Questão 4: Na obtenção do ferro metálico a partir da hematita, uma das reações que ocorrem nos altos fornos é: \mathrm{Fe}_{2} \mathrm{O}_{3}+3 \mathrm{CO} \rightarrow 2 \mathrm{Fe}+3 \mathrm{CO}_{2}. Defina o agente redutor da reação e a variação de nox sofrida pela espécie metálica.

Passo 1

O enunciado apresenta a reação
\mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} + 3\,\mathrm{CO} \rightarrow 2\,\mathrm{Fe} + 3\,\mathrm{CO}_{2}
e pede duas coisas: (1) identificar o agente redutor da reação; (2) indicar a variação do número de oxidação (nox) sofrida pela espécie metálica (o ferro). Dados relevantes fornecidos: a equação química acima (está balanceada).

Passo 2

Vamos rever, de forma bem didática, o que é número de oxidação (nox) e como usá-lo para identificar agentes redutores/oxidantes.
  • O nox é um valor atribuído a cada átomo que representa, idealmente, a carga que o átomo teria se todos os elétrons de ligação fossem transferidos para o átomo mais eletronegativo.
  • Regras úteis (as mais usadas aqui):
    • Elemento no estado elementar (átomo ou molécula simples, ex.: \mathrm{Fe}, \mathrm{O}_2) tem nox 0.
    • Oxigênio em compostos costuma ter nox -2 (salvo peróxidos e casos especiais).
    • A soma dos nox dos átomos em uma espécie neutra é 0; em um íon é igual à carga do íon.
  • Definições importantes:
    • Espécie que se oxida (tem aumento de nox) perde elétrons e é o agente redutor.
    • Espécie que se reduz (tem diminuição de nox) ganha elétrons e é o agente oxidante.

Passo 3

Calcular os nox dos envolvidos usando as regras:
  • Em \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}: seja o nox do ferro \,x. O oxigênio tem nox -2. A soma deve ser 0:
2x + 3(-2) = 0.
Resolvendo:
2x - 6 = 0 \implies 2x = 6 \implies x = 3.
Logo, em \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3} cada átomo de ferro tem nox \,+3.
  • Em \mathrm{Fe} metálico (produto) o ferro está no estado elementar, então seu nox é 0.
  • Em \mathrm{CO}: o oxigênio é -2, soma deve ser 0. Seja nox do carbono y:
y + (-2) = 0 \implies y = +2.
Logo, em \mathrm{CO} o carbono tem nox +2.
  • Em \mathrm{CO}_{2}: cada oxigênio -2, soma dos dois é -4, então o carbono tem nox +4.

Passo 4

Identificar quem se oxida e quem se reduz:
  • Ferro: de \,+3 (em \mathrm{Fe}_{2}\mathrm{O}_{3}) para 0 (em \mathrm{Fe}). Isso é uma diminuição de nox, portanto o ferro foi reduzido (ganhou elétrons).
  • Carbono (no \mathrm{CO}): de \,+2 para \,+4 (em \mathrm{CO}_{2}). Isso é um aumento de nox, portanto o carbono foi oxidado (perdeu elétrons).

    Pelo significado: a espécie que é oxidada (a que perde elétrons) é o agente redutor. Aqui o \mathrm{CO} é oxidado, logo ele é o agente redutor da reação.

Passo 5

Calcular a variação numérica do nox do ferro e conferir a conservação de elétrons (para intuição):
  • Variação do nox de cada átomo de ferro:
\Delta\text{nox} = 0 - (+3) = -3.
Ou seja, cada átomo de ferro sofreu redução de 3 unidades de nox (ganhou 3 elétrons).
  • Conferência com balanceamento: na equação há 2 átomos de \mathrm{Fe} (cada um ganha 3 e ^-), total de 6 elétrons ganhos. Os 3 átomos de \mathrm{C} em \mathrm{CO} perdem 2 e ^- cada (de +2 para +4), total de 6 elétrons perdidos. Isso fecha o balanço de elétrons, confirmando consistência.

Resposta

Agente redutor: \mathrm{CO}
Variação de nox da espécie metálica (Fe): de \,+3 para 0, redução de 3 unidades por átomo de Fe (ou \Delta\text{nox}=-3 por átomo).

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