As soluções aquosas de hipoclorito de sódio, também conhecidas como “água sanitária” ou líquido de Dakin, dependendo da concentração, são obtidas pela transformação química representada por:
2 \mathrm{NaOH}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{~g})} \longrightarrow \mathrm{NaClO}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{NaCl}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{(\mathrm{l})}
Nessa transformação, as espécies redutora e oxidante são:
a) íons \mathrm{Na}^{+}e \mathrm{OH}^{-}, respectivamente.
b) as espécies \mathrm{Cl}_{2} e NaOH , respectivamente.
c) os átomos de cloro do \mathrm{Cl}_{2}.
d) os íons \mathrm{Na}^{+}do NaOH e os átomos de cloro do \mathrm{Cl}_{2}.

Passo 1

O enunciado pede que eu identifique, na transformação
2\mathrm{NaOH}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{Cl}_{2(\mathrm{g})}\longrightarrow \mathrm{NaClO}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{NaCl}_{(\mathrm{aq})}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}_{(\mathrm{l})},
quais são a espécie redutora e a espécie oxidante, entre as alternativas:
a) íons \mathrm{Na}^{+} e \mathrm{OH}^{-}, respectivamente.
b) as espécies \mathrm{Cl}_{2} e \mathrm{NaOH}, respectivamente.
c) os átomos de cloro do \mathrm{Cl}_{2}.
d) os íons \mathrm{Na}^{+} do NaOH e os átomos de cloro do \mathrm{Cl}_{2}.
Informações relevantes dadas pelo enunciado:
  • A equação química completa da reação (já escrita acima).
  • As opções possíveis para quem age como agente redutor (reduzente) e agente oxidante (oxidante).

Passo 2

Antes de calcular, vamos lembrar o que significam “espécie redutora” e “espécie oxidante” — devagar e com jeitinho, como se estivéssemos estudando para a prova:
  • Uma espécie é reduzida quando ganha elétrons; o número de oxidação do elemento diminui. A espécie que é reduzida é o agente oxidante (porque ela “oxida” outra ao aceitar elétrons).
  • Uma espécie é oxidada quando perde elétrons; o número de oxidação do elemento aumenta. A espécie que é oxidada é o agente redutor (porque ela “reduz” outra ao doar elétrons).
    Logo, para identificar quem é o oxidante e o redutor precisamos ver quais átomos mudam seus números de oxidação entre reagentes e produtos.

Passo 3

Vamos atribuir números de oxidação (NOX) a todos os elementos importantes, passo a passo. Regras usadas (explico rapidinho): metais alcalinos como \mathrm{Na} têm \mathrm{NOX}=+1; hidrogênio ligado a não-metal tem +1; oxigênio em compostos usuais tem -2. Em uma molécula diatômica elementar \mathrm{Cl}_2 cada cloro tem \mathrm{NOX}=0.
Aplicando isso:
  • Em \mathrm{NaOH}: \mathrm{Na} tem \mathrm{NOX}=+1, \mathrm{O}=-2, \mathrm{H}=+1.
    (confere: +1 + (-2) + (+1)=0, soma dá carga neutra da molécula)
  • Em \mathrm{Cl}_2: cada átomo de cloro tem \mathrm{NOX}=0.
  • Em \mathrm{NaCl}: \mathrm{Na}=+1 (como antes), então \mathrm{Cl}=-1.
  • Em \mathrm{NaClO} (hipoclorito): escrevemos a soma dos NOX igual a zero:
    (+1) + x + (-2) = 0,
    onde x é o \mathrm{NOX} do cloro. Daí x=+1. Portanto, em \mathrm{NaClO} o cloro tem \mathrm{NOX}=+1.
  • Em \mathrm{H}_2\mathrm{O}: \mathrm{H}=+1, \mathrm{O}=-2 (sem mudança relevante).
Resumo das mudanças de NOX (do reagente para o produto):
  • Cloro: começa em 0 (em \mathrm{Cl}_2) e aparece como -1 (em \mathrm{NaCl}) e como +1 (em \mathrm{NaClO}).
  • Sódio: permanece +1 (em \mathrm{NaOH}, \mathrm{NaCl}, \mathrm{NaClO}).
  • Oxigênio e hidrogênio: permanecem nos valores usuais ( \mathrm{O}=-2, \mathrm{H}=+1).

Passo 4

Agora interpretamos as mudanças:
  • Um átomo de cloro que vai de \mathrm{NOX}=0 para \mathrm{NOX}=-1 ganhou um elétron — isso é uma redução. A espécie que é reduzida (ganha elétron) é o agente oxidante. Portanto, parte do cloro atuou como agente oxidante.
    Exemplo de meia-reação de redução (simplificada):
    \mathrm{Cl}_2 + 2e^- \longrightarrow 2\mathrm{Cl}^-.
  • Outro átomo de cloro que vai de \mathrm{NOX}=0 para \mathrm{NOX}=+1 perdeu um elétron — isso é uma oxidação. A espécie que é oxidada (perde elétrons) é o agente redutor. Portanto, parte do cloro atuou como agente redutor.
    Meia-reação de oxidação (simplificada, por átomo):
    \mathrm{Cl}^0 \longrightarrow \mathrm{Cl}^{+1} + e^-.
O que acontece é um caso clássico chamado de “desproporcionamento” (ou disproporcionamento): a mesma espécie elementar ( \mathrm{Cl}_2) sofre ao mesmo tempo oxidação e redução, produzindo produtos com cloro em dois diferentes estados de oxidação ( -1 e +1). Assim, quem entrega e quem recebe elétrons são átomos de cloro vindos do \mathrm{Cl}_2. As outras espécies ( \mathrm{Na}^+, \mathrm{OH}^-, \mathrm{O}, \mathrm{H}) não mudaram seu estado de oxidação, portanto não são agentes redutores nem oxidantes nesta reação.

Passo 5

Concluindo: tanto o agente redutor quanto o agente oxidante estão nos próprios átomos de cloro do \mathrm{Cl}_2 (alguns átomos de cloro são oxidantes ao serem reduzidos a \mathrm{Cl}^-, e outros são redutores ao serem oxidados a \mathrm{ClO}^-). Isso corresponde à alternativa c).

Resposta

c) os átomos de cloro do \mathrm{Cl}_2

Exercícios relacionados