Identifique respectivamente a substância redutora e a oxidante da reação abaixo:
2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+2 \mathrm{~F}_{2} \rightarrow 4 \mathrm{HF}+\mathrm{O}_{2}

Passo 1

O enunciado dá a reação
2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}+2\mathrm{F}_{2}\rightarrow 4\mathrm{HF}+\mathrm{O}_{2}
e pede: identificar, respectivamente, a substância redutora e a substância oxidante.
Informações relevantes fornecidas: as espécies presentes são \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, \mathrm{F}_{2}, \mathrm{HF} e \mathrm{O}_{2}. A tarefa é analisar mudanças de números de oxidação entre reagentes e produtos para decidir quem é oxidado (perde elétrons) e quem é reduzido (ganha elétrons), e daí identificar o agente redutor e o agente oxidante.

Passo 2

Pequena aula (intuitiva) sobre o que precisamos usar:
  • Número de oxidação é um jeito de contar, por átomo, quantos elétrons “parecem” estar associados a ele numa ligação. Não é carga real, mas serve para rastrear elétrons.
  • Regras úteis e simples que usaremos:
    • Em uma espécie elementar (átomos ligados a si mesmos), o número de oxidação é 0. Ex.: \mathrm{F}_{2} e \mathrm{O}_{2} têm número de oxidação 0.
    • Para o flúor ligado a qualquer outro átomo, o número de oxidação do flúor é sempre -1.
    • Oxigênio em compostos (exceto peróxidos) costuma ter número de oxidação -2.
    • Hidrogênio ligado a não metais costuma ter número de oxidação +1.
  • Definições importantes:
    • Oxidação = aumento do número de oxidação (perda de elétrons).
    • Redução = diminuição do número de oxidação (ganho de elétrons).
    • Agente oxidante = a espécie que oxida outra (ela própria é reduzida).
    • Agente redutor = a espécie que reduz outra (ela própria é oxidada).
      Vou aplicar essas regras passo a passo na reação.

Passo 3

Calcular números de oxidação dos elementos em cada espécie (usar as regras acima).
Para \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}: seja x o número de oxidação do oxigênio e y o do hidrogênio. Sabemos que hidrogênio ligado a não metal vale +1.
2\cdot(+1)+x=0 \quad\Rightarrow\quad x=-2.
Portanto em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}: \mathrm{H}=+1 e \mathrm{O}=-2.
Para \mathrm{F}_{2} (espécie elementar):
\mathrm{F}=0.
Para \mathrm{HF}: hidrogênio ligado a não metal é +1; flúor sempre -1, confirmando:
+1+(-1)=0.
Portanto em \mathrm{HF}: \mathrm{H}=+1 e \mathrm{F}=-1.
Para \mathrm{O}_{2} (espécie elementar):
\mathrm{O}=0.
Resumo em tabela mental:
\begin{array}{l|cc} \text{Espécie} & \text{H} & \text{O / F}\\hline \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} & +1 & -2\\\ \mathrm{F}_{2} & - & 0\\\ \mathrm{HF} & +1 & -1\\\ \mathrm{O}_{2} & - & 0 \end{array}é

Passo 4

Comparar os números de oxidação entre reagentes e produtos para ver quem foi oxidado e quem foi reduzido.
  • Oxigênio: em \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} tem -2 e em \mathrm{O}_{2} tem 0. O número de oxidação aumentou ( -2\rightarrow 0), portanto o oxigênio foi oxidado (perdeu elétrons). Logo a espécie que contém esse oxigênio nos reagentes, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}, foi a que se oxidou — isto é, \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é o agente redutor (doa elétrons).
  • Flúor: em \mathrm{F}_{2} tem 0 e em \mathrm{HF} tem -1. O número de oxidação diminuiu ( 0\rightarrow -1), portanto o flúor foi reduzido (ganhou elétrons). Logo a espécie que contém esse flúor nos reagentes, \mathrm{F}_{2}, foi a que se reduziu — isto é, \mathrm{F}_{2} é o agente oxidante (aceita elétrons).
Podemos confirmar com meio meio de meia-reações de elétrons (ideia rápida):
Oxidação (oxigênio perde elétrons):
2\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\rightarrow \mathrm{O}_{2}+4\mathrm{H}^{+}+4\mathrm{e}^{-}
Redução (cada \mathrm{F}_{2} ganha 2 elétrons formando 2\mathrm{F}^{-}):
\mathrm{F}_{2}+2\mathrm{e}^{-}\rightarrow 2\mathrm{F}^{-}
Multiplicando a redução por 2 obtemos consumo de 4\mathrm{e}^{-}, igualando com a oxidação. Os íons \mathrm{F}^{-} e \mathrm{H}^{+} combinam para formar \mathrm{HF} sob as condições apresentadas, e a transferência de elétrons entre \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} e \mathrm{F}_{2} está consistente com a identificação acima.

Passo 5

Conclusão final: a espécie que cedeu elétrons (foi oxidada) é \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} — portanto é a substância redutora. A espécie que aceitou elétrons (foi reduzida) é \mathrm{F}_{2} — portanto é a substância oxidante.

Resposta

\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} (substância redutora)
\mathrm{F}_{2} (substância oxidante)

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