Nas seguintes reações, qual elemento é oxidado, qual é reduzido, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor?
\underset{0}{\mathrm{Ni}}(\mathrm{s})+\underset{0}{\mathrm{Cl}_{2}}(\mathrm{~g}) \rightarrow \underset{+2}{\mathrm{NiCl}_{2}(\mathrm{~s})}

Passo 1

O enunciado pede: identificar, na reação \mathrm{Ni}(s)+\mathrm{Cl}_{2}(g)\rightarrow \mathrm{NiCl}_{2}(s), qual elemento é oxidado, qual é reduzido, quem é o agente oxidante e quem é o agente redutor. As informações dadas no enunciado incluem os estados de oxidação parcialmente indicados: \mathrm{Ni} com 0 no reagente e \mathrm{Ni} com +2 no produto (este último veio da fórmula \mathrm{NiCl}_{2} do produto). Há também a molécula \mathrm{Cl}_{2} como reagente. (Notei que você enviou uma imagem com anotações, mas eu usei a equação escrita no enunciado; a imagem não foi necessária para extrair a informação.)

Passo 2

O que significa oxidar e reduzir? Vou explicar devagar e com calma.
  • Oxidação é o aumento do número de oxidação de um átomo — na prática, isso corresponde a perda de elétrons.
  • Redução é a diminuição do número de oxidação de um átomo — corresponde a ganho de elétrons.
  • Agente oxidante (ou oxidante) é a espécie que causa a oxidação em outra — ela própria é reduzida.
  • Agente redutor (ou redutor) é a espécie que causa a redução em outra — ela própria é oxidada.
Regra prática: comparar os números de oxidação dos elementos nos reagentes e nos produtos. Se o número aumenta, houve oxidação; se diminui, houve redução.

Passo 3

Vamos atribuir números de oxidação às espécies envolvidas, passo a passo:
  • Na forma elementar \mathrm{Ni}(s), o número de oxidação do níquel é \;0\; (qualquer elemento na sua forma pura tem NOX 0): \mathrm{Ni}:0.
  • Na forma elementar \mathrm{Cl}_{2}(g), cada átomo de cloro tem NOX \;0\;: \mathrm{Cl}:0.
  • No composto neutro \mathrm{NiCl}_{2}, a soma dos números de oxidação deve ser 0. Como o cloro em haletos normalmente tem NOX -1, cada \mathrm{Cl} vale -1. Assim, para \mathrm{NiCl}_{2} temos
\text{NOX}(\mathrm{Ni}) + 2\cdot(-1)=0\quad\Rightarrow\quad \text{NOX}(\mathrm{Ni})=+2.
Portanto no produto \mathrm{Ni} tem NOX +2 e cada \mathrm{Cl} tem NOX -1.

Passo 4

Comparar os números de oxidação para ver quem oxidou e quem reduziu:
  • Para \mathrm{Ni}: passa de \;0\; (reagente) para \;+\!2\; (produto). O número de oxidação aumentou ( 0\to +2) → houve oxidação → \mathrm{Ni} perdeu elétrons.
  • Para \mathrm{Cl}: cada átomo passa de \;0\; (em \mathrm{Cl}_2) para -1 (em \mathrm{NiCl}_2). O número de oxidação diminuiu ( 0\to -1) → houve redução → cada \mathrm{Cl} ganhou elétrons.

Passo 5

Escrevendo as semi-reações de elétrons (útil para ver o fluxo de elétrons):
  • Semi-reaçã o de oxidação (níquel perde elétrons):
\mathrm{Ni}(s)\rightarrow \mathrm{Ni}^{2+}+2e^{-}.
  • Semi-reaçã o de redução (cloro ganha elétrons); como \mathrm{Cl}_2 tem dois átomos de Cl:
\mathrm{Cl}_{2}(g)+2e^{-}\rightarrow 2\mathrm{Cl}^{-}.
Veja que os 2e^{-} produzidos pela oxidação do \mathrm{Ni} são consumidos na redução do \mathrm{Cl}_2 — está tudo balanceado em elétrons.

Passo 6

Identificando os agentes:
  • Agente redutor = a espécie que é oxidada (porque doa elétrons). Aqui \mathrm{Ni}(s) é oxidado, logo \mathrm{Ni}(s) é o agente redutor.
  • Agente oxidante = a espécie que é reduzida (porque aceita elétrons). Aqui \mathrm{Cl}_{2}(g) é reduzido, logo \mathrm{Cl}_{2}(g) é o agente oxidante.

Resposta

Elemento oxidado: \mathrm{Ni}
Elemento reduzido: \mathrm{Cl} (na forma \mathrm{Cl}_{2} \mathrm{Cl}^{-})
Agente oxidante: \mathrm{Cl}_{2}(g)
Agente redutor: \mathrm{Ni}(s)

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