1. (FCC-SP) Considere as seguintes equações químicas:
    l) 2 \mathrm{Fe} 2 \mathrm{O} 3+3 \mathrm{C} \rightarrow 4 \mathrm{Fe}+3 \mathrm{CO} 2
    II) \mathrm{CuO}+\mathrm{H} 2 \rightarrow \mathrm{Cu}+\mathrm{H} 2 \mathrm{O}
    III) 6 \mathrm{H} 2 \mathrm{O}+6 \mathrm{CO} 2 \rightarrow \mathrm{C} 6 \mathrm{H} 12 \mathrm{O} 6+6 \mathrm{O} 2
    É possível exemplificar reação de oxidação-redução através de:
    a) I, somente
    b) II, somente
    c) III, somente
    d) I e II, somente
    e) I, II e III somente

Passo 1

O enunciado dá três equações químicas e pede para identificar quais delas exemplificam reação de oxidação-redução (redox). As equações fornecidas são:
I) 2\,\mathrm{Fe_2O_3} + 3\,\mathrm{C} \rightarrow 4\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{CO_2}
II) \mathrm{CuO} + \mathrm{H_2} \rightarrow \mathrm{Cu} + \mathrm{H_2O}
III) 6\,\mathrm{H_2O} + 6\,\mathrm{CO_2} \rightarrow \mathrm{C_6H_{12}O_6} + 6\,\mathrm{O_2}
Pergunta: quais entre I, II e III representam reações de oxidação-redução?

Passo 2

Vou explicar o critério que usamos para reconhecer uma reação redox (isso é a parte didática que você pediu). Uma reação é redox se, durante a reação, há transferência de elétrons entre elementos — isto fica visível quando o número de oxidação (ou oxidação formal) de algum elemento muda entre reagentes e produtos.
Regras úteis e simples para atribuir números de oxidação:
  • Um elemento no seu estado elementar tem número de oxidação 0. Ex.: \mathrm{C}, \mathrm{H_2}, \mathrm{Fe}, \mathrm{O_2} têm oxidação 0.
  • Para um composto neutro, a soma dos números de oxidação de todos os átomos é 0.
  • Oxigênio ligado a não metais costuma ser -2 (exceto peróxidos, etc., que não aparecem aqui).
  • Hidrogênio ligado a não metais costuma ser +1.
  • Metais alcalinos têm +1; alcalino-terrosos têm +2.
  • Íons monoatômicos têm oxidação igual à sua carga.
Definições:
  • Oxidação: aumento do número de oxidação de um átomo (perda de elétrons).
  • Redução: diminuição do número de oxidação (ganho de elétrons).
Se em uma reação existe pelo menos um átomo que é oxidado e outro que é reduzido, então a reação é redox.

Passo 3

Análise da reação I: 2\,\mathrm{Fe_2O_3} + 3\,\mathrm{C} \rightarrow 4\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{CO_2}.
Atribuindo números de oxidação:
  • Em \mathrm{Fe_2O_3}, o oxigênio é -2. Se x é o número de oxidação do ferro em \mathrm{Fe_2O_3}, então:
2\cdot x + 3\cdot(-2) = 0 \Rightarrow 2x -6 = 0 \Rightarrow x = +3.
Logo o ferro em \mathrm{Fe_2O_3} é +3.
  • O carbono elementar \mathrm{C} (reagente) tem oxidação 0.
  • Em \mathrm{CO_2}, o oxigênio é -2, então para o carbono y:
y + 2\cdot(-2) = 0 \Rightarrow y -4 = 0 \Rightarrow y = +4.
  • O ferro no produto \mathrm{Fe} elementar tem oxidação 0.
Comparando agentes:
  • Ferro: vai de +3 (em \mathrm{Fe_2O_3}) para 0 (em \mathrm{Fe}) → diminui seu número de oxidação → redução.
  • Carbono: vai de 0 (em \mathrm{C}) para +4 (em \mathrm{CO_2}) → aumenta seu número de oxidação → oxidação.
Conclusão do passo: há oxidação e redução ocorrendo, portanto a reação I é redox.

Passo 4

Análise da reação II: \mathrm{CuO} + \mathrm{H_2} \rightarrow \mathrm{Cu} + \mathrm{H_2O}.
Atribuindo números de oxidação:
  • Em \mathrm{CuO}, oxigênio é -2. Seja x o número de oxidação do cobre:
x + (-2) = 0 \Rightarrow x = +2.
Logo cobre em \mathrm{CuO} é +2.
  • Hidrogênio em \mathrm{H_2} elementar tem oxidação 0.
  • Em \mathrm{H_2O}, hidrogênio é +1 e oxigênio -2.
  • Cobre em \mathrm{Cu} elementar tem oxidação 0.
Comparando:
  • Cobre: +2 \rightarrow 0 → diminui → redução.
  • Hidrogênio: 0 \rightarrow +1 → aumenta → oxidação.
Conclusão do passo: há oxidação e redução; logo a reação II é redox.

Passo 5

Análise da reação III: 6\,\mathrm{H_2O} + 6\,\mathrm{CO_2} \rightarrow \mathrm{C_6H_{12}O_6} + 6\,\mathrm{O_2}.
Atribuindo números de oxidação:
  • Em \mathrm{CO_2}, como antes, cada carbono é +4 (oxigênio -2).
  • Em \mathrm{H_2O}, hidrogênio +1, oxigênio -2.
  • Em \mathrm{O_2} elementar, oxigênio tem oxidação 0.
  • Em \mathrm{C_6H_{12}O_6} (glicose), podemos calcular o número médio de oxidação do carbono. Se x é o estado médio do carbono na glicose, a soma das oxidações num composto neutro é zero:
6\cdot x + 12\cdot(+1) + 6\cdot(-2) = 0.
Isso dá
6x + 12 -12 = 0 \Rightarrow 6x = 0 \Rightarrow x = 0.
Logo, em média, cada carbono na glicose tem oxidação 0.
Comparando:
  • Carbono: vai de +4 (em \mathrm{CO_2}) para 0 (em \mathrm{C_6H_{12}O_6}) → diminui → redução do carbono.
  • Oxigênio: parte do oxigênio (que era -2 em \mathrm{H_2O} e \mathrm{CO_2}) aparece como \mathrm{O_2} com oxidação 0 → aumento do número de oxidação do oxigênio → oxidação do oxigênio.
Interpretação prática: na fotossíntese representada por essa equação, o \mathrm{CO_2} é reduzido a glicose e a \mathrm{H_2O} é oxidada a \mathrm{O_2}. Há claramente transferência de elétrons entre espécies → reação redox.

Passo 6

Resumo das conclusões de cada análise:
  • Reação I: redox (Fe reduz-se, C oxida-se).
  • Reação II: redox (Cu reduz-se, H oxida-se).
  • Reação III: redox (C em \mathrm{CO_2} reduz-se para glicose; O em \mathrm{H_2O} é oxidado para \mathrm{O_2}).
Você pode usar sempre esse procedimento em provas: atribuir números de oxidação por regras simples e verificar se houve variação para identificar oxidação e redução. Vai por mim: com esse método você resolve rápido e com segurança.

Resposta

e) I, II e III somente

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