Embora a queima de combustíveis seja um dos exemplos mais conhecido de uma aplicação das reações redox, outros processos apresentam similar importância. Nas reações abaixo, identifique a espécie oxidada, a espécie reduzida, o agente redutor e o agente oxidante.
\mathrm{Pb}(\mathrm{~s})+\mathrm{PbO}_{2}(\mathrm{~s})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{PbSO}_{4}(\mathrm{~s})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \quad \text { "Reação na bateria de chumbo" }çã

Passo 1

O enunciado apresenta a reação na bateria de chumbo
\mathrm{Pb}(s) + \mathrm{PbO}_{2}(s) + 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{SO}_{4}(aq) \rightarrow \mathrm{PbSO}_{4}(s) + 2\,\mathrm{H}_{2}O(l)
e pede para identificar a espécie oxidada, a espécie reduzida, o agente redutor e o agente oxidante. Vamos usar o conceito de números de oxidação para ver quem perde e quem ganha elétrons.

Passo 2

Atribuímos números de oxidação aos átomos de chumbo (Pb):
• Em \mathrm{Pb}(s), \mathrm{Pb} está no estado elementar, logo \mathrm{Ox}( \mathrm{Pb})=0.
• Em \mathrm{PbO}_{2}(s), cada oxigênio tem -2, total -4, então \mathrm{Pb} deve ser +4.
• Em \mathrm{PbSO}_{4}(s), o íon \mathrm{SO}_{4}^{2-} tem carga -2, então \mathrm{Pb} é +2.

Passo 3

Com os números de oxidação:
\mathrm{Pb}(0)\to\mathrm{Pb}(+2): aumento de oxidação (perde 2 e^{-}), logo sofre oxidação.
\mathrm{Pb}(+4)\to\mathrm{Pb}(+2): redução de oxidação (ganha 2 e^{-}), logo sofre redução.

Passo 4

Pela definição de agentes:
• Agente redutor é quem doa elétrons, ou seja, quem se oxida. Aqui é \mathrm{Pb}(s).
• Agente oxidante é quem recebe elétrons, ou seja, quem se reduz. Aqui é \mathrm{PbO}_{2}(s).

Resposta

Espécie oxidada: \mathrm{Pb}(s)
Espécie reduzida: \mathrm{PbO}_{2}(s)
Agente redutor: \mathrm{Pb}(s)
Agente oxidante: \mathrm{PbO}_{2}(s)

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