Definição do Método Íon-Elétron (equilíbrio)

o método Possui uma série de etapas que devem ser realizadas para estabelecer um equilíbrio correto das espécies. Este procedimento pode ser dividido nas seguintes etapas:

1) Escreva toda a reação que desejamos equilibrar. Por sua vez, se possível, distinga as espécies que compõem os compostos e reescreva a reação em sua forma iônica, com as espécies carregadas.

2) Escreva as semi-reações que compõem a reação global. Isso envolve colocar os reagentes e produtos em duas semi-reações diferentes e para identificar qual é o oxidação e qual deles a redução. Para isso, devemos entender que a espécies que perde elétrons e permanece carregado positivamente, aumenta seu estado de oxidação, portanto, é a semi-reação de oxidação. Enquanto isso, a espécie que ganha elétrons diminui seu estado de oxidação, então é a semi-reação de redução.

3) Escreva as semi-reações balanceadas, isso implica completar com os elétrons em jogo e, Se necessário, reescreva-os para que a mesma quantia de dinheiro esteja em jogo em cada um. elétrons. Para isso, pode ser necessário encontrar um coeficiente mínimo que permita a equalização.

4) Escreva a reação global como a soma das semi-reações anteriores. Se as etapas acima foram feitas corretamente, os elétrons em ambos os lados da reação devem se cancelar. Por fim, a reação é balanceada.

Exemplo típico

\(A{{l}_{\left( s \right)}}+CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~C{{u}_{\left( s \ certo)}}~\)

1) Identificamos os estados de oxidação:

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}\) oxida ao passar para \(A{{l}^{+3}}\) (Primeiro, o alumínio está em estado de oxidação 0 e vai para +3)

• \(C{{u}^{+2}}\) reduz-se a \(C{{u}_{\left( s \right)}}\) (Primeiro, o cobre está em estado de oxidação +2 e vai para 0)

2) Ionizamos os compostos e identificamos as reações de oxidação e redução individualmente:

\(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}~\to ~A {{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

O alumínio é a espécie que está sendo oxidada, enquanto o cobre é a espécie que está sendo reduzida.

3) Este passo consiste em escrever as semi-reações balanceadas:

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~ {{e}^{-}}~\) Oxidação

• \(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Redução

4) Se observarmos, as semi-reações não envolvem o mesmo número de elétrons em jogo, então devemos equilibrá-las de tal forma que as cargas a serem trocadas em ambas sejam iguais:

• \(2~x~\left( A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~{{e}^{-}} \right)~\) Oxidação

• \(3~x~(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_ {\left( s \right)}}^{0})~\) Redução

Dentro abstrato:

• \(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~2A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+6~ {{e}^{-}}~\) Oxidação

• \(3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\to ~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Redução

5) Finalmente, escreveremos a reação global balanceada, como a soma das reações anteriores:

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}\to ~2A{ {l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

Nós reescrevemos o equação acima com os compostos originais:

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}+3CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \ certo)}}\)

Existem dois casos particulares, onde as reações podem ocorrer em meio ácido ou básico. Para esses casos, o tratamento é um pouco diferente, pois requer a adição de espécies que permitem equalizar a reação.

No caso do meio ácido, deve-se inserir Água para o equilíbrio de oxigênios e hidrogênios e, portanto, veremos a presença de prótons (H+) que indicarão o tipo de meio. Enquanto, em um meio básico, a adição de OH- (hidroxila) pode ser necessária para o correto balanceamento.

Vejamos um exemplo

\(Cu{{S}_{\left( ac \right)}}+HN{{O}_{3}}_{\left( ac \right)}\to ~Cu{{\left( N{ {O}_{3}} \right)}_{2}}_{\left( ac \right)}+~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~ {{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)

Na presença de ácido nítrico estamos trabalhando em meio ácido.

1) Primeiro vamos identificar os estados de oxidação:

• \(~{{S}^{-2}}\) é oxidado passando para \({{S}^{+4}}\) (Primeiro, o Enxofre está no estado de oxidação -2 e passa para + 4)

• \({{N}^{+5}}\) é reduzido ao passar para \({{N}^{+4}}\) (Primeiro, o nitrogênio está no estado de oxidação +5 e passa para +4)

2) Ionizamos os compostos e identificamos as reações de oxidação e redução individualmente:

\({{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}+~{{N}^{+5}}_{\left( ac \right)}~\to ~{{ S}^{+4}}_{\left( g \right)}+~{{N}^{+4}}_{\left( g \right)}\)

Enxofre é a espécie que está sendo oxidada, enquanto Nitrogênio é a espécie que está sendo reduzida.

3) Escrevemos as semi-reações balanceadas:

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oxidação

• \(2{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+1~{{e}^{-}}~\to ~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~{{H}_ {2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Redução

Como pode ser visto, a adição de água foi necessária na reação de oxidação para o correto equilíbrio de hidrogênios e oxigênios.

4) Se observarmos, as semi-reações não envolvem o mesmo número de elétrons em jogo, então devemos equilibrá-las de tal forma que as cargas a serem trocadas em ambas sejam iguais:

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oxidação

• \(12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+6~{{e}^{-}}~\to ~6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H} 2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Redução

5) Por fim, expressamos a reação global balanceada, em resposta à soma das reações abordadas:

\(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)} +~12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+ 6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \certo)}}\)

Reescrevemos a equação anterior com os compostos originais, levando em consideração que existem espécies, como H+, que aparecem tanto em reagentes quanto em produtos e, portanto, parte deles são cancelar

$Cu\{\{S\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\}+8HN\{\{O\}\_\{3\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\backslash to\; ~Cu\{\{\backslash left(\; N\{\{O\; \}\_\{3\}\}\; \backslash right)\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}+~6N\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+S\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+~\; 4\{\{H\}\_\{2\}\}\{\{O\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash certo)\}\}\backslash )$