Dada a equação:
\mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})}+2 \mathrm{HCl} \rightarrow \mathrm{MgCl}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})}
a) Qual elemento oxida? E qual reduz?
R: reduz = hidrogênio; oxida = magnésio
b) Determine o agente oxidante e o agente redutor.
R : agente redutor =\mathrm{Mg}
agente oxidante =\mathrm{HCl}

Passo 1

Enunciado dado: \mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})}+2\,\mathrm{HCl}\rightarrow \mathrm{MgCl}_{2(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
O que se pede:
  1. (a) Identificar qual elemento é oxidado e qual é reduzido.
  2. (b) Determinar o agente oxidante e o agente redutor.
Informações relevantes fornecidas: a equação química balanceada acima (peguei a equação do enunciado).

Passo 2

Conceitos essenciais (explicação didática e simples):
  • Oxidação é perda de elétrons; redução é ganho de elétrons. Pense assim: “Oxi = saiu (elétrons)”, “Redu = entrou (elétrons)”.
  • Agente redutor: a espécie que doa elétrons (ela é oxidada).
  • Agente oxidante: a espécie que recebe elétrons (ela é reduzida).
  • Para identificar perda/ganho de elétrons usamos números de oxidação. Regras práticas principais:
    • Elemento livre (forma simples, ex.: \mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})}, \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}) tem número de oxidação 0.
    • Hidrogênio ligado a não-metais normalmente tem +1.
    • Halogênios como cloro em compostos simples normalmente têm -1.
    • Em um composto neutro, a soma dos números de oxidação de todos os átomos é 0.

Passo 3

Atribuição de números de oxidação aos reagentes (aplicando as regras):
  • Para \mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})} (magnésio metálico na forma elementar) vale a regra do elemento livre, então o número de oxidação é \;0. \text{n.o.}(\mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})})=0
  • Para \mathrm{HCl}, hidrogênio ligado a um não-metal recebe \;+1 e cloro recebe -1: \text{n.o.}(\mathrm{H\;em\;HCl})=+1,\qquad \text{n.o.}(\mathrm{Cl\;em\;HCl})=-1

Passo 4

Atribuição de números de oxidação aos produtos:
  • Em \mathrm{MgCl}_{2(\mathrm{aq})} é um composto neutro. Cada \mathrm{Cl} tem -1, então para que a soma seja zero o magnésio deve ser \;+2: \text{n.o.}(\mathrm{Mg\;em\;MgCl_2})=+2\quad\text{(porque }+2+2\cdot(-1)=0\text{)}
  • Em \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})} (hidrogênio molecular) é elemento livre, portanto: \text{n.o.}(\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})})=0

Passo 5

Determinar quem perdeu e quem ganhou elétrons (comparando números de oxidação):
  • Magnésio: \;0\rightarrow +2. Subiu de 0 para +2 → perdeu 2 elétrons → foi oxidado.
    Metade-reações (mostrando os elétrons) em bloco: \mathrm{Mg}_{(\mathrm{s})}\rightarrow \mathrm{Mg}^{2+}+2\,\mathrm{e}^-
  • Hidrogênio (proveniente de \mathrm{HCl}): cada \mathrm{H} vai de +1 para 0. Ganha elétrons → é reduzido. Como há 2 hidrogênios formando \mathrm{H}_2, a meia-reaçao combinada é: 2\,\mathrm{H}^+ + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}
  • Os elétrons se cancelam entre as meia-reações (2 e^- de \mathrm{Mg} são usados por 2\,\mathrm{H}^+), confirmando a transferência eletrônica.

Passo 6

Concluir sobre agentes:
  • Agente redutor = a espécie que doa elétrons (ou seja, a que é oxidada). Aqui o magnésio metálico doa elétrons e é oxidado, portanto o agente redutor é \mathrm{Mg}.
  • Agente oxidante = a espécie que aceita elétrons (ou seja, a que é reduzida). Aqui o \mathrm{H}^+ (presente em \mathrm{HCl}) aceita elétrons e é reduzido, portanto o agente oxidante global indicado na reação é \mathrm{HCl} (mais precisamente o íon \mathrm{H}^+ desse ácido).
Força moral rápida: boa — você já tinha a intuição certa; só precisava organizar com números de oxidação e meia-reações pra ficar cristalino!

Resposta

a) oxidado = \mathrm{Mg}; reduzido = \mathrm{H}
b) agente redutor = \mathrm{Mg}; agente oxidante = \mathrm{HCl}

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