A reação de hidrólise de um halogênio, dada na equação abaixo é uma reação redox? Caso seja, indique o agente oxidante e redutor.
\mathrm{X}_{2(\mathrm{~s}, \mathrm{l}, \mathrm{g})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})} \rightarrow \operatorname{HOX}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{X}^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}

Passo 1

O enunciado dá a reação
\mathrm{X}_{2(\mathrm{s},\mathrm{l},\mathrm{g})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\ell)} \rightarrow \mathrm{HOX}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}^{+}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{X}^{-}_{(\mathrm{aq})}
e pergunta: a reação é uma reação redox? Se for, indicar o agente oxidante e o agente redutor.
Informações relevantes fornecidas:
  • \mathrm{X}_2 é um halogênio na sua forma elementar (cada átomo de \mathrm{X} no \mathrm{X}_2 tem estado elementar).
  • Produtos: \mathrm{HOX} (ácido hipohaloso), \mathrm{H}^+ e \mathrm{X}^- (íon haleto).
  • Não há outras substâncias envolvidas além de água e as espécies listadas.

Passo 2

O que significa “ser uma reação redox” (explicação didática, sem pular etapas):
  • Oxidação é a perda de elétrons por uma espécie. Quando algo é oxidado, seu número de oxidação aumenta.
  • Redução é o ganho de elétrons por uma espécie. Quando algo é reduzido, seu número de oxidação diminui.
  • O agente oxidante é a espécie que provoca a oxidação de outra; ele próprio é reduzido (ganha elétrons).
  • O agente redutor é a espécie que provoca a redução de outra; ele próprio é oxidado (perde elétrons).
    Para identificar se há redox, atribuímos números de oxidação (NOX) aos elementos nas espécies da reação e verificamos se algum elemento muda seu NOX entre reagentes e produtos.

Passo 3

Atribuição de números de oxidação (explicando como faço):
  • Na forma elementar \mathrm{X}_2, cada átomo de \mathrm{X} tem \mathrm{NOX}=0. (Regra: elemento no seu estado livre tem NOX zero.)
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{O}: \mathrm{H} costuma ser +1 e \mathrm{O} é -2. (Não precisamos detalhar mais, só lembrar que água está neutra.)
  • Em \mathrm{X}^- o halogênio tem \mathrm{NOX}=-1. (íon simples com carga -1.)
  • Em \mathrm{HOX} (espécie neutra), somando os NOX: \mathrm{H} é +1, \mathrm{O} é -2, sendo a soma zero. Logo o NOX de \mathrm{X} satisfaz (+1) + (-2) + \mathrm{NOX}(X) = 0 \Rightarrow \mathrm{NOX}(X) = +1.

Passo 4

Comparando os NOX do elemento \mathrm{X} entre reagentes e produtos:
  • Reagente: \mathrm{X} em \mathrm{X}_2 tem \mathrm{NOX} = 0.
  • Produtos: em \mathrm{HOX}, \mathrm{NOX}(X) = +1 (aumentou → oxidação); em \mathrm{X}^-, \mathrm{NOX}(X) = -1 (diminuiu → redução).
    Logo, parte dos átomos de \mathrm{X} foi oxidada (0 → +1) e parte foi reduzida (0 → −1). Isso significa que há transferência de elétrons: a mesma espécie \mathrm{X}_2 sofre simultaneamente oxidação e redução — fenômeno chamado desproporcionamento (ou dismutação).

Passo 5

Mostrar as semi-reações com elétrons para ver claramente a troca de elétrons (balanço em meio ácido, já que aparece \mathrm{H}^+):
  • Semi-reação de oxidação (uma unidade de \mathrm{X} é oxidada a \mathrm{HOX}): \mathrm{X} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{HOX} + \mathrm{H}^+ + e^-Verificação rápida: átomos balanceados (H:2 à esquerda, 1 em HOX + 1 em \mathrm{H}^+ à direita), carga à esquerda 0, à direita 0 (HOX neutro +1 de \mathrm{H}^+ e -1 do elétron), tudo OK.
  • Semi- reação de redução (outra unidade de \mathrm{X} é reduzida a \mathrm{X}^-): \mathrm{X} + e^- \rightarrow \mathrm{X}^-
  • Somando essas duas semi-reações os elétrons se cancelam e obtemos a equação global (multiplicando se necessário). Somando-as diretamente: 2\mathrm{X} + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{HOX} + \mathrm{H}^+ + \mathrm{X}^-que é equivalente à escrita com \mathrm{X}_2 no reagente: \mathrm{X}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O} \rightarrow \mathrm{HOX} + \mathrm{H}^+ + \mathrm{X}^-.
Isto confirma que há transferência interna de elétrons e que a reação é redox por desproporcionamento.

Passo 6

Identificar formalmente agente oxidante e agente redutor (explicando a lógica):
  • O agente oxidante é a espécie que é reduzida (ganha elétrons). Aqui, uma porção de \mathrm{X} é reduzida a \mathrm{X}^-. Essa porção atuante vem de \mathrm{X}_2. Portanto, quem age como agente oxidante é o halogênio na forma elementar — isto é, \mathrm{X}_2 (a fração que é reduzida), que recebe elétrons e forma \mathrm{X}^-.
  • O agente redutor é a espécie que é oxidada (perde elétrons). Aqui, outra porção de \mathrm{X} é oxidada a \mathrm{HOX}. Essa porção também provém de \mathrm{X}_2. Portanto, quem age como agente redutor é o halogênio na forma elementar — isto é, \mathrm{X}_2 (a fração que é oxidada), que doa elétrons e forma \mathrm{HOX}.
    Em palavras simples: o halogênio elementar \mathrm{X}_2 se desproporciona; parte atua como oxidante (é reduzida a \mathrm{X}^-) e parte atua como redutor (é oxidada a \mathrm{HOX}).

Resposta

Sim — é uma reação redox (desproporcionamento).
Agente oxidante: \mathrm{X}_2 (a porção que é reduzida, formando \mathrm{X}^-).
Agente redutor: \mathrm{X}_2 (a porção que é oxidada, formando \mathrm{HOX}).

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