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{Cl}_{2}+\mathrm{HgO} \rightarrow \mathrm{HgCl}_{2}+\mathrm{Cl}_{2} \mathrm{O}

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{Cl}_{2} + \mathrm{HgO} \rightarrow \mathrm{HgCl}_{2} + \mathrm{Cl}_{2}O
e pede:
  • identificar a substância oxidada e a substância reduzida;
  • mostrar os estados de oxidação (O.N.) de cada átomo;
  • indicar os estados físicos de cada substância.
    Informações fornecidas explicitamente: as fórmulas das espécies químicas reativas e de produto. Não há outras condições (solvente, temperatura), então usaremos os estados físicos típicos em condições ambiente.

Passo 2

Regras básicas e conceito que vamos usar (explicando devagar, como num mapa mental):
  • Definição: aumento do número de oxidação de um átomo = oxidação; diminuição do número de oxidação = redução.
  • Regra prática 1: um elemento no seu estado elementar tem O.N. 0. Ex.: \mathrm{Cl}_2 → cada Cl tem O.N. 0.
  • Regra prática 2: oxigênio em compostos (exceto peróxidos) tem O.N. -2.
  • Regra prática 3: em um composto iônico neutro, a soma algébrica dos O.N. de todos os átomos = 0.
  • Regra prática 4: halogênios ligados a metais costumam ter O.N. -1 (por exemplo, em \mathrm{HgCl}_2, cada Cl será -1).
    Vou aplicar essas regras a cada espécie para encontrar os números de oxidação.

Passo 3

Determinação dos números de oxidação (vai passo a passo para cada espécie):
  • Para \mathrm{Cl}_2 (forma elementar):
    • Pela regra prática 1, cada átomo de cloro tem O.N. 0.
    • Escrevo: \mathrm{Cl}_2:\; \mathrm{Cl}(\text{O.N.}) = 0.
  • Para \mathrm{HgO}:
    • Pela regra prática 2, oxigênio vale \mathrm{O}(\text{O.N.}) = -2.
    • Soma dos O.N. no composto neutro deve ser 0, então \mathrm{Hg} + (-2) = 0 \mathrm{Hg}(\text{O.N.}) = +2.
    • Escrevo: \mathrm{HgO}:\; \mathrm{Hg}(+2),\; \mathrm{O}(-2).
  • Para \mathrm{HgCl}_2:
    • Cloro ligado a metal → \mathrm{Cl}(\text{O.N.}) = -1 (regra prática 4).
    • Há dois Cl, soma dos O.N. dos Cl = -1) \times 2 = -2. Soma total do composto neutro zero → \mathrm{Hg} + (-2) = 0 \mathrm{Hg}( \text{O.N.}) = +2.
    • Escrevo: \mathrm{HgCl}_2:\; \mathrm{Hg}(+2),\; \mathrm{Cl}(-1).
  • Para \mathrm{Cl}_2O (dióxido de cloro? atenção: é dicloroóxido, fórmula correta \mathrm{Cl}_2O):
    • Oxigênio tem O.N. -2.
    • Soma total no composto neutro: 2\cdot \mathrm{Cl} + (-2) = 0 2\cdot \mathrm{Cl} = +2 → cada \mathrm{Cl}(\text{O.N.}) = +1.
    • Escrevo: \mathrm{Cl}_2O:\; \mathrm{Cl}(+1),\; \mathrm{O}(-2).
Resumo numérico (cada valor entre parênteses é o O.N. do átomo):
\mathrm{Cl}_2:\\ \mathrm{Cl}(0);\quad \mathrm{HgO}:\\ \mathrm{Hg}(+2),\\ \mathrm{O}(-2);
\mathrm{HgCl}_2:\\ \mathrm{Hg}(+2),\\ \mathrm{Cl}(-1);\quad \mathrm{Cl}_2O:\\ \mathrm{Cl}(+1),\\ \mathrm{O}(-2).

Passo 4

Comparação dos números de oxidação para ver quem foi oxidado e quem foi reduzido:
  • Cloro: começa em 0 (em \mathrm{Cl}_2). Parte do cloro passa a ter O.N. -1 em \mathrm{HgCl}_2 (diminuição de O.N. de 0 para -1 → redução). Outra parte do cloro passa a ter O.N. +1 em \mathrm{Cl}_2O (aumento de O.N. de 0 para +1 → oxidação).
  • Mercúrio: \mathrm{Hg} está +2 em \mathrm{HgO} e permanece +2 em \mathrm{HgCl}_2 → sem mudança de O.N.
  • Oxigênio: O.N. -2 em \mathrm{HgO} e -2 em \mathrm{Cl}_2O → sem mudança de O.N.
Conclusão qualitativa: o cloro elementar ( \mathrm{Cl}_2) sofre simultaneamente oxidação e redução — este é um caso típico de disproportionamento (ou desproporcionamento): uma mesma espécie é parcialmente oxidada e parcialmente reduzida.

Passo 5

Interpretação final e estados físicos típicos (condições ambiente):
  • Estados físicos típicos em condições ambientes (usados aqui):
    • \mathrm{Cl}_2 é gás → \mathrm{Cl}_2(g).
    • \mathrm{HgO} é sólido → \mathrm{HgO(s)}.
    • \mathrm{HgCl}_2 é sólido (sal cristalino, sublima mas em geral sólido) → \mathrm{HgCl}_2(s).
    • \mathrm{Cl}_2O é gás/volátil à temperatura ambiente → \mathrm{Cl}_2O(g).
  • Quem foi oxidado e quem foi reduzido:
    • Oxidação: parte do cloro em \mathrm{Cl}_2(g) \mathrm{Cl} passa de O.N. 0 para +1 em \mathrm{Cl}_2O(g). Portanto, a substância oxidada é o cloro (a porção que forma \mathrm{Cl}_2O).
    • Redução: parte do cloro em \mathrm{Cl}_2(g) \mathrm{Cl} passa de O.N. 0 para -1 em \mathrm{HgCl}_2(s). Portanto, a substância reduzida é o cloro (a porção que forma \mathrm{HgCl}_2).
    • Observação: \mathrm{Hg} e \mathrm{O} mantiveram seus O.N. ( \mathrm{Hg}(+2), \mathrm{O}(-2)) e não sofreram oxidação/redução.

Resposta

Substância oxidada: \mathrm{Cl}_2 (porção que forma \mathrm{Cl}_2O), O.N. \mathrm{Cl}: 0 \to +1; estado físico típico: \mathrm{Cl}_2(g)\to \mathrm{Cl}_2O(g).
Substância reduzida: \mathrm{Cl}_2 (porção que forma \mathrm{HgCl}_2), O.N. \mathrm{Cl}: 0 \to -1; estado físico típico: \mathrm{HgCl}_2(s).
Estados de oxidação completos: \mathrm{Cl}_2:\\ \mathrm{Cl}(0);\\ \mathrm{HgO}:\\ \mathrm{Hg}(+2),\mathrm{O}(-2);\\ \mathrm{HgCl}_2:\\ \mathrm{Hg}(+2),\mathrm{Cl}(-1);\\ \mathrm{Cl}_2O:\\ \mathrm{Cl}(+1),\mathrm{O}(-2).
Estados físicos típicos: \mathrm{Cl}_2(g),\\ \mathrm{HgO(s)},\\ \mathrm{HgCl}_2(s),\\ \mathrm{Cl}_2O(g).

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