Reações de oxirredução envolvendo água oxigenada

As reações de oxirredução que ocorrem com a presença da água oxigenada (solução aquosa de peróxido de hidrogênio – H₂O_2(aq)) constituem um caso especial que deve ser analisado separadamente, principalmente quanto ao seu balanceamento. Isso acontece porque os oxigênios da água oxigenada, que têm Nox igual a -1, tanto podem se oxidar, como se reduzir.

Por exemplo, vejamos dois casos em que ela se comporta primeiro como agente oxidante (se reduzindo) e depois como agente redutor (se oxidando):

• Agente oxidante: sempre que a água oxigenada se reduz, agindo como agente oxidante, ela gera água como produto.

Se adicionarmos uma solução de água oxigenada a uma solução contendo íons iodeto (I^-) em meio ácido, teremos:

H₂O_2(aq) + I^-_(aq) +H⁺_(aq) → H₂O_(l) + I_2(s)

Veja que se formou água e iodo. Mas para conferir se a água oxigenada atuou realmente como agente oxidante e se reduziu, observe a determinação dos números de oxidação (Nox):*

O Nox do oxigênio da água oxigenada diminuiu de -1 para -2, sendo que ele recebeu 1 elétron. Porém, como temos dois oxigênios em cada molécula de água oxigenada (H₂O₂), a variação do Nox será igual a 2.

Assim, conforme mostrado no texto “Balanceamento por oxirredução”, um passo necessário para se balancear as reações pelo método de oxirredução é inverter os valores das variações dos Nox pelos coeficientes, ficando, nesse caso, da seguinte forma:

* H₂O₂ = 2 (∆Nox) = 2 → 2 será o coeficiente do I^-;

* I^-= ∆Nox = 1 → 1 será o coeficiente do H₂O₂.

Desse modo, temos:

1 H₂O_2(aq) + 2 I^-_(aq) + H⁺_(aq) → H₂O_(l) + I_2(s)

Acertando os demais coeficientes pelo balanceamento por tentativas:

• Visto que há dois átomos de oxigênio no 1º membro, o coeficiente da água no 2º membro terá que ser igual a 2. E como existem também dois íons iodeto no 1º membro, o coeficiente do iodo no 2º membro será 1. Não se esqueça de que temos que multiplicar o índice pelo coeficiente para saber a quantidade correta de átomos e íons em cada membro:

1 H₂O_2(aq) + 2 I^-_(aq) +H⁺_(aq) → 2 H₂O_(l) + 1 I_2(s)

• Agora só resta balancear o cátion hidrogênio do 1º membro, sendo que seu coeficiente terá que ser igual a 2, pois no 2º membro tem 4 hidrogênios e no 1º membro já tem dois:

1 H₂O_2(aq) + 2 I^-_(aq) +2 H⁺_(aq) → 2 H₂O_(l) + 1 I_2(s)

• Agente redutor: sempre que a água oxigenada se oxida, agindo como agente redutor, ela gera oxigênio (O₂) como produto.

Um exemplo em que a água oxigenada é redutora é quando ela entra em contato com o permanganato de potássio (KMnO₄). Essa substância tem uma cor violeta bastante característica, mas ao entrar em contato com a água oxigenada ela fica incolor. Isso ocorre porque todo manganês presente no íon MnO₄^- da solução de permanganato é reduzido, originando o íon Mn²⁺, conforme mostrado a seguir:

^{+1    -1          +7   -2           +1       0            +2             +1  -2}
H₂O₂ + MnO₄^-+ H⁺ → O₂ + Mn²⁺+ H₂O

Calculando o Nox, vemos que realmente o oxigênio da água oxigenada se oxida e causa a redução do manganês:

Da mesma forma que no exemplo anterior, o ∆Nox da água oxigenada será igual a 2, pois são dois oxigênios e cada um perde um elétron. Por isso, temos:

* O₂ = 2 (∆Nox) = 2 → 2 será o coeficiente do MnO₄^-;

* MnO₄^- = ∆Nox = 5 → 5 será o coeficiente do O₂.

E como todo O₂ é proveniente da água oxigenada, as duas substâncias apresentam o mesmo coeficiente:

5 H₂O₂ + 2MnO₄^-+ H⁺ → 5 O₂ + Mn²⁺+ H₂O

Balanceando pelo método de tentativas, temos:

5 H₂O₂ + 2 MnO₄^-+ 6 H⁺ → 5 O₂ + 2 Mn²⁺+ 8 H₂O

* Para esclarecer quaisquer dúvidas sobre como calcular o número de oxidação (Nox) dos átomos e íons de uma reação, leia o texto “Determinação do Número de Oxidação (Nox)”.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química