Em qual desses compostos o estado de oxidação do oxigênio é -1? (a) \mathrm{O}_{2}, (b) \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}, (c) \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}, (d) \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2}, (e) \mathrm{KCH}_{3} \mathrm{COO}.

Passo 1

O enunciado pergunta em qual dos compostos listados o oxigênio apresenta estado de oxidação igual a -1. Esse é um problema de estados de oxidação, onde vamos usar as regras gerais: a soma dos estados de oxidação em uma espécie neutra é zero e, em um íon, é igual à carga do íon; normalmente \mathrm{H} é +1 e \mathrm{O} é -2, exceto em peróxidos.

Passo 2

As principais regras que vamos usar são:
  1. A soma dos estados de oxidação de todos os átomos em uma molécula neutra é zero.
  2. Em compostos, \mathrm{H} costuma ter estado de oxidação +1 e \mathrm{O} costuma ter estado de oxidação -2, salvo exceções (como peróxidos).
  3. Em peróxidos, cada oxigênio fica com estado de oxidação -1.

Passo 3

Para cada composto:
Para \mathrm{O_2} temos uma molécula diatômica neutra, então
o estado de oxidação de cada oxigênio é
x + x = 0 \implies x = 0.
Já em \mathrm{H_2O} aplicamos a soma em espécie neutra com dois hidrogênios ( +1 cada):
2\cdot(+1) + x = 0 \implies 2 + x = 0 \implies x = -2.
Em \mathrm{H_2SO_4} também é neutro; cada hidrogênio é +1 e o enxofre no ácido sulfúrico vale +6, então para os quatro oxigênios:
2\cdot(+1) + (+6) + 4x = 0 \implies 2 + 6 + 4x = 0 \implies 4x = -8 \implies x = -2.
Para \mathrm{H_2O_2} (peróxido de hidrogênio) aplicamos a soma em espécie neutra com dois hidrogênios ( +1 cada) e dois oxigênios iguais:
2\cdot(+1) + 2x = 0 \implies 2 + 2x = 0 \implies x = -1.
Por fim, em \mathrm{KCH_3COO} temos o íon acetato \mathrm{CH_3COO^-} estabilizado por \mathrm{K^+}. Nesse íon cada oxigênio continua valendo -2, pois não é peróxido.

Passo 4

Somente em \mathrm{H_2O_2} o oxigênio tem estado de oxidação -1.

Resposta

(d) \mathrm{H_2O_2}

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