Faça o balanceamento das seguintes equações, escrevendo as semi-reações de oxidação e redução. Todas as reações acontecem em solução ácida. Identifique o agente oxidante e o agente redutor.
(a) Ação de íons permanganato em ácido sulfuroso:
MnO4(a q)^-+H2 SO3(a q) Mn(a q)^2++HSO4(a q)^-

Passo 1

Beleza, vamos dar uma olhada nessa questão! O que precisamos fazer aqui é balancear uma equação de reação redox que acontece em meio ácido. Para isso, vamos dividir a reação em duas partes: a reação de oxidação e a de redução. Vamos precisar entender como os elétrons são transferidos entre os reagentes e os produtos para conseguir equilibrar tudo direitinho.

Passo 2

Primeiro, vamos escrever a equação que a gente tem:
MnO4(aq)^- + H2SO3(aq) Mn(aq)^2+ + HSO4(aq)^-
Agora, vamos identificar quais substâncias estão sendo oxidadas e quais estão sendo reduzidas.

Passo 3

Vamos determinar os estados de oxidação de cada elemento nos reagentes e produtos:
  • Mn em MnO4^-: O oxigênio geralmente tem -2, então 4 times (-2) = -8. Como a carga total é -1, o Mn deve estar +7.
  • S em H2SO3: O hidrogênio é +1 e o oxigênio é -2. Assim, 2(+1) + x + 3(-2) = 0 Rightarrow x = +4.
  • Mn em Mn^2+: Está em +2.
  • S em HSO4^-: Similarmente, 1(+1) + x + 4(-2) = -1 Rightarrow x = +7.
Então, o Mn está passando de +7 para +2 (redução) e o S está passando de +4 para +7 (oxidação).

Passo 4

Agora, vamos escrever as semi-reações de redução e oxidação separadamente.
Redução do Mn:
MnO4^- Mn^2+
Oxidação do S:
H2SO3 HSO4^-

Passo 5

Vamos balancear cada semi-reação começando pelos elementos que não sejam H ou O.
Para a redução do Mn, já está balanceado o Mn.
Para a oxidação do S, o S já está balanceado.

Passo 6

Agora, balanceamos os oxigênios adicionando H2O.
Redução do Mn:
MnO4^- Mn^2+ + 4,H2O
Oxidação do S:
O número de oxigênios já está balanceado (3 no lado dos reagentes e 4 no dos produtos), então adicionamos H2O para balancear se necessário. Mas, neste caso, ajustaremos os hidrogênios no próximo passo.

Passo 7

Balanceamos os hidrogênios adicionando íons H^+.
Redução do Mn:
Temos 8 H no lado dos produtos (4 moléculas de água), então adicionamos 8 H^+ nos reagentes:
MnO4^- + 8,H^+ Mn^2+ + 4,H2O
Oxidação do S:
No lado dos reagentes temos 2 H em H2SO3 e 1 H em HSO4^-. Para balancear, adicionamos 1 H^+:
H2SO3 HSO4^- + H^+

Passo 8

Balanceamos as cargas adicionando elétrons ( e^-).
Redução do Mn:
Lado esquerdo: carga total = -1 + 8(+1) = +7
Lado direito: carga total = +2
Para balancear, adicionamos 5 elétrons aos reagentes:
MnO4^- + 8,H^+ + 5,e^- Mn^2+ + 4,H2O
Oxidação do S:
Lado esquerdo: carga total = 0
Lado direito: carga total = -1 + (+1) = 0
Mas o estado de oxidação do S aumentou de +4 para +7, então precisamos adicionar 3 elétrons no lado dos produtos:
H2SO3 HSO4^- + H^+ + 3,e^-

Passo 9

Agora, vamos igualar o número de elétrons nas duas semi-reações para que eles se cancelem ao somarmos as duas.
A redução do Mn envolve 5 elétrons e a oxidação do S envolve 3 elétrons. O mínimo múltiplo comum de 5 e 3 é 15, então multiplicamos as semi-reações para que ambas envolvam 15 elétrons.
Redução do Mn multiplicada por 3:
3,MnO4^- + 24,H^+ + 15,e^- 3,Mn^2+ + 12,H2O
Oxidação do S multiplicada por 5:
5,H2SO3 5,HSO4^- + 5,H^+ + 15,e^-

Passo 10

Vamos somar as duas semi-reações e cancelar o que se repete (no caso, os elétrons):
3,MnO4^- + 24,H^+ + 15,e^- + 5,H2SO3 3,Mn^2+ + 12,H2O + 5,HSO4^- + 5,H^+ + 15,e^-
Cancelando os 15 elétrons:
3,MnO4^- + 24,H^+ + 5,H2SO3 3,Mn^2+ + 12,H2O + 5,HSO4^- + 5,H^+
Agora, simplificamos os íons H^+:
3,MnO4^- + 19,H^+ + 5,H2SO3 3,Mn^2+ + 12,H2O + 5,HSO4^-

Resposta

A equação balanceada é:
3,MnO4^- + 19,H^+ + 5,H2SO3 3,Mn^2+ + 12,H2O + 5,HSO4^-
As semi-reações são:
Redução:
MnO4^- + 8,H^+ + 5,e^- Mn^2+ + 4,H2O
Oxidação:
H2SO3 HSO4^- + H^+ + 3,e^-
O agente oxidante é o MnO4^-, pois ele está sendo reduzido (ganha elétrons), e o agente redutor é o H2SO3, pois está sendo oxidado (perde elétrons).

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