Considere os seguintes potenciais padrão de redução para complexos de cobalto em meio aquoso:
\begin{gathered} \text { Par redox } \quad \mathrm{E}^{\circ}(\mathrm{V} \text { vs SHE }) \\\ {\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+} /\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}+1,82} \\\ {\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+} /\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}+0,10} \end{gathered}
a) Construa o diagrama de Latimer para ambos os sistemas.
b) Qual complexo é o agente oxidante mais forte?
c) Explique com base no tipo de ligante.

Passo 1

O enunciado pede três coisas:
  1. (a) Construir o diagrama de Latimer para cada um dos dois sistemas de complexos de cobalto dados.
  2. (b) Dizer qual complexo é o agente oxidante mais forte.
  3. (c) Explicar essa diferença com base no tipo de ligante.
As informações fornecidas (tiradas do enunciado) são:
\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+}/\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}:\; E^{\circ}=+1,82\\ \mathrm{V}
\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+}/\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}:\; E^{\circ}=+0,10\\ \mathrm{V}
Não há outras oxidações (por exemplo para \mathrm{Co}^{4+} ou \mathrm{Co}^{1+}) fornecidas no enunciado, então cada diagrama de Latimer terá apenas os dois estados adjacentes indicados acima.

Passo 2

O que é um diagrama de Latimer (aula rápida e prática):
  • Um diagrama de Latimer escreve, em sequência, os estados de oxidação de um elemento (ou complexos do mesmo elemento) e acima (ou entre) cada par adjacente coloca o potencial padrão de redução correspondente ao par “estado mais oxidado → estado menos oxidado”.
  • Ex.: se você tem só \mathrm{Co}^{3+} e \mathrm{Co}^{2+}, o diagrama é simplesmente \mathrm{Co}^{3+} \xrightarrow{E^\circ} \mathrm{Co}^{2+} com E^\circ igual ao potencial de redução \mathrm{Co}^{3+} + e^- \to \mathrm{Co}^{2+}.
  • Como ler para saber quem é o agente oxidante mais forte: o agente oxidante é a espécie oxidada que tende a aceitar elétrons; portanto, quanto mais positivo for o potencial padrão de redução (E^\circ) do par “oxidado → reduzido”, mais forte é o agente oxidante da forma oxidada. Regra curta para prova: maior E^\circ (mais positivo) → maior poder oxidante da espécie oxidada.

Passo 3

Construindo o diagrama de Latimer para o complexo aquoso passo a passo:
  • As espécies relevantes (do enunciado) são \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+} e \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}.
  • O potencial padrão fornecido no enunciado para a redução é E^{\circ}=+1,82\\ \mathrm{V} (este é o valor que colocamos no diagrama).
  • Portanto o diagrama de Latimer fica assim (escrevo exatamente o par e o E^\circ acima da seta para a redução adjacente):
\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+} \xrightarrow{+1,82\\ \mathrm{V}} \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}
  • Interpretação rápida: essa seta representa a meia-reação de redução \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{3+} + e^- \to \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{2+} com E^\circ=+1,82\\ \mathrm{V}.

Passo 4

Construindo o diagrama de Latimer para o complexo hexaammina passo a passo:
  • As espécies relevantes são \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+} e \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}.
  • O potencial fornecido no enunciado para a redução é E^{\circ}=+0,10\\ \mathrm{V}.
  • O diagrama de Latimer é:
\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+} \xrightarrow{+0,10\\ \mathrm{V}} \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}
  • Isso representa a meia-reação \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{3+} + e^- \to \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{2+} com E^\circ=+0,10\\ \mathrm{V}.

Passo 5

Como usar os diagramas para comparar agentes oxidantes (mini-aula aplicável na prova):
  • Recorde: o potencial padrão de redução E^\circ mede a tendência da espécie oxidada a ganhar elétrons. Quanto mais positivo E^\circ, maior a tendência a ser reduzida → mais forte o agente oxidante.
  • Temos os dois valores (do enunciado): +1,82\\ \mathrm{V} para o complexo aquoso e +0,10\\ \mathrm{V} para o complexo ammina.
  • Comparação direta na prova: compare os números; +1,82 é muito maior que +0,10 → o aquoso é o oxidante mais forte.

Passo 6

Explicação detalhada (didática) do porquê, baseada no tipo de ligante:
  • Conceito chave: ligantes que doam mais densidade eletrônica ao metal estabilizam estados de oxidação mais elevados (isto é, tornam o metal menos “carente” de elétrons). Ligantes que doam menos deixam o metal mais positivo (mais deficiente em elétrons) e, portanto, mais propenso a aceitar elétrons (mais oxidante).
  • Comparando os dois ligantes:
    • \mathrm{NH}_{3} é um ligante que é um doador σ relativamente forte (doa densidade eletrônica para o metal).
    • \mathrm{H}_{2}\mathrm{O} é um doador σ mais fraco do que \mathrm{NH}_{3} (doa menos densidade eletrônica ao metal).
  • Consequência prática:
    • Em \left[\mathrm{Co(NH_3)_6}\right]^{3+}, a maior doação de elétrons de \mathrm{NH}_3 reduz a deficiênca eletrônica do \mathrm{Co}^{3+}, estabilizando-o e tornando menos favorável que ele aceite um elétron. Logo o potencial de redução fica menos positivo ( +0,10\\ \mathrm{V}).
    • Em \left[\mathrm{Co(H_2O)_6}\right]^{3+}, a água doa menos densidade eletrônica, então o \mathrm{Co}^{3+} permanece mais eletrófilo (mais “sedento” por elétrons) e aceita elétrons mais facilmente — isso se traduz em um E^\circ muito mais positivo ( +1,82\\ \mathrm{V}), ou seja, maior poder oxidante.
  • Analogia para lembrar na prova: ligante que “alimenta” o metal (doa elétrons) torna o metal menos faminto → menos oxidante; ligante que pouco doa deixa o metal faminto → mais oxidante.

Passo 7

Um exemplo extra, curto e prático para fixar (útil na prova):
  • Se você trocasse \mathrm{NH}_3 por um ligandão doador ainda melhor (hipotético), o E^\circ(\mathrm{Co}^{3+}/\mathrm{Co}^{2+}) tenderia a diminuir ainda mais (menos positivo). Se trocasse por um ligandinho que doa menos que água, E^\circ subiria (mais positivo). Isso é uma regra qualitativa simples que vale muito em questões rápidas de prova.

Passo 8

Dica final de como responder rápido em prova (resumindo em uma frase para decorar):
  • “Compare E^\circ: o maior E^\circ indica o oxidante mais forte; ligantes doadores fortes (como \mathrm{NH}_3) reduzem o poder oxidante ao estabilizar o estado oxidado.”

Resposta

(a) \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+} \xrightarrow{+1,82\\ \mathrm{V}} \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}
\left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{3+} \xrightarrow{+0,10\\ \mathrm{V}} \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{NH}_{3}\right)_{6}\right]^{2+}
(b) \left[\mathrm{Co}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{3+}
(c) Porque \mathrm{NH}_{3} é um doador σ mais forte que \mathrm{H}_{2}\mathrm{O}; ao doar mais densidade eletrônica para o metal, \mathrm{NH}_{3} estabiliza o \mathrm{Co}^{3+} e diminui seu potencial de redução (tornando-o um oxidante mais fraco).

Exercícios relacionados