Questão 05. Determine o estado de oxidação dos elementos nas espécies a seguir:
r) \mathrm{Cu}_{4}(\mathrm{OH})_{6}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)

Passo 1

Temos a espécie \mathrm{Cu}_4(\mathrm{OH})_6(\mathrm{SO}_4) e queremos determinar os estados de oxidação de todos os elementos. Para isso, vamos usar que a soma algébrica dos estados de oxidação em uma molécula neutra é zero.

Passo 2

No grupo hidróxido \mathrm{OH}^-, sabemos pela regra geral que
\mathrm{H} = +1,\quad \mathrm{O} = -2.
Como cada \mathrm{OH} tem carga total -1 e há seis desses grupos, a contribuição total dos seis \mathrm{OH} é -6.

Passo 3

No íon sulfato \mathrm{SO}_4^{2-}, cada oxigênio tem -2, logo quatro oxigênios somam -8. Para que o íon tenha carga -2, o enxofre deve satisfazer
x + 4(-2) = -2 \quad\Longrightarrow\quad x - 8 = -2 \quad\Longrightarrow\quad x = +6.
Portanto, \mathrm{S} = +6.

Passo 4

Agora impomos que a molécula é neutra. Sejam x o estado de oxidação de \mathrm{Cu}. Então
4x \;+\; (\text{soma dos seis OH: } -6)\;+\;(\text{SO}_4^{2-}: -2)\;=\;0.
Isso dá
4x - 6 - 2 = 0 \quad\Longrightarrow\quad 4x = 8 \quad\Longrightarrow\quad x = +2.

Resposta

O estado de oxidação de \mathrm{Cu} é +2, de \mathrm{O} é -2, de \mathrm{H} é +1 e de \mathrm{S} é +6.

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