Quais das seguintes reações são de oxidaçãoredução? Justifique.
$\mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})}+2 \mathrm{NO}_{3}{ }^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}+4 \mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}{ }_{(\text {aq })}+2 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}+$ $2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(1)}$

Passo 1

O enunciado fornece a reação

\mathrm{Zn}_{(s)} + 2\,\mathrm{NO}_3^{-}_{(aq)} + 4\,\mathrm{H}^+_{(aq)} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(aq)} + 2\,\mathrm{NO}_2_{(g)} + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}

e pergunta se essa reação é de oxidação–redução (redox). Vou listar claramente o que temos:

Reagentes: $\mathrm{Zn}_{(s)}$ , $\mathrm{NO}_3^{-}_{(aq)}$ , $\mathrm{H}^+_{(aq)}$ .
Produtos: $\mathrm{Zn}^{2+}_{(aq)}$ , $\mathrm{NO}_2_{(g)}$ , $\mathrm{H}_2\mathrm{O}_{(l)}$ .
O objetivo: verificar se há mudança nos números de oxidação de algum elemento (o que caracterizaria uma reação redox) e justificar.

Passo 2

Explicação curta sobre números de oxidação (NOX): o número de oxidação de um átomo numa molécula ou íon é um número fictício que ajuda a rastrear transferência de elétrons. Regras úteis que vamos usar:

Um átomo no seu elemento livre tem NOX $0$ .
Para íons monoatômicos, o NOX é igual à carga do íon.
Oxigênio em compostos (quase sempre) tem NOX $-2$ .
Hidrogênio ligado a não metais tem NOX $+1$ .
A soma dos NOX numa espécie é igual à carga da espécie (por exemplo, $\sum \mathrm{NOX} = -1$ em $\mathrm{NO}_3^{-}$ ).

Agora calculo NOX dos átomos que podem mudar:

Para o zinco metálico: $\mathrm{Zn}_{(s)}$ tem NOX $0$ porque é o elemento livre.
Para o íon $\mathrm{Zn}^{2+}$ : NOX de Zn é $+2$ .

Passo 3

Calcular o NOX do nitrogênio em

\mathrm{NO}_3^{-}

e em

\mathrm{NO}_2

Para

\mathrm{NO}_3^{-}

: seja

x

o NOX de N. Cada oxigênio tem

-2

, há três oxigênios, e a soma deve ser a carga

-1

x + 3(-2) = -1 \quad\Rightarrow\quad x -6 = -1 \quad\Rightarrow\quad x = +5.

Portanto o nitrogênio em

\mathrm{NO}_3^{-}

está em NOX

+5

Para

\mathrm{NO}_2

: seja

y

o NOX de N. Dois oxigênios com

-2

cada e a molécula é neutra:

y + 2(-2) = 0 \quad\Rightarrow\quad y -4 = 0 \quad\Rightarrow\quad y = +4.

Portanto o nitrogênio em

\mathrm{NO}_2

está em NOX

+4

Passo 4

Interpretação das mudanças de NOX:

Zn: de $0$ em $\mathrm{Zn}_{(s)}$ para $+2$ em $\mathrm{Zn}^{2+}$ . Aumentou o NOX $0 \to +2$ → perda de elétrons → oxidação.
N: em cada $\mathrm{NO}_3^{-}$ , o N vai de $+5$ para $+4$ em $\mathrm{NO}_2$ . Diminuição do NOX $+5 \to +4$ → ganho de elétron → redução.

Como há simultaneamente oxidação (Zn) e redução (N em nitrato), a reação é uma reação de oxidação–redução.

Passo 5

Vamos escrever as meias-reações (em meio ácido, já que há

\mathrm{H}^+

) e balanceá-las por massa e carga — isso também mostra quantos elétrons foram trocados.

Meia-reação de oxidação (Zn perde elétrons):

\mathrm{Zn}_{(s)} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(aq)} + 2\,e^{-}.

Aqui Zn perde 2 elétrons.

Meia-reação de redução (cada

\mathrm{NO}_3^{-}

recebe elétrons e vira

\mathrm{NO}_2

). Balanceando N, O e H em meio ácido:

\mathrm{NO}_3^{-} + 2\,\mathrm{H}^+ + e^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Verificação rápida: N e O balanceados; Hidrogênios:

2

no lado esquerdo e

2

\mathrm{H}_2\mathrm{O}

; cargas: esquerda

-1 +2 -1 =0

, direita

0

Como a oxidação libera

2\,e^{-}

e cada redução consome

1\,e^{-}

, multiplicamos a meia-reação de redução por

2

2\left(\mathrm{NO}_3^{-} + 2\,\mathrm{H}^+ + e^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}\right)

que dá

2\,\mathrm{NO}_3^{-} + 4\,\mathrm{H}^+ + 2\,e^{-} \rightarrow 2\,\mathrm{NO}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Somando com a meia-reação de oxidação e cancelando

2\,e^{-}

\mathrm{Zn}_{(s)} + 2\,\mathrm{NO}_3^{-} + 4\,\mathrm{H}^+ \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+} + 2\,\mathrm{NO}_2 + 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O},

que é exatamente a equação dada. Portanto a equação está balanceada e mostra claramente a transferência de elétrons.

Passo 6

Resumo e interpretação final: o zinco metálico é o agente redutor (é oxidado a

\mathrm{Zn}^{2+}

), e os íons nitrato

\mathrm{NO}_3^{-}

são os agentes oxidantes (cada N é reduzido de

+5

para

+4

formando

\mathrm{NO}_2

). Foram transferidos 2 elétrons (uma unidade de redução por cada nitrato, duas ao total) do zinco para os dois nitratos. Boa notícia: a reação é redox e está corretamente balanceada em massa e carga.

Resposta

Sim. É reação de oxidação–redução. Oxidação:

\mathrm{Zn}_{(s)} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}_{(aq)} + 2\,e^{-}

. Redução:

\mathrm{NO}_3^{-} + 2\,\mathrm{H}^+ + e^{-} \rightarrow \mathrm{NO}_2 + \mathrm{H}_2\mathrm{O}

(x2).

Quais das seguintes reações são de oxidaçãoredução? Justifique. \mathrm{Zn}_{(\mathrm{s})}+2 \mathrm{NO}_{3}{ }^{-}{ }_{(\mathrm{aq})}+4 \mathrm{H}^{+}{ }_{(\mathrm{aq})} \rightarrow \mathrm{Zn}^{2+}{ }_{(\text {aq })}+2 \mathrm{NO}_{2(\mathrm{~g})}+ 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(1)}