Questão 1: Em relação à reação de oxirredução apresentada a seguir, responda:
2 \mathrm{Fe}+3 \mathrm{CuSO}_{4} \rightarrow \mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}+3 \mathrm{Cu}
a) Defina a espécie que sofreu redução.
b) Quem foi a espécie oxidada?
c) Qual foi a variação no número de oxidação da espécie oxidada e do composto que foi reduzido?
d) Defina o agente oxidante e o agente redutor da reação apresentada.
e) mostre as semi-reações envolvidas.

Passo 1

O enunciado dá a reação
2\mathrm{Fe}+3\mathrm{CuSO}_{4}\rightarrow \mathrm{Fe}_{2}\left(\mathrm{SO}_{4}\right)_{3}+3\mathrm{Cu}
e pede, separadamente:
a) qual espécie sofreu redução;
b) qual espécie foi oxidada;
c) a variação no número de oxidação da espécie oxidada e da espécie reduzida;
d) identificar o agente oxidante e o agente redutor;
e) mostrar as semi-reações (meio-reações) envolvidas.
As informações relevantes que já estão no enunciado e que vamos usar: as fórmulas químicas dos reagentes e produtos ( \mathrm{Fe}, \mathrm{CuSO}_{4}, \mathrm{Fe}_{2}(\mathrm{SO}_{4})_{3}, \mathrm{Cu}). Não há outras informações adicionais a obter — tudo que precisamos vem da própria equação.

Passo 2

Regra prática para atribuir números de oxidação (explicando devagar, do básico):
  • Um elemento no seu estado livre (forma molecular ou metálica pura) tem número de oxidação 0. Ex.: \mathrm{Fe} metálico é 0.
  • Oxigênio em compostos costuma ser -2 (salvo peróxidos e exceções); enxofre em sulfato \mathrm{SO}_{4}^{2-} tem estado que vamos inferir abaixo.
  • A soma dos números de oxidação dos átomos em um íon/composto é igual à carga do íon ou 0 para compostos neutros.
    Vou aplicar essas regras às espécies do problema, passo a passo, para encontrar os números de oxidação envolvidos.

Passo 3

Determinar o número de oxidação do cobre em \mathrm{CuSO}_{4}:
  • \mathrm{CuSO}_{4} é um composto neutro formado por \mathrm{Cu}^{?} e o ânion \mathrm{SO}_{4}^{2-}.
  • O ânion sulfato tem carga total -2, logo o cátion cobre deve ser +2 para que o composto seja neutro.
    Portanto o cobre em \mathrm{CuSO}_{4} está em \mathrm{Cu}^{2+}. Escrevo:
\mathrm{Cu}\text{ em }\mathrm{CuSO}_{4}:\quad \mathrm{Cu}^{2+}.

Passo 4

Determinar o número de oxidação do ferro no produto \mathrm{Fe}_{2}(\mathrm{SO}_{4})_{3}:
  • Cada ânion \mathrm{SO}_{4} tem carga -2. Em \mathrm{Fe}_{2}(\mathrm{SO}_{4})_{3} há 3 sulfatos, totalizando carga -6.
  • O composto é neutro, então a soma das cargas dos 2 átomos de ferro deve ser +6.
  • Portanto cada átomo de ferro tem número de oxidação +3.
    Escrevo:
\mathrm{Fe}\text{ em }\mathrm{Fe}_{2}(\mathrm{SO}_{4})_{3}:\quad \mathrm{Fe}^{3+}.

Passo 5

Registrar os números de oxidação iniciais e finais e identificar aumento/queda:
  • Ferro metálico no reagente: \mathrm{Fe} tem \mathrm{Fe}^{0}.
  • Ferro no produto: \mathrm{Fe}^{3+}.
  • Cobre no reagente (em \mathrm{CuSO}_{4}): \mathrm{Cu}^{2+}.
  • Cobre no produto: \mathrm{Cu} metálico tem \mathrm{Cu}^{0}.
Comparando:
  • \mathrm{Fe}: 0 \rightarrow +3. Houve aumento do número de oxidação (perda de elétrons) — isso é oxidação.
  • \mathrm{Cu}: +2 \rightarrow 0. Houve queda do número de oxidação (ganho de elétrons) — isso é redução.

Passo 6

Calcular a variação numérica dos números de oxidação (para responder c):
  • Para \mathrm{Fe}: mudança de 0 para +3. Variação \Delta = +3 (perdeu 3 elétrons por átomo de Fe).
  • Para \mathrm{Cu}: mudança de +2 para 0. Variação \Delta = -2 (ganhou 2 elétrons por íon \mathrm{Cu}^{2+}).
Explicação prática: o sinal positivo significa aumento (oxidação), o sinal negativo significa redução (ganho de elétrons).

Passo 7

Definir agente oxidante e agente redutor (explicando a lógica):
  • Agente oxidante é a espécie que causa a oxidação de outra — ou seja, é a espécie que é reduzida (porque ao receber elétrons ela oxida o outro).
  • Agente redutor é a espécie que causa a redução de outra — ou seja, é a espécie que é oxidada (porque ao ceder elétrons ela reduz o outro).
    Aplicando ao caso:
  • \mathrm{Cu}^{2+} (em \mathrm{CuSO}_{4}) é reduzido a \mathrm{Cu}^{0}, portanto \mathrm{Cu}^{2+} é o agente oxidante.
  • \mathrm{Fe}^{0} é oxidado a \mathrm{Fe}^{3+}, portanto \mathrm{Fe} metálico é o agente redutor.

Passo 8

Montar as semi-reações (meio-reações) e balancear elétrons:
  1. Semi-reação de oxidação (ferro perdendo elétrons):
\mathrm{Fe}\rightarrow \mathrm{Fe}^{3+}+3e^{-}.
Isto mostra que cada átomo de ferro perde 3 elétrons.
  1. Semi-reação de redução (cobre ganhando elétrons):
\mathrm{Cu}^{2+}+2e^{-}\rightarrow \mathrm{Cu}.
Isto mostra que cada íon cobre ganha 2 elétrons.
Para combinar as duas semi-reações precisamos que o número de elétrons cedidos e ganhos seja igual. O mínimo comum múltiplo entre 3 e 2 é 6.
  • Multiplico a semi-reação de oxidação por 2:
2\mathrm{Fe}\rightarrow 2\mathrm{Fe}^{3+}+6e^{-}.
  • Multiplico a semi-reação de redução por 3:
3\mathrm{Cu}^{2+}+6e^{-}\rightarrow 3\mathrm{Cu}.
Somando as duas (elétrons cancelam) obtemos:
2\mathrm{Fe}+3\mathrm{Cu}^{2+}\rightarrow 2\mathrm{Fe}^{3+}+3\mathrm{Cu},
que é a versão iônica da reação. Reintroduzindo os ânions sulfato \mathrm{SO}_{4}^{2-} para formar os compostos completos dá a equação proposta:
2\mathrm{Fe}+3\mathrm{CuSO}_{4}\rightarrow \mathrm{Fe}_{2}(\mathrm{SO}_{4})_{3}+3\mathrm{Cu}.

Resposta

a) \mathrm{Cu}^{2+} (o íon cúprico em \mathrm{CuSO}_{4})\n
b) \mathrm{Fe}^{0} (o ferro metálico)\n
c) \mathrm{Fe}: 0\rightarrow +3 (variação +3); \mathrm{Cu}: +2\rightarrow 0 (variação -2)\n
d) agente oxidante: \mathrm{Cu}^{2+} (em \mathrm{CuSO}_{4}); agente redutor: \mathrm{Fe} metálico\n
e) semi-reações:\n
\mathrm{Fe}\rightarrow \mathrm{Fe}^{3+}+3e^{-}\n
\mathrm{Cu}^{2+}+2e^{-}\rightarrow \mathrm{Cu}\n
(reagidas balanceadas por elétrons: 2\mathrm{Fe}\rightarrow 2\mathrm{Fe}^{3+}+6e^{-} e 3\mathrm{Cu}^{2+}+6e^{-}\rightarrow 3\mathrm{Cu}).

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