05 (UFF-RJ) O fósforo elementar é, industrialmente, obtido pelo aquecimento de rochas fosfáticas com coque, na presença de sílica.
Considere a reação:
2 \mathrm{Ca}_{3}\left(\mathrm{PO}_{4}\right)_{2}+6 \mathrm{SiO}_{2}+10 \mathrm{C} \rightarrow \mathrm{P}_{4}+6 \mathrm{CaSiO}_{3}+10 \mathrm{CO}

Passo 1

O enunciado fornece a reação
2\,\mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2}+6\,\mathrm{SiO}_{2}+10\,\mathrm{C}\rightarrow \mathrm{P}_{4}+6\,\mathrm{CaSiO}_{3}+10\,\mathrm{CO}
e pede (o que vamos fazer aqui): determinar os estados de oxidação dos elementos relevantes, identificar quem é oxidante e quem é redutor e quantos elétrons são transferidos no processo. Lista das informações dadas:
  • Os reagentes e produtos estão explícitos na equação acima (peguei essas fórmulas do enunciado).
  • Não há carga total na equação (todos os compostos são neutros).

Passo 2

Relembrando as regras para atribuir números de oxidação (vou explicar devagar e com exemplos):
  • Para um átomo em sua forma elementar: o número de oxidação é 0. Ex.: \mathrm{P}_{4} tem \mathrm{ox}=0 para o fósforo.
  • Para íons simples, o número de oxidação é a carga do íon.
  • Em compostos, a soma algébrica dos números de oxidação de todos os átomos deve ser igual à carga total do composto (para compostos neutros, soma =0).
  • Regras úteis para elementos comuns:
    • Oxigênio geralmente tem \mathrm{ox}=-2 (exceto em peróxidos ou com flúor).
    • Metais dos grupos 1 e 2 têm \mathrm{ox}=+1 e +2, respectivamente. Assim, cálcio em compostos iônicos costuma ser +2.
    • Silício em \mathrm{SiO}_{2} costuma ser +4.
  • Aplicando essas regras passo a passo dá para achar os números de oxidação.

Passo 3

Calcular o número de oxidação do fósforo no fosfato \mathrm{PO}_{4}^{3-}, presente em \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2}.
No ânion \mathrm{PO}_{4}^{3-} temos 4 oxigênios com oxidação -2 cada, total -8. Seja x o número de oxidação do fósforo em \mathrm{PO}_{4}^{3-}. A soma deve dar -3:
x + 4\cdot(-2) = -3.
Logo,
x - 8 = -3 \quad\Rightarrow\quad x = +5.
Portanto, no composto \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2} cada átomo de fósforo tem número de oxidação +5. (Registro: peguei a fórmula \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2} do enunciado.)

Passo 4

Calcular o número de oxidação do fósforo em \mathrm{P}_{4}.
Como \mathrm{P}_{4} é a forma elementar do fósforo, o número de oxidação de cada átomo de fósforo é
\mathrm{ox}(\mathrm{P\\ em\\ } \mathrm{P}_{4}) = 0.

Passo 5

Determinar a variação do número de oxidação do fósforo e quantos elétrons cada átomo de P recebe.
Cada átomo de fósforo vai de +5 (em \mathrm{PO}_{4}^{3-}) para 0 (em \mathrm{P}_{4}). A alteração por átomo é:
+5 \longrightarrow 0 \quad\text{(ganho de 5 elétrons por átomo de P)}.éá
Na equação aparece \mathrm{P}_{4}, ou seja, há 4 átomos de fósforo reduzidos. Portanto o total de elétrons ganhos pelos fósforos é
4 \times 5 = 20\\ \text{elétrons}.é

Passo 6

Calcular o número de oxidação do carbono reagente (coque, forma elementar) e do carbono no monóxido de carbono \mathrm{CO}.
  • O carbono elementar (coque) tem \mathrm{ox}=0.
  • No \mathrm{CO}, o oxigênio tem geralmente \mathrm{ox}=-2; como a molécula é neutra, o carbono deve satisfazer
\mathrm{ox}(\mathrm{C}) + (-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{ox}(\mathrm{C\\ em\\ CO}) = +2.

Passo 7

Determinar a variação do número de oxidação do carbono e o total de elétrons perdidos.
Cada átomo de carbono passa de 0 para +2, ou seja, perde 2 elétrons:
0 \longrightarrow +2 \quad\text{(perda de 2 elétrons por átomo de C)}.éá
Na equação há 10 átomos de carbono reagindo, então o total de elétrons perdidos por carbono é
10 \times 2 = 20\\ \text{elétrons}.é

Passo 8

Confrontando ganhos e perdas de elétrons e identificando agentes oxidante/redutor.
  • Total de elétrons ganhos pelos fósforos =20.
  • Total de elétrons perdidos pelos carbonos =20.
    Como ganhos = perdas, a contabilidade eletrônica está consistente (boa checagem de verificação).
Definições úteis (explicando para a prova):
  • Agente redutor (reduzente) é a espécie que doa elétrons (é oxidada).
  • Agente oxidante (oxidante) é a espécie que aceita elétrons (é reduzida).
Aqui:
  • O carbono elementar ( \mathrm{C}, o coque) é oxidado ( 0\rightarrow +2), portanto é o agente redutor.
  • O fósforo no fosfato ( \mathrm{P} em \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2}) é reduzido ( +5\rightarrow 0), portanto o composto que fornece esse P atua como agente oxidante. Podemos dizer concisamente que o agente oxidante é \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2} (ou o íon \mathrm{PO}_{4}^{3-}, mais precisamente o fósforo nele).
Observação rápida: outros elementos da equação (Ca, Si, O) não mudam seu número de oxidação relevante ( \mathrm{Ca}^{2+} permanece +2, \mathrm{Si} em \mathrm{SiO}_{2} e \mathrm{CaSiO}_{3} permanece +4, oxigênios continuam -2), então não participam da troca eletrônica central.

Passo 9

Resumo prático para a prova — como justificar rapidamente em poucas linhas:
  • Calcule os números de oxidação por regras simples (oxigênio -2, metais alcalino-terrosos +2, elementos puros 0).
  • Compare os números antes e depois; quem aumenta é oxidado (doa elétrons), quem diminui é reduzido (recebe elétrons).
  • Verifique o balanço de elétrons (soma de elétrons perdidos = soma de elétrons ganhos). Se bater, está consistente.

Resposta

\mathrm{ox}( \mathrm{P}\\ \text{em}\\ \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2})=+5;\\ \mathrm{ox}(\mathrm{P}\\ \text{em}\\ \mathrm{P}_{4})=0;\\ \mathrm{ox}(\mathrm{C\\ reagente})=0;\\ \mathrm{ox}(\mathrm{C\\ em\\ CO})=+2
Agente redutor: \mathrm{C} (coque).
Agente oxidante: \mathrm{Ca}_{3}(\mathrm{PO}_{4})_{2} (o fósforo em \mathrm{PO}_{4}^{3-}).
Número de elétrons transferidos: 20.

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