Um outro oxidante comum em química é o íon
, para o qual
. esta solução poderia ser usada para a titulação por oxirredução do
a
?
Passo 1
O enunciado pergunta se a solução contendo o íon
(com
) poderia ser usada para titular por oxirredução o íon
convertendo-o em
.\n
Informações relevantes dadas e necessárias:
Informações relevantes dadas e necessárias:
É necessário também usar o potencial padrão da meia-reaçao
, que é uma tabela padrão e vale
Pergunta explícita: “Esta solução poderia ser usada para oxidar
a
numa titulação?” (ou seja, se a oxidação é espontânea nas condições padrões ou, na prática, se é adequada para titulação).
Passo 2
Conceito que vamos usar (sem resolver ainda): para saber se um agente oxidante
(aqui
) consegue oxidar um redutor
(aqui
), comparam-se os potenciais padrão das semi-reações de redução. A meia-reação com maior
tende a ser reduzida (agir como cátodo) e a com menor
tende a ser oxidada (agir como ânodo).\n
A regra operacional:
A regra operacional:
Se
, a reação espontânea nas condições-padrão (1,M, 1,atm,
) é favorável no sentido escolhido.
Passo 3
Escrever as meia-reações padrão (na forma de redução) e seus
:
meia-reaçao de redução do dicromato em meio ácido (esta forma é a que aparece nas tabelas):
meia-reaçao de redução do ferro:
Observação didática: cada meia-reação escrita como redução tem seu
. Para que o dicromato oxide o
, o dicromato deve agir como agente oxidante (ser reduzido) e o ferro(II) deve ser oxidado (reagir como ânodo, cioé a meia-reação de ferro deve ser invertida quando montarmos a reação global).
Passo 4
Determinar qual meia-reação será o cátodo (redução) e qual será o ânodo (oxidação). A maior
corresponde à redução preferencial, portanto:\n
- cátodo (redução):
com ;\n - ânodo (oxidação):
(a meia-reação escrita como redução tem , mas para ser ânodo a vamos inverter).
Explicação prática: isso significa que, se juntarmos as soluções (em condições apropriadas), o dicromato tende a receber elétrons (reduzir-se a
) e o
tende a perder elétrons (oxidar-se a
).
Passo 5
Balanceamento em elétrons e montagem da reação global. A redução do dicromato envolve
elétrons; a oxidação de cada
fornece
elétron. Para cancelar elétrons, multiplicamos a meia-reação do ferro por
(lembrando de inverter a meia-reação de ferro para representar oxidação):
meia-reação (redução, cátodo) já escrita:
meia-reação (oxidação, invertida a partir da forma redução):
forma redução: . Invertendo para oxidação:
forma redução:
Multiplicando por
:
Somando as duas meia-reações (os
se cancelam) obtemos a equação global balanceada em meio ácido:
Interpretação prática da estequiometria: 1 mol de
consome 6 mol de
.
Passo 6
Cálculo do potencial padrão de célula e conclusão sobre espontaneidade.
Usando a fórmula
temos
Como
, a reação global é espontânea nas condições padrão no sentido em que o dicromato oxida
a
. Portanto, do ponto de vista termodinâmico, sim, o dicromato pode ser usado como titulante para oxidar
.
Passo 7
Observações experimentais importantes (práticas para titulação — o que você precisa saber na prova/prática):
- Meio ácido: a meia-reação do dicromato envolve
, logo a titulação deve ser feita em meio ácido (usualmente usando ). Não se usa em excesso porque pode ser oxidado a por agentes fortes. - Detecção do ponto de equivalência: em alguns casos a mudança de cor pode ser sutil porque
é laranja enquanto é esverdeado; muitas titulações clássicas com dicromato usam indicadores redox (por exemplo, a fenilamina sulfonada) ou simplesmente notam a cor laranja persistente do excesso de dicromato como sinal de ponto final. Escolha do indicador depende da reação e do intervalo de potencial. - Condições não-padrão: o
real depende de concentrações e do pH (e.g., pela equação de Nernst). Se as concentrações ou o pH forem muito diferentes, o potencial pode mudar; por isso a prática exige controle do meio. - Estequiometria prática: lembrar que 1 mol de
oxida 6 mol de — isso é essencial para calcular a concentração na titulação.
Força motivacional curta: você já tem a parte difícil — entender como comparar potenciais e balancear — o resto é aplicação prática. Vai dar certo!
Resposta
Sim. Em meio ácido a reação é espontânea (
), e a equação balanceada é