Enunciado

Balanceie as seguintes equações e identifique os oxidantes e os redutores em cada uma delas:

(a) C l 2 g + H 2 O ( l ) → H C l O a q + H C l ( a q )

(b) N a C l O 3 a q + S O 2 g + H 2 S O 4 ( a q , d i l u í d o ) → N a H S O 4 a q + C l O 2 ( g )

(c) C u I a q → C u ( s ) + I 2 s

Passo 1

Queremos nessa questão encontrar o agente oxidante e o agente redutor na equação química. Precisamos ter em mente que se o número de oxidação do elemento aumenta no final da reação, o elemento será oxidado. Se o número de oxidação do elemento diminui no final da reação, então o elemento é reduzido.

Outra coisa importante nessa questão é que:

Agente oxidante: A substância que causa oxidação é o agente oxidante.

Agente redutor: A substância que causa a redução é o agente redutor.

Passo 2

a) A equação é a seguinte:

C l 2 g + H 2 O ( l ) → H C l O a q + H C l ( a q )

A equação já está balanceada. A equação com os números de oxidação é a seguinte:

Nesta reação, o cloro gasoso é oxidado e reduzido. É oxidado porque o estado de oxidação aumentou de 0  em C l 2 para + 1 em  H C l O . Portanto,  C l 2 é o agente redutor neste caso. É reduzido porque o estado de oxidação diminuiu de 0 em  C l 2 para - 1 em  H C l . Portanto,  C l 2 é o agente oxidante neste caso.

Passo 3

b) A equação é a seguinte:

N a C l O 3 a q + S O 2 g + H 2 S O 4 ( a q , d i l u í d o ) → N a H S O 4 a q + C l O 2 ( g )

Podemos balancear a equação pelo método das tentativas. Adicione um coeficiente de 2 antes  N a H S O 4 para equilibrar os átomos de H e S . Adicione coeficientes de 2 antes  N a C l O 3 C l O 2 equilibre os átomos de N a e C l . A equação balanceada é a seguinte:

2   N a C l O 3 a q + S O 2 g + H 2 S O 4 a q , d i l u í d o → 2 N a H S O 4 a q + 2   C l O 2 ( g )

A equação com os números de oxidação é a seguinte:

Na reação acima, o estado de oxidação do  C l diminuiu de + 5  em N a C l O 3 para + 4 em C l O 2 . Então  N a C l O 3 é reduzido e, portanto, é o agente oxidante. O estado de oxidação de S   aumentou de + 4  em S O 2 para + 6 em  N a H S O 4 . Então,  S O 2 é oxidado e, portanto, é o agente redutor.

Passo 4

c) A equação desequilibrada é a seguinte:

C u I a q → C u ( s ) + I 2 s

Podemos balancear a equação pelo método das tentativas. Coloque um coeficiente de 2 antes de C u I e C u para equilibrar os átomos de I e C u . A equação balanceada é a seguinte:

2   C u I a q → 2   C u ( s ) + I 2 s

A equação com os números de oxidação é a seguinte:

Como existe apenas um reagente, os átomos nele são oxidados e reduzidos. O estado de oxidação de  C u diminuiu de + 1 in  C u I ( a q ) para 0 em C u ( s ) . Então  C u I ( a q ) é reduzido e, portanto, é o agente oxidante. O estado de oxidação de I aumentou de - 1 em C u I ( a q ) para 0 em I 2 ( s ) . Então,  C u I ( a q ) é oxidado e, portanto, é o agente redutor.

Resposta

a) C l 2 g + H 2 O ( l ) → H C l O a q + H C l ( a q )

Agente redutor: C l 2

Agente oxidante: C l 2

b)

2   N a C l O 3 a q + S O 2 g + H 2 S O 4 a q , d i l u í d o → 2 N a H S O 4 a q + 2   C l O 2 ( g )

Agente redutor:   S O 2

Agente oxidante: N a C l O 3

c)

2   C u I a q → 2   C u ( s ) + I 2 s

Agente redutor:   C u I

Agente oxidante: C u I

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29. Use as informações da Tabela 16.4 para escrever as fórmulas de cada um dos seguintes complexos de coordenação:(a) hexacianetocromato(III) de potássio (b) cloreto de pentaaminassulfatocobalto(III)(
27. Nomeie os seguintes íons complexos e determine o número de oxidação do metal: (a) F e C N 6 4 - ; (b) C o N H 3 6 3 + ; (c) C o C N 5 O H 2 2 - ; (d) C o S O 4 N H 3 5 + .
28. Nomeie os seguintes íons complexos e determine o número de oxidação do metal: (a) C r C l 3 N H 3 2 H 3 O 2 + ; (b) R h e n 3 3 + ; (c) F e o x B r 4 3 - ;(d) N i O H H 2 O 5 2 + .
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