( \mathbf{2 , 0} pontos) O ácido hipocloroso ( HClO ) é um forte agente oxidante ( \mathrm{E}^{\circ}=+1,64 \mathrm{~V} ), quando comparado com o ion hipoclorito \left(\mathrm{ClO}^{-}\right)\left(\mathrm{E}^{\circ}=+0,89 \mathrm{~V}\right). Porém, o íon hipoclorito é preferido em relação ao ácido hipocloroso quando é aplicado em saneamento básico. Escreva as reações em meio ácido para o HClO e aquoso para o \mathrm{ClO}^{*}, e justifique sua resposta.

Passo 1

O enunciado dá dois potenciais-padrão e pede que eu escreva as reações (meio ácido para o \mathrm{HClO} e meio aquoso para o \mathrm{ClO^-}) e justifique por que, apesar de o \mathrm{HClO} ser um oxidante mais forte ( E^{\circ}=+1,64\\ \mathrm{V}) que o \mathrm{ClO^-} ( E^{\circ}=+0,89\\ \mathrm{V}), o íon hipoclorito é preferido em saneamento.
Informações relevantes fornecidas:
  • Potencial-padrão de redução para \mathrm{HClO}: E^{\circ}=+1,64\\ \mathrm{V}.
  • Potencial-padrão de redução para \mathrm{ClO^-}: E^{\circ}=+0,89\\ \mathrm{V}.
    O que é pedido:
  • Escrever as reações (metade-reação de redução) adequadas em meio ácido para \mathrm{HClO} e em meio aquoso para \mathrm{ClO^-}.
  • Justificar por que o \mathrm{ClO^-} é preferido em aplicações de saneamento, apesar de ter menor E^\circ.

Passo 2

Primeiro lembrete químico importante (equilíbrio ácido/base):
\mathrm{HClO} \rightleftharpoons \mathrm{H^+} + \mathrm{ClO^-}
O ácido hipocloroso ( \mathrm{HClO}) tem um pK_a da ordem de \sim 7{,}5, ou seja, em solução aquosa neutra/levemente básica parte significativa da espécie existe como \mathrm{ClO^-}. Em pH baixo (meio ácido) predomina \mathrm{HClO}. Esse fato físico-químico vai influenciar qual espécie está presente e qual reação é a relevante.

Passo 3

Escrever e balancear a metade-reação de redução em meio ácido para \mathrm{HClO}.
Queremos reduzir \mathrm{HClO} a cloreto ( \mathrm{Cl^-}). Balanceando átomos e cargas em meio ácido (usando \mathrm{H^+} e \mathrm{H_2O} quando necessário) obtemos:
\mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}.
Verificação rápida:
  • Átomos: Cl (1 = 1), H (1+1 = 2 à esquerda; 2 à direita em \mathrm{H_2O}), O (1=1).
  • Cargas: esquerda 0 + (+1) + (-2) = -1; direita -1 + 0 = -1. Balanceada.
    Interpretação didática: a redução de \mathrm{HClO} consome um próton e dois elétrons, formando água e cloreto. A presença de \mathrm{H^+} facilita a aceitação de elétrons porque o produto (água) é muito estável.

Passo 4

Escrever e balancear a metade-reação de redução em meio aquoso (considerando ambiente neutro/leve básico) para \mathrm{ClO^-}.
Em meio aquoso neutro ou básico é conveniente escrever usando \mathrm{OH^-} e \mathrm{H_2O}. A redução de \mathrm{ClO^-} a \mathrm{Cl^-} é:
\mathrm{ClO^-} + \mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + 2\,\mathrm{OH^-}.
Verificação:
  • Átomos: Cl (1=1), H (2 à esquerda; 2 à direita), O (1+1=2 à esquerda; 2 à direita).
  • Cargas: esquerda -1 + 0 + (-2) = -3; direita -1 + 2\cdot(-1) = -3. Balanceada.
    Interpretação didática: aqui a redução usa água e gera hidróxidos; não consome \mathrm{H^+}, por isso é menos favorecida em termos de potencial de redução que a forma protonada.

Passo 5

Explicação do porquê os potenciais diferem (intuição e Nernst resumido).
  • Observação prática: as duas reações são quimicamente relacionadas; passar de uma forma à outra envolve adicionar/remover prótons. A forma protonada ( \mathrm{HClO}) consome \mathrm{H^+} na redução e forma \mathrm{H_2O}, o que estabiliza o produto e torna a reação de redução termodinamicamente mais favorável — daí o maior E^\circ ( +1{,}64\\ \mathrm{V}).
  • Em termos de Nernst: quando prótons participam da semirreação, o potencial da meia-reação depende do pH. Em geral, aumentar a atividade de \mathrm{H^+} (meio mais ácido) desloca o potencial para valores mais positivos, tornando a espécie um oxidante mais forte. Assim, a presença de \mathrm{H^+} (meio ácido, HClO) aumenta o potencial de redução em relação ao caso em que a espécie é desprotonada ( \mathrm{ClO^-}), explicando +1{,}64\\ \mathrm{V} vs +0{,}89\\ \mathrm{V}.

Passo 6

Justificativa prática: por que, então, em saneamento se prefere usar \mathrm{ClO^-} (hipoclorito) mesmo tendo menor E^\circ?
  • Estabilidade e segurança: soluções de hipoclorito (ex.: \mathrm{NaOCl}) são mais estáveis, fáceis de armazenar e manusear do que liberar/usar um meio ácido que manteria a espécie protonada ( \mathrm{HClO}). \mathrm{HClO} em excesso ou pH muito baixo pode gerar gás cloro ( \mathrm{Cl_2}), que é tóxico e corrosivo.
  • Controle do pH: em instalações de saneamento é comum manter água em pH neutro a ligeiramente alcalino; nisso, a forma predominante é \mathrm{ClO^-}. Mesmo assim, em água de pH neutro parte significativa existe como \mathrm{HClO} (pelo pK_a\sim 7{,}5), e é a fração de \mathrm{HClO} que efetivamente desinfeta melhor (mais penetrante). A escolha do hipoclorito como agente aplicado (fonte de \mathrm{ClO^-}) é um compromisso: fornece atividade desinfetante suficiente, é mais seguro, econômico e menos corrosivo.
  • Resumo prático: \mathrm{HClO} é quimicamente um oxidante mais forte (melhor desinfetante por molécula), mas \mathrm{ClO^-} é preferido por razões de estabilidade, segurança e praticidade operacional no saneamento.

Resposta

\mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}.
\mathrm{ClO^-} + \mathrm{H_2O} + 2\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + 2\,\mathrm{OH^-}.
Justificativa final: \mathrm{HClO} tem maior E^\circ porque a redução consome prótons (meio ácido estabiliza a redução), mas na prática o \mathrm{ClO^-} é preferido em saneamento por ser mais estável, mais seguro e mais fácil de manejar (evita formação de \mathrm{Cl_2}, menor corrosividade e melhor armazenamento).

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