reação não envolve íons, é necessário ficar analisando eletronegatividades e ligações polares e apolares? Nem sempre.

É possível atribuir um número de oxidação (Nox) para cada átomo em uma molécula, que vai mostrar quão “positivo” ou “negativo” esse átomo está. Formalmente, o número de oxidação é uma extrapolação teórica: é a carga que cada átomo teria se todas as ligações da molécula fossem 100% iônicas.

Por exemplo, na molécula HCl, o H tem carga parcial positiva e o Cl tem carga parcial negativa. Se extrapolássemos a ligação do HCl para que ela fosse 100% iônica, o H perderia seu elétron para o cloro, e teríamos os íons H⁺ e Cl⁻; portanto, o Nox do H no HCl é +1 e o Nox do Cl é −1.

Perceba que os números de oxidação são escritos com o sinal antes do número: +1, −2, etc., que é ao contrário do jeito que se escreve as cargas de íons: 1+, 2−, etc.carga-e-Nox

Existem algumas “regras” comuns para se obter o Nox de um elemento sem precisar analisar as ligações. Em ordem de prioridade:

1. O Nox de um átomo numa substância simples é zero.
   Ex.: \(\underset{0}{\ce{He}}\), \(\underset{0}{\ce{Na}}\), \(\underset{0}{\ce{N2}}\), \(\underset{0}{\ce{O3}}\).
2. O Nox de um íon monoatômico é igual à carga dele.
   Ex.: \(\underset{+1}{\ce{Na+}}\), \(\underset{-1}{\ce{Cl-}}\), \(\underset{+2}{\ce{Ca^2+}}\).
3. A soma dos Nox de todos os átomos numa fórmula neutra é zero; a soma dos Nox de todos os átomos num íon é igual à carga do íon.
4. Em compostos, alguns elementos têm números de oxidação típicos:
   • Metais alcalinos têm Nox +1 e metais alcalinoterrosos têm Nox +2.
   • O flúor tem Nox −1.
   • O hidrogênio costuma ter Nox +1 quando está ligado diretamente a não metais.
   • O oxigênio costuma ter Nox −2, exceto se estiver ligado ao flúor ou a outro átomo de oxigênio.
   Se o elemento não tiver um Nox típico, esse número deve ser descoberto usando a regra 3.

(Nos exemplos acima e daqui em diante, o Nox de um elemento vai ser escrito logo abaixo do símbolo dele na fórmula.)

Vamos aplicar essas regras a alguns exemplos.

Para saber o Nox do nitrogênio na amônia (NH₃), começamos vendo que o Nox do hidrogênio é +1. Também sabemos que a soma dos Nox deve ser igual a zero. Portanto, na amônia:

1 × (Nox do N) + 3 × (Nox do H) = 0
Nox do N + 3 × (+1) = 0
Nox do N + 3 = 0
Nox do N = −3

Um outro jeito de descobrir é fazer uma “tabelinha”:

\[\begin{align} \begin{array}{r|c|c} {} & \ce{N} & \ce{H3}\\ \hline \text{Nox do elemento:} & x & +1\\ \text{Nox subtotal:} & x & +3\\ \end{array} \\ \\ x+3 = 0 \Rightarrow x = -3 \end{align}\]

Para descobrir o Nox do fósforo no íon fosfato, PO₄³⁻, seguimos uma lógica parecida. Considerando que o Nox do oxigênio é −2, e sabendo que a soma total dos Nox será igual à carga do íon, temos:

1 × (Nox do P) + 4 × (Nox do O) = −3
Nox do P + 4 × (−2) = −3
Nox do P − 8 = −3
Nox do P = +5

Ou, usando a tabelinha:

\[\begin{align} \begin{array}{r|c|c|c} {} & \ce{P} & \ce{O4} & \ce{^3-} \\ \hline \text{Nox do elemento:} & x & -2\\ \text{Nox subtotal:} & x & -8\\ \end{array} \\ \\ x-8 = -3 \Rightarrow x = +5 \end{align}\]

E o Nox do enxofre no ácido sulfúrico, qual será? Considerando a fórmula H₂SO₄ e que o Nox do H costuma ser +1 e o do O costuma ser −2, temos:

\[\begin{align} \begin{array}{r|c|c|c} {} & \ce{H2} & \ce{S} & \ce{O4} \\ \hline \text{Nox do elemento:} & +1 & x & -2\\ \text{Nox subtotal:} & +2 & x & -8\\ \end{array} \\ \\ +2+x-8 = 0 \Rightarrow x = +6 \end{align}\]

E qual o Nox do crômio no sal dicromato de potássio, K₂Cr₂O₇? Bem, como é um sal do cátion potássio, o Nox do K é a carga desse íon, ou seja, +1. Com isso, podemos calcular o Nox do Cr:

\[\begin{align} \begin{array}{r|c|c|c} {} & \ce{K2} & \ce{Cr2} & \ce{O7} \\ \hline \text{Nox do elemento:} & +1 & x & -2\\ \text{Nox subtotal:} & +2 & 2x & -14\\ \end{array} \\ \\ +2+2x-14 = 0 \Rightarrow x = +6 \end{align}\]

falta coisa aqui: amarrar essa parte

É possível determinar qual elemento se oxida e qual elemento se reduz numa reação redox ao observar como os números de oxidação variam:

• se o Nox do elemento aumentar, ele se oxidou
• se o Nox do elemento diminuir, ele se reduziu

Essas variações de Nox são concordantes com a ideia de perder ou ganhar elétrons: oxidação é perda de elétrons, ou seja, ficar mais positivo (Nox aumenta); redução é ganho de elétrons, ou seja, ficar mais negativo (Nox diminui).

Por exemplo, na reação entre hidrogênio e nitrogênio para formar amônia: \[\ce{\underset{0}{\ce{N}}_2 + 3 \underset{0}{\ce{H}}_2 -> 2 \underset{-3}{\ce{N}}\underset{+1}{\ce{H}}_3}\]

O Nox do nitrogênio diminui, de 0 para −3, portanto o nitrogênio se reduz; o Nox do hidrogênio aumenta, de 0 para +1, portanto o hidrogênio se oxida.

Uma reação química será uma reação redox se ela causar a mudança de Nox de um ou mais elementos. Sabendo disso, a reação abaixo é uma reação redox? \[\ce{HCl + NaOH -> NaCl + H2O}\]

Se usarmos as regras de determinação de Nox, veremos que nenhum elemento muda de Nox nessa reação: \[\ce{\underset{+1}{\ce{H}}\underset{-1}{\ce{Cl}}+ \underset{+1}{\ce{Na}}\underset{-2}{\ce{O}}\underset{+1}{\ce{H}} -> \underset{+1}{\ce{Na}}\underset{-1}{\ce{Cl}} + \underset{+1}{\ce{H}}_2\underset{-2}{\ce{O}}}\]

Portanto, ela não é uma reação redox.

Ideias centraisOxidantes oxidam outras substâncias. Redutores reduzem outras substâncias.

Até agora estamos lidando com reações redox citando quais os elementos que se oxidam e se reduzem. Mas podemos mudar a perspectiva e tratar das substâncias que fazem com que isso aconteça. Numa reação redox,

• agente oxidante (ou, simplesmente, oxidante) é a substância que causa a oxidação de outra
• agente redutor (ou, simplesmente, redutor) é a substância que causa a redução de outra

Perceba a mudança de perspectiva. Um oxidante não se oxida, e um redutor não se reduz — eles causam esses processos em outra substância. Por exemplo, na queima do metano:

\[\ce{\underset{-4}{\ce{C}}\underset{+1}{\ce{H}}_4 + 2 \underset{0}{\ce{O}}_2 -> \underset{+4}{\ce{C}}\underset{-2}{\ce{O}}_2 + 2 \underset{+1}{\ce{H}}_2\underset{-2}{\ce{O}}}\]

O elemento que se oxidou foi o carbono (cujo Nox foi de −4 no CH₄ para +4 no CO₂) e o elemento que se reduziu foi o oxigênio (cujo Nox foi de zero no O para −2 no CO₂ e na H₂O). Agora, a substância que causou a oxidação do C foi o O₂, portanto o O₂ é o agente oxidante nessa reação; pensando de forma similar, a substância que causou a redução do O foi o CH₄, portanto o CH₄ é o agente redutor aqui.

Assim, é bom notar que o agente oxidante tem o elemento que se reduz, e o agente redutor tem o elemento que se oxida.

Um exemplo incrivelmente comum de reação redox é uma queima ou, formalmente, uma reação de combustão:X-combustão um combustível (como gasolina, álcool ou gás natural) reage com um comburente (tipicamente oxigênio), liberando calor, produzindo gases e tipicamente formando chamas.

Numa combustão típica, o oxigênio, O₂, age como oxidante, fazendo o combustível se oxidar e formar produtos. Esses produtos tipicamente são óxidos dos elementos componentes do combustível, em que os átomos de oxigênio têm Nox −2.

O hidrogênio forma água numa combustão — o exemplo trivial é a queima do próprio gás hidrogênio:

\[\ce{2 H2 (g) + O2 (g) -> 2 H2O (g)}\]

Os átomos de carbono em um combustível podem formar três produtos diferentes, dependendo da quantidade de O₂ disponível. Numa combustão completa, há O₂ suficiente para que todos os átomos de carbono formem dióxido de carbono. Por exemplo, as combustões completas do metano e do etanol, respectivamente:

\[\begin{align} \ce{CH4 (g) + 2 O2 (g) &-> CO2 (g) + 2 H2O (g)}\\ \ce{C2H5OH (l) + 3 O2 (g) &-> 2 CO2 (g) + 3 H2O (g)} \end{align}\]

No CO₂, os átomos de carbono estão com Nox +4, o maior Nox possível para eles. Quando não há tanto oxigênio disponível, acontece uma combustão incompleta: ainda ocorre a oxidação do carbono, mas ela forma monóxido de carbono (CO), em que o Nox do carbono é +2, ou forma carbono sólido (Nox zero), na forma de fuligem.

Outros elementos formam produtos diversos. Átomos de nitrogênio se oxidam, mas tipicamente formam nitrogênio elementar (N₂); não é comum a formação de óxidos de nitrogênio em grande quantidade porque a molécula de N₂ é extremamente estável; apesar disso, pode haver a formação de uma pequena quantidade desses óxidos.estabilidade-N2

Vários explosivos conhecidos contêm nitrogênio na composição, como a nitroglicerina (fórmula molecular C₃H₅N₃O₉) e o TNT (trinitrotolueno, fórmula molecular C₇H₅N₃O₆). Quando eles explodem, é formado N₂ junto de CO₂ e de H₂O, o que aumenta o volume de gás que se expande durante a explosão.

falta coisa aqui: equação nitroglicerina?

Ideias centraisUma equação redox está balanceada quando o número de elétrons perdidos na oxidação for igual ao número de elétrons ganhos na redução. Em equações redox iônicas, a carga total dos reagentes deve ser igual à carga total dos produtos.

Reações redox podem ser um pouco mais complexas do que outras reações que conseguimos balancear por tentativas. Mesmo assim, é possível balanceá-las; basta ter em mente que, além da conservação dos átomos, a reação também deve conservar a carga elétrica total. Isso acontece porque o número de elétrons perdidos na oxidação deve ser igual ao número de elétrons ganhos na redução, e esse número de elétrons está ligado à variação do Nox dos elementos envolvidos na reação.

Por exemplo, a reação entre o cobre e o íon prata:

\[\ce{Cu + Ag+ -> Cu^2+ + Ag} \qquad \text{(não balanceada)}\]

Essa reação já está com os átomos conservados (um de cobre e um de prata nos reagentes e nos produtos), mas a carga total não está: nos reagentes ela é 1+ e nos produtos ela é 2+. Vamos observar os Nox:

\[\ce{\underset{0}{\ce{Cu}} + \underset{+1}{\ce{Ag+}} -> \underset{+2}{\ce{Cu^2+}} + \underset{0}{\ce{Ag}}} \qquad \text{(não balanceada)}\]

O Nox do cobre variou de 0 para +2, ou seja, cada átomo de Cu no reagente perdeu dois elétrons para virar um íon Cu²⁺ no produto. O Nox da prata variou de +1 para 0, ou seja, cada íon Ag⁺ ganhou um elétron para virar um átomo de Ag. Como a reação deve envolver o mesmo número de elétrons na oxidação e na redução, temos que considerar que para cada átomo de Cu haverá dois íons Ag⁺:

\[\ce{\underset{0}{\ce{Cu}} + 2 \underset{+1}{\ce{Ag+}} -> \underset{+2}{\ce{Cu^2+}} + 2 \underset{0}{\ce{Ag}}}\]

Vamos para uma reação um pouco mais elaborada:

\[\ce{H2S + HNO3 -> H2SO4 + NO + H2O}\]

Primeiro, determinamos os Nox dos elementos:

\[\ce{ \underset{+1}{\ce{H}}_2\underset{-2}{\ce{S}} + \underset{+1}{\ce{H}}\underset{+5}{\ce{N}}\underset{-2}{\ce{O}}_3 -> \underset{+1}{\ce{H}}_2\underset{+6}{\ce{S}}\underset{-2}{\ce{O}}_4 + \underset{+2}{\ce{N}}\underset{-2}{\ce{O}} + \underset{+1}{\ce{H}}_2\underset{-2}{\ce{O}} }\]

O enxofre se oxida e o nitrogênio se reduz. Vamos esquematizar isso:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{H2\underset{-2}{\ce{S}} &-> H2\underset{+6}{\ce{S}}O4} & \text{variação de Nox} = +8\\ \textbf{redução:} & & \ce{H\underset{+5}{\ce{N}}O_3 &-> \underset{+2}{\ce{N}}O} & \text{variação de Nox} = -3 \end{align}\]

A oxidação de uma molécula de H₂S formando uma molécula de H₂SO₄ envolve oito elétrons, e a redução de uma molécula de HNO₃ formando uma molécula de NO envolve três elétrons.

Para começar o balanceamento, essas quantidades de elétrons devem ser iguais. O procedimento usual é pegar os números de elétrons e invertê-los na forma de coeficientes; esses coeficientes então podem ser aplicados ao reagente e/ou ao produto da oxidação/redução. Então, nesse caso, vamos pôr o coeficiente 3 no H₂S e o coeficiente 8 no HNO₃:

\[\ce{3 H2S + 8 HNO3 -> H2SO4 + NO + H2O}\]

3 moléculas de H₂S vão perder 3 × 8 = 24 elétrons, e 8 moléculas de HNO₃ vão ganhar 8 × 3 = 24 elétrons.

Também poderíamos, nesse caso, colocar os coeficientes nos produtos:

\[\ce{H2S + HNO3 -> 3 H2SO4 + 8 NO + H2O}\]

A formação de 3 moléculas de H₂SO₄ envolve a perda de 3 × 8 = 24 elétrons, e a formação de 8 moléculas de NO envolve um ganho de 8 × 3 = 24 elétrons.

A decisão de onde colocar os coeficientes depende da equação química, como veremos nos próximos exemplos.

Partindo de qualquer um dos casos acima e prosseguindo o balanceamento por “tentativa”, chegamos nisso:

\[\ce{3 H2S + 8 HNO3 -> 3 H2SO4 + 8 NO + 4 H2O}\]

Em cada lado da equação acima, há 14 átomos de H, 3 de S, 8 de N e 24 de O. A equação está balanceada.

falta coisa aqui: continuar

Balanceamento de reações redox incompletas

Um outro jeito de balancear equações redox não requer todos os reagentes e produtos de primeira, basta saber as substâncias envolvidas na oxidação e redução. Esse método é muito comum para reações redox que acontecem em solução aquosa, com pequenas diferenças no caso de a reação acontecer em meio ácido ou em meio básico.

Por exemplo, em solução ácida, o íon ferro(II) reage com o íon permanganato, formando os íons ferro(III) e manganês(II):

\[\ce{Fe^2+ + MnO4- -> Fe^3+ + Mn^2+}\]

Perceba que essa equação está longe de ser balanceada: tem oxigênio de um lado e não tem do outro! Mas resolveremos isso em breve. Primeiro, determinamos os Nox e vemos quem se oxida e quem se reduz:

\[\ce{ \underset{+2}{\ce{Fe}}^2+ + \underset{+7}{\ce{Mn}}\underset{-2}{\ce{O}}_4^- -> \underset{+3}{\ce{Fe}}^3+ + \underset{+2}{\ce{Mn}}^2+ }\]

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{Fe^2+ &-> Fe^3+}\\ \textbf{redução:} & & \ce{MnO4- &-> Mn^2+} \end{align}\]

Então, balanceamos todos os elementos que não sejam H e O. No nosso exemplo, nada muda até então, todos eles ficam com coeficiente 1:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{1 Fe^2+ &-> 1 Fe^3+}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- &-> 1 Mn^2+} \end{align}\]

Em seguida, balanceamos o O. Para isso, devemos adicionar H₂O em um dos lados da equação até a quantidade de átomos de O ficar equilibrada. No nosso caso, a redução do MnO₄⁻ requer 4 H₂O do lado direito:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{1 Fe^2+ &-> 1 Fe^3+}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- &-> 1 Mn^2+ + 4 H2O} \end{align}\]

Em seguida, balanceamos o H. Para isso, adicionamos H⁺ do lado que precisa de átomos de H. Nesse caso, é o lado esquerdo da redução do permanganato, que precisa de 8 H⁺:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{1 Fe^2+ &-> 1 Fe^3+}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 8 H+ &-> 1 Mn^2+ + 4 H2O} \end{align}\]

Encerramos o balanceamento de átomos. Agora vamos acertar as cargas, colocando elétrons dos lados adequados das semiequações. Podemos nos guiar pela variação do Nox ou pela carga total dos lados esquerdo e direito:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{1 Fe^2+ &-> 1 Fe^3+ + 1 e-}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 8 H+ + 5 e- &-> 1 Mn^2+ + 4 H2O} \end{align}\]

Como dito antes, o total de elétrons “perdidos” na oxidação deve ser igual ao total de elétrons “ganhos” na redução. Para isso, multiplicamos a oxidação por 5 e mantemos a redução:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{5 Fe^2+ &-> 5 Fe^3+ + 5 e-}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 8 H+ + 5 e- &-> 1 Mn^2+ + 4 H2O} \end{align}\]

Com números iguais de elétrons, finalizamos “somando” as duas semiequações. Os elétrons vão se “cancelar” e, eventualmente, algumas moléculas também:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{5 Fe^2+ &-> 5 Fe^3+ + \cancel{\ce{5 e-}}}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 8 H+ + \cancel{\ce{5 e-}} &-> 1 Mn^2+ + 4 H2O}\\ \hline \textbf{reação total:} & & \ce{5 Fe^2+ + MnO4- + 8 H+ &-> 5 Fe^3+ + Mn^2+ + 4 H2O}\\ \end{align}\]

Note que a carga total do lado esquerdo e do lado direito da reação total é a mesma (+17).

falta coisa aqui: interlúdio

Agora, se a reação acontecer em meio básico, deve haver uma etapa adicional após a adição de H⁺, que vai mudar a acidez da equação.

Vejamos um exemplo. Em solução básica, o íon permanganato reage com o íon iodeto da seguinte maneira:

\[\ce{I- + MnO4- -> I2 + MnO2}\]

Primeiro, determinamos os Nox e vemos quem se oxida e quem se reduz:

\[\ce{ \underset{-1}{\ce{I}}^- + \underset{+7}{\ce{Mn}}\underset{-2}{\ce{O}}_4^- -> \underset{0}{\ce{I}}_2 + \underset{+4}{\ce{Mn}}\underset{-2}{\ce{O}}_2 }\]

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{I- &-> I2}\\ \textbf{redução:} & & \ce{MnO4- &-> MnO2} \end{align}\]

Então, balanceamos todos os elementos que não sejam H e O:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{2 I- &-> 1 I2}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- &-> 1 MnO2} \end{align}\]

Em seguida, balanceamos o O, adicionando H₂O em um dos lados da equação até a quantidade de átomos de O ficar equilibrada. No nosso caso, a redução do MnO₄⁻ requer 2 H₂O do lado direito:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{2 I- &-> 1 I2}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- &-> 1 MnO2 + 2 H2O} \end{align}\]

Em seguida, balanceamos o H. Para isso, adicionamos H⁺ do lado que precisa de átomos de H. Nesse caso, é o lado esquerdo da redução do permanganato, que precisa de 4 H⁺:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{2 I- &-> 1 I2}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 4 H+ &-> 1 MnO2 + 2 H2O} \end{align}\]

Como essa reação acontece em meio básico, fazemos mais uma manobra: adicionamos OH⁻ dos dois lados das equações que tiverem H⁺, em quantidade suficiente para neutralizar esses H⁺. No nosso exemplo, vamos adicionar 4 OH⁻ em cada lado da redução, para neutralizar os H⁺:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{2 I- &-> 1 I2}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 4 H+ + 4 OH- &-> 1 MnO2 + 2 H2O + 4 OH-} \end{align}\]

Do lado esquerdo da redução, os 4 H⁺ e os 4 OH⁻ se neutralizam, formando 4 H₂O. Podemos usar isso para simplificar a semiequação um pouco:

\[\begin{align} \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 4 H+ + 4 OH- &-> 1 MnO2 + 2 H2O + 4 OH-}\\ & & \ce{1 MnO4- + \cancelto{2}{4} H2O &-> 1 MnO2 + \cancel{\ce{2 H2O}} + 4 OH-}\\ & & \ce{1 MnO4- + 2 H2O &-> 1 MnO2 + 4 OH-} \end{align}\]

Encerramos o balanceamento de átomos. Agora vamos acertar as cargas, colocando elétrons dos lados adequados das semiequações:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{2 I- &-> 1 I2 + 2 e-}\\ \textbf{redução:} & & \ce{1 MnO4- + 2 H2O + 3 e- &-> 1 MnO2 + 4 OH-} \end{align}\]

O total de elétrons “perdidos” deve ser igual ao total de elétrons “ganhos”. Para isso, multiplicamos a oxidação por 2 e a redução por 3:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{6 I- &-> 3 I2 + 6 e-}\\ \textbf{redução:} & & \ce{2 MnO4- + 4 H2O + 6 e- &-> 2 MnO2 + 8 OH-} \end{align}\]

Com números iguais de elétrons, finalizamos “somando” as duas semiequações. Os elétrons vão se “cancelar” e, eventualmente, algumas moléculas também:

\[\begin{align} \textbf{oxidação:} & & \ce{6 I- &-> 3 I2 + \cancel{\ce{6 e-}}}\\ \textbf{redução:} & & \ce{2 MnO4- + 4 H2O + \cancel{\ce{6 e-}} &-> 2 MnO2 + 8 OH-}\\ \hline \textbf{reação total:} & & \ce{6 I- + 2 MnO_4^- + 4 H2O &-> 3 I2 + 2 MnO2 + 8 OH-}\\ \end{align}\]

Note que a carga total do lado esquerdo e do lado direito da reação total é a mesma (−8).

Em resumo, esses são os passos para balancear uma equação redox por esse método:

1. Determine os Nox dos elementos e identifique qual é a oxidação e qual é a redução.
2. Escreva semiequações de oxidação e redução.
3. Balanceie todos os elementos nas semiequações, exceto H e O.
4. Balanceie o O adicionando H₂O.
5. Balanceie o H adicionando H⁺. Se a reação redox acontecer em solução básica, adicione OH⁻ dos dois lados (da semiequação onde for necessário balancear o H) até neutralizar os H⁺; se necessário, “cancele” espécies químicas que apareçam dos dois lados da semiequação.
6. Balanceie as cargas elétricas, adicionando elétrons do lado esquerdo na redução e do lado direito na oxidação. (O número de elétrons corresponde à variação do Nox.)
7. Se necessário, multiplique as semiequações por algum número, para que ambas fiquem com o mesmo número de elétrons.
8. Some as duas semiequações. “Cancele” os elétrons e simplifique outras espécies químicas, se for necessário. Verifique a conservação de átomos e de cargas.