Escreva as equações balanceadas para as reações de oxi-redução em meio neutro, indique a substância oxidada e a substância reduzida, o agente oxidante e o agente redutor.
(a) \mathrm{Hg}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})} (Valor da questão: 1,5 pontos).

Passo 1

O enunciado pede que eu escreva as equações balanceadas para a reação de oxi-redução em meio neutro e que eu indique: (i) a substância oxidada, (ii) a substância reduzida, (iii) o agente oxidante e (iv) o agente redutor. A reação dada é \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}\rightarrow\mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}. Nenhuma outra informação (figura ou tabela) foi fornecida.

Passo 2

O que significa balancear uma reação redox passo a passo (explicando a técnica como se estivéssemos na prova): em reações de oxi-redução a estratégia padrão é separar em meias-reações — uma de oxidação (perda de elétrons) e outra de redução (ganho de elétrons). Em cada meia-reação equilibramos primeiro os átomos que aparecem (exceto H e O que, em meios aquosos, às vezes exigem água e íons H+/OH−), e depois balanceamos as cargas adicionando elétrons ( \mathrm{e}^-). Como aqui não aparecem H ou O, não precisamos adicionar água nem íons; só balanceamos elétrons para igualar as cargas entre as meias-reações.

Passo 3

Identificando estados de oxidação (isto nos diz quem perde ou ganha elétrons). Vou calcular o estado de oxidação de cada espécie:
  • Para \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} o cobre metálico tem estado de oxidação 0.
  • Para \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} o cobre tem estado de oxidação +2.
  • Para \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} o mercúrio tem estado de oxidação +2.
  • Para \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})} o mercúrio elementar tem estado de oxidação 0.
    Comparando, o cobre passa de 0 para +2 (houve perda de elétrons → oxidação). O íon mercúrio passa de +2 para 0 (ganho de elétrons → redução).

Passo 4

Escrevendo as meias-reações sem ainda ajustar elétrons (apenas mostrando transformação de espécies):
  • Oxidação (perda de elétrons): \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}.
  • Redução (ganho de elétrons): \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}.

Passo 5

Balanceando cargas das meias-reações adicionando elétrons:
  • Na oxidação, \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} passa a \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})}. Para igualar a carga, adicionamos 2 elétrons ao lado dos produtos:
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^-
Explicação: antes há carga 0, depois há carga +2 do íon; colocar 2 elétrons ( -2) faz a soma das cargas do lado direito voltar a 0, conservando carga.
  • Na redução, \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} recebe elétrons para virar \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}. Como o íon tem carga +2 e o mercúrio neutro tem carga 0, precisamos de 2 elétrons no lado dos reagentes:
\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}
Explicação: +2 (do íon) mais -2 (dos dois elétrons) resulta em 0, igualando à carga do mercúrio neutro.

Passo 6

Igualando o número de elétrons trocados entre as duas meias-reações: ambas já envolvem 2 elétrons, então não é necessário multiplicar nenhuma meia-reação. Podemos somá-las diretamente.

Passo 7

Somando as meias-reações e cancelando os elétrons (eles aparecem em ambos os lados):
\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^-
Somando membro a membro e cancelando os 2\,\mathrm{e}^- obtemos a reação global balanceada:
\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})}
Confirmei: átomos e cargas balanceados (cada lado carga total 0 e há um átomo de Cu e um de Hg em cada lado).

Passo 8

Identificando oxidado/reduzido e agentes:
  • Substância oxidada (a que perde elétrons): \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}, porque vai de 0 para +2.
  • Substância reduzida (a que ganha elétrons): \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})}, porque vai de +2 para 0.
  • Agente oxidante (aquele que causa a oxidação, ou seja, aceita elétrons): \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} — ele é reduzido.
  • Agente redutor (aquele que causa a redução, ou seja, doa elétrons): \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} — ele é oxidado.

Resposta

\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^- \rightarrow \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})} (meia-reação de redução)
\mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + 2\,\mathrm{e}^- (meia-reação de oxidação)
\mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})} \rightarrow \mathrm{Cu}^{2+}_{(\mathrm{aq})} + \mathrm{Hg}_{(\mathrm{l})} (equação global balanceada)
Substância oxidada: \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}
Substância reduzida: \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})}
Agente oxidante: \mathrm{Hg}^{2+}_{(\mathrm{aq})}
Agente redutor: \mathrm{Cu}_{(\mathrm{s})}

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