Seja a equação desequilibrada da seguinte reação:
AuCl3 (aq) + SnCl2 (aq) => Au (s) + SnCl4 (aq)
I- Mostre que a reação acima é redox.
II- Indique o agente oxidante e o agente redutor.
III- Escreva os pares redox desta reação.
IV- Equilibre esta reação pelo método eletrônico.
Soluções para a tarefa
Resposta:
AuCℓ₃(aq) + SnCℓ₂(aq) → Au(s) + SnCℓ₄(aq)
I- Mostre que a reação acima é redox.
- observe que temos o Au como substância simples no 2º membro da equação química (NOx= 0) e combinado no 1º membro (NOx ≠ 0), como houve alteração do NOx ==> reação de Redox;
- o outro elemento que variou o NOx foi o Sn. NOx= +2 no 1º membro e NOx= +4 no 2º;
II- Indique o agente oxidante e o agente redutor.
- o Au passou do NOx= +3 no 1º membro, para o NOx= 0 no 2º, diminuiu o NOx, sofreu redução, logo, o AuCℓ₃ é o OXIDANTE;
- o Sn passou do NOx= +2 no 1º membro, para o NOx= +4 no 2º, aumento o NOx, sofreu oxidação, logo, o SnCℓ₂ é o REDUTOR;
III- Escreva os pares redox desta reação
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Sn⁺²(aq) → Sn⁺⁴(aq) + 4e⁻
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: Au⁺³(aq) - 3e⁻ → Au⁰(aq)
IV- Equilibre esta reação pelo método eletrônico.
AuCℓ₃(aq) + SnCℓ₂(aq) → Au(s) + SnCℓ₄(aq)
- sabemos quem se reduz e quem se oxida, vamos balancear as semi-reações de redução e oxidação;
Redução: Au⁺³(aq) - 3e⁻ → AuCℓ₃(aq)
Oxidação: SnCℓ₂(aq) → Sn⁺⁴(aq) + 4e⁻
O primeiro passo é balancear o Au e o Sn, teremos, então:
Redução: Au⁺³(aq) - 3e⁻ → Au⁰(aq)
Oxidação: Sn⁺²(aq) → Sn⁺⁴(aq) + 2e⁻
O segundo passo é balancear as cargas (equilibrar o nº de elétrons cedidos e recebidos)
Redução: 2 Au⁺³(aq) - 6 e⁻ → 2 Au⁰(aq)
Oxidação: 3 Sn⁺²(aq) → 3 Sn⁺⁴(aq) + 6 e⁻
O terceiro passo é somar as semi reações e completar com o Cℓ⁻ que não sofreu alteração do NOx, cortando o que aparece igualmente nos reagentes e produtos e somando o que se encontra no mesmo membro;
2 AuCℓ₃(aq) - 6 e⁻ → 2 Au⁰(aq)
3 SnCℓ₂(aq) → 3 SnCℓ₄(aq) + 6 e⁻ (somando)
2 AuCℓ₃(aq) + 3 SnCℓ₂(aq) → 2 Au⁰(aq) + 3 SnCℓ₄(aq) ==> equação balanceada.