Balanceamento com Água Oxigenada

1. Introdução

A água oxigenada é aquele líquido que a gente usa para limpar ferimentos.

Mas, além disso, o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) é uma substância extremamente interessante nas reações químicas, porque pode tanto oxidar quanto reduzir outros elementos.

Isso significa que seu balanceamento pode ser um pouco diferente do que já aprendemos até aqui.

A diferença principal do H₂O₂ é o estado de oxidação do oxigênio, que é -1.

Isso é diferente da água (H₂O), onde o oxigênio tem Nox -2.

Como resultado, o H₂O₂ pode se decompor formando oxigênio gasoso (O₂), onde o Nox do oxigênio é 0.

Ou seja, o mesmo elemento pode sofrer oxidação ou redução dependendo do caso!

2. O Papel do H₂O₂ em Reações de Oxirredução

Podemos classificar o H₂O₂ como agente oxidante ou agente redutor, dependendo do contexto:

• Como agente oxidante: Ele aceita elétrons e vira H₂O. Isso acontece, por exemplo, quando ele está na presença de substâncias redutoras fortes.
• Como agente redutor: Ele doa elétrons e vira O₂. Isso ocorre, por exemplo, quando está reagindo com um agente oxidante poderoso.

Vamos ver esses casos na prática.

3. Passo a Passo para Balancear Reações com H₂O₂

O balanceamento segue os mesmos passos que já aprendemos, mas agora precisamos considerar a versatilidade do H₂O₂:

1️ Calcule os Nox de todos os elementos.

2️ Identifique quem está oxidando e quem está reduzindo.

3️ Determine o número de elétrons transferidos em cada caso.

4️ Equilibre as cargas invertendo os coeficientes.

5️ Complete o balanceamento por tentativa.

4. Exemplo Prático

Exemplo 1: H₂O₂ como Agente Oxidante

Equação não balanceada:

H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + I₂ + H₂O

1️ Calcule os Nox:

(H⁺)₂(O⁻)₂ + K⁺I⁻ + (H⁺)₂S⁶⁺(O²⁻)₄ → (K⁺)₂S⁶⁺(O²⁻)₄ + (I⁰)₂ + (H⁺)₂O²⁻

2️ Identifique quem reduz e quem oxida:

Oxidação: I⁻ → I⁰

Redução: O⁻ → O²⁻ DA ÁGUA!!!

Não esqueça, o detalhe está aqui. Se a água oxigenada reduz, ela forma água, se ela oxida, ela forma gás oxigênio. Não vá reagir com outra molécula!

3️ Determine o número de elétrons transferidos em cada caso:

OXIDAÇÃO:

(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação)

Maior índice do iodo é no produto, que é 2. Logo: (0 - (-1)) x 2 = 1 x 2 = 2.

REDUÇÃO:

(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação)

Maior índice do oxigênio é no reagente, que é 2. Logo: (-1 - (-2)) x 2 = 1 x 2 = 2.

Os dois são divisíveis por 2, então temos o número de elétrons transferidos na oxidação = 2 /2 = 1 e o número na redução = 2 / 2 = 1. 

4️ Equilibre as cargas invertendo os coeficientes:

O número de elétrons transferido na oxidação foi 1. Usaremos esse 1 para balancear o elemento que reduziu, que é o oxigênio. 

Escolheremos o reagente, pois o índice do oxigênio é 2. 

1 H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + I₂ + H₂O

O número de elétrons transferido na redução foi 1. Usaremos esse 1 para balancear o elemento que oxidou, que é o iodo.

Escolheremos o produto, pois o índice do iodo é 2. 

1 H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 1 I₂ + H₂O

5️ Complete o balanceamento por tentativa:

1 H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 1 I₂ + H₂O

Temos 2 I nos produtos, então vamos multiplicar o KI por 2. 

1 H₂O₂ + 2 KI + H₂SO₄ → K₂SO₄ + 1 I₂ + H₂O

Temos 2 K nos reagentes, então vamos multiplicar o K₂SO₄ por 1. 

1 H₂O₂ + 2 KI + H₂SO₄ → 1 K₂SO₄ + 1 I₂ + H₂O

Temos 1 S nos produtos, então vamos multiplicar o H₂SO₄ por 1.

1 H₂O₂ + 2 KI + 1 H₂SO₄ → 1 K₂SO₄ + 1 I₂ + H₂O

Temos 4 H nos reagentes, então vamos multiplicar o H₂O por 2.

1 H₂O₂ + 2 KI + 1 H₂SO₄ → 1 K₂SO₄ + 1 I₂ + 2 H₂O

Conferindo os oxigênios: (1 x 2) + (1 x 4) nos reagentes = (1 x 4) + (2 x 1) nos produtos = 6.

Balanceamento certo, como sempre.

Exemplo 2: H₂O₂ como Agente Redutor

Esse exemplo é MUITO ESPECÍFICO, tome cuidado. Não dê uma importância extrema a ele se seu professor não está se aprofundando tanto nisso ainda. 

Equação não balanceada:

H₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

1️ Calcule os Nox:

(H⁺)₂(O⁻)₂ + K⁺Mn⁷⁺(O²⁻)₄ + (H⁺)₂S⁶⁺(O²⁻)₄ → Mn²⁺S⁶⁺(O²⁻)₄ + O⁰₂ + (K⁺)₂S⁶⁺(O²⁻)₄ + (H⁺)₂O²⁻

2️ Identifique quem reduz e quem oxida:

REDUÇÃO: Oxigênio O⁻ → O²⁻ (H₂O₂ → H₂O)

REDUÇÃO: Manganês Mn⁷⁺ → Mn²⁺ (KMnO₄ → MnSO₄)

OXIDAÇÃO: Oxigênio O⁻ → O⁰ (H₂O₂ → O₂)

Caímos numa situação de autorredox? NÃO!

Se você observar bem a formação dos produtos, você perceberá que a água (H₂O) não se origina da água oxigenada, ela se origina dos outros reagentes. 

A água oxigenada deu origem apenas ao gás oxigênio. E o que pode garantir isso a você é que, se ela tivesse originado a água, não haveria oxidação na reação!

Portanto, devemos considerar apenas esses:

REDUÇÃO: Manganês Mn⁷⁺ → Mn²⁺ (KMnO₄ → MnSO₄)

OXIDAÇÃO: Oxigênio O⁻ → O⁰ (H₂O₂ → O₂)

3️ Determine o número de elétrons transferidos em cada caso:

OXIDAÇÃO:

(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação)

Para o O, o maior índice é 2, nos dois lados. Logo: (0 - (-1)) x 2 = 1 x 2 = 2.

REDUÇÃO:

(Nox maior - Nox menor) x (maior índice do elemento na equação)

Para o Mn, o maior índice é 1. Logo: (7 - 2) x 1 = 5. 

4️ Equilibre as cargas invertendo os coeficientes:

O número de elétrons transferido na oxidação foi 2. Usaremos esse 2 para balancear o elemento que reduziu, no caso o manganês. 

Os dois lados possuem o mesmo índice, então colocaremos o 2 nos dois lados. 

H₂O₂ + 2 KMnO₄ + H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

O número de elétrons transferido na redução foi 5. Usaremos esse 5 para balancear o elemento que oxidou, que foi o oxigênio. 

Os dois lados possuem o mesmo índice, mas não podemos colocar o 5 nos dois lados dessa vez, pois outras moléculas possuem o elemento oxigênio.

Escolheremos o H₂O₂ por ele ser o agente redutor propriamente dito e vamos testar. Se der errado, voltamos. 

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

5️ Complete o balanceamento por tentativa:

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + K₂SO₄ + H₂O

Temos 2 K nos reagentes, então vamos multiplicar o K₂SO₄ por 1. 

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 1 K₂SO₄ + H₂O

Temos 3 S nos produtos, então vamos multiplicar o H₂SO₄ por 3. 

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 1 K₂SO₄ + H₂O

Temos 16 H nos reagentes, então vamos multiplicar o H₂O por 8.

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + O₂ + 1 K₂SO₄ + 8 H₂O

Temos 30 O nos reagentes e já temos 20 O nos produtos, então vamos multiplicar o O₂ por 5. 

5 H₂O₂ + 2 KMnO₄ + 3 H₂SO₄ → 2 MnSO₄ + 5 O₂ + 1 K₂SO₄ + 8 H₂O

Mais uma vez, balanceamento finalizado e certo.

QUAL O APRENDIZADO QUE TIVEMOS COM ESSE EXEMPLO?

Primeira lição:

Toda reação de redox precisa ter pelo menos uma redução e uma oxidação.

Se eu fico na dúvida sobre qual foi o produto gerado pela H₂O₂ (se foi água ou gás oxigênio) eu olho para essa regra. 

Segunda lição:

Quando uma reação de água oxigenada possuir apenas o O₂ como produto, eu sei que ele derivou da água oxigenada.

Quando uma reação de água oxigenada possuir apenas a H₂O como produto, eu sei que ela derivou da água oxigenada. 

Porém, se ela possuir tanto o O₂ quanto a H₂O, eu preciso lembrar da primeira lição e imaginar que um desses dois produtos pode ter sido originado de outros reagentes.

Na maioria das vezes, quando aparecer os dois produtos, a H₂O terá sido originada dos outros reagentes e o O₂ da água oxigenada. 

5. Exercícios para Fixação

Agora é sua vez! Balanceie as equações abaixo usando o H₂O₂:

1️ H₂O₂ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + H₂O

2️ As₂S₅ + NH₄OH + H₂O₂ → (NH₄)₃AsO₄ + (NH₄)₂SO₄ + H₂O

Gabarito

1️ H₂O₂ + 2 FeSO₄ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2 H₂O

2️ As₂S₅ + 16 NH₄OH + 20 H₂O₂ → 2 (NH₄)₃AsO₄ + 5 (NH₄)₂SO₄ + 28 H₂O