Origens da Chuva Ácida 

 

A Revolução Industrial do século XVIII trouxe vários avanços tecnológicos e mais rapidez na forma de produzir, por outro lado originou uma significativa alteração no meio ambiente. As fábricas com suas máquinas a vapor, queimavam toneladas de carvão mineral para gerar energia. Neste contexto, começa a surgir a chuva ácida. Porem, o termo apareceu somente em 1872, na Inglaterra. O climatologista e química Robert A. Smith foi o primeiro a pesquisar a chuva ácida na cidade industrial inglesa de Manchester.

Atualmente, a chuva ácida é um dos principais problemas ambientas nos países industrializados. Ela é formada a partir de uma grande concentração de poluentes químicos, que são despejados na atmosfera diariamente.  Estes poluentes, originados principalmente da queima de combustíveis fósseis, formam nuvens, neblinas e até mesmo neve.

A chuva ácida é composta por diversos ácidos como, por exemplo, o óxido de nitrogênio e os dióxidos de enxofre, que são resultantes da queima de combustíveis fósseis (carvão, óleo diesel, gasolina entre outros). Quando caem em forma de chuva ou neve, estes ácidos provocam danos no solo, plantas, construções históricas, animais marinhos e terrestres etc. Este tipo de chuva pode até mesmo provocar o descontrole de ecossistemas, ao exterminar determinados tipos de animais e vegetais. Poluindo rios e fontes de água, a chuva pode também prejudicar diretamente a saúde do ser humano, causando doenças pulmonares, por exemplo.

Este problema tem se acentuado nos países industrializados, principalmente nos que estão em desenvolvimento como, por exemplo, Brasil, Rússia, China, México e Índia. A setor industrial destes países tem crescido muito, porém de forma desregulada, agredindo o meio ambiente. Nas décadas de 1970 e 1980, na cidade de Cubatão, litoral de São Paulo, a chuva ácida provocou muitos danos ao meio ambiente e ao ser humano. Os ácidos poluentes jogados no ar pelas indústrias, estavam gerando muitos problemas de saúde na população da cidade. Foram relatados casos de crianças que nasciam sem cérebro ou com outros defeitos físicos. A chuva ácida também provocou desmatamentos significativos na Mata Atlântica da Serra do Mar.

Estudos feitos pela WWF ( Fundo Mundial para a Natureza ) mostraram que nos países ricos o problema também aparece. Na Europa, por exemplo, estima-se que 40% dos ecossistemas estão sendo prejudicados pela chuva ácida e outras formas de poluição.

Protocolo de Kyoto 

Representantes de centenas de países se reuniram em 1997 na cidade de Kyoto no Japão para discutirem o futuro do nosso planeta e formas de diminuir a poluição mundial. O documento resultante deste encontro é denominado Protocolo de Kyoto. Neste documento ficou estabelecido que algumas propostas de redução da poluição seriam tomadas e seria criada a Convenção de Mudança Climática das Nações Unidas. A maioria dos países participantes votaram a favor do Protocolo de Kyoto. Porém, os EUA, alegando que o acordo prejudicaria o crescimento industrial norte-americano, tomou uma posição contrária ao acordo.

Fonte: http://www.suapesquisa.com/chuvaacida/

Reações Quimicas

 

A queima de uma vela, a obtenção de álcool etílico a partir de açúcar e o enferrujamento de um pedaço de ferro são exemplos de transformações onde são formadas substâncias com propriedades diferentes das substâncias que interagem. Tais transformações são chamadas reações químicas. As substâncias que interagem são chamadas reagentes e as formadas, produtos.

No final do século XVIII, estudos experimentais levaram os cientistas da época a concluir que as reações químicas obedecem a certas leis. Estas leis são de dois tipos:

• leis ponderais: tratam das relações entre as massas de reagentes e produtos que participam de uma reação;
• leis volumétricas: tratam das relações entre volumes de gases que reagem e são formados numa reação.

1) LEIS PONDERAIS DAS REAÇÕES QUIMICAS
Lei da conservação das massas (lei de Lavoisier)
Esta lei foi elaborada, em 1774, pelo químico francês Antome Laurent Lavoisier. Os estudos experimentais realizados por Lavoisier levaram-no a concluir que numa reação química, que se processa num sistema fechado, a soma das massas dos reagentes é igual à soma das massas dos produtos:

m _(reagentes) = m _(produtos)

Assim, por exemplo, quando 2 gramas de hidrogênio reagem com 16 gramas de oxigênio verifica-se a formação de 18 gramas de água; quando 12 gramas de carbono reagem com 32 gramas de oxigênio ocorre a formação de 44 gramas de gás carbônico.
Lei das proporções constantes (lei de Proust)
Esta lei foi elaborada, em 1797, pelo químico Joseph Louis Proust. Ele verificou que as massas dos reagentes e as massas dos produtos que participam de uma reação química obedecem sempre a uma proporção constante. Esta proporção é característica de cada reação e independente da quantidade das substâncias que são colocadas para reagir. Assim, para a reação entre hidrogênio e oxigênio formando água, os seguintes valores experimentais podem ser obtidos:

Experimento	hidrogênio (g)	oxigênio (g)	água (g)
I	10	80	90
II	2	16	18
III	1	8	9
IV	0,4	3,2	3,6

Observe que:

• para cada reação, a massa do produto é igual à massa dos reagentes, o que concorda com a lei de Lavoisier;
• as massas dos reagentes e do produto que participam das reações são diferentes, mas as relações massa de oxigênio/massa de hidrogênio, massa de água/massa de hidrogênio e massa de água/massa de oxigênio são sempre constantes.

Experimento	m oxigênio/m hidrogênio	m água/m hidrogênio	m água/oxigênio
I	8/10 = 8	90/10 = 9	90/80 = 1,125
II	16/2 = 8	18/2 = 8	18/16 = 1,125
III	8/1 = 8	9/1 = 9	9/8 = 1,125
IV	3,2/0,4 = 8	3,6/0,4 = 9	3,6/3,2 = 1,125

No caso das reações de síntese, isto é, aquelas que originam uma substância, a partir de seus elementos constituintes, o enunciado da lei de Proust pode ser o seguinte:
Lei de Proust: A proporção, em massa, dos elementos que participam da composição de uma substância é sempre constante e independe do processo químico pelo qual a substância é obtida.
As leis ponderais e a teoria atômica de Dalton
Na tentativa de explicar as leis de Lavoisier e Proust, em 1803, Dalton elaborou uma teoria atômica, cujo postulado fundamental era que a matéria deveria ser formada por entidades extremamente pequenas, chamadas átomos. Estes seriam indestrutíveis e intransformáveis. A partir dessa idéia, Dalton conseguiu explicar as leis de Lavoisier e Proust:
Lei de Lavoisier: Numa reação química a massa se conserva porque não ocorre criação nem destruição de átomos. Os átomos são conservados, eles apenas se rearranjam. Os agregados atômicos dos reagentes são desfeitos e novos agregados atômicos são formados.
Equações químicas
Os químicos utilizam expressões, chamadas equações químicas, para representar as reações químicas.
Para se escrever uma equação química é necessário:

·         Saber quais substâncias são consumidas (reagentes) e quais são formadas (produtos);

·         Conhecer as fórmulas dos reagentes e dos produtos;

·         Escrever a equação sempre da seguinte forma: reagentes => produtos

Quando mais de um reagente, ou mais de um produto, participarem da reação, as fórmulas das substâncias serão separadas pelo sinal "+ ";

·         se for preciso, colocar números, chamados coeficientes estequiométricos, antes das fórmulas das substâncias de forma que a equação indique a conservação dos átomos. Esse procedimento é chamado balanceamento ou acerto de coeficientes de uma equação.

Utilizando as regras acima para representar a formação da água temos:

·         reagentes: hidrogênio e oxigênio;

            produto: água.

·         fórmulas das substâncias:

            hidrogênio: H_2; oxigênio: 0₂; água: H₂0.

_·          Equação: H2 + 02 => H20

_{·          acerto dos coeficientes: a expressão acima indica que uma molécula de hidrogênio (formada por dois átomos) reage com uma molécula de oxigênio (formada por dois átomos) para formar uma molécula de água (formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio). Vemos, portanto, que a expressão contraria a lei da conservação dos átomos (lei da conservação das massas), pois antes da reação existiam dois átomos de oxigênio e, terminada a reação, existe apenas um. No entanto, se ocorresse o desaparecimento de algum tipo de átomo a massa dos reagentes deveria ser diferente da massa dos produtos, o que não é verificado experimentalmente.}

_{Como dois átomos de oxigênio (na forma de molécula 02) interagem, é lógico supor que duas moléculas de água sejam formadas. Mas como duas moléculas de água são formadas por quatro átomos de hidrogênio, serão necessárias duas moléculas de hidrogênio para fornecer essa quantidade de átomos. Assim sendo, o menor número de moléculas de cada substância que deve participar da reação é: hidrogênio, duas moléculas; oxigênio, uma molécula; água, duas moléculas.
A equação química que representa a reação é: 2 H2 + 02 => 2 H20
(que é lida da seguinte maneira: duas moléculas de hidrogênio reagem com uma molécula de oxigênio para formar duas moléculas de água.)
2) LEI VOLUMÉTRICA DAS REAÇOES QUIMICAS
Estudos realizados por Gay-Lussac levaram-no, em 1808, a concluir:
Lei de Gay-Lussac: Os volumes de gases que participam de uma reação química, medidos nas mesmas condições de pressão e temperatura, guardam entre si uma relação constante que pode ser expressa através de números inteiros.
Assim, por exemplo, na preparação de dois litros de vapor d’água devem ser utilizados dois litros de hidrogênio e um litro de oxigênio, desde que os gases estejam submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura. A relação entre os volumes dos gases que participam do processo será sempre: 2 volumes de hidrogênio; 1 volume de oxigênio; 2 volumes de vapor d’água. A tabela a seguir mostra diferentes volumes dos gases que podem participar desta reação.}

hidrogênio	+	oxigênio	=>	Vapor d’água
20 cm3		10 cm3		20 cm3
180 dm3		90 dm3		180 dm3
82 ml		41 ml		82 ml
126 l		63 l		126 l

_{Observe que nesta reação o volume do produto (vapor d’água) é menor do que a soma dos volumes dos reagentes (hidrogénio e oxigênio). Esta é uma reação que ocorre com contração de volume, isto é, o volume dos produtos é menor que o volume dos reagentes. Existem reações entre gases que ocorrem com expansão de volume, isto é, o volume dos produtos é maior que o volume dos reagentes, como por exemplo na decomposição do gás amônia:}

amônia	=>	hidrogênio	+	nitrogênio
2 vol.	3 vol	1 vol.

_{Em outras reações gasosas o volume se conserva, isto é, os volumes dos reagentes e produtos são iguais. E o que acontece, por exemplo, na síntese de cloreto de hidrogênio:}

hidrogênio	+	cloro	=>	cloreto de hidrogênio
1 vol.	1 vol.	2 vol.

_{Hipótese de Avogadro
Em 1811, na tentativa de explicar a lei volumétrica de Gay-Lussac, Amadeo Avogadro propôs que amostras de gases diferentes, ocupando o mesmo volume e submetidas às mesmas condições de pressão e temperatura, são formadas pelo mesmo número de moléculas.
Tomando-se como exemplo a formação de vapor d’água (todos os gases submetidos às mesmas condições de pressão e temperatura) temos:}

	hidrogênio	+	oxigênio	=>	vapor d’água
dados experimentais	2 vol.		1 vol.		2 vol.
hip. de Avogadro	2a moléc.		a moléc.		2a moléc.
dividindo por a	2 moléc.		1 moléc.		2 moléc.

_{ou seja, a relação entre os volumes dos gases que reagem e que são formados numa reação é a mesma relação entre o número de moléculas participantes.
A hipótese de Avogadro também permitiu a previsão das fórmulas moleculares de algumas substâncias. E o que foi feito, por exemplo, para a substância oxigênio. Como uma molécula de oxigênio, ao reagir com hidrogênio para formar água, produz o dobro de moléculas de água, é necessário que ela se divida em duas partes iguais. Portanto, é de se esperar que ela seja formada por um número par de átomos. Por simplicidade, Avogadro admitiu que a molécula de oxigênio deveria ser formada por dois átomos.
Raciocinando de maneira semelhante ele propôs que a molécula de hidrogênio deveria ser diatômica e a de água triatômica, formada por dois átomos de hidrogênio e um de oxigênio.
Estas suposições a respeito da constituição das moléculas de água, oxigênio e hidrogênio concordam com as observações experimentais acerca dos volumes dessas substâncias que participam da reação.
Atualmente, sabe-se que a hipótese levantada por Avogadro é verdadeira, mas, por razões históricas, sua proposição ainda é chamada de hipótese.
Outra decorrência da hipótese de Avogadro é que os coeficientes estequiométricos das equações que representam reações entre gases, além de indicar a proporção entre o número de moléculas que reage, indica, também, a proporção entre os volumes das substâncias gasosas que participam do processo, desde que medidas nas mesmas condições de pressão e temperatura. Podemos exemplificar este fato com as equações das reações descritas anteriormente:}

_{·          síntese de vapor d’água:}

_{2 H2(g) + 02(g) 2 H2O(g)}

_{·          decomposição da amônia:}

_{2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)}

_{·          síntese de cloreto de hidrogênio:}

<sub>H2(g) + Cl2(g) 2 HC1(g)
 
Massas relativas de átomos e moléculas
A hipótese de Avogadro permitiu, mesmo sendo impossível determinar a massa de uma molécula, comparar as massa de várias moléculas. Em outras palavras a hipótese de Avogadro permitiu calcular quantas vezes uma molécula é mais leve ou mais pesada do que a outra. Vejamos como isso pode ser feito.
Sabe-se que 10 litros de gás hidrogênio, submetido a 0ºC e 1 atm, pesam 0,892 grama e que o mesmo volume de oxigênio, nas mesmas condições de pressão e temperatura, pesa 14,3 gramas. Como, tanto os volumes dos gases, como as condições de pressão e temperatura em que se encontram são iguais, as amostras gasosas são formadas pelo mesmo número de moléculas. Podemos, então, escrever:
massa de uma molécula de oxigênio / massa de uma molécula de hidrogênio = 14,3 g / 0,893 g = 16
o que mostra que uma molécula de oxigênio é 16 vezes mais pesada que uma molécula de hidrogênio. 


Fonte: http://www.algosobre.com.br/quimica/reacoes-quimicas.html</sub>

Nox: Por onde começar?

Podemos explicar assim, quando acontece uma reação quimica, os elementos da mesma recebem e doam carga, essa carga é o Numero de Oxidação.

Temos como exemplo... o nosso conhecido Sal (Cloreto de Sódio) dado pela formula Na+Cl-.

 

Nessa reação, como o Sódio é do grupo dos metais alcalinos, doa um eletron, se tornando positivo, e o Cloro, do grupo dos halogênios, recebe o eletron, ficando assim, negativo.

 Agora, " Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula, devemos seguir algumas regras:

1 – Todos os metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata (Ag) terão nox +1
2 – Metais alcalinos terrosos, zinco (Zn) -> nox +2
3 – Alumínio (Al) -> nox +3
4 – Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -> nox -2
5 – calcogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -2
6 – halogênios (somente se aparecerem na extremidade direita da fórmula!) -> nox -1
7 – Íons compostos -> nox igual a carga do íon (por exemplo, PO₄^-3 terá NOX -3)
8 – Soma de todos os NOX de uma molécula sempre será ZERO.
9 – Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.
10 – Elementos isolados e substâncias simples -> nox ZERO."

(Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/numero-de-oxidacao-nox/)


É isso ai galera, eu sou o Yan, e espero que vocês tenham entendido mais sobre o assunto, até a proxima! :*

Número de Oxidação (Nox).

É o número que mede a carga real (em compostos iônicos) ou aparente (em compostos covalentes) de uma espécie química.
Exemplos:
     No “NaCl“ o átomo de sódio cedeu 1 elétron para o átomo de cloro. Então:
.  O sódio origina o íon sódio (Na¹⁺).
e
.  O cloro origina o íon cloreto ( Cl ^–1).
A carga do íon sódio é o número de oxidação do sódio neste composto.
     Nox = + 1
     A carga do íon cloreto é o número de oxidação do cloro neste composto.
     Nox = – 1
Em compostos covalentes o número de oxidação negativo é atribuído ao elemento mais eletronegativo e o número de oxidação positivo ao elemento menos eletronegativo.
Exemplo:
H – Cl
O cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio, então:
O cloro atrai para si um elétron, então o seu Nox será – 1, e o hidrogênio tem o seu elétron afastado, então o seu Nox será + 1.
Podemos associar os conceitos de oxidação e redução ao de número de oxidação.
Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação (Nox).
Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação (Nox).
A espécie química que provoca a redução de um elemento chama-se agente redutor e, a espécie química que provoca a oxidação de um elemento chama-se agente oxidante.

REGRAS PRÁTICAS PARA DETERMINAR O Nox

1ª regra:
Todo elemento em uma substância simples tem Nox igual a zero.
Exemplos:
     O₂: Nox de cada átomo de oxigênio é zero.
N₂: Nox de cada átomo de nitrogênio é zero.
Ag: Nox do átomo de prata é zero.

2ª regra:
O Nox de alguns elementos em substâncias compostas é constante.
O hidrogênio tem Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos têm Nox igual a + 1.
Os metais alcalinos terrosos têm Nox igual a   + 2.
O oxigênio tem Nox igual a – 2.
Os halogênios em halogenetos têm Nox igual –1.
A prata (Ag) tem Nox igual a + 1.
O zinco (Zn) tem Nox igual a + 2.
O alumínio (Al) tem Nox igual a + 3.
O enxofre (S) em sulfetos tem Nox igual a – 2.
Exemplos:
     NaCl  

• O sódio tem Nox = + 1
• O cloro tem Nox = – 1

     Ca(OH)₂
.  O cálcio tem Nox = + 2.
.  O hidrogênio tem Nox = +1.
.  O oxigênio tem Nox = – 2.
     H₂S
.  O hidrogênio tem Nox = + 1.
.  O enxofre tem Nox = – 2.

Casos particulares importantes

   Nos hidretos metálicos o “hidrogênio” possui Nox igual a – 1.
   Nos peróxidos o “oxigênio” possui Nox igual a – 1.
Exemplos:
     H₂O₂

Este composto é um peróxido
.  O hidrogênio tem Nox = +1.
.  O oxigênio tem Nox = – 1.
NaH
Este composto é um hidreto metálico
.  O sódio tem Nox = +1.
.  O hidrogênio tem Nox = – 1.
3ª regra:
     A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em uma espécie química neutra é igual a zero.
Exemplo:
NaOH
. O Nox do sódio é + 1.
. O Nox do oxigênio é – 2.
. O Nox do hidrogênio é + 1.
Calculando a soma algébrica, teremos:
(+ 1) + ( – 2) + ( + 1) = 0
     Esta regra possibilita a cálculo do Nox de um elemento químico que não possui Nox constante.
Exemplo:
     CO₂
. O Nox do carbono é desconhecido ( x ).
. O Nox de cada átomo de oxigênio é – 2.
Então:
x +  2 . ( – 2 ) = 0
x – 4 = 0
x = + 4
Portanto o Nox do átomo de carbono neste composto é igual a + 4.

4ª regra:
A soma algébrica dos Nox de todos os átomos em um íon é igual à carga do íon.
Exemplo:
NH₄⁺¹
. O átomo de nitrogênio não tem Nox constante ( x ).
. Cada átomo de hidrogênio possui Nox igual a + 1.
. O íon tem carga + 1.

Calculando a soma algébrica, teremos:
x + 4 . ( + 1 ) = + 1
x + 4 = 1
x = 1 – 4
x = – 3

                                                                     Clique para ampliar
Noção sobre reação de oxirredução:

                                                                      Clique para ampliar

Exercícios:
1. (MACKENZIE-SP) sabendo que o cloro pertence à família dos halogênios, a substância na qual o cloro apresenta número de oxidação máximo é:
a)  Cl₂O₅.
b)  HCl.
c) Cl₂O.
d) HClO₄.
e)  Cl₂.
2. Considere os compostos de fórmulas:
           NaNO₂; H₂PO₃; Ba₂As₂O₇
Os Nox dos elementos que pertencem ao grupo 15, presentes nesses compostos, são, respectivamente:
a) + 1 + 1 e + 2.
b) + 2, - 4 e - 5.
c) + 3, - 2 e - 5.
d) + 3 + 1 e + 3.
e) + 3 + 4 e + 5.
3. Os números de oxidação do enxofre nas espécies SO₂ e SO₄^2- são, respectivamente:
a) zero e + 4.
b) + 1 e – 4.
c) + 2 e + 8.
d) + 4 e + 6.
e) – 4 e – 8.
4.  Descobertas recentes da medicina indicam a eficiência do óxido nítrico, NO, no tratamento de determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado a NO₂, quando preparado em laboratório, o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha oxigênio. Os Nox do nitrogênio no NO e NO₂ são, respectivamente:
a) + 3 e + 6.
b) + 2 e + 4.
c) + 2 e + 2.
d) zero e + 4.
e) zero e + 2.
5. Assinale a alternativa cuja equação química não representa uma reação de oxi-redução:
a) N₂ + H₂ → 2NH₃.
b) Cl₂ + NaI → NaCl + I₂.
c) Fe + HCl → FeCl₂ + H₂.
d) C₂H₆O + O₂ → CO₂ + H₂O.
e) Na₂O + HCl → NaCl + H₂O.
6. Na equação representativa de uma reação de oxi-redução:
Ni   +   Cu ²⁺   →   Ni²⁺   +   Cu
a) O íon Cu²⁺ é o oxidante porque ele é oxidado.
b) O íon Cu²⁺ é o redutor porque ele é reduzido.
c) O Ni é redutor porque ele é oxidado.
d) O Ni é o oxidante porque ele é oxidado.
e) O Ni é o oxidante e o íon Cu²⁺ é o redutor.
 7. Na reação de oxi-redução H₂S + I₂ → S + 2HI, as variações dos números de oxidação do enxofre e do iodo são, respectivamente:
a) +2 para zero e zero para +1.
b) zero para +2 e +1 para zero.
c) zero para -2 e -1 para zero.
d) zero para -1 e -1 para zero.
e) –2 para zero e zero para -1.
8.  Para uma reação de óxido-redução:
a) o agente redutor sofre redução.
b) a substância que perde o elétron é o agente redutor.
c) o número de oxidação do agente oxidante aumenta.
d) o número de oxidação do agente redutor diminui.
e) a substância que perde elétron é o agente oxidante.
9.  O elemento X reage com o elemento Z, conforme o processo:
Z^3–  +  X → Z^1–  + X^2–
     Nesse processo:
a) Z ganha elétrons de X.
b) X ganha elétrons de Z.
c) X e Z cedem elétrons.
d) X e Z perdem elétrons.
e) X e Z cedem e ganham elétrons, respectivamente.
10. Tratando-se o fósforo branco (P₄) com solução aquosa de ácido nítrico (HNO₃) obtêm-se ácido fosfórico e monóxido de nitrogênio, segundo a equação química equilibrada.

3 P₄ + 20 HNO₃ + 8 H₂O → 12 H₃PO₄ + 20 NO

Os agentes oxidante e redutor dessa reação são, respectivamente:
a) P₄ e HNO₃.
b) P₄ e H₂O.
c) HNO₃ e P₄.
d) H₂O e HNO₃.
e) H₂O e P₄.
11. O ferro galvanizado apresenta-se revestido por uma camada de zinco. Se um objeto desse material for riscado, o ferro ficará exposto às condições do meio ambiente e poderá formar o hidróxido ferroso. Nesse caso, o zinco, por ser mais reativo, regenera o ferro, conforme a reação representada abaixo:
Fe(OH)₂  +  Zn →   Zn(OH)₂  +  Fe
       Sobre essa reação pode-se afirmar:
a) O ferro sofre oxidação, pois perderá elétrons.
b) O zinco sofre oxidação, pois perderá elétrons.
c) O ferro sofre redução, pois perderá elétrons.
d) O zinco sofre redução, pois ganhará elétrons.
e) O ferro sofre oxidação, pois ganhará elétrons.
12.  Na reação representada pela equação abaixo, concluímos que todas as afirmações estão corretas, exceto:
2 Na  +  2  H₂O  → 2  NaOH  + H₂
a) O sódio é o agente redutor.
b) O íon hidroxila é reduzido.
c) O sódio é oxidado.
d) A água é o agente oxidante.
e) O hidrogênio é reduzido.
13. Em uma reação de oxi-redução, o agente oxidante:
a) perde elétrons.
b) sofre oxidação.
c) aumenta sua carga positiva.
d) sofre redução.
e) passa a ter carga nula.
14. O processo em que um átomo cede elétron a outro é denominado transformação de oxidoredução, que pode ser identificada na situação seguinte:
a) Envelhecimento do ouro.
b) Formação de ferrugem.
c) Conservação de alimentos.
d) Dissolução de comprimidos efervescentes.
e) Reação de neutralização entre um ácido e uma base de Arrhenius.
Gabarito:
1.(D); 2.(E); 3.(D); 4.(B); 5.(E); 6.(C); 7.(E); 8.(B); 9.(B); 10.(C); 11.(B); 12.(B); 13.(D); 14.(B).

Referencia ao blog : http://www.agracadaquimica.com.br