O íon permanganato, \mathrm{MnO}_{4}^{-}, é o reagente analítico mais comumente usado nas titulações por oxirredução do ferro. Quais dentre os íons \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-}e \mathrm{Ce}^{3+} podem ser oxidados pelo permanganato em solução ácida?

Passo 1

O enunciado pergunta quais dos íons \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-} e \mathrm{Ce}^{3+} podem ser oxidados pelo íon permanganato \mathrm{MnO}_{4}^{-} em solução ácida. Informação dada e relevante: o agente oxidante é \mathrm{MnO}_{4}^{-} em meio ácido; os candidatos a serem oxidados são \mathrm{Fe}^{2+}, \mathrm{Cl}^{-} e \mathrm{Ce}^{3+}. A tarefa é decidir, para cada um deles, se a oxidação por \mathrm{MnO}_{4}^{-} é termodinamicamente favorável.

Passo 2

Conceito que vamos usar (aula rápida e prática): a espontaneidade de uma reação redox entre um oxidante A e um redutor B pode ser verificada pelos potenciais padrão de redução. Para duas semi-reações:
\text{(redução do oxidante): } A + ne^- \to A_{\text{red}},\quad E^\circ_{\text{red},A}çã
\text{(redução do par do redutor): } B^+ + ne^- \to B,\quad E^\circ_{\text{red},B}çã
a diferença de potencial padrão é
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red},A} - E^\circ_{\text{red},B}.
Se E^\circ_{\text{cel}}>0 a reação \text{(oxidante)} + \text{(redutor)} \to produtos é termodinamicamente favorável (espontânea) sob condições padrão. Em palavras simples: um oxidante só oxida um reductor se o potencial de redução do oxidante for maior que o potencial de redução do par que será oxidado.

Passo 3

Escrevendo a semi-reação do permanganato em meio ácido (esta é a forma usada em titulações com \mathrm{MnO}_{4}^{-}):
\mathrm{MnO}_{4}^{-} + 8H^{+} + 5e^{-} \to \mathrm{Mn}^{2+} + 4H_{2}O,\quad E^\circ_{\text{red}} = +1{,}51\\ \mathrm{V}.
Explicação: esse E^\circ é o potencial padrão de redução do par \mathrm{MnO}_4^-/\mathrm{Mn}^{2+} em meio ácido. É o número que vamos comparar com os potenciais de redução dos outros pares.

Passo 4

Agora os pares redução/oxidação dos candidatos (escrevo a forma redução e o E^\circ_{\text{red}} associado):
\mathrm{Fe}^{3+} + e^{-} \to \mathrm{Fe}^{2+},\quad E^\circ_{\text{red}} = +0{,}77\\ \mathrm{V}.
\mathrm{Cl}_{2} + 2e^{-} \to 2\mathrm{Cl}^{-},\quad E^\circ_{\text{red}} = +1{,}36\\ \mathrm{V}.
\mathrm{Ce}^{4+} + e^{-} \to \mathrm{Ce}^{3+},\quad E^\circ_{\text{red}} = +1{,}61\\ \mathrm{V}.
Significado: nesses pares, o valor indicado é a tendência de cada espécie a ser reduzida (receber elétrons). Para saber se \mathrm{MnO}_4^- consegue oxidar \mathrm{Fe}^{2+}, por exemplo, comparamos +1{,}51\\ \mathrm{V} (permanganato) com +0{,}77\\ \mathrm{V} (Fe3+/Fe2+).

Passo 5

Comparações numéricas e interpretação (vamos calcular E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{red}}(\mathrm{MnO}_4^-) - E^\circ_{\text{red}}(\text{par do candidato})):
Para \mathrm{Fe}^{2+}:
E^\circ_{\text{cel}} = +1{,}51 - (+0{,}77) = +0{,}74\\ \mathrm{V} > 0.
Interpretação: positivo → espontâneo. Logo \mathrm{MnO}_{4}^{-} pode oxidar \mathrm{Fe}^{2+} a \mathrm{Fe}^{3+}. A reação balanceada (fazendo casar elétrons: permanganato consome 5 e^- e cada \mathrm{Fe}^{2+} fornece 1 e^-) é:
5\,\mathrm{Fe}^{2+} + \mathrm{MnO}_{4}^{-} + 8H^{+} \to 5\,\mathrm{Fe}^{3+} + \mathrm{Mn}^{2+} + 4H_{2}O.

Passo 6

Para \mathrm{Cl}^{-}:
E^\circ_{\text{cel}} = +1{,}51 - (+1{,}36) = +0{,}15\\ \mathrm{V} > 0.
Interpretação: também positivo (embora menor), então termodinamicamente \mathrm{MnO}_{4}^{-} pode oxidar \mathrm{Cl}^{-} a \mathrm{Cl}_{2} em meio ácido. A reação global, balanceando elétrons (usar 10 e^- como mínimo comum), fica por exemplo:
2\,\mathrm{MnO}_{4}^{-} + 16H^{+} + 10\,\mathrm{Cl}^{-} \to 2\,\mathrm{Mn}^{2+} + 8H_{2}O + 5\,\mathrm{Cl}_{2}.
Obs importante (prática de laboratório): embora termodinâmico favorável, a oxidação de \mathrm{Cl}^{-} por permanganato pode depender de condições (concentração, acidez, temperatura) e o produto pode ser \mathrm{Cl}_{2} ou espécies oxigenadas (HOCl) dependendo do pH. Mas termodinâmica diz que é possível.

Passo 7

Para \mathrm{Ce}^{3+}:
E^\circ_{\text{cel}} = +1{,}51 - (+1{,}61) = -0{,}10\\ \mathrm{V} < 0.
Interpretação: negativo → não espontâneo nas condições padrão. Isso significa que \mathrm{MnO}_{4}^{-} em solução ácida NÃO consegue oxidar termodinamicamente \mathrm{Ce}^{3+} a \mathrm{Ce}^{4+}; na verdade o par \mathrm{Ce}^{4+}/\mathrm{Ce}^{3+} é um oxidante mais forte que o permanganato aqui, então seria o contrário (ce4+ oxidaria feixes com menor potencial). Portanto \mathrm{Ce}^{3+} não é oxidado por \mathrm{MnO}_{4}^{-} sob condições padrão.

Passo 8

Recapitulando de forma prática e te dando um empurrãozinho: para decidir rápido numa prova, memorize ou consulte os potenciais padrão e compare com a regra “oxidador consegue oxidar quem tem potencial de redução menor que o seu”. Aqui +1{,}51\\ \mathrm{V} do permanganato é maior que os de \mathrm{Fe}^{3+}/\mathrm{Fe}^{2+} e \mathrm{Cl}_{2}/\mathrm{Cl}^{-}, por isso \mathrm{Fe}^{2+} e \mathrm{Cl}^{-} são oxidáveis; é menor que +1{,}61\\ \mathrm{V} do par \mathrm{Ce}^{4+}/\mathrm{Ce}^{3+}, por isso \mathrm{Ce}^{3+} não é oxidado.

Resposta

\mathrm{Fe}^{2+}: pode ser oxidado pela \mathrm{MnO}_{4}^{-}.
\mathrm{Cl}^{-}: pode ser oxidado pela \mathrm{MnO}_{4}^{-}.
\mathrm{Ce}^{3+}: não pode ser oxidado pela \mathrm{MnO}_{4}^{-}.

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