Usando a tabela de potenciais de redução, sugira reagentes químicos adequados para realizar as seguintes transformações e escreva as equações balanceadas para as reações:
redução do \mathrm{I}_{2} a \mathrm{I}^{-}

Passo 1

O que o problema pede: reduzir o reagente molecular \mathrm{I_2} ao ânion iodeto \mathrm{I^-}.
Informações fornecidas (implícitas): queremos reagentes que façam a transferência de elétrons necessária para converter \mathrm{I_2} em \mathrm{I^-}. A redução que ocorre é a aceitação de 2 elétrons por uma molécula de iodo.
Dados relevantes a serem usados (da “tabela de potenciais de redução”): o potencial padrão de redução da meia-reação iodo/iodeto e potenciais padrão de meios redutores usuais (usarei valores padrão conhecidos).

Passo 2

Entendendo a mecânica pelo potencial de redução (mini-aula):
  • A meia-reação de redução do iodo para iodeto é
\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-}
com potencial padrão de redução
E^\circ(\mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}) = +0,535\\ \mathrm{V}.
Isto significa que \mathrm{I_2} é um agente oxidante razoavelmente bom (quer aceitar elétrons).
  • Para que a redução ocorra espontaneamente em um par redox com outro sistema, precisamos de um agente redutor cuja meia-reação de redução tenha potencial padrão menor (mais negativo) que +0,535\\ \mathrm{V}. Na prática: escolhemos uma espécie que, na reação, será oxidada (do tipo \text{X} \rightarrow \text{X}^{n+} + n\,\mathrm{e^-} ).
  • O potencial padrão da célula (espontaneidade) é calculado por
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}},áá
onde o cátodo é a redução (aqui \mathrm{I_2}\to\mathrm{I^-}) e o ânodo é a metade que será oxidada (invertida quando usamos o potencial de redução da tabela).
Vou sugerir reagentes práticos e mostrar como se verifica a espontaneidade usando E^\circ.

Passo 3

Reagente sugerido 1 — metal zinco (redução com metal): explicação e balanço passo a passo.
  • Meia-reações (valores padrão da tabela):
\text{Redução do iodo (catodo):}\qquad \mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-},\quad E^\circ = +0,535\\ \mathrm{V}.çã
\text{Redução do zinco (na tabela):}\qquad \mathrm{Zn^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{Zn},\quad E^\circ = -0,76\\ \mathrm{V}.çã
  • Como usaremos zinco metálico como agente redutor, ele é oxidado (invertemos a segunda meia-reação):
\mathrm{Zn} \rightarrow \mathrm{Zn^{2+}} + 2\,\mathrm{e^-}.
  • Agora somamos as duas meia-reações (os 2\,\mathrm{e^-} cancelam):
\mathrm{I_2} + \mathrm{Zn} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{Zn^{2+}}.
  • Verificação de espontaneidade (potencial da célula):
E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ánodo}} = +0,535 - (-0,76) = +1,295\\ \mathrm{V},áá
positivo, logo a reação é espontânea sob condições-padrão.
  • Observação prática: normalmente em solução aquosa você verá \mathrm{Zn} dissolver-se e formar \mathrm{Zn^{2+}} enquanto \mathrm{I_2} é reduzido a \mathrm{I^-}.

Passo 4

Reagente sugerido 2 — hidrogênio gasoso em meio ácido (redução por \mathrm{H_2}): explicação e balanço.
  • Meia-reações:
\text{Redução do iodo (catodo):}\qquad \mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-},\quad E^\circ = +0,535\\ \mathrm{V}.çã
\text{Redução do íon hidrogênio (padrão):}\qquad 2\,\mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow \mathrm{H_2},\quad E^\circ = 0,00\\ \mathrm{V}.çãíêã
  • Usando \mathrm{H_2} para reduzir \mathrm{I_2} significa que \mathrm{H_2} será oxidado a \mathrm{H^+}; invertendo a segunda meia-reação:
\mathrm{H_2} \rightarrow 2\,\mathrm{H^+} + 2\,\mathrm{e^-}.
  • Soma (elétrons cancelam):
\mathrm{I_2} + \mathrm{H_2} \rightarrow 2\,\mathrm{HI}.
  • Verificação do potencial:
E^\circ_{\text{cel}} = +0,535 - 0,00 = +0,535\\ \mathrm{V},
positivo, então a reação é espontânea em meio ácido.
  • Observação prática: esta reação produz ácido iodídrico \mathrm{HI}. Requer meio ácido (presença de \mathrm{H^+}) para que a formulação faça sentido.

Passo 5

Reagente sugerido 3 — tiossulfato de sódio (método de laboratório, titulações): explicação e equação.
  • Em química analítica, é muito comum reduzir iodo com tiossulfato. A reação iônica redox é:
\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}.
  • Esta equação é balanceada em átomos e cargas; o tiossulfato é oxidado ao tetrationato enquanto o iodo é reduzido a iodeto.
  • Observação: essa escolha é prática (rápida, estequiométrica, muito usada em bromatologia e titulações) e não foi escolhida apenas por comparar E^\circ simples da tabela — a cinética e mecanismo também ajudam no uso em laboratório.

Passo 6

Comentário final e dica para prova (didático e prático):
  • Regra prática para escolher: pegue o potencial padrão de redução do par que você quer reduzir (aqui \mathrm{I_2}/\mathrm{I^-}); escolha um reagente cuja meia-reação de redução tenha E^\circ menor (mais negativo). Inverta essa meia-reação para representá-la como oxidação e some as duas meia-reações, cancelando elétrons. Calcule E^\circ_{\text{cel}} = E^\circ_{\text{cátodo}} - E^\circ_{\text{ânodo}}áâ para checar espontaneidade.
  • Em prova, escreva as duas meias-reações com seus E^\circ, inverta a que vai oxidar, balanceie elétrons, some e escreva a equação global. Não se esqueça de indicar meio (ácido ou básico) quando necessário.
  • Você consegue — respira fundo e aplica esse passo a passo quando aparecer uma questão parecida!

Resposta

\mathrm{I_2} + \mathrm{Zn} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{Zn^{2+}}
\mathrm{I_2} + \mathrm{H_2} \rightarrow 2\,\mathrm{HI}
\mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{S_2O_3^{2-}} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} + \mathrm{S_4O_6^{2-}}

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