Qual elemento é oxidado e qual é reduzido nas seguintes reações?
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}+2 \mathrm{Ag}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+2 \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})}\rightarrow\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
e pergunta: qual elemento é oxidado e qual é reduzido.
Informações relevantes dadas: as espécies químicas dos reagentes e produtos e suas cargas (quando aparecem).

Passo 2

O que significa “oxidado” e “reduzido”? Vou explicar devagar e com jeitinho de amigo:
  • Oxidação é perda de elétrons. Se uma espécie perde elétrons, seu número de oxidação aumenta (fica mais positivo).
  • Redução é ganho de elétrons. Se uma espécie ganha elétrons, seu número de oxidação diminui (fica mais negativo).
    Sempre que uma espécie é oxidada outra é reduzida — elétrons não desaparecem, só mudam de lugar.

Passo 3

Para decidir quem perde e quem ganha elétrons, calculamos os números de oxidação (NOX) das espécies relevantes antes e depois da reação. Regras usadas (breve explicação): o NOX de um elemento no estado elementar é 0; um íon monoatômico tem NOX igual à sua carga (por exemplo, \mathrm{Ag}^{+} tem NOX +1); o NOX total de uma espécie poliatômica é a soma dos NOX de seus átomos igual à carga da espécie. Aplicando isso aqui:
  • Na forma elementar \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} o NOX de cobre é 0.
  • No íon \mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})} o NOX do prata é +1.
  • No produto \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} o NOX do cobre é +2.
  • No produto \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})} (prata elementar) o NOX do prata é 0.

Passo 4

Agora observamos as variações dos números de oxidação:
  • Cobre: passa de NOX 0 em \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} para NOX +2 em \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}. O NOX aumentou de 0 para +2, logo o cobre perdeu elétrons → cobre foi oxidado.
  • Prata: cada átomo de prata passa de NOX +1 em \mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})} para NOX 0 em \mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}. O NOX diminuiu de +1 para 0, logo o prata ganhou elétrons → prata foi reduzida.

Passo 5

Para ficar bem claro com elétrons, escrevemos as semi-reações (metade-reações) mostrando a transferência de elétrons:
  • Semi-reação de oxidação (cobre perde elétrons):
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}\rightarrow\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2e^{-}
  • Semi-reação de redução (cada íon prata ganha um elétron):
\mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})}+e^{-}\rightarrow\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
Como a oxidação libera 2e^{-}, precisamos de duas semi-reações de redução para consumir esses 2e^{-}. Multiplicando a segunda semi-reação por 2:
2\mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})}+2e^{-}\rightarrow2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}

Passo 6

Somando as duas semi-reações (elétrons se cancelam) obtemos a reação global dada no enunciado, mostrando coerência:
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{Ag}^{+}_{(\mathrm{aq})}\rightarrow\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+2\mathrm{Ag}_{(\mathrm{s})}
Isso confirma que 2e^{-} saem do cobre e vão para dois íons prata — cobre é doador de elétrons, prata é aceitadora.

Passo 7

Interpretação final em termos de agentes:
  • A espécie que é oxidada ( \mathrm{Cu}) é o agente redutor (ela reduz outra, pois doa elétrons).
  • A espécie que é reduzida ( \mathrm{Ag}^{+}) é o agente oxidante (ela oxida outra, pois ganha elétrons).

Resposta

Elemento oxidado: \mathrm{Cu}
Elemento reduzido: \mathrm{Ag}^{+}

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