( 2,0 pontos) Para determinar o teor de hipoclorito de sódio e cloro ativo da água sanitária é utilizada a iodometria. Em essência, o hipoclorito de sódio presente na amostra reage com o iodeto em excesso para formar \mathrm{I}_{2} que é titulado com uma solução padrão de tiocianato de sódio. Com base na informação a seguir, escreva as semi-reações e reações redox globais balanceadas de cada processo (reação de formação de iodo e titulação do iodo formado).
E_{\mathrm{HClO} / \mathrm{Cl}^{-}}^{\circ}=+1,490 \mathrm{~V} ; E_{I_{2} / I^{-}}^{\circ}=+0,615 \mathrm{~V} ; E_{S_{4} \mathrm{O}_{6}{ }^{2-} / S_{2} \mathrm{O}_{3}{ }^{2-}}=+0,080 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pede duas coisas, para cada processo: (a) escrever as semi-reações (meio-reações) e (b) escrever a reação redox global balanceada. As duas etapas do procedimento são:
  1. Formação do iodo a partir do hipoclorito + iodeto (iodeto é oxidado a \mathrm{I_2} e o hipoclorito é reduzido).
  2. Titulação do iodo formado com tiodionato/tiossulfato (o \mathrm{I_2} é reduzido por \mathrm{S_2O_3^{2-}} que se oxida a \mathrm{S_4O_6^{2-}}).
Informações dadas (vou listar exatamente como no enunciado):
E^\circ_{\mathrm{HClO}/\mathrm{Cl^-}}=+1{,}490\\ \mathrm{V}
E^\circ_{\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}}=+0{,}615\\ \mathrm{V}
E^\circ_{\mathrm{S_4O_6^{2-}}/\mathrm{S_2O_3^{2-}}}=+0{,}080\\ \mathrm{V}
Observação: não vou resolver nada neste passo além de enumerar o que foi pedido e as informações relevantes.

Passo 2

Entendendo como montar semi-reações (aula rápida e prática).
  • Uma semi-reação de redução descreve ganho de elétrons; sua forma padrão (dada pela tabela de potenciais) normalmente é escrita como redução. Ex.: \mathrm{I_2} + 2e^- \rightarrow 2\mathrm{I^-}.
  • Para montar a semi-reação de redução (quando houver H e O envolvidos) usamos prótons \mathrm{H^+} e água \mathrm{H_2O} para balancear H e O, e depois balanceamos carga com elétrons.
  • A semi-reação de oxidação é simplesmente a semi-reação de redução escrita no sentido inverso (os elétrons aparecem do lado dos produtos).
Agora aplicamos isso aos pares dados.
Pair 1: \mathrm{HClO}/\mathrm{Cl^-}. A forma de redução compatível é (balanceando H e O com \mathrm{H^+} e \mathrm{H_2O}):
\mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}
Verificação rápida: átomos (Cl:1, H:2, O:1) e carga (esquerda: 0+1-2=-1; direita: -1) estão balanceados.
Pair 2: \mathrm{I_2}/\mathrm{I^-} (forma de redução já conhecida):
\mathrm{I_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{I^-}

Passo 3

Montando a reação global para a formação de \mathrm{I_2}.
Escolhemos qual meia-reação será redução (cátodo) e qual será oxidação (ânodo) pela conveniência das potencias padrão: a semi-reação com maior E^\circ como redução é a que ocorrerá como redução espontânea. Aqui E^\circ_{\mathrm{HClO}/\mathrm{Cl^-}}=+1{,}490\\ \mathrm{V} é maior que E^\circ_{\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}}=+0{,}615\\ \mathrm{V}, então HClO é o agente oxidante (reduz-se) e o iodeto se oxida.
Escrevemos a oxidação do iodeto invertendo a semi-reação de redução:
2\,\mathrm{I^-} \rightarrow \mathrm{I_2} + 2\,e^-
Agora somamos a semi-reação de redução de \mathrm{HClO} com a de oxidação de \mathrm{I^-}. Como ambas envolvem 2\,e^-, os elétrons se cancelam diretamente.
Somando:
\mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{I^-} \rightarrow \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O} + \mathrm{I_2}
Verificação final de balanço:
  • Cl: 1 ambos lados.
  • I: 2 ambos lados ( 2\,\mathrm{I^-} \mathrm{I_2}).
  • H: 2 (um de \mathrm{HClO} + um de \mathrm{H^+}) → \mathrm{H_2O} tem 2.
  • O: 1 → 1.
  • Carga: esquerda 0+1-2=-1; direita -1+0+0=-1. OK.
Também é útil calcular E^\circ_{cell} para confirmar espontaneidade:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\text{catodo}} - E^\circ_{\text{anodo}} = 1{,}490 - 0{,}615 = +0{,}875\\ \mathrm{V},
positivo ⇒ reação espontânea no sentido escrito.

Passo 4

Agora a titulação: o reagente titulante é geralmente tiossulfato \mathrm{S_2O_3^{2-}} que reduz \mathrm{I_2} a \mathrm{I^-} e se oxida a tetrationato \mathrm{S_4O_6^{2-}}.
A semi-reação de redução do iodo (já conhecida) é:
\mathrm{I_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{I^-}
A semi-reação de redução fornecida no enunciado para o par \mathrm{S_4O_6^{2-}}/\mathrm{S_2O_3^{2-}} é:
\mathrm{S_4O_6^{2-}} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}}
Para obter a oxidação do tiossulfato (o que ocorre na titulação) invertemos essa equação:
2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow \mathrm{S_4O_6^{2-}} + 2\,e^-
Ambas as semi-reações têm 2\,e^-, então podemos somar diretamente.
Somando:
\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}
Verificação:
  • I: 2 ↔ 2
  • S: 2\times 2=4 átomos de S à esquerda ↔ 4 à direita (no tetrationato)
  • O: 2\times 3=6 à esquerda ↔ 6 à direita
  • Carga: esquerda 0 + 2(-2) = -4; direita 2(-1) + (-2) = -4. OK.
Calculemos E^\circ_{cell}:
E^\circ_{\text{cell}} = E^\circ_{\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}} - E^\circ_{\mathrm{S_4O_6^{2-}}/\mathrm{S_2O_3^{2-}}} = 0{,}615 - 0{,}080 = +0{,}535\\ \mathrm{V},
positivo ⇒ titulação é espontânea no sentido escrito.

Passo 5

Interpretação prática (como usar na prova):
  • Para determinar quanto hipoclorito havia: primeiro convertemos todo \mathrm{ClO^-} (após acidificação vira \mathrm{HClO}) que oxida iodeto formando \mathrm{I_2} segundo a reação obtida. Conte quantos mols de \mathrm{I_2} se formam por mol de \mathrm{HClO} (veja a estequiometria na reação global).
  • Na titulação, cada mol de \mathrm{I_2} consome 2 mols de \mathrm{S_2O_3^{2-}}. Assim, a concentração/volume da solução padrão de tiossulfato dá diretamente o número de mols de \mathrm{I_2} e daí, pela estequiometria, o teor de hipoclorito.
  • Em resumo: memorize as duas equações globais e as razões molares: 1 mol \mathrm{HClO} → 1 mol \mathrm{I_2} (pela equação que obtivemos) e 1 mol \mathrm{I_2} ↔ 2 mol \mathrm{S_2O_3^{2-}}.

Resposta

\text{Formação do iodo - semi-reações:}çãçõ
\mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} + 2\,e^- \rightarrow \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}
2\,\mathrm{I^-} \rightarrow \mathrm{I_2} + 2\,e^-
\text{Formação do iodo - reação global:}çãçã
2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{HClO} + \mathrm{H^+} \rightarrow \mathrm{I_2} + \mathrm{Cl^-} + \mathrm{H_2O}
\text{Titulação (tiossulfato) - semi-reações:}çãçõ
\mathrm{I_2} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{I^-}
\mathrm{S_4O_6^{2-}} + 2\,e^- \rightarrow 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}}
\text{(invertendo para oxidação do tiossulfato:) } 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow \mathrm{S_4O_6^{2-}} + 2\,e^-çã
\text{Titulação - reação global:}çãçã
\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}

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