**Resumo sobre Número de Oxidação e Reações de Oxirredução**

O número de oxidação (Nox) é um conceito utilizado em química para descrever o estado de oxidação de um átomo em uma substância. Ele representa a carga teórica que um átomo teria se todos os elétrons fossem transferidos completamente, de acordo com regras específicas. Essas regras incluem que átomos em estado elementar têm Nox igual a zero, o hidrogênio geralmente tem Nox +1, o oxigênio tem Nox -2, entre outras.

Reações de oxirredução (ou redox) são processos químicos nos quais ocorre transferência de elétrons entre reagentes. Nessas reações, uma substância perde elétrons (oxidação) enquanto outra ganha elétrons (redução). A substância que perde elétrons é chamada de agente redutor, e a que ganha elétrons é chamada de agente oxidante. As reações redox são fundamentais em muitos processos químicos, incluindo combustão, corrosão e metabolismo biológico.

**Exercícios sobre Número de Oxidação e Reações de Oxirredução**

1. **Determine o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico (H₂SO₄).**

2. **Identifique a substância oxidada e a substância reduzida na reação:**
$$
2 \text{Na} + \text{Cl}_2 \rightarrow 2 \text{NaCl}
$$

3. **Calcule o número de oxidação do manganês no permanganato de potássio (KMnO₄).**

4. **Balanceie a seguinte equação redox em meio ácido:**
$$
\text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}
$$

5. **Explique por que o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) pode atuar tanto como agente oxidante quanto como agente redutor.**

Esses exercícios ajudarão a reforçar o entendimento sobre como determinar números de oxidação e identificar reações de oxirredução.

responde por favor

Question

**Resumo sobre Número de Oxidação e Reações de Oxirredução**

O número de oxidação (Nox) é um conceito utilizado em química para descrever o estado de oxidação de um átomo em uma substância. Ele representa a carga teórica que um átomo teria se todos os elétrons fossem transferidos completamente, de acordo com regras específicas. Essas regras incluem que átomos em estado elementar têm Nox igual a zero, o hidrogênio geralmente tem Nox +1, o oxigênio tem Nox -2, entre outras.

Reações de oxirredução (ou redox) são processos químicos nos quais ocorre transferência de elétrons entre reagentes. Nessas reações, uma substância perde elétrons (oxidação) enquanto outra ganha elétrons (redução). A substância que perde elétrons é chamada de agente redutor, e a que ganha elétrons é chamada de agente oxidante. As reações redox são fundamentais em muitos processos químicos, incluindo combustão, corrosão e metabolismo biológico.

**Exercícios sobre Número de Oxidação e Reações de Oxirredução**

1. **Determine o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico (H₂SO₄).**
   
2. **Identifique a substância oxidada e a substância reduzida na reação:**
   $$
   2 \text{Na} + \text{Cl}_2 \rightarrow 2 \text{NaCl}
   $$

3. **Calcule o número de oxidação do manganês no permanganato de potássio (KMnO₄).**

4. **Balanceie a seguinte equação redox em meio ácido:**
   $$
   \text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}
   $$

5. **Explique por que o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) pode atuar tanto como agente oxidante quanto como agente redutor.**

Esses exercícios ajudarão a reforçar o entendimento sobre como determinar números de oxidação e identificar reações de oxirredução.

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Accepted Answer

Vamos resolver os exercícios propostos:

1. **Determine o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico (H₂SO₄).**

No ácido sulfúrico (H₂SO₄), o hidrogênio tem Nox +1 e o oxigênio tem Nox -2. A soma dos números de oxidação deve ser igual a zero para a molécula neutra.

$$
   2(+1) + \text{S} + 4(-2) = 0
   $$

$$
   2 + \text{S} - 8 = 0
   $$

$$
   \text{S} = +6
   $$

O número de oxidação do enxofre no H₂SO₄ é +6.

2. **Identifique a substância oxidada e a substância reduzida na reação:**
   $$
   2 \text{Na} + \text{Cl}_2 \rightarrow 2 \text{NaCl}
   $$

Na reação, o sódio (Na) vai de Nox 0 a +1 e o cloro (Cl₂) vai de 0 a -1. Portanto:
   
   - **Substância oxidada:** Na (o sódio perde elétrons).
   - **Substância reduzida:** Cl₂ (o cloro ganha elétrons).

3. **Calcule o número de oxidação do manganês no permanganato de potássio (KMnO₄).**

No KMnO₄, o potássio (K) tem Nox +1 e o oxigênio (O) tem Nox -2. A soma dos números de oxidação deve ser igual a zero para a molécula neutra.

$$
   (+1) + \text{Mn} + 4(-2) = 0
   $$

$$
   1 + \text{Mn} - 8 = 0
   $$

$$
   \text{Mn} = +7
   $$

O número de oxidação do manganês no KMnO₄ é +7.

4. **Balanceie a seguinte equação redox em meio ácido:**
   $$
   \text{MnO}_4^- + \text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + \text{Fe}^{3+}
   $$

Passos para balanceamento:

- Balancear as semi-equações de oxidação e redução separadamente.
   - Oxidação: $\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Fe}^{3+} + e^-$
   - Redução: $\text{MnO}_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4H_2O$

Multiplicar a equação de oxidação por 5 para igualar o número de elétrons:

- $5\text{Fe}^{2+} \rightarrow 5\text{Fe}^{3+} + 5e^-$

Somando as duas semi-equações:

$$
   \text{MnO}_4^- + 8H^+ + 5\text{Fe}^{2+} \rightarrow \text{Mn}^{2+} + 4H_2O + 5\text{Fe}^{3+}
   $$

5. **Explique por que o peróxido de hidrogênio (H₂O₂) pode atuar tanto como agente oxidante quanto como agente redutor.**

O peróxido de hidrogênio (H₂O₂) possui um número de oxidação intermediário para o oxigênio (-1), permitindo que ele seja oxidado para oxigênio molecular (O₂, onde o oxigênio tem Nox 0) ou reduzido a água (H₂O, onde o oxigênio tem Nox -2). Isso possibilita que H₂O₂ atue como agente oxidante (aceitando elétrons) ou como agente redutor (doando elétrons), dependendo das condições da reação.

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