Questão 1 - (i) Para os reagentes a seguir escreva as fórmulas das bases e dos ácidos conjugados (a) \mathrm{HNO}_{2} (b) \mathrm{HPO}_{4}{ }^{\circ}, (c) \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S}, (d) \mathrm{CO}_{3}{ }^{2 \cdot}, (e) HCOOH (ácido fórmico), (f) \mathrm{H}_{2} \mathrm{PO}_{4}{ }^{-}. ( 6,0 pontos)
(ii) Para as seguintes moléculas e íons indique os números de oxidação dos átomos sublinhados: (a) \mathrm{TiO}_{2}, (b) \mathrm{PtCl}_{6}{ }^{2-}, (c) \mathrm{H}_{3} \mathrm{AsO}_{3}, (d) \mathrm{MoO}_{4}{ }^{2-}. ( 4,0 pontos)

Passo 1

O enunciado pede duas coisas separadas:
(i) Para cada um dos reagentes listados devo escrever a fórmula da sua base conjugada e da sua ácido conjugado. Os reagentes dados são:
  • (a) \mathrm{HNO}_{2}
  • (b) \mathrm{HPO}_{4}^{2-} (assumirei que a notação “ \circ” era para indicar a carga 2-; se tinha outra intenção, essa diferença muda os resultados)
  • (c) \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}
  • (d) \mathrm{CO}_{3}^{2-}
  • (e) \mathrm{HCOOH} (ácido fórmico)
  • (f) \mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}^{-}
Para cada um desses devo dar duas fórmulas: a da base conjugada (espécie que resulta da perda de um próton, \mathrm{H}^{+}) e a da ácido conjugado (espécie que resulta da adição de um próton, \mathrm{H}^{+}).
(ii) Para as seguintes espécies devo indicar o número de oxidação do átomo sublinhado. Como o enunciado não marcou quais átomos estão sublinhados, vou assumir que são os átomos centrais/metálicos em cada fórmula:
  • (a) o \mathrm{Ti} em \mathrm{TiO}_{2}
  • (b) o \mathrm{Pt} em \mathrm{PtCl}_{6}^{2-}
  • (c) o \mathrm{As} em \mathrm{H}_{3}\mathrm{AsO}_{3}
  • (d) o \mathrm{Mo} em \mathrm{MoO}_{4}^{2-}

Passo 2

Breve aula: o que é base/ácido conjugado e como obter a fórmula rapidamente.
  • Conceito (Brønsted–Lowry): um ácido é uma espécie que pode doar um próton \mathrm{H}^{+}; sua base conjugada é o que sobra depois da doação. Uma base é uma espécie que pode aceitar um próton; seu ácido conjugado é o que resulta após aceitar \mathrm{H}^{+}.
  • Regra prática para fórmulas:
    • Para obter a base conjugada de uma espécie, “remova” um \mathrm{H}^{+}: isso diminui a carga formal em uma unidade (porque se retira uma carga positiva, a espécie fica um grau mais negativa).
    • Para obter o ácido conjugado, “adicione” um \mathrm{H}^{+}: isso aumenta a carga formal em uma unidade (fica um grau mais positiva).
    • Se a espécie já é carregada, ajuste a carga ao adicionar/remover \mathrm{H}^{+}.
    • Exemplo rápido: de \mathrm{HCl} (neutro), removendo \mathrm{H}^{+} fica \mathrm{Cl}^{-} (base conjugada); adicionando \mathrm{H}^{+} ficaria \mathrm{H}_{2}\mathrm{Cl}^{+} (ácido conjugado hipotético).

Passo 3

Resolvendo (i)(a): reagente \mathrm{HNO}_{2}.
  • Começando: \mathrm{HNO}_{2} é neutro (ácido fraco nitroso).
  • Base conjugada: remover \mathrm{H}^{+} \mathrm{NO}_{2}^{-}. Justificativa: retirar um próton de \mathrm{HNO}_{2} deixa a partícula \mathrm{NO}_{2} com carga negativa, escrita \mathrm{NO}_{2}^{-}.
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{H}_{2}\mathrm{NO}_{2}^{+}. Observação: essa espécie existe conceitualmente (íon protonado), embora não seja comumente isolada em química cotidiana.

Passo 4

Resolvendo (i)(b): reagente assumido \mathrm{HPO}_{4}^{2-} (íon hidrogenofosfato).
  • Começando: \mathrm{HPO}_{4}^{2-} tem carga 2-.
  • Base conjugada: remover \mathrm{H}^{+} \mathrm{PO}_{4}^{3-}. Explicação: ao perder um próton a carga diminui em uma unidade positiva, passando de 2- para 3-.
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}^{-}. Explicação: ao ganhar um próton a carga aumenta em +1 (de 2- para 1-).

Passo 5

Resolvendo (i)(c): reagente \mathrm{H}_{2}\mathrm{S}.
  • Começando: \mathrm{H}_{2}\mathrm{S} é o ácido sulfídrico (dihidrossulfeto não é termo usual — é ácido).
  • Base conjugada: remover um próton dá \mathrm{HS}^{-} (íon hidrogenosulfeto). Remover o segundo próton daria \mathrm{S}^{2-}.
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{H}_{3}\mathrm{S}^{+} (íon protonado; conceitual).

Passo 6

Resolvendo (i)(d): reagente \mathrm{CO}_{3}^{2-} (íon carbonato).
  • Começando: \mathrm{CO}_{3}^{2-} já é uma base (carbonato).
  • Base conjugada: remover \mathrm{H}^{+} \mathrm{CO}_{3}^{3-} (espécie fortemente carregada, conceitual).
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{HCO}_{3}^{-} (íon bicarbonato / hidrogenocarbonato), que é a forma protonada mais comum do carbonato.

Passo 7

Resolvendo (i)(e): reagente \mathrm{HCOOH} (ácido fórmico).
  • Começando: \mathrm{HCOOH} é um ácido orgânico (neutro).
  • Base conjugada: remover \mathrm{H}^{+} do grupo carboxílico dá \mathrm{HCOO}^{-} (formiato).
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{H}_{2}\mathrm{COOH}^{+} (íon protonado do ácido fórmico, conceitual).

Passo 8

Resolvendo (i)(f): reagente \mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}^{-} (íon di-hidrogenofosfato).
  • Começando: \mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}^{-} tem carga 1-.
  • Base conjugada: remover \mathrm{H}^{+} \mathrm{HPO}_{4}^{2-} (hidrogenofosfato).
  • Ácido conjugado: adicionar \mathrm{H}^{+} \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4} (ácido fosfórico, neutro).

Passo 9

Agora a parte (ii): como calcular números de oxidação — regras rápidas.
  • Regras principais usadas aqui:
    1. Para átomos em estado elementar o número de oxidação é 0.
    2. Para íons monoatômicos o número de oxidação é a carga do íon.
    3. Hidrogênio ligado a não metais costuma ter +1; ligado a metais pode ser -1 (casos especiais).
    4. Oxigênio costuma ter -2 na maioria dos compostos (exceto em peróxidos onde é -1, ou ligados a flúor).
    5. A soma algébrica dos números de oxidação dos átomos em uma espécie (molécula ou íon poliatômico) é igual à carga total da espécie.
  • Método prático: chamo de x o número de oxidação do átomo procurado (o sublinhado), escrevo equação soma dos contribuições dos outros átomos (usando as regras acima) e igualo à carga total; resolvo para x.

Passo 10

Calcular (ii)(a): \mathrm{TiO}_{2}, número de oxidação do \mathrm{Ti}.
  • Aplicando regra: cada oxigênio é -2. São dois oxigênios: contribuição total de oxigênio 2\times(-2) = -4.
  • Soma deve igualar a carga da molécula, que é 0 (neutra).
  • Equação: \;x + 2\cdot(-2) = 0.
  • Resolvendo: \;x -4 = 0 \Rightarrow x = +4.
  • Conclusão: número de oxidação do \mathrm{Ti} é +4.

Passo 11

Calcular (ii)(b): \mathrm{PtCl}_{6}^{2-}, número de oxidação do \mathrm{Pt}.
  • Cada \mathrm{Cl} costuma ter -1. São seis \mathrm{Cl}: contribuição 6\times(-1) = -6.
  • Soma deve igualar a carga total do íon: -2.
  • Equação: \;x + 6\cdot(-1) = -2.
  • Resolvendo: \;x -6 = -2 \Rightarrow x = +4.
  • Conclusão: número de oxidação do \mathrm{Pt} é +4.

Passo 12

Calcular (ii)(c): \mathrm{H}_{3}\mathrm{AsO}_{3}, número de oxidação do \mathrm{As}.
  • Hidrogênios ligados a não metais valem +1 cada: 3\times(+1)=+3.
  • Oxigênios valem -2 cada: 3\times(-2)=-6.
  • A molécula é neutra, soma deve ser 0.
  • Equação: \;x + 3\cdot(+1) + 3\cdot(-2) = 0.
  • Simplificando: \;x +3 -6 = 0 \Rightarrow x -3 = 0 \Rightarrow x = +3.
  • Conclusão: número de oxidação do \mathrm{As} é +3.

Passo 13

Calcular (ii)(d): \mathrm{MoO}_{4}^{2-}, número de oxidação do \mathrm{Mo}.
  • Cada oxigênio -2, quatro oxigênios totalizam 4\times(-2) = -8.
  • Soma deve ser a carga total do íon: -2.
  • Equação: \;x + 4\cdot(-2) = -2.
  • Resolving: \;x -8 = -2 \Rightarrow x = +6.
  • Conclusão: número de oxidação do \mathrm{Mo} é +6.

Resposta

(i)(a) Base conjugada: \mathrm{NO}_{2}^{-}
(i)(a) Ácido conjugado: \mathrm{H}_{2}\mathrm{NO}_{2}^{+}
(i)(b) Base conjugada: \mathrm{PO}_{4}^{3-}
(i)(b) Ácido conjugado: \mathrm{H}_{2}\mathrm{PO}_{4}^{-}
(i)(c) Base conjugada: \mathrm{HS}^{-} (e perda adicional: \mathrm{S}^{2-})
(i)(c) Ácido conjugado: \mathrm{H}_{3}\mathrm{S}^{+}
(i)(d) Base conjugada: \mathrm{CO}_{3}^{3-}
(i)(d) Ácido conjugado: \mathrm{HCO}_{3}^{-}
(i)(e) Base conjugada: \mathrm{HCOO}^{-}
(i)(e) Ácido conjugado: \mathrm{H}_{2}\mathrm{COOH}^{+}
(i)(f) Base conjugada: \mathrm{HPO}_{4}^{2-}
(i)(f) Ácido conjugado: \mathrm{H}_{3}\mathrm{PO}_{4}
(ii)(a) Número de oxidação do \mathrm{Ti} em \mathrm{TiO}_{2}: +4
(ii)(b) Número de oxidação do \mathrm{Pt} em \mathrm{PtCl}_{6}^{2-}: +4
(ii)(c) Número de oxidação do \mathrm{As} em \mathrm{H}_{3}\mathrm{AsO}_{3}: +3
(ii)(d) Número de oxidação do \mathrm{Mo} em \mathrm{MoO}_{4}^{2-}: +6

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