1. (Covest-2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta atividade redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 \mathrm{~V}, podemos compará-lo com outras substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também apresentados:
\begin{gathered} \mathrm{O}_{2}(\mathrm{~g})+4 \mathrm{e}^{-}+4 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq}) \rightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{l}) \quad \mathrm{E}=0,816 \mathrm{~V} \\\ \mathrm{Fe}^{3+}(\mathrm{aq})+\mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{Fe}^{2+}(\mathrm{aq}) \quad \mathrm{E}=0,77 \mathrm{~V} \\\\ 2 \mathrm{H}^{+}(\mathrm{aq})+2 \mathrm{e}^{-} \rightarrow \mathrm{H}_{2(\mathrm{~g})} \quad \mathrm{E}=-0,42 \mathrm{~V} \end{gathered}
Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de:
a) reduzir o íon \mathrm{Fe}^{3+}.
b) oxidar o íon \mathrm{Fe}^{2+}.
c) oxidar \mathrm{O}_{2}.
d) reduzir a água.
e) oxidar o íon \mathrm{H}^{+}.

Passo 1

O enunciado nos dá o potencial de redução do ácido ascórbico (no pH 7) como
\mathrm{Asc (ox)} + 2\,\mathrm{e}^- + 2\,\mathrm{H}^+ \longrightarrow \mathrm{AscH}_2 \quad E^\circ = 0{,}06\text{ V}
e apresenta também, a pH 7, os potenciais de redução:
\mathrm{O}_{2} + 4\,\mathrm{e}^- + 4\,\mathrm{H}^+ \to 2\,\mathrm{H}_{2}\mathrm{O} \quad E^\circ = 0{,}816\text{ V}
\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^{-} \to \mathrm{Fe}^{2+} \quad E^\circ = 0{,}77\text{ V}
2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,\mathrm{e}^{-} \to \mathrm{H}_{2} \quad E^\circ = -0{,}42\text{ V}
A pergunta é: qual dessas transformações o ácido ascórbico, atuando como agente redutor ou oxidante, deve ser capaz de promover espontaneamente?

Passo 2

O critério de espontaneidade de uma célula eletroquímica é
E^\circ_{\text{cel}} \;=\; E^\circ_{\text{cat}} \;-\; E^\circ_{\text{an}}
e a reação ocorre espontaneamente se E^\circ_{\text{cel}}>0. Aqui o catodo é a meia-reação com maior E^\circ e o ânodo é a meia-reação com menor E^\circ.

Passo 3

Para verificar a opção (a) – “reduzir o íon \mathrm{Fe}^{3+}” – tomamos:
catodo \equiv
\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{e}^- \to \mathrm{Fe}^{2+} \quad E^\circ_{\text{cat}}=0{,}77\text{ V}
ânodo \equiv
\mathrm{Asc (ox)} + 2\,\mathrm{e}^- + 2\,\mathrm{H}^+ \to \mathrm{AscH}_2 \quad E^\circ_{\text{an}}=0{,}06\text{ V}
Logo
E^\circ_{\text{cel}} =0{,}77 - 0{,}06 =0{,}71\text{ V}>0
Portanto é espontâneo: o ácido ascórbico reduz \mathrm{Fe}^{3+} a \mathrm{Fe}^{2+}.

Passo 4

Para as demais opções o cálculo dá E^\circ_{\text{cel}}<0:
– Oxidar \mathrm{Fe}^{2+} (inverter o par \mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+}) daria E^\circ=-0{,}77-0{,}06<0.
– Oxidar \mathrm{O}_{2} não faz sentido redox no sentido pedido (o oxigênio é bom aceptor de elétrons).
– Reduzir água (ou \mathrm{H}^+\to\mathrm{H}_2, com E^\circ=-0{,}42) dá E^\circ_{\text{cel}}=-0{,}42-0{,}06<0.
– Oxidar \mathrm{H}^+ também não é espontâneo contra o par \mathrm{Asc}.

Resposta

(a) reduzir o íon \mathrm{Fe}^{3+}.

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