Considere as seguintes equações químicas:
l) 2 \mathrm{Fe} 2 \mathrm{O} 3+3 \mathrm{C} \rightarrow 4 \mathrm{Fe}+3 \mathrm{CO} 2
II) \mathrm{CuO}+\mathrm{H} 2 \rightarrow \mathrm{Cu}+\mathrm{H} 2 \mathrm{O}
III) 6 \mathrm{H} 2 \mathrm{O}+6 \mathrm{CO} 2 \rightarrow \mathrm{C} 6 \mathrm{H} 12 \mathrm{O} 6+6 \mathrm{O} 2
É possível exemplificar reação de oxidação-redução através de:
a) I, somente
b) II, somente
c) III, somente
d) I e II, somente

Passo 1

Enunciado e dados fornecidos. Temos as três equações químicas abaixo e a pergunta de qual(is) delas exemplificam reação de oxidação‑redução (redox):
\text{I) }2\mathrm{Fe_2O_3}+3\mathrm{C}\rightarrow 4\mathrm{Fe}+3\mathrm{CO_2}
\text{II) }\mathrm{CuO}+\mathrm{H_2}\rightarrow \mathrm{Cu}+\mathrm{H_2O}
\text{III) }6\mathrm{H_2O}+6\mathrm{CO_2}\rightarrow \mathrm{C_6H_{12}O_6}+6\mathrm{O_2}
A pergunta é: quais dessas equações representam reações de oxidação‑redução? As alternativas dadas no enunciado são: (a) I somente; (b) II somente; (c) III somente; (d) I e II somente.

Passo 2

Escolha do método para identificar redox. Vou usar o método dos números de oxidação (NOx), porque é direto, elementar e permite ver claramente quem perde e quem ganha elétrons. O método consiste em atribuir a cada átomo um número de oxidação antes e depois da reação; se um átomo tem aumento no NOx (fica mais positivo) ele foi oxidado (perdeu elétrons); se tem diminuição no NOx (fica mais negativo) ele foi reduzido (ganhou elétrons). Regras e aplicação seguem nos próximos passos.

Passo 3

Regras básicas para atribuir números de oxidação (explicação didática e com exemplos simples):
  • Átomos em sua forma elementar têm número de oxidação \,0. Ex.: \mathrm{C} (grafite), \mathrm{Fe} (metal), \mathrm{O_2}, \mathrm{H_2} têm NOx 0.
  • Para íons monoatômicos, o NOx é igual à carga do íon. Ex.: \mathrm{Na^+} tem NOx +1.
  • Em compostos, algumas regras usuais:
    • Oxigênio costuma ter NOx -2 (exceto peróxidos, compostos com flúor, etc.). Ex.: em \mathrm{H_2O}, \mathrm{O} é -2.
    • Hidrogênio ligado a não metais costuma ser +1; ligado a metais (hidretos) é -1.
    • A soma dos NOx dos átomos em uma molécula neutra é 0; em um íon equivale à carga do íon.
  • Com essas regras conseguimos determinar o NOx de cada átomo nos reagentes e nos produtos e comparar.

Passo 4

Análise da reação I passo a passo:
2\mathrm{Fe_2O_3}+3\mathrm{C}\rightarrow 4\mathrm{Fe}+3\mathrm{CO_2}
  • Em \mathrm{Fe_2O_3}: uso a regra do oxigênio \mathrm{O}=-2. Há três oxigênios totalizando -6. A soma dos dois ferro deve ser +6, então cada \mathrm{Fe} tem NOx +3. Logo em \mathrm{Fe_2O_3}, \mathrm{Fe}=+3.
  • Carbono sólido \mathrm{C} elemental tem NOx 0.
  • Em \mathrm{Fe} (produto), elemento livre, \mathrm{Fe}=0.
  • Em \mathrm{CO_2}: \mathrm{O}=-2 (dois oxigênios total -4), para molécula neutra o \mathrm{C} deve ser +4. Logo \mathrm{C}=+4 em \mathrm{CO_2}.
    Comparando NOx:
  • Ferro: \; \mathrm{Fe}: +3 \longrightarrow 0. Houve diminuição do NOx \Rightarrow ferro foi reduzido (ganhou elétrons).
  • Carbono: \; \mathrm{C}: 0 \longrightarrow +4. Houve aumento do NOx \Rightarrow carbono foi oxidado (perdeu elétrons).
    Conclusão: há transferência de elétrons (C oxida, Fe reduz). Portanto a reação I é uma reação de oxidação‑redução.

Passo 5

Análise da reação II passo a passo:
\mathrm{CuO}+\mathrm{H_2}\rightarrow \mathrm{Cu}+\mathrm{H_2O}
  • Em \mathrm{CuO}: com \mathrm{O}=-2, para molécula neutra \mathrm{Cu}=+2.
  • \mathrm{H_2} elemental tem NOx 0.
  • \mathrm{Cu} metálico produto tem NOx 0.
  • Em \mathrm{H_2O}: \mathrm{H}=+1 e \mathrm{O}=-2.
    Comparando NOx:
  • Cobre: \; \mathrm{Cu}: +2 \longrightarrow 0. Diminuição do NOx \Rightarrow cobre é reduzido (ganha elétrons).
  • Hidrogênio: \; \mathrm{H}: 0 \longrightarrow +1. Aumento do NOx \Rightarrow hidrogênio é oxidado (perde elétrons).
    Conclusão: ocorre transferência de elétrons entre \mathrm{H_2} e \mathrm{CuO}. Portanto a reação II é reação de oxidação‑redução.

Passo 6

Análise da reação III passo a passo:
6\mathrm{H_2O}+6\mathrm{CO_2}\rightarrow \mathrm{C_6H_{12}O_6}+6\mathrm{O_2}
  • Em \mathrm{H_2O}: \mathrm{H}=+1 e \mathrm{O}=-2.
  • Em \mathrm{CO_2}: \mathrm{O}=-2 (cada) e \mathrm{C}=+4.
  • Em \mathrm{O_2} (produto): oxigênio na forma elementar tem NOx 0.
  • Em \mathrm{C_6H_{12}O_6} (glicose): aplico a regra da soma dos NOx para a molécula neutra. Chamo o NOx médio do carbono de x. Temos
6x + 12(+1) + 6(-2) = 0.
Calculo:
6x +12 -12 =0 \Rightarrow 6x=0 \Rightarrow x=0.
Portanto o NOx médio do carbono na glicose é 0.
Comparando NOx:
  • Carbono: \; \mathrm{C}: +4 \text{ (em } \mathrm{CO_2}) \longrightarrow 0 \text{ (médio em } \mathrm{C_6H_{12}O_6})é. Houve diminuição do NOx médio \Rightarrow carbono foi reduzido (ganhou elétrons).
  • Oxigênio vindo de \mathrm{H_2O}: \; \mathrm{O}: -2 \longrightarrow 0 \text{ (em } \mathrm{O_2}). Houve aumento do NOx \Rightarrow oxigênio foi oxidado (perdeu elétrons).
    Observação didática: alguns átomos de carbono em glicose têm NOx distintos, mas o balanço médio mostra redução do carbono proveniente de \mathrm{CO_2}; o oxigênio que estava em água é oxidado a \mathrm{O_2}. Portanto há transferência líquida de elétrons.
    Conclusão: a reação III é uma reação de oxidação‑redução (é o processo global da fotossíntese: redução de \mathrm{CO_2} a glicose e oxidação de \mathrm{H_2O} a \mathrm{O_2}).

Passo 7

Resumo final e interpretação do comportamento elétronico:
  • Reação I: carbono é oxidado ( 0\rightarrow +4), ferro é reduzido ( +3\rightarrow 0). É redox.
  • Reação II: hidrogênio é oxidado ( 0\rightarrow +1), cobre é reduzido ( +2\rightarrow 0). É redox.
  • Reação III: carbono é reduzido ( +4\rightarrow 0 médio), oxigênio (de água) é oxidado ( -2\rightarrow 0). É redox.
    Logo, todas as três equações representam reações de oxidação‑redução.

Resposta

I, II e III

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