Questão 1: Considere as reações:
I. 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}(\mathrm{~g})+\mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{3}(\mathrm{aq}) \rightarrow 3 \mathrm{~S}(\mathrm{~s})+3 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\ell)
II. \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}(\mathrm{~g})+\mathrm{Pb}(\mathrm{s}) \rightarrow \mathrm{PbS}(\mathrm{s})+\mathrm{H}_{2}(\mathrm{~g})
III. 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}(\mathrm{~g})+4 \mathrm{Ag}(\mathrm{s})+\mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g}) \rightarrow 2 \mathrm{Ag}_{2} \mathrm{~S}(\mathrm{~s})+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\ell)
Identifique os agentes oxidante e redutor de cada uma das reações representadas acima.

Passo 1

O que o enunciado pede: identificar, para cada uma das três reações, qual é o agente oxidante e qual é o agente redutor.
Reações dadas (copiadas do enunciado):
\text{I. } 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{S}(\mathrm{g})+\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3(\mathrm{aq})\rightarrow 3\,\mathrm{S}(\mathrm{s})+3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\ell)
\text{II. } \mathrm{H}_2\mathrm{S}(\mathrm{g})+\mathrm{Pb}(\mathrm{s})\rightarrow \mathrm{PbS}(\mathrm{s})+\mathrm{H}_2(\mathrm{g})
\text{III. } 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{S}(\mathrm{g})+4\,\mathrm{Ag}(\mathrm{s})+\mathrm{O}_2(\mathrm{g})\rightarrow 2\,\mathrm{Ag}_2\mathrm{S}(\mathrm{s})+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\ell)
Informações relevantes que temos: as fórmulas das espécies reagentes e produtos em cada reação. A tarefa é determinar, observando alterações de estados de oxidação, quais espécies são oxidadas (doam elétrons) e quais são reduzidas (recebem elétrons) — daí identificar agentes redutor e oxidante.

Passo 2

Conceitos e regras que vamos usar (explicação didática):
  • Definição: o agente redutor é a espécie que doa elétrons (é oxidada). O agente oxidante é a espécie que aceita elétrons (é reduzida).
  • Para aplicar isso precisamos determinar os estados de oxidação (n.o.) dos átomos que mudam entre reagentes e produtos.
  • Regras práticas para n.o.:
    • Átomo em sua forma elementar: n.o. 0.
    • Hidrogênio ligado a não-metais: n.o. +1.
    • Oxigênio em compostos (salvo peróxidos, etc.): n.o. -2.
    • Em um composto neutro, soma dos n.o. dos átomos = 0.
  • Quando um elemento tem seu n.o. aumentado, ele foi oxidado (perdeu elétrons). Quando seu n.o. diminuiu, foi reduzido (ganhou elétrons).
  • Exemplo rápido (mini-aula): em \mathrm{H}_2\mathrm{O} temos \mathrm{H} com +1 e \mathrm{O} com -2. Em \mathrm{O}_2 o oxigênio tem 0. Se \mathrm{O}_2 vira \mathrm{H}_2\mathrm{O}, o oxigênio passou de 0 para -2 — ele ganhou elétrons e foi reduzido; assim \mathrm{O}_2 é agente oxidante nesse processo.

Passo 3

Análise detalhada da reação I:
2\,\mathrm{H}_2\mathrm{S}+\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3\rightarrow 3\,\mathrm{S}+3\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}
  1. Determinar n.o. do enxofre nas espécies envolvidas:
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{S}: \mathrm{H} é +1, soma das cargas é 0, logo para \mathrm{S} temos 2(+1)+\text{n.o.}(\mathrm{S})=0. Então \text{n.o.}(\mathrm{S\\ em\\ H_2S})=-2.
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3: regra prática — oxigênio -2, há 3 oxigênios total -6; hidrogênios somam +2; soma zero, logo \text{n.o.}(\mathrm{S}) +2 +(-6)=0\Rightarrow \text{n.o.}(\mathrm{S})=+4.
  • Em \mathrm{S} (sólido elementar): \text{n.o.}(\mathrm{S})=0.
  1. Ver mudanças de n.o.:
  • Enxofre em \mathrm{H}_2\mathrm{S}: -2 \longrightarrow 0. Aqui o enxofre aumenta seu n.o. (de -2 para 0), portanto foi oxidado — perdeu elétrons.
  • Enxofre em \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3: +4 \longrightarrow 0. Aqui o enxofre diminuiu seu n.o. (de +4 para 0), portanto foi reduzido — ganhou elétrons.
  1. Contabilização de elétrons (para ter certeza este é um bom balanceamento redox):
  • Cada átomo de \mathrm{S} em \mathrm{H}_2\mathrm{S} perde 2 elétrons ao ir de -2 para 0. Como são 2 mols de \mathrm{H}_2\mathrm{S} temos 2\times 1\times 2=4 elétrons perdidos.
  • O \mathrm{S} em \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3 ganha 4 elétrons ao ir de +4 para 0.
  • Os elétrons se conservam, confirma que \mathrm{H}_2\mathrm{S} foi oxidado e \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3 foi reduzido.
  1. Conclusão para a reação I:
  • Agente redutor (doa elétrons, é oxidado): \mathrm{H}_2\mathrm{S}.
  • Agente oxidante (aceita elétrons, é reduzido): \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3.

Passo 4

Análise detalhada da reação II:
\mathrm{H}_2\mathrm{S}+\mathrm{Pb}\rightarrow \mathrm{PbS}+\mathrm{H}_2
  1. Determinar n.o. relevante:
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{S}: já vimos \text{n.o.}(\mathrm{H})=+1 e \text{n.o.}(\mathrm{S})=-2.
  • Em \mathrm{Pb} (metal elementar): \text{n.o.}(\mathrm{Pb})=0.
  • Em \mathrm{PbS}: sulfeto \mathrm{S}^{2-} tem \text{n.o.}(\mathrm{S})=-2, então \mathrm{Pb} deve ser +2 para a soma dar zero: \text{n.o.}(\mathrm{Pb\\ em\\ PbS})=+2.
  • Em \mathrm{H}_2: \text{n.o.}(\mathrm{H}_2)=0 (elementar).
  1. Ver mudanças de n.o.:
  • \mathrm{Pb}: 0 \longrightarrow +2. Pb aumentou o n.o. → foi oxidado (doou elétrons).
  • Hidrogênios em \mathrm{H}_2\mathrm{S}: cada \mathrm{H} vai de +1 em \mathrm{H}_2\mathrm{S} para 0 em \mathrm{H}_2. Isso é uma diminuição de n.o. → os hidrogênios foram reduzidos (ganharam elétrons).
  • Observação: o enxofre permanece em -2 (em \mathrm{H}_2\mathrm{S} e em \mathrm{PbS}), portanto o enxofre não participa do ganho/perda de elétrons aqui — é espectador quanto à oxirredução.
  1. Contabilização de elétrons:
  • Cada átomo de Pb perde 2 elétrons ao ir de 0 para +2.
  • Os dois H (em uma molécula de \mathrm{H}_2\mathrm{S}) ganham juntos 2 elétrons ao se transformar em \mathrm{H}_2 (cada H ganha 1 elétron).
  • Balanço ok: Pb doa 2 e os 2 H ganham 2.
  1. Conclusão para a reação II:
  • Agente redutor (é oxidado): \mathrm{Pb} (o metal).
  • Agente oxidante (é reduzido): \mathrm{H}_2\mathrm{S} (especificamente os hidrogênios da \mathrm{H}_2\mathrm{S}).

Passo 5

Análise detalhada da reação III:
2\,\mathrm{H}_2\mathrm{S}+4\,\mathrm{Ag}+\mathrm{O}_2\rightarrow 2\,\mathrm{Ag}_2\mathrm{S}+2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}
  1. Determinar n.o. dos elementos que podem mudar:
  • \mathrm{Ag} elementar: \text{n.o.}(\mathrm{Ag})=0.
  • Em \mathrm{Ag}_2\mathrm{S}: sulfeto tem \mathrm{S}^{2-} ( \text{n.o.}=-2), logo cada \mathrm{Ag} é +1 ( 2\times(+1)+(-2)=0).
  • \mathrm{O}_2: \text{n.o.}(\mathrm{O})=0 (elementar).
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{O}: \text{n.o.}(\mathrm{O})=-2.
  • \mathrm{H}_2\mathrm{S}: já sabemos \text{n.o.}(\mathrm{S})=-2, \text{n.o.}(\mathrm{H})=+1.
  1. Ver mudanças de n.o.:
  • \mathrm{Ag}: 0 \longrightarrow +1. A prata aumenta n.o. → é oxidada (doa elétrons).
  • \mathrm{O}: 0 \longrightarrow -2. O oxigênio diminui n.o. → é reduzido (ganha elétrons).
  • \mathrm{S} na \mathrm{H}_2\mathrm{S} e na \mathrm{Ag}_2\mathrm{S} permanece em -2 (sem mudança). Hidrogênios ficam em +1 (em \mathrm{H}_2\mathrm{S} e em \mathrm{H}_2\mathrm{O}) — o hidrogênio aqui não muda de n.o. Portanto \mathrm{H}_2\mathrm{S} atua como fonte de enxofre mas não é agente redox principal nesta equação (é espectador quanto à mudança de n.o.).
  1. Contabilização de elétrons (verificando coerência):
  • Quatro átomos de \mathrm{Ag} cada um perde 1 elétron ao passar de 0 para +1: total de elétrons perdidos =4.
  • \mathrm{O}_2 tem dois átomos de O; cada átomo vai de 0 para -2, ganhando 2 elétrons por átomo → total ganho =2\times 2=4 elétrons.
  • Os elétrons perdidos por \mathrm{Ag} são recebidos por \mathrm{O}_2: consistência confirmada.
  1. Conclusão para a reação III:
  • Agente redutor (é oxidado): \mathrm{Ag} (prata metálica).
  • Agente oxidante (é reduzido): \mathrm{O}_2 (oxigênio molecular).

Resposta

I: agente oxidante = \mathrm{H}_2\mathrm{SO}_3; agente redutor = \mathrm{H}_2\mathrm{S}
II: agente oxidante = \mathrm{H}_2\mathrm{S}; agente redutor = \mathrm{Pb}
III: agente oxidante = \mathrm{O}_2; agente redutor = \mathrm{Ag}

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