- O gás cloro pode oxidar água a gás oxigênio sob condições padrão em solução básica?
Passo 1
O que o enunciado pergunta: “O gás cloro pode oxidar água a gás oxigênio sob condições padrão em solução básica?”
Informações dadas (implícitas na pergunta): temos gás , solução básica (logo as espécies relevantes são
e
), e “condições padrão” (pressão de gases
, concentrações
, temperatura
).
O que preciso verificar: se a reação de redução do combinada com a oxidação da água (ou de
em meio básico) é espontânea sob essas condições padrão — ou seja, calcular o potencial da célula padrão e ver se é positivo. Não vou assumir nada; vou listar as semi-reações relevantes e seus potenciais padronizados e calcular.
Informações dadas (implícitas na pergunta): temos gás
O que preciso verificar: se a reação de redução do
Passo 2
Anotar as semi-reações relevantes em meio básico com seus potenciais padrão (valores tabulados usados em química geral). Vou explicar o que cada coisa significa.
- Semi-reação de redução do cloro (gás) a íon cloreto:
Explicação:
é o potencial padrão de redução medido em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio; valor positivo indica que
é um bom agente oxidante (tende a ser reduzido a
).
- Semi-reação de redução do oxigênio em meio básico (forma equivalente ao par
):
Explicação: esta é a semi-reação de redução do oxigênio em meio básico; o valor
é a potencial padrão para esse par (note que em meio ácido o par
tem
, mas em básico a forma apropriada envolve
e dá
).
Observação pedagógica: para saber se
pode oxidar
(i.e. oxidar água a
), eu vou usar o potencial padrão de redução do
e comparar com o do
. A regra prática: se o potencial de redução do oxidante (aqui
) for maior do que o potencial de redução da espécie a ser reduzida (aqui
no sentido de ser reduzido), então a reação espontânea que reduz
pode oxidar a outra espécie. Mais formalmente:
; se
então a reação é espontânea.
Passo 3
Montar e igualar elétrons para a reação que corresponde a “
reduzindo e
sendo oxidado a
”.
As semi-reações (escritas como reduções) são:
Para combinar, multiplicamos (1) por 2 para ter 4 elétrons:
Agora a reação global (soma da redução do cloro e da oxidação do
— que é a inversa da (2)) é:
Verificação rápida de balanço: átomos de Cl, O e H e cargas estão balanceadas (faça em casa: Cl 4/4, H 4/4, O 4/4, carga total −4/−4).
Passo 4
Calcular o potencial padrão da célula para essa reação.
Usamos a fórmula
Usamos a fórmula
Aqui o cátodo (redução) é o par
com
. A anódica (a ser oxidada) é a inversa da redução do oxigênio; usamos portanto
. Então
Interpretação:
significa que, termodinamicamente, a reação é espontânea em condições padrão — isto é,
tem energia suficiente para oxidar
e produzir
.
Extra didático (energia livre): a variação de energia livre padrão está relacionada por
onde
é o número de elétrons trocados (aqui
) e
é a constante de Faraday (
). Assim
Significa que a reação é fortemente exergônica sob padrão.
Passo 5
Comparar com a reação que realmente costuma ocorrer na prática: a hidrólise/disproporcionação do cloro em solução básica, que dá hipoclorito (
) e cloreto (
). A semi-reação relevante (redução do hipoclorito a cloreto em meio básico) tem potencial padrão aproximadamente
Se combinarmos uma redução de
e a oxidação correspondente que leva a
(i.e. disproportionação do cloro), o
resultante é
positivo também, então a formação de
e
é termodinamicamente favorável. Em termos de espontaneidade termodinâmica há várias reações possíveis, todas com
, mas com magnitudes diferentes.
Passo 6
Motivo prático / cinético: apesar de a oxidação de
a
por
ser termodynamicamente favorável (
), na prática o
reage rapidamente com água/
formando
e
(hipoclorito) por via de mecanismo mais fácil (menor barreira de ativação). A produção de
exige transferência concertada de 4 elétrons e geralmente maiores barreiras cinéticas (e sobrepotenciais), por isso raramente se observa evolução de
simplesmente ao borbulhar
em água básica. Em suma:
- Termodinâmica: permite formação de
. - Cinética/prática: prefere-se a formação de hipoclorito; não se vê, na prática comum, geração de oxigênio.
Passo 7
Resumo didático final e dica para prova: para decidir se um agente oxida outra espécie em condições padrão, compare os potenciais padrão de redução e calcule
. Se for positivo, a reação é termodinamicamente favorável. Mas lembre-se sempre de comentar sobre cinética quando a pergunta envolver “o que acontece na prática”; uma reação termodinâmica favorável pode não ocorrer se for cineticamente barrada e existir um caminho alternativo mais rápido (como aqui, formação de
).
Resposta
Termodinamicamente sim:
(reação espontânea sob padrão), portanto
pode oxidar
a
sob condições padrão.
Na prática, não é observado livre porque a reação cineticamente favorecida é a formação de
e
(hipoclorito).
Na prática, não é observado