Nas seguintes reações, qual elemento é oxidado, qual é reduzido, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor?
3 \mathrm{Fe}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{2}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{Al}(\mathrm{s}) \rightarrow 3 \mathrm{Fe}(\mathrm{s}) +2 \mathrm{Al}\left(\mathrm{NO}_{3}\right)_{3}(\mathrm{aq})

Passo 1

O enunciado dá a reação e pede que identifiquemos: qual elemento é oxidado, qual é reduzido, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor. A reação fornecida (peguei a equação tanto do enunciado quanto da imagem) é:
3\,\mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2(\mathrm{aq}) + 2\,\mathrm{Al}(s) \rightarrow 3\,\mathrm{Fe}(s) + 2\,\mathrm{Al}(\mathrm{NO}_3)_3(\mathrm{aq})
Informações relevantes que temos explicitamente:
  • reagentes: \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 em solução aquosa e \mathrm{Al}(s) metálico;
  • produtos: \mathrm{Fe}(s) metálico e \mathrm{Al}(\mathrm{NO}_3)_3 em solução aquosa;
  • coeficientes estequiométricos: 3 para o composto de ferro e 2 para o alumínio.

Passo 2

Vamos revisar como determinar quem perde e quem ganha elétrons: regras práticas de número de oxidação (vou explicar devagarinho).
  • Um átomo em sua forma elementar (metal puro, gás molecular, etc.) tem número de oxidação 0. Ex.: \mathrm{Al}(s) e \mathrm{Fe}(s) têm 0.
  • Um íon monovalente \mathrm{X}^{n+} tem número de oxidação igual à sua carga, por exemplo \mathrm{Na}^+ é +1.
  • Em compostos iônicos ou moleculares, somando os números de oxidação de todos os átomos dá a carga total da espécie (0 para compostos neutros, ou a carga do íon).
  • O grupo \mathrm{NO}_3 (nitrato) tem carga total -1 e, portanto, cada \mathrm{NO}_3 contribui -1 ao cálculo.
  • Se o número de oxidação de um elemento diminui durante a reação (ex.: de +2 para 0), ele ganhou elétrons: foi reduzido.
  • Se o número de oxidação aumenta (ex.: de 0 para +3), o elemento perdeu elétrons: foi oxidado.
  • Agente oxidante = espécie que oxida outra (portanto, a que é reduzida). Agente redutor = espécie que reduz outra (portanto, a que é oxidada).

Passo 3

Agora aplicamos as regras para cada elemento relevante usando a equação dada.
Determinar o número de oxidação do ferro no reagente \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2:
  • Cada \mathrm{NO}_3 tem carga -1. Há 2 nitratos, total -2.
  • O composto é neutro, então o estado de oxidação do ferro x satisfaz:
x + 2\cdot(-1) = 0
x - 2 = 0 \Rightarrow x = +2.
Portanto, em \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 temos \mathrm{Fe} com número de oxidação +2 (podemos escrevê-lo como \mathrm{Fe}^{2+} em solução).
Estado do ferro no produto \mathrm{Fe}(s):
  • Forma elementar metálica: número de oxidação 0.
Estado do alumínio no reagente \mathrm{Al}(s):
  • Alumínio metálico: número de oxidação 0.
Estado do alumínio no produto \mathrm{Al}(\mathrm{NO}_3)_3:
  • Cada \mathrm{NO}_3 é -1; há 3 nitratos, total -3.
  • Seja y o número de oxidação do Al:
y + 3\cdot(-1) = 0
y - 3 = 0 \Rightarrow y = +3.
Logo, em \mathrm{Al}(\mathrm{NO}_3)_3 o alumínio está em +3 (ou \mathrm{Al}^{3+} em solução).

Passo 4

Comparar estados de oxidação antes e depois para ver quem foi oxidado e quem foi reduzido.
  • Ferro: de +2 em \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 para 0 em \mathrm{Fe}(s).
    • \; +2 \rightarrow 0 significa ganho de elétrons → redução.
  • Alumínio: de 0 em \mathrm{Al}(s) para +3 em \mathrm{Al}(\mathrm{NO}_3)_3.
    • \; 0 \rightarrow +3 significa perda de elétrons → oxidação.
Portanto: \mathrm{Fe} é reduzido e \mathrm{Al} é oxidado.

Passo 5

Quantificar os elétrons trocados (isso ajuda a entender por que os coeficientes estequiométricos são aqueles):
  • Cada átomo de \mathrm{Al} vai de 0 para +3: perde 3 elétrons.
    • Reação de oxidação por átomo: \mathrm{Al} \rightarrow \mathrm{Al}^{3+} + 3\,e^-.
  • Cada íon \mathrm{Fe}^{2+} vai de +2 para 0: ganha 2 elétrons.
    • Reação de redução por átomo: \mathrm{Fe}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Fe}.
Para que os elétrons perdidos e ganhos se igualem, usamos o mínimo múltiplo comum entre 3 e 2, que é 6 elétrons:
  • 2 átomos de \mathrm{Al} perdem 2\cdot 3 = 6 elétrons.
  • 3 íons \mathrm{Fe}^{2+} ganham 3\cdot 2 = 6 elétrons.
Isso coincide com os coeficientes estequiométricos da reação dada: 2 \mathrm{Al} e 3 \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 (note que a equação mostra 3 no composto de ferro porque cada composto fornece um \mathrm{Fe}^{2+}, e são necessários 3 desses para receber os 6 elétrons).

Passo 6

Identificações finais usando as definições:
  • Elemento oxidado = aquele que perdeu elétrons = \mathrm{Al} (alumínio).
  • Elemento reduzido = aquele que ganhou elétrons = \mathrm{Fe} (ferro).
  • Agente oxidante = a espécie que oxida o outro, ou seja, que é reduzida. Aqui é o íon ferro \mathrm{Fe}^{2+} presente em \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2. Podemos nomear o agente oxidante como o composto aquoso \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 (contém \mathrm{Fe}^{2+}).
  • Agente redutor = a espécie que reduz o outro, ou seja, que é oxidada. Aqui é o alumínio metálico \mathrm{Al}(s).

Resposta

Elemento oxidado: \mathrm{Al}
Elemento reduzido: \mathrm{Fe}
Agente oxidante: \mathrm{Fe}(\mathrm{NO}_3)_2 (ou \mathrm{Fe}^{2+})
Agente redutor: \mathrm{Al}(s)

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