Encontre o agente redutor e o agente oxidante para a reação: 2 \mathrm{Mg}{ }_{(\mathrm{s})}+\mathrm{O}_{2(\mathrm{~g})} \rightarrow 2 \mathrm{MgO}(\mathrm{g})

Passo 1

O enunciado dá a reação
2\mathrm{Mg}_{(s)}+\mathrm{O}_{2(g)} \rightarrow 2\mathrm{MgO}_{(g)}
e pede: “Encontre o agente redutor e o agente oxidante”.
Informações relevantes do enunciado:
  • Reagentes: \mathrm{Mg}_{(s)} e \mathrm{O}_2_{(g)}.
  • Produto: \mathrm{MgO}.
  • Precisamos descobrir qual espécie doa elétrons e qual aceita elétrons (ou seja, quem é oxidado e quem é reduzido), para então identificar o agente redutor e o agente oxidante.

Passo 2

Vou te explicar os conceitos essenciais, sem pressa, como se estivéssemos estudando juntos na véspera da prova.
Definições (em linguagem direta):
  • Oxidação é perda de elétrons. Quando uma espécie perde elétrons, seu número de oxidação aumenta.
  • Redução é ganho de elétrons. Quando uma espécie ganha elétrons, seu número de oxidação diminui.
  • Agente redutor (doador) é a espécie que doa elétrons — ela é a que se oxida.
  • Agente oxidante (aceitador) é a espécie que aceita elétrons — ela é a que se reduz.
Mnemônico rápido: “OIL RIG” — Oxidation Is Loss (perda), Reduction Is Gain (ganho).

Passo 3

Vamos calcular os números de oxidação (NOX) das espécies envolvidas — isso nos diz quem se oxida e quem se reduz.
Regras rápidas e úteis para NOX:
  • Elemento no estado livre (forma molecular simples) tem NOX 0. Ex.: \mathrm{Mg} (s), \mathrm{O}_2 (g) têm NOX 0.
  • Oxigênio em compostos (exceto peróxidos) costuma ter NOX -2.
  • A soma dos NOX dos átomos em um composto neutro é 0.
Aplicando em \mathrm{MgO}: seja x o NOX do magnésio em \mathrm{MgO}. O oxigênio tem NOX -2. A soma deve dar 0:
x + (-2) = 0
x = +2
Logo, em \mathrm{MgO} temos \mathrm{Mg} com NOX +2 e \mathrm{O} com NOX -2.
Resumindo os NOX antes e depois:
  • Para magnésio: \mathrm{Mg} passa de 0 (em \mathrm{Mg}_{(s)}) para +2 (em \mathrm{MgO}).
  • Para oxigênio: cada átomo de oxigênio passa de 0 (em \mathrm{O}_2) para -2 (em \mathrm{MgO}).

Passo 4

Interpretação das mudanças de NOX (isso é o que realmente importa na prova):
  • \mathrm{Mg}:\; 0 \rightarrow +2. O NOX aumentou → perda de elétrons → isso é oxidação.
  • \mathrm{O}:\; 0 \rightarrow -2. O NOX diminuiu → ganho de elétrons → isso é redução.
Portanto, \mathrm{Mg} foi oxidado e \mathrm{O}_2 foi reduzido.

Passo 5

Vamos escrever as meias-reações (metade da química que mostra transferência de elétrons) para ver os elétrons trocados — isso também ajuda a justificar a estequiometria dada.
Meia-reações (em termos de íons e elétrons):
  • Oxidação do magnésio (uma unidade):
\mathrm{Mg} \rightarrow \mathrm{Mg}^{2+} + 2e^-
Cada átomo de \mathrm{Mg} perde 2 elétrons.
  • Redução do oxigênio (uma molécula de \mathrm{O}_2 forma dois óxidos \mathrm{O}^{2-}):
\mathrm{O}_2 + 4e^- \rightarrow 2\mathrm{O}^{2-}
A molécula \mathrm{O}_2 aceita 4 elétrons no total (ou 2 por átomo de O).
Para igualar os elétrons trocados: duas vezes a meia-oxidação do magnésio fornece 4e^-, que é o número necessário para reduzir uma \mathrm{O}_2. Multiplicando a meia-oxidação por 2:
2\mathrm{Mg} \rightarrow 2\mathrm{Mg}^{2+} + 4e^-
Somando com a meia-redução:
2\mathrm{Mg} + \mathrm{O}_2 \rightarrow 2\mathrm{Mg}^{2+} + 2\mathrm{O}^{2-}
Os íons \mathrm{Mg}^{2+} e \mathrm{O}^{2-} se combinam para formar \mathrm{MgO}, recuperando a equação global:
2\mathrm{Mg} + \mathrm{O}_2 \rightarrow 2\mathrm{MgO}
Os elétrons cancelam corretamente — tudo batendo certinho.

Passo 6

Agora a conexão final entre quem foi oxidado/reduzido e os nomes pedid os (como iriam cobrar na prova):
  • A espécie que foi oxidada (ou seja, perdeu elétrons) é a doadora de elétrons — por definição, é o agente redutor. Aí vimos que \mathrm{Mg} foi oxidado.
  • A espécie que foi reduzida (ou seja, ganhou elétrons) é a aceitadora de elétrons — por definição, é o agente oxidante. Aí vimos que \mathrm{O}_2 foi reduzido.
Respira: pronto — com o raciocínio pelos NOX e pelas meias-reações você resolve qualquer questão parecida na prova.

Resposta

Agente redutor: \mathrm{Mg}_{(s)}
Agente oxidante: \mathrm{O}_{2(g)}

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