Completar e balancear as seguintes reações que ocorrem em soluções aquosas básicas e envolvem os seguintes pares redox. Além disso, preveja a influência do pH sobre o potencial da reação global.
\mathrm{Cl}^{-} / \mathrm{ClO}^{-}e \mathrm{PbO}_{2} / \mathrm{Pb}(\mathrm{OH})_{3}{ }^{-}

Passo 1

O enunciado pede para balancear, em meio básico, a reação redox entre os pares \mathrm{Cl}^-/\mathrm{ClO}^- e \mathrm{PbO_2}/\mathrm{Pb(OH)_3}^-, e em seguida prever como o pH (ou seja, a concentração de \mathrm{OH}^-) afeta o potencial global. Vamos usar o método das semi-reações em meio básico, balanceando átomos de O com \mathrm{H_2O}, átomos de H com \mathrm{OH}^- e cargas com elétrons.

Passo 2

Escrevemos as semi-reações sem balancear, identificando quem oxida e quem reduz:
– Oxidação:
\mathrm{Cl}^- \longrightarrow \mathrm{ClO}^-
– Redução:
\mathrm{PbO_2} \longrightarrow \mathrm{Pb(OH)_3}^-

Passo 3

Balanceamos em meio básico a semi-reação de oxidação.
  1. Balancear O: sobra 1 O em \mathrm{ClO}^-, então acrescentamos 1 \mathrm{H_2O} em produtos e 1 \mathrm{OH}^- em reagentes.
  2. Balancear H: reagentes passam a ter 1 H, produtos 2 H, corrigimos com mais 1 \mathrm{OH}^- em reagentes.
  3. Balancear carga com elétrons.
O resultado é
\mathrm{Cl}^- \;+\; 2\,\mathrm{OH}^- \;\longrightarrow\; \mathrm{ClO}^- \;+\;\mathrm{H_2O}\;+\;2\,e^-

Passo 4

Balanceamos em meio básico a semi-reação de redução. Um caminho eficiente é começar pela forma ácida conhecida
\mathrm{PbO_2} + 4\,\mathrm{H}^+ + 2\,e^- \longrightarrow \mathrm{Pb}^{2+} + 2\,\mathrm{H_2O}
e então converter em básico (adicionando 4 \mathrm{OH}^- a ambos os lados) e, finalmente, complexar \mathrm{Pb}^{2+} com 3 \mathrm{OH}^- para formar \mathrm{Pb(OH)_3}^-. Após simplificar, obtém-se
\mathrm{PbO_2} \;+\; 2\,\mathrm{H_2O} \;+\;2\,e^- \;\longrightarrow\; \mathrm{Pb(OH)_3}^- \;+\;\mathrm{OH}^-

Passo 5

Somamos as duas semi-reações, cancelando os 2 e^- e simplificando \mathrm{H_2O} e \mathrm{OH}^-:
\begin{array}{r} \mathrm{Cl}^- + 2\,\mathrm{OH}^- \longrightarrow \mathrm{ClO}^- + \mathrm{H_2O} + 2\,e^-\\\ \mathrm{PbO_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 2\,e^- \longrightarrow \mathrm{Pb(OH)_3}^- + \mathrm{OH}^-\\hline \text{Total:} \end{array}
Cancela 2\,e^-. Fica
\mathrm{PbO_2} + 3\,\mathrm{H_2O} + \mathrm{Cl}^- + 2\,\mathrm{OH}^- \longrightarrow \mathrm{Pb(OH)_3}^- + \mathrm{OH}^- + \mathrm{ClO}^- + \mathrm{H_2O}
Simplificando uma \mathrm{H_2O} de cada lado e uma \mathrm{OH}^- de cada lado:
\boxed{ \mathrm{PbO_2} \;+\;\mathrm{H_2O}\;+\;\mathrm{Cl}^-\;+\;\mathrm{OH}^- \;\longrightarrow\; \mathrm{Pb(OH)_3}^- \;+\;\mathrm{ClO}^- }

Passo 6

Para prever a influência do pH (i.e.\ da [\mathrm{OH}^-]) no potencial, escrevemos o quociente de reação
Q \;=\;\frac{[\mathrm{Pb(OH)_3}^-]\,[\mathrm{ClO}^-]}{[\mathrm{Cl}^-]\,[\mathrm{OH}^-]}\,.
Na equação de Nernst
E \;=\;E^\circ - \frac{RT}{nF}\ln Q,
um aumento de [\mathrm{OH}^-] faz o denominador de Q crescer, logo Q diminui, \ln Q fica mais negativo e -\ln Q mais positivo. Portanto, aumentar o pH (mais \mathrm{OH}^-) eleva o potencial da reação global.

Resposta

\mathrm{Cl}^- + 2\,\mathrm{OH}^- \;\longrightarrow\; \mathrm{ClO}^- + \mathrm{H_2O} + 2\,e^-
\mathrm{PbO_2} + 2\,\mathrm{H_2O} + 2\,e^- \;\longrightarrow\; \mathrm{Pb(OH)_3}^- + \mathrm{OH}^-
Equação global:
\mathrm{PbO_2} + \mathrm{H_2O} + \mathrm{Cl}^- + \mathrm{OH}^- \;\longrightarrow\; \mathrm{Pb(OH)_3}^- + \mathrm{ClO}^-
Influência do pH: quanto maior o pH (maior [\mathrm{OH}^-]), maior o potencial da reação global.

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