Identifique o estado de oxidação das espécies abaixo e identifique qual espécie é o agente oxidante e qual espécie é o agente redutor.
2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l})+\mathrm{Al}(\mathrm{s})+\mathrm{MnO}_{4}^{-}(\mathrm{aq}) \rightarrow \mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{4}^{-}(\mathrm{aq})+\mathrm{MnO}_{2}(\mathrm{~s})

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) determinar o estado de oxidação (número de oxidação) de cada elemento nas espécies presentes na reação
2\,H_{2}O(l)+Al(s)+MnO_{4}^{-}(aq)\rightarrow Al(OH)_{4}^{-}(aq)+MnO_{2}(s)
e (2) identificar qual espécie é o agente oxidante e qual é o agente redutor.
As espécies envolvidas que vamos analisar são: H_{2}O, Al(s), MnO_{4}^{-}, Al(OH)_{4}^{-} e MnO_{2}.

Passo 2

Regras essenciais para atribuir números de oxidação (explicação passo a passo, do tipo “cola” para a prova):
  • Em uma substância elementar (átomo isolado ou metal no estado sólido), o número de oxidação é 0. Ex.: Al(s) tem 0.
  • Para hidrogênio ligado a não metais, atribui-se +1. Para hidrogênio ligado a metais (hidretos) é -1. Aqui estamos com água e hidróxidos, então H=+1.
  • Oxigênio, na maioria dos compostos, tem número de oxidação -2 (existem exceções como peróxidos, mas não aparecem aqui).
  • A soma dos números de oxidação dos átomos de uma espécie é igual à carga total da espécie (por exemplo, para o íon MnO_{4}^{-} a soma deve ser -1).
    Vou aplicar essas regras uma a uma às espécies da reação.

Passo 3

Calcular os números de oxidação em cada espécie, mostrando a conta:
  1. Para \,H_{2}O: usar que cada H vale +1. Seja x o número de oxidação do oxigênio:
2\cdot(+1)+x=0 \quad\Rightarrow\quad x=-2.
Resultado: em H_{2}O tem H=+1 e O=-2.
  1. Para Al(s): é um elemento no estado livre/metal, então
Al(s):\quad Al=0.
  1. Para MnO_{4}^{-}: seja x o número de oxidação do manganês. Cada oxigênio é -2, há 4 oxigênios e a carga total é -1:
x + 4\cdot(-2) = -1 \quad\Rightarrow\quad x -8 = -1 \quad\Rightarrow\quad x = +7.
Resultado: em MnO_{4}^{-}, Mn=+7 e O=-2.
  1. Para Al(OH)_{4}^{-}: é um íon. Em cada grupo \,OH temos O=-2 e H=+1, logo cada \,OH contribui com -1 de carga líquida. Seja x o número de oxidação do alumínio:
x + 4\cdot(-1) = -1 \quad\Rightarrow\quad x -4 = -1 \quad\Rightarrow\quad x = +3.
Resultado: em Al(OH)_{4}^{-}, Al=+3, O=-2, H=+1.
  1. Para MnO_{2}: seja x o número de oxidação do manganês; cada O=-2 e a molécula é neutra:
x + 2\cdot(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad x -4 = 0 \quad\Rightarrow\quad x = +4.
Resultado: em MnO_{2}, Mn=+4, O=-2.

Passo 4

Identificar quais elementos mudaram de estado de oxidação (ou seja, que sofreram oxidação/redução):
  • Al: vai de 0 (em Al(s)) para +3 (em Al(OH)_{4}^{-}). Isso é um aumento no número de oxidação \Rightarrow ocorreu oxidação (perdeu elétrons).
  • Mn: vai de +7 (em MnO_{4}^{-}) para +4 (em MnO_{2}). Isso é uma diminuição no número de oxidação \Rightarrow ocorreu redução (ganhou elétrons).
  • H e O permanecem com os mesmos números típicos ( H=+1, O=-2); logo não são os que mudam de estado nessa reação.

Passo 5

Conectar oxidação/redução com agentes:
  • A espécie que é oxidada (que perde elétrons) é o agente redutor, porque ela doa elétrons para outra espécie. Aqui Al(s) é oxidado ( 0\to+3), logo Al(s) é o agente redutor.
  • A espécie que é reduzida (que ganha elétrons) é o agente oxidante, porque ela aceita elétrons. Aqui MnO_{4}^{-} é reduzido ( +7\to+4), logo MnO_{4}^{-} é o agente oxidante.
Opcional (conta rápida de elétrons trocados): cada Al perde 3 elétrons (0 para +3) e cada Mn ganha 3 elétrons (+7 para +4), então a transferência de elétrons fica consistente com os coeficientes estequiométricos simples entre Al e MnO_{4}^{-} na equação dada.

Resposta

H_{2}O:\\ H=+1,\\ O=-2
Al(s):\\ Al=0
MnO_{4}^{-}:\\ Mn=+7,\\ O=-2
Al(OH)_{4}^{-}:\\ Al=+3,\\ O=-2,\\ H=+1
MnO_{2}:\\ Mn=+4,\\ O=-2
Agente oxidante: MnO_{4}^{-}
Agente redutor: Al(s)

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