Sulfeto de cobre (II) reage espontaneamente com solução de ácido nítrico concentrado liberando íons sulfato e gás óxido nítrico (NO). A coloração da solução resultante se torna azulada devido aos íons Cu^2+ e o gás produzido ainda reage com o oxigênio do ar formando dióxido de nitrogênio com coloração castanho. Sobre essa reação é possível afirmar que:
a) O agente redutor, sulfeto de cobre (II), reduz de enxofre para íons sulfato via 4 elétrons na semi-reação em meio ácido.
b) O agente oxidante, sulfeto de cobre (II), reduz de sulfeto para íons sulfato via 8 elétrons na semi-reação em meio ácido.
c) O agente oxidante, íons nitrato, se reduzem a óxido nítrico via 3 elétrons na semi-reação em meio ácido.
d) Na reação global de redução de sulfeto de cobre (II) consumidos 12 mol do ácido forte inorgânico para cada 3 mol de CuS.
e) Na reação global de oxidação de sulfeto de cobre (II) com ácido nítrico são gerados 8 mols de sulfato de cobre (II) em solução aquosa.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que “sulfeto de cobre (II) (CuS) reage com ácido nítrico concentrado, formando íons sulfato e liberando NO que vira NO₂ no ar”. O conteúdo aqui é redox em meio ácido, então a gente vai precisar:
  • Identificar quem oxida (perde elétrons) e quem reduz (ganha elétrons)
  • Escrever as semi-reações de oxidação e de redução em meio ácido
  • Balancear elétrons, água e prótons
  • Juntar as semi-reações e comparar com as alternativas

Passo 2

Vamos olhar a oxidação: o enxofre em CuS está em –2 e vira +6 em Oxidação: CuS ;+;4,H2O;to;Cu^2+;+;SO4^2-;+;8,H^+;+;8,e^- .
Escrevendo e balanceando em meio ácido:
çã
Explicando rápido: adicionamos água pra balancear oxigênios, prótons pra balancear hidrogênios e elétrons pra ajustar carga.

Passo 3

Agora a redução: o íon nitrato ( NO3^-;+;4,H^+;+;3,e^-;to;NO;+;2,H2O ) tem N em +5 e vira NO (N em +2), ou seja, ganha 3 elétrons. Em meio ácido:

Passo 4

Para juntar as duas semi-reações, igualamos elétrons trocados. A oxidação solta 8 e⁻ e a redução pede 3 e⁻. O mínimo múltiplo comum é 24, então:
  • Multiplicamos a oxidação por 3 → 24 e⁻
  • Multiplicamos a redução por 8 → 24 e⁻
Depois somamos, cancelamos elétrons, prótons e águas que sobram, e chegamos a:
3,CuS;+;8,HNO3;to;3,Cu^2+;+;3,SO4^2-;+;8,NO;+;4,H2O

Passo 5

Agora conferimos as alternativas:
a) Fala em 4 e⁻ para enxofre → errado, são 8 e⁻.
b) Diz que CuS é agente oxidante → na real ele é redutor (perde elétrons), e o número de elétrons está certo (8) mas o papel está trocado → errado.
c) Diz que é agente oxidante e reduz a NO via 3 e⁻ → certíssimo!
d) Afirma que, para 3 mol de CuS, se consomem 12 mol de H+ (“ácido forte”) → vimos que são 8 mol de HNO₃ (portanto 8 H+) → errado.
e) Diz que se formam 8 mol de → na real formamos 3 mol de + , ou seja, 3 formula units → errado.

Resposta

A alternativa correta é a letra c.

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