Faça o balanceamento da seguinte equação. Indique o catodo, anodo, agente de oxidação e de redução.
\quad \mathbf{I O}_{\mathbf{3}_{(\mathbf{a q})}^{-}}^{-}\left|\mathbf{I}_{\mathbf{2}_{(\mathbf{s})}} \mathbf{e ~ C l O}_{\mathbf{3}_{(\mathbf{a q})}^{-}}^{-}\\right| \mathbf{C l}_{\mathbf{2}_{(\mathbf{g})}} (meio ácido)

Passo 1

O que o enunciado pede:
  • Fazer o balanceamento da equação/reação associada à célula representada por \mathrm{IO_3^- (aq)} \mid \mathrm{I_2 (s)} \; e \; \mathrm{ClO_3^- (aq)} \mid \mathrm{Cl_2 (g)} (meio ácido).
  • Indicar o cátodo, o ânodo, o agente oxidante e o agente redutor.
Informações dadas (peguei-os diretamente do enunciado):
  • Espécies presentes: \mathrm{IO_3^- (aq)}, \mathrm{I_2 (s)}, \mathrm{ClO_3^- (aq)} e \mathrm{Cl_2 (g)}.
  • Meio: ácido.

Passo 2

Determinar estados de oxidação dos elementos relevantes para prever quem é oxidado e quem é reduzido.
Regra rápida: em um íon poliatômico típico, o oxigênio tem estado de oxidação -2. No íon \mathrm{IO_3^-} há três oxigênios: soma dos oxidações é 3\times(-2)=-6. O íon tem carga -1, logo o iodo deve ter estado x tal que x-6=-1\Rightarrow x=+5. Portanto:
  • Estado de oxidação do iodo em \mathrm{IO_3^-} é +5.
  • Estado de oxidação do iodo em \mathrm{I_2} é 0 (elemento simples).
Para cloro em \mathrm{ClO_3^-}:
  • Cada oxigênio é -2, soma -6. O íon tem carga -1, então x-6=-1\Rightarrow x=+5.
  • Estado de oxidação do cloro em \mathrm{ClO_3^-} é +5.
  • Em \mathrm{Cl_2} o cloro tem estado 0.
Conclusão rápida: tanto iodo quanto cloro estão em +5 nos respectivos oxiânions e em 0 nas formas moleculares. Portanto, as transformações possíveis são:
  • \mathrm{I_2(0)} \leftrightarrow \mathrm{IO_3^- (+5)}
  • \mathrm{Cl_2(0)} \leftrightarrow \mathrm{ClO_3^- (+5)}
No sentido de oxidação/redução, passar de 0 para +5 significa perda de elétrons (oxidação); passar de +5 para 0 significa ganho de elétrons (redução).

Passo 3

Interpretar a notação da célula e decidir as semi-reações (quem é oxidado e quem é reduzido).
Na notação de célula eletroquímica o lado esquerdo normalmente representa o ânodo (onde ocorre oxidação) e o lado direito o cátodo (onde ocorre redução). O enunciado deu a célula como
\mathrm{IO_3^- (aq)} \mid \mathrm{I_2 (s)} \; e \; \mathrm{ClO_3^- (aq)} \mid \mathrm{Cl_2 (g)}.
Portanto:
  • Ânodo (oxidação): sistema iodíneo \mathrm{I_2 \to IO_3^-} (iodo é oxidado).
  • Cátodo (redução): sistema clorato/cloro \mathrm{ClO_3^- \to Cl_2} (cloro é reduzido).
Vou agora balancear as duas semi-reações em meio ácido por método padrão (balancear átomos de elemento, O com \mathrm{H_2O}, H com \mathrm{H^+} e carga com elétrons).

Passo 4

Balanceando a semi-reação de oxidação: \mathrm{I_2 \to IO_3^-}.
  1. Balancear iodo:
\mathrm{I_2 \to 2\,IO_3^-}
(agora há 2 átomos de I em cada lado).
  1. Balancear oxigênios adicionando água:
    Direita tem 2\times3=6 O, então adicionar 6 moléculas de água ao lado esquerdo:
\mathrm{6\,H_2O + I_2 \to 2\,IO_3^-}
  1. Balancear hidrogênios adicionando prótons ( \mathrm{H^+}):
    Esquerda tem 6\times2=12 H, então colocar 12\,\mathrm{H^+} à direita:
\mathrm{6\,H_2O + I_2 \to 2\,IO_3^- + 12\,H^+}
  1. Balancear cargas com elétrons:
  • Carga do lado esquerdo: 0.
  • Carga do lado direito: 2\times(-1)+12\times(+1) = -2 +12 = +10.
    Para igualar, é necessário que o lado direito ganhe 10 elétrons (ou que o lado esquerdo perca 10 elétrons). Coloca-se 10\,\mathrm{e^-} no lado direito:
\mathrm{6\,H_2O + I_2 \to 2\,IO_3^- + 12\,H^+ + 10\,e^-}
Isto descreve a oxidação (produção de elétrons).

Passo 5

Balanceando a semi-reação de redução: \mathrm{ClO_3^- \to Cl_2}.
  1. Balancear cloro:
\mathrm{2\,ClO_3^- \to Cl_2}
(agora 2 átomos Cl em cada lado).
  1. Balancear oxigênios adicionando água:
    Direita tem 0 O, esquerda tem 2\times3=6 O, então colocar 6\,\mathrm{H_2O} no lado direito:
\mathrm{2\,ClO_3^- \to Cl_2 + 6\,H_2O}
  1. Balancear hidrogênios adicionando prótons ( \mathrm{H^+}):
    Direita tem 6\times2=12 H, então colocar 12\,\mathrm{H^+} no lado esquerdo:
\mathrm{12\,H^+ + 2\,ClO_3^- \to Cl_2 + 6\,H_2O}
  1. Balancear cargas com elétrons:
  • Carga do lado esquerdo: 12\times(+1) + 2\times(-1) = +12 -2 = +10.
  • Lado direito: carga 0.
    Para neutralizar, adicionar 10\,\mathrm{e^-} ao lado esquerdo (elétrons consumidos na redução):
\mathrm{10\,e^- + 12\,H^+ + 2\,ClO_3^- \to Cl_2 + 6\,H_2O}

Passo 6

Combinar as duas semi-reações de modo que elétrons se cancelem.
Semi-reações obtidas:
\mathrm{6\,H_2O + I_2 \to 2\,IO_3^- + 12\,H^+ + 10\,e^-}
\mathrm{10\,e^- + 12\,H^+ + 2\,ClO_3^- \to Cl_2 + 6\,H_2O}
Somando as duas equações, os 10\,\mathrm{e^-} se cancelam e os 12\,\mathrm{H^+} e 6\,\mathrm{H_2O} também se cancelam (aparecem em lados opostos). Fazendo a soma e simplificando, sobra:
\mathrm{I_2 + 2\,ClO_3^- \to 2\,IO_3^- + Cl_2}
Este é o balanço final: verificação rápida por átomos e carga:
  • I: 2 à esquerda (em \mathrm{I_2}), 2 à direita (em 2\,\mathrm{IO_3^-}).
  • Cl: 2 à esquerda (em 2\,\mathrm{ClO_3^-}), 2 à direita (em \mathrm{Cl_2}).
  • O: 2\times3=6 à esquerda, 2\times3=6 à direita.
  • Cargas: esquerda 2\times(-1) = -2, direita 2\times(-1) = -2. Carga total conservada.

Passo 7

Identificar ânodo, cátodo, agente oxidante e agente redutor com base nas semi-reações:
  • Ânodo (local da oxidação): eletrodo onde \mathrm{I_2} é oxidado a \mathrm{IO_3^-}. Logo o ânodo corresponde ao sistema iodíneo \mathrm{I_2 / IO_3^-}.
  • Cátodo (local da redução): eletrodo onde \mathrm{ClO_3^-} é reduzido a \mathrm{Cl_2}. Logo o cátodo corresponde ao sistema clorato/cloro \mathrm{ClO_3^- / Cl_2}.
Agentes:
  • Agente oxidante = espécie que sofre redução (aceita elétrons). Aqui é \mathrm{ClO_3^-} (ele é reduzido a \mathrm{Cl_2}), portanto \mathrm{ClO_3^-} é o agente oxidante.
  • Agente redutor = espécie que sofre oxidação (doa elétrons). Aqui é \mathrm{I_2} (ele é oxidado a \mathrm{IO_3^-}), portanto \mathrm{I_2} é o agente redutor.

Resposta

\mathrm{I_2 (s) + 2\,ClO_3^- (aq) \to 2\,IO_3^- (aq) + Cl_2 (g)}
Cátodo: \mathrm{ClO_3^- / Cl_2}
Ânodo: \mathrm{I_2 / IO_3^-}
Agente oxidante: \mathrm{ClO_3^-}
Agente redutor: \mathrm{I_2}

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