40-Identifique a espécie que sofreu oxidação e redução e o agente oxidante e o agente redutor em cada uma das seguintes reações.
2 \mathrm{Al}+\mathrm{Cr} 2 \mathrm{O} 3 \rightarrow \mathrm{Al} 2 \mathrm{O} 3+\mathrm{Cr}

Passo 1

O enunciado dá a reação
2\mathrm{Al}+\mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3 \rightarrow \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3+\mathrm{Cr}
e pede para identificar:
  • qual espécie sofreu oxidação;
  • qual espécie sofreu redução;
  • qual é o agente oxidante;
  • qual é o agente redutor.
Informações relevantes dadas pelo enunciado:
  • Temos alumínio metálico \mathrm{Al} na forma elementar do lado dos reagentes.
  • Temos óxido de cromo \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3 do lado dos reagentes.
  • Nos produtos aparecem \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3 e \mathrm{Cr} metálico.
    A partir disso vamos determinar variações nos números de oxidação para decidir oxidação/redução e os agentes.

Passo 2

Explicação rápida e didática sobre número de oxidação (NO):
  • O número de oxidação é uma “carga formal” usada para acompanhar transferência de elétrons. Não precisa ser um valor real de carga, mas nos ajuda a ver quem perde ou ganha elétrons.
  • Regras que vamos usar (as principais, suficientes aqui):
    1. Átomos em sua forma elementar têm \mathrm{NO}=0. Ex.: \mathrm{Al} e \mathrm{Cr} elementares.
    2. Oxigênio em compostos geralmente tem \mathrm{NO}=-2 (exceto peróxidos e alguns casos especiais; aqui é o caso normal).
    3. A soma algébrica dos números de oxidação dos átomos numa molécula ou composto neutro é zero.
  • Uso prático: vamos calcular o \mathrm{NO} dos elementos importantes nos reagentes e produtos para ver quem aumentou (oxidação) ou diminuiu (redução).

Passo 3

Calcular o número de oxidação do alumínio:
  • Alumínio elementar (reagente): \mathrm{Al} (forma pura) tem
\mathrm{NO}(\mathrm{Al\\ elementar})=0.
  • No óxido \mathrm{Al}_2\mathrm{O}_3: apliquei a regra da soma dos NOs. Como cada oxigênio tem -2 e há 3 oxigênios, total de oxigênio é 3\times(-2)=-6. A soma deve ser zero:
2\times\mathrm{NO}(\mathrm{Al}) + 3\times(-2)=0.
Resolvendo,
2\mathrm{NO}(\mathrm{Al}) -6=0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{NO}(\mathrm{Al})=+3.
Portanto \mathrm{Al} passa de 0 (reagente) para +3 (produto).

Passo 4

Calcular o número de oxidação do cromo:
  • No óxido \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3: novamente a soma é zero. Cada oxigênio é -2, total -6:
2\times\mathrm{NO}(\mathrm{Cr}) + 3\times(-2)=0.
Resolvendo,
2\mathrm{NO}(\mathrm{Cr}) -6=0 \quad\Rightarrow\quad \mathrm{NO}(\mathrm{Cr})=+3.
  • Cromo elementar (produto) \mathrm{Cr} tem
\mathrm{NO}(\mathrm{Cr\\ elementar})=0.
Portanto \mathrm{Cr} passa de +3 (no reagente \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3) para 0 (produto).

Passo 5

Determinar oxidação e redução observando variação dos números de oxidação:
  • Oxidação é aumento do número de oxidação (perda de elétrons).
    • \mathrm{Al}: 0 \rightarrow +3 (aumentou) → houve oxidação.
  • Redução é diminuição do número de oxidação (ganho de elétrons).
    • \mathrm{Cr}: +3 \rightarrow 0 (diminuiu) → houve redução.
Explicando com elétrons (intuitivo):
  • Cada átomo de \mathrm{Al} perde 3 elétrons:
\mathrm{Al} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3\mathrm{e}^-.
Como são 2 átomos de \mathrm{Al} na equação, elétrons totais liberados =2\times3=6\mathrm{e}^-.
  • Cada átomo de \mathrm{Cr}^{3+} precisa de 3\mathrm{e}^- para se reduzir a \mathrm{Cr}:
\mathrm{Cr}^{3+} + 3\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Cr}.
No \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3 existem 2 cátions \mathrm{Cr}^{3+}, então total de elétrons necessários =2\times3=6\mathrm{e}^-.
  • Assim os 6\mathrm{e}^- perdidos por \mathrm{Al} são exatamente os ganhos pelos \mathrm{Cr}^{3+}: conservação de carga — perfeito.

Passo 6

Definir agentes e identificar quem são:
  • Agente oxidante (oxidante) é a espécie que oxida outra: ou seja, ela aceita elétrons e é reduzida. Aqui o cromo em \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3 tem \mathrm{NO}=+3 e é reduzido a 0, então quem causa a oxidação do alumínio é \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3. Logo
\text{agente oxidante} = \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3.
  • Agente redutor (redutor) é a espécie que reduz outra: ou seja, ela doa elétrons e é oxidada. Aqui \mathrm{Al} doa elétrons (vai de 0 a +3), então
\text{agente redutor} = \mathrm{Al}.

Passo 7

Resumo final lógico (para decorar na prova):
  • Observar NOs nos reagentes e produtos.
  • Aumentou → oxidação; diminuiu → redução.
  • A espécie que é oxidada é o agente redutor.
  • A espécie que é reduzida é o agente oxidante.
Aplicando isso ao caso:
  • \mathrm{Al}: 0\rightarrow+3 → oxidado → agente redutor.
  • \mathrm{Cr} (no \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3): +3\rightarrow0 → reduzido → agente oxidante.

Resposta

Espécie oxidada: \mathrm{Al}
Espécie reduzida: \mathrm{Cr} (no \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3)
Agente oxidante: \mathrm{Cr}_2\mathrm{O}_3
Agente redutor: \mathrm{Al}

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