Baseado na fila de reatividade, qual é o resultado de cada uma das seguintes reações?
\mathrm{Mn}(\mathrm{s})+\mathrm{HBr}(\mathrm{aq}) \rightarrow

Passo 1

O que o exercício pede: prever o produto da reação
\mathrm{Mn}(s) + \mathrm{HBr}(aq) \rightarrow \; ?
Informações dadas:
\mathrm{Mn}(s) — manganês metálico sólido;
\mathrm{HBr}(aq) — ácido bromídrico aquoso (fornece \mathrm{H^+} e \mathrm{Br^-}).
Pergunta explícita: qual(is) substância(s) formam-se quando esses reagentes reagem?

Passo 2

Conceito importante (explicação didática): quando um metal reage com um ácido forte, o que normalmente acontece é uma reação de deslocamento simples em que o metal doa elétrons (oxida-se) e os íons \mathrm{H^+} do ácido ganham elétrons (reduzem-se) formando gás hidrogênio \mathrm{H_2}. Um exemplo clássico é
\mathrm{Zn}(s) + 2\,\mathrm{HCl}(aq) \rightarrow \mathrm{ZnCl_2}(aq) + \mathrm{H_2}(g).
Regra prática (fila de reatividade): se o metal está acima do hidrogênio na fila de reatividade, ele desloca \mathrm{H^+} e reage formando o sal correspondente e \mathrm{H_2}.

Passo 3

Aplicando ao caso: precisamos saber onde o manganês fica em relação ao hidrogênio na fila de reatividade. A informação que usamos é: manganês ( \mathrm{Mn}) é mais reativo que o hidrogênio ( \mathrm{H}), ou seja, \mathrm{Mn} está acima de \mathrm{H} na fila. Portanto, a reação entre \mathrm{Mn} metálico e \mathrm{HBr} ocorre, deslocando \mathrm{H^+}.

Passo 4

Análise das espécies em solução: o ácido bromídrico dissocia-se completamente em água:
\mathrm{HBr}(aq) \rightarrow \mathrm{H^+}(aq) + \mathrm{Br^-}(aq).
A reação principal ocorre entre \mathrm{Mn}(s) e \mathrm{H^+}(aq); o \mathrm{Br^-} é o contra-íon que depois formará o sal com o cátion do metal.

Passo 5

Tratamento redox (metodologia didática): escrevemos as semi-reações de oxidação e redução para ver o número de elétrons trocados.
Oxidação (metal perde elétrons):
\mathrm{Mn}(s) \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}}(aq) + 2e^-.
Aqui o manganês passa do estado de oxidação 0 para +2, liberando 2 elétrons.
Redução (íons hidrogênio ganham elétrons):
2\,\mathrm{H^+}(aq) + 2e^- \rightarrow \mathrm{H_2}(g).
Dois prótons ganham os 2 elétrons para formar uma molécula de gás \mathrm{H_2}.

Passo 6

Combinação das semi-reações: somando as duas semi-reações cancela-se os elétrons e obtemos a equação iônica líquida:
\mathrm{Mn}(s) + 2\,\mathrm{H^+}(aq) \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}}(aq) + \mathrm{H_2}(g).
Explanação: precisamos de dois íons \mathrm{H^+} para consumir os 2 elétrons que o \mathrm{Mn} libera.

Passo 7

Voltar ao formato molecular incluindo o ânion \mathrm{Br^-} (espectador) para formar o sal adequado. Cada \mathrm{Mn^{2+}} combina com duas \mathrm{Br^-} para formar \mathrm{MnBr_2}. Assim a equação molecular balanceada é:
\mathrm{Mn}(s) + 2\,\mathrm{HBr}(aq) \rightarrow \mathrm{MnBr_2}(aq) + \mathrm{H_2}(g).

Passo 8

Verificação de balanço (átomos e carga):
  • Átomos: Mn: 1 de cada lado; H: 2 nos reagentes e 2 em \mathrm{H_2}; Br: 2 de cada lado. OK.
  • Carga: ambos os lados neutros (espécies moleculares e gás), OK.

Passo 9

Observação adicional prática: \mathrm{MnBr_2} é solúvel em água, por isso aparece como (aq). O gás liberado é \mathrm{H_2}(g). Em prova, ao ver metal acima do hidrogênio reagindo com ácido, já deve-se escrever sal metálico solúvel + \mathrm{H_2}.

Resposta

\mathrm{Mn}(s) + 2\,\mathrm{HBr}(aq) \rightarrow \mathrm{MnBr_2}(aq) + \mathrm{H_2}(g)

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