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

Passo 1

O enunciado pede: identificar qual elemento é oxidado e qual é reduzido na reação dada. A reação fornecida é
\mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}+2\mathrm{H}^{+}_{(\mathrm{aq})}\rightarrow \mathrm{Ca}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.
Informações relevantes que temos (retiradas diretamente da equação acima):
  • Há um átomo de cálcio metálico na forma elementar \mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}.
  • Há dois íons \mathrm{H}^{+}_{(\mathrm{aq})}.
  • Nos produtos aparecem o íon \mathrm{Ca}^{2+}_{(\mathrm{aq})} e uma molécula de gás \mathrm{H}_{2(\mathrm{g})}.
    A partir disso devemos decidir, para cada elemento químico envolvido, se ele perdeu elétrons (oxidação) ou ganhou elétrons (redução).

Passo 2

Conceitos básicos que vou usar (explicadinho e mastigado):
  • Oxidação é perda de elétrons. Redução é ganho de elétrons. Uma frase fácil de lembrar: “OXida = perde; REDuz = recebe” (ou o clássico “OIL RIG”: Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain).
  • Outra forma de ver é pelos números de oxidação: quando o número de oxidação de um elemento aumenta, ele foi oxidado; quando diminui, foi reduzido.
    Vou aplicar esses conceitos diretamente à reação.

Passo 3

Determinar os estados de oxidação das espécies antes e depois da reação (relembrando as regras básicas):
  • Para um elemento na sua forma livre (metal puro como \mathrm{Ca}_{(\mathrm{s})}), o número de oxidação é \,0.
  • Para o íon \mathrm{H}^{+} o número de oxidação do hidrogênio é \,+1.
  • Para o íon \mathrm{Ca}^{2+} o número de oxidação do cálcio é \,+2.
  • Para a molécula \mathrm{H}_{2} (hidrogênio diatômico na forma elementar), o número de oxidação de cada átomo de hidrogênio é \,0.
    Agora escrevo esses números na reação:
\mathrm{Ca}(0)+2\mathrm{H}^{+}(+1)\rightarrow \mathrm{Ca}^{2+}(+2)+\mathrm{H}_{2}(0).

Passo 4

Comparei os números de oxidação para cada elemento e vejo as variações:
  • Cálcio: vai de 0 (em \mathrm{Ca}) para +2 (em \mathrm{Ca}^{2+}). O número de oxidação aumentou de 0 para +2.
  • Hidrogênio: cada átomo de hidrogênio vai de +1 (em \mathrm{H}^{+}) para 0 (em \mathrm{H}_{2}). O número de oxidação diminuiu de +1 para 0.
Pelo critério dos números de oxidação: aumento → oxidação; diminuição → redução. Portanto, cálcio foi oxidado e hidrogênio foi reduzido. Vou agora mostrar a contabilidade de elétrons para ficar bem claro.

Passo 5

Escrever as semi-reações de oxidação e redução (isso mostra explicitamente quem perde e quem ganha elétrons):
  • Semi-reação de oxidação (cálcio perde elétrons):
\mathrm{Ca}\rightarrow \mathrm{Ca}^{2+}+2\,e^{-}.
Aqui está explícito: o cálcio libera 2 elétrons ( 2\,e^{-}), portanto foi oxidado.
  • Semi-reação de redução (íons hidrogênio ganham elétrons):
2\mathrm{H}^{+}+2\,e^{-}\rightarrow \mathrm{H}_{2}.
Aqui dois prótons ( 2\mathrm{H}^{+}) recebem os dois elétrons e formam \mathrm{H}_{2}; portanto o hidrogênio foi reduzido.

Passo 6

Verificação da conservação de elétrons e estequiometria:
  • A semi-reação de oxidação fornece 2\,e^{-}.
  • A semi-reação de redução consome 2\,e^{-}.
    Como os números de elétrons coincidem, as semi-reações combinam diretamente e reproduzem a reação global dada. Tudo bate certinho, então a identificação está correta.

Passo 7

Resumo didático final (pra você decorar e usar na prova):
  • Procure variação do número de oxidação de cada elemento entre reagentes e produtos.
  • Se sobe → elemento foi oxidado (perdeu elétrons); se desce → elemento foi reduzido (ganhou elétrons).
  • Alternativamente, escreva as semi-reações e conte os elétrons para ver quem os perdeu e quem os ganhou.

Resposta

Elemento oxidado: cálcio ( \mathrm{Ca}).
Elemento reduzido: hidrogênio (espécie \mathrm{H}^{+} que vira \mathrm{H}_{2}).

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