a) Escreva as semirreações correspondentes à redução do \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2} em meio ácido e meio básico;
b) Em qual destes meios o peróxido de hidrogênio seria um redutor mais forte?

Passo 1

O enunciado pede as semirreações de redução do \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 em meio ácido e em meio básico, e em seguida comparar em qual meio o peróxido de hidrogênio atua como redutor mais forte. Para isso, vamos usar o procedimento de balanceamento em meio ácido (balançar oxigênios com \mathrm{H}_2\mathrm{O}, hidrogênios com \mathrm{H}^+ e carga com elétrons) e em meio básico (adicionar \mathrm{OH}^- e \mathrm{H}_2\mathrm{O}), além de consultar os potenciais-padrão de redução.

Passo 2

Semirreação de redução em meio ácido.
  1. Escrevo a espécie que quero reduzir: \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2.
  2. Balanceio os átomos de O com \mathrm{H}_2\mathrm{O}: sobra 2 oxigênios no lado dos reagentes, então coloco 2 \mathrm{H}_2\mathrm{O} no produto.
  3. Balanceio os hidrogênios com \mathrm{H}^+: nos produtos há 2\times2=4 H, então adiciono 4 \mathrm{H}^+ no reagente.
  4. Ajusto a carga com elétrons: o lado do reagente tem carga +4, o produto é neutro, então adiciono 4 e^- ao reagente? Na verdade queremos redução (ganho de elétrons), logo coloco 2 e^- no lado dos reagentes para que fique balanço correto de carga entre reagentes ( +2) e produtos (0).
    O resultado final é
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\,\mathrm{H}^+ + 2\,e^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}.

Passo 3

Semirreação de redução em meio básico.
  1. Parto da forma ácida balanceada e adiciono 2 \mathrm{OH}^- a ambos os lados para eliminar \mathrm{H}^+.
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\,\mathrm{H}^+ + 2\,e^- + 2\,\mathrm{OH}^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O} + 2\,\mathrm{OH}^-.
  1. Combino \mathrm{H}^+ com \mathrm{OH}^- para formar água e simplifico o que for igual em ambos os lados.
\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\,e^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{OH}^-.

Passo 4

Comparando os potenciais-padrão de redução (em tabelas): \mathrm{E}^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2/\mathrm{H}_2\mathrm{O},\;\text{ácido}) \approx +1,78\mathrm{V} \mathrm{E}^\circ(\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2/\mathrm{OH}^-,\;\text{básico}) \approx +0,88\mathrm{V}áá
Como a força de um agente redutor cresce quando o seu potencial de redução padrão é menor (isto é, a reação inversa de oxidação fica mais favorável), o \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 atua como redutor mais forte em meio básico.

Resposta

a)
\text{Meio ácido:}\quad \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\,\mathrm{H}^+ + 2\,e^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{H}_2\mathrm{O}á
\text{Meio básico:}\quad \mathrm{H}_2\mathrm{O}_2 + 2\,e^- \;\longrightarrow\; 2\,\mathrm{OH}^-á
b) Em meio básico.

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