1- ( 1,0 pontos) O ion perclorato é um agente oxidante mais forte em \mathrm{pH} 0,0 ou \mathrm{em} \mathrm{pH} 14,00 ? Justifique sua resposta.
\mathrm{ClO}_{4}+2 \mathrm{H}^{+}+2 \mathrm{e} \rightleftharpoons \mathrm{ClO}_{3}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \quad \mathrm{E}^{6}=1,19 \mathrm{~V}

Passo 1

O enunciado pergunta em qual pH o íon perclorato é um agente oxidante mais forte: em \mathrm{pH}\\\ 0{,}0 ou em \mathrm{pH}\\\ 14{,}00.
Dados fornecidos: a meia-reação
\mathrm{ClO}_{4}+2\mathrm{H}^{+}+2\mathrm{e}^{-}\rightleftharpoons \mathrm{ClO}_{3}+\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}
e o potencial padrão indicado \;E^\circ=1,19\\ \mathrm{V}.
Vou comparar os potenciais de redução nessa meia-reação em \mathrm{pH}\\\ 0{,}0 e em \mathrm{pH}\\\ 14{,}00 para saber onde o perclorato tem maior tendência a ser reduzido (ou seja, é um oxidante mais forte). Assumo condições padrão para as espécies aquosas diferentes de \mathrm{H}^+ (por exemplo, [\mathrm{ClO}_4]=[\mathrm{ClO}_3]=1\\ \mathrm{M}), que é a forma usual de comparar potenciais via Nernst.

Passo 2

Conceito importante (explicado sem pressa): um agente oxidante é algo que ganha elétrons — isto é, sofre redução. Quanto mais positivo for o potencial de redução E da meia-reação, maior a tendência desse par ser reduzido e, portanto, mais forte é o agente oxidante. Então, para decidir onde o perclorato é mais forte, basta comparar o valor de E nos dois pHs: o maior E indica o pH em que o perclorato é um oxidante mais potente.

Passo 3

Ferramenta matemática: a equação de Nernst relaciona o potencial em condições reais com o potencial padrão. A forma prática à 25^\circ\mathrm{C} é
E = E^\circ - \frac{0,05916}{n}\log_{10} Q,
onde:
  • E é o potencial de redução nas condições dadas;
  • E^\circ é o potencial padrão (aqui 1,19\\ \mathrm{V});
  • n é o número de elétrons trocados na meia-reação (aqui n=2);
  • Q é o quociente de reação construído com atividades (aqui aproximadas por concentrações).
Para a meia-reação dada,
Q=\frac{[\mathrm{ClO}_3]}{[\mathrm{ClO}_4][\mathrm{H}^+]^{2}},
pois a água é solvente (atividade \approx 1) e aparecem \mathrm{ClO}_3 no numerador e \mathrm{ClO}_4 e \mathrm{H}^+ no denominador.

Passo 4

Para comparar os dois pHs de forma simples, tomo [\mathrm{ClO}_3]=[\mathrm{ClO}_4]=1\\ \mathrm{M} (estado padrão para esses íons), então
Q=\frac{1}{1\cdot[\mathrm{H}^+]^{2}}=\frac{1}{[\mathrm{H}^+]^{2}}.
Usando logaritmos:
\log_{10}Q=\log_{10}\!\left(\frac{1}{[\mathrm{H}^+]^{2}}\right)= -\log_{10}([\mathrm{H}^+]^{2})=-2\log_{10}[\mathrm{H}^+].
Como por definição \log_{10}[\mathrm{H}^+] = -\mathrm{pH}, obtemos
\log_{10}Q = -2(-\mathrm{pH}) = 2\,\mathrm{pH}.

Passo 5

Substituindo \log_{10}Q=2\,\mathrm{pH} na equação de Nernst:
E = E^\circ - \frac{0,05916}{n}\cdot(2\,\mathrm{pH}).
Com n=2 o fator \tfrac{0,05916}{2}\cdot 2 simplifica, ficando
E = E^\circ - 0,05916\cdot\mathrm{pH}.
Isto mostra que o potencial de redução cai linearmente com o aumento do pH, com declive 0,05916\\ \mathrm{V} por unidade de pH.

Passo 6

Agora calculo numericamente os dois casos:
  • Para \mathrm{pH}=0{,}0:
E(\mathrm{pH}\\\ 0{,}0)=1,19-0,05916\cdot 0 = 1,19\\ \mathrm{V}.
  • Para \mathrm{pH}=14{,}00:
E(\mathrm{pH}\\\ 14{,}00)=1,19-0,05916\cdot 14 = 1,19-0,82824 = 0,36176\\ \mathrm{V}\approx 0,36\\ \mathrm{V}.

Passo 7

Interpretação final (motivação física curta): como a meia-reação consome \mathrm{H}^+, um meio mais ácido (maior [\mathrm{H}^+], menor pH) facilita a redução, aumentando o potencial. Portanto o perclorato tem maior tendência a ser reduzido — isto é, é um agente oxidante mais forte — em meio ácido (pH baixo).

Resposta

Em \mathrm{pH}\\\ 0{,}0 — o íon perclorato é um agente oxidante mais forte ( E(\mathrm{pH}\\\ 0{,}0)=1,19\\ \mathrm{V} contra E(\mathrm{pH}\\\ 14{,}00)\approx 0,36\\ \mathrm{V}).

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