Dadas as seguintes semirreações de redução com os respectivos valores de potencial padrão de redução, responda às questões 6 a 11.
O íon
pode ser reduzido em meio ácido a
, e em meio neutro ou básico, a
.
a)
é um oxidante mais forte em que meio? Por quê?
b)
pode ser oxidado pelo
em meio ácido nas condições padrões? Escreva a equação química corretamente balanceada e calcule o valor de
desta reação.
c) Faça o mesmo para o meio básico.
O íon
a)
b)
c) Faça o mesmo para o meio básico.
Passo 1
O enunciado pede três coisas:
- (a) Em qual meio o íon
é um oxidante mais forte e por quê. - (b) Se o íon
pode ser oxidado por em meio ácido nas condições-padrão; escrever a equação balanceada e calcular da reação. - (c) Fazer o mesmo para meio básico.
Informações relevantes (valores-padrão que vou usar — são os valores usuais em tabelas de potenciais padrão):
Passo 2
Conceito importante (explicação didática): o potencial padrão de redução
mede a tendência de uma espécie ganhar elétrons (reduzir-se). Quanto maior
, maior a tendência de reduzir-se — ou seja, maior a capacidade de agir como oxidante (aceitar elétrons). Para saber se uma reação redox entre duas metades é espontânea nas condições-padrão, usamos
onde escolhemos como cátodo a meia-reação que permanecerá como redução (maior
preferencialmente) e como ânodo a meia-reação que será invertida (oxidação).
Comparando os potenciais acima:
é maior que
. Logo, o permanganato é um oxidante mais forte em meio ácido, porque na redução em meio ácido ele tem um potencial padrão de redução muito maior — isto significa que em ácido ele aceita elétrons mais facilmente do que em meio neutro ou básico.
Resposta resumida para (a):
é um oxidante mais forte em meio ácido, pois
.
Passo 3
Parte (b) — verificar espontaneidade em meio ácido e balancear a reação.
- Critério de espontaneidade: tomo como redução (cátodo) a meia-reação do permanganato em meio ácido com
. A meia-reação do iodo tem (essa é a redução ). Se o iodo for o ânodo (isto é, oxidando-se a ), então
Como
, a reação é espontânea nas condições-padrão:
pode oxidar
em meio ácido.
- Balanceamento passo a passo (muito didático):
- Escrevo as meias-reações em meio ácido:
Redução (permanganato em ácido):
Oxidação (iodeto para iodo) — escrevo primeiro a redução para ver o potencial e depois inverto:
-
Igualo o número de elétrons: o permanganato envolve
elétrons; a oxidação do iodeto envolve elétrons. Mínimo múltiplo comum é . - Multiplico a meia-reação do permanganato por
:
- Multiplico a oxidação do iodeto por
:
- Multiplico a meia-reação do permanganato por
-
Somo as duas meias-reações; os elétrons se cancelam:
-
Verificação rápida: átomos e cargas conferem (Mn:2; I:10; H e O balanceados; carga total esquerda
?? melhor verificar com cuidado: calcular cargas: esquerda: . Direita: . Está consistente). -
Resultado de potencial já calculado:
.
Passo 4
Parte (c) — meio básico: verificar espontaneidade e balancear.
- Critério de espontaneidade: em meio básico a redução do permanganato que dá
tem
A meia-reação do iodo continua com
(essa não depende do pH na forma escrita
). Tomando o permanganato como cátodo e o iodeto como ânodo:
Como
(ainda que pequeno), a reação é levemente espontânea nas condições-padrão em meio básico.
- Balanceamento passo a passo (em meio básico):
- As meias-reações em meio básico:
Redução (permanganato → dióxido de manganês):
Oxidação do iodeto (escrevo a redução e inverto):
-
Igualo elétrons:
elétrons para permanganato, para iodeto → Mínimo múltiplo comum . - Multiplico a meia-reação do permanganato por
:
- Multiplico a oxidação do iodeto por
:
- Multiplico a meia-reação do permanganato por
-
Somo as duas meias-reações; elétrons cancelam:
-
Verificação rápida: checando átomos e cargas (Mn:2; I:6; O e H equilibrados) e cargas: esquerda
; direita . Está correto. -
Resultado de potencial:
(pequeno, mas positivo).
Resposta
(a)
é um oxidante mais forte em meio ácido, porque
é maior que
.\n
(b) Reação balanceada em meio ácido:
(b) Reação balanceada em meio ácido:
(c) Reação balanceada em meio básico: