Complete a reação entre o sódio metálico ( \mathbf{N a} ) e o gás cloro ( \mathbf{C l 2} ) para formar cloreto de sódio.

Passo 1

O enunciado pede para completar (balancear) a reação entre o sódio metálico e o gás cloro para formar cloreto de sódio.\n
Informações dadas: \mathrm{Na} (sódio metálico), \mathrm{Cl_2} (gás cloro diatômico) e produto \mathrm{NaCl} (cloreto de sódio).\n
Objetivo: escrever a equação química correta e balanceada que representa essa transformação.

Passo 2

Vamos identificar a forma química e o comportamento típico de cada espécie. \n
Sódio metálico: \mathrm{Na} é um metal alcalino que tende a perder um elétron e formar o cátion \mathrm{Na^+}. \n
Cloro gasoso: \mathrm{Cl_2} é uma molécula diatômica; cada átomo de cloro tende a ganhar um elétron formando o ânion \mathrm{Cl^-}. \n
Produto: \mathrm{NaCl} é formado pela atração eletrostática entre \mathrm{Na^+} e \mathrm{Cl^-}.

Passo 3

Expliquei rapidinho a transferência de elétrons — agora mostro as semi-reações de oxidação e redução (metade do processo), que ajudam a balancear: \n
Oxidação (sódio perde elétron): \n
\mathrm{Na \longrightarrow Na^{+} + e^{-}}\n
Redução (cada átomo de cloro ganha um elétron): \n
\mathrm{Cl + e^{-} \longrightarrow Cl^{-}}

Passo 4

Como o cloro entra na reação como \mathrm{Cl_2} (duas pessoas na festa), precisamos considerar os dois átomos de cloro juntos. \n
A molécula \mathrm{Cl_2} aceita dois elétrons no total (um para cada átomo): \n
\mathrm{Cl_2 + 2e^{-} \longrightarrow 2Cl^{-}}

Passo 5

Agora igualamos os elétrons trocados entre oxidação e redução. Cada \mathrm{Na} fornece \;1\;e^{-}, e \mathrm{Cl_2} precisa de \;2\;e^{-}. Portanto precisamos de dois átomos de \mathrm{Na} para fornecer os dois elétrons: \n
Multiplicando a semi-reação de oxidação por 2: \n
\mathrm{2Na \longrightarrow 2Na^{+} + 2e^{-}}\n
Somando com a semi-reação de redução de \mathrm{Cl_2}: \n
\mathrm{2Na \;+\; Cl_2 \longrightarrow 2Na^{+} \;+\; 2Cl^{-}}

Passo 6

Os íons \mathrm{Na^{+}} e \mathrm{Cl^{-}} se juntam para formar \mathrm{NaCl}. Substituindo os íons pelo composto formado obtemos a equação molecular balanceada: \n
\mathrm{2Na + Cl_2 \longrightarrow 2NaCl}\n
Podemos também indicar os estados físicos (opcional): \mathrm{Na (s)} para sólido, \mathrm{Cl_2 (g)} para gás e \mathrm{NaCl (s)} para sólido iônico.

Passo 7

Verificação final (conservação de átomos e carga): \n
  • Átomos de Na: 2 no reagente e 2 no produto. \n
  • Átomos de Cl: 2 (em \mathrm{Cl_2}) no reagente e 2 em 2\mathrm{NaCl}. \n
  • Carga total: reagentes neutros (metais e moléculas) e produtos neutros (compostos iônicos combinados) — tudo OK. \n
    Dica rápida para prova: sempre olhe para valências (Na → +1, Cl → −1) e lembre que halogênios vêm como \mathrm{X_2}; daí é quase automático achar os coeficientes.

Resposta

\mathrm{2Na + Cl_2 \longrightarrow 2NaCl}

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