Identifique as substâncias oxidada e a reduzida nas seguintes reações. Mostre os estados de oxidação de cada átomo e os estados físicos de cada substância.
\mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} \rightarrow \mathrm{SO}_{2}+\mathrm{S}_{8}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

O enunciado pede que eu identifique a substância oxidada e a substância reduzida na reação abaixo, mostrando os estados de oxidação de cada átomo e os estados físicos de cada substância:
\mathrm{H_{2}S} + \mathrm{H_{2}SO_{4}} \rightarrow \mathrm{SO_{2}} + \mathrm{S_{8}} + 2\,\mathrm{H_{2}O}
Informações dadas (explicitadas):
  • Reagentes: \mathrm{H_{2}S} e \mathrm{H_{2}SO_{4}}.
  • Produtos: \mathrm{SO_{2}}, \mathrm{S_{8}} e \mathrm{H_{2}O}.
  • Preciso indicar para cada espécie: (1) estados de oxidação de seus átomos; (2) estado físico usual; (3) qual substância foi oxidada e qual foi reduzida.

Passo 2

Revisão das regras úteis para atribuir estados de oxidação (passo-a-passo, sem pular nada):
  • Regra 1: Para um átomo no estado elementar (molécula simples como \mathrm{O_2}, \mathrm{S_8}), o estado de oxidação é 0.
  • Regra 2: Hidrogênio ligado a não-metais tem usualmente estado de oxidação +1.
  • Regra 3: Oxigênio em compostos (exceto peróxidos) tem usualmente estado de oxidação -2.
  • Regra 4: A soma algébrica dos estados de oxidação dos átomos de uma espécie neutra é 0; para íons, é igual à carga do íon.
    Exemplo rápido (para fixar): em \mathrm{H_2O} temos 2\cdot(+1)+x=0 x=-2 para oxigênio.

Passo 3

Calcular estados de oxidação nos reagentes, com as contas detalhadas.
Para \mathrm{H_{2}S}:
  • Aplicando a regra do hidrogênio: cada H tem +1.
  • Seja x o estado de oxidação do enxofre em \mathrm{H_{2}S}.
  • Soma: 2(+1)+x=0.
  • Logo: 2+x=0 \Rightarrow x=-2.
Conclusão: em \mathrm{H_{2}S}, \mathrm{H}:(+1) e \mathrm{S}:(-2).
Para \mathrm{H_{2}SO_{4}}:
  • Cada H é +1, cada O é -2. Seja y o estado de oxidação do S.
  • Soma: 2(+1)+y+4(-2)=0.
  • Calculando: 2+y-8=0 \Rightarrow y=+6.
Conclusão: em \mathrm{H_{2}SO_{4}}, \mathrm{H}:(+1), \mathrm{S}:(+6), \mathrm{O}:(-2).

Passo 4

Calcular estados de oxidação nos produtos, com as contas detalhadas.
Para \mathrm{SO_{2}}:
  • Cada O é -2. Seja z o estado de S.
  • Soma: z+2(-2)=0.
  • Logo: z-4=0 \Rightarrow z=+4.
Conclusão: em \mathrm{SO_{2}}, \mathrm{S}:(+4), \mathrm{O}:(-2).
Para \mathrm{S_{8}}:
  • É enxofre elementar (molécula formada por 8 átomos de S unidos). Pela Regra 1, cada átomo de S tem estado de oxidação 0.
    Conclusão: em \mathrm{S_{8}}, \mathrm{S}:(0).
Para \mathrm{H_{2}O}:
  • Já conhecido: \mathrm{H}:(+1), \mathrm{O}:(-2).

Passo 5

Resumo das mudanças nos estados de oxidação do enxofre (aqui está o coração do redox):
  • Enxofre em \mathrm{H_{2}S}: -2.
  • Enxofre em \mathrm{H_{2}SO_{4}}: +6.
  • Enxofre em \mathrm{SO_{2}}: +4.
  • Enxofre em \mathrm{S_{8}}: 0.
Agora comparar variações:
  • Doador de elétrons (que sofre aumento de número de oxidação → oxidação): S em \mathrm{H_{2}S} passa de -2 para 0 e/ou para +4. Ex.: \mathrm{S^{2-}\to S^0 + 2e^-} (perda de elétrons) ou \mathrm{S^{2-}\to S^{4+} + 6e^-}.
  • Aceptor de elétrons (que sofre diminuição do número de oxidação → redução): S em \mathrm{H_{2}SO_{4}} passa de +6 para +4 e/ou para 0. Ex.: \mathrm{S^{6+} + 2e^- \to S^{4+}} ou \mathrm{S^{6+} + 6e^- \to S^0}.
Regra prática: se o número de oxidação aumenta, houve oxidação; se diminui, houve redução.

Passo 6

Concluir quais substâncias são oxidada e reduzida e identificar agentes:
  • A substância oxidada é a que perdeu elétrons. Aqui: \mathrm{H_{2}S} (o S vai de -2 para valores maiores: 0 e +4). Portanto \mathrm{H_{2}S} é oxidada e age como agente redutor (reducing agent).
  • A substância reduzida é a que ganhou elétrons. Aqui: \mathrm{H_{2}SO_{4}} (o S vai de +6 para +4 e 0). Portanto \mathrm{H_{2}SO_{4}} é reduzida e age como agente oxidante (oxidizing agent).

Passo 7

Estados físicos usuais (informação experimental/típica que se pede):
  • \mathrm{H_{2}S}: gás → \mathrm{H_{2}S(g)}.
  • \mathrm{H_{2}SO_{4}}: ácido sulfúrico concentrado geralmente líquido → \mathrm{H_{2}SO_{4}(l)} (ou \mathrm{(aq)} se estiver em solução aquosa).
  • \mathrm{SO_{2}}: gás → \mathrm{SO_{2}(g)}.
  • \mathrm{S_{8}}: enxofre elemental sólido → \mathrm{S_{8}(s)}.
  • \mathrm{H_{2}O}: água líquida → \mathrm{H_{2}O(l)}.

Resposta

Substância oxidada (perde elétrons; agente redutor): \mathrm{H_{2}S(g)}. S: -2 0 e -2 +4.
Substância reduzida (ganha elétrons; agente oxidante): \mathrm{H_{2}SO_{4}(l)}. S: +6 +4 e +6 0.
Estados de oxidação e estados físicos das espécies:
\mathrm{H_{2}S(g)}:\; \mathrm{H}(+1),\; \mathrm{S}(-2).
\mathrm{H_{2}SO_{4}(l)}:\; \mathrm{H}(+1),\; \mathrm{S}(+6),\; \mathrm{O}(-2).
\mathrm{SO_{2}(g)}:\; \mathrm{S}(+4),\; \mathrm{O}(-2).
\mathrm{S_{8}(s)}:\; \mathrm{S}(0).
\mathrm{H_{2}O(l)}:\; \mathrm{H}(+1),\; \mathrm{O}(-2).

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