Usando os valores de potenciais-padrão, preveja quais das espécies seguintes serão oxidadas pelos íons hipoclorito,
\mathrm{ClO}^{-}, em meio ácido:
V_{3}{ }^{+}

Passo 1

O enunciado pede para prever, usando potenciais‐padrão de redução, se o ânion hipoclorito em meio ácido é forte o suficiente para oxidar a espécie \mathrm{V}^{3+}. O critério é que a reação redox será espontânea se o potencial de redução do agente oxidante for maior que o potencial de redução da espécie a ser oxidada.

Passo 2

Anotamos a meia‐reação de redução do hipoclorito em meio ácido e seu potencial‐padrão
\mathrm{ClO}^{-} + 2\,\mathrm{H}^{+} + 2\,e^{-} \;\longrightarrow\; \mathrm{Cl}^{-} + \mathrm{H}_{2}O
E^{\circ}_{\text{red}}(\mathrm{ClO}^{-}/\mathrm{Cl}^{-}) = +1,63\text{ V}

Passo 3

Anotamos a meia‐reação de redução do par vanádio(IV)/vanádio(III) que descreve a oxidação de \mathrm{V}^{3+} a \mathrm{VO}^{2+}, mas escrita como redução inversa, pois a tabela fornece
\mathrm{VO}^{2+} + 2\,\mathrm{H}^{+} + e^{-} \;\longrightarrow\; \mathrm{V}^{3+} + \mathrm{H}_{2}O
E^{\circ}_{\text{red}}(\mathrm{VO}^{2+}/\mathrm{V}^{3+}) = +1,00\text{ V}

Passo 4

A espontaneidade de uma reação redox pode ser avaliada pelo potencial da célula:
E^{\circ}_{\text{cel}} = E^{\circ}_{\text{catodo}} - E^{\circ}_{\text{anodo}}
Aqui o catodo é a redução de \mathrm{ClO}^{-} e o anodo será a oxidação de \mathrm{V}^{3+}, cuja redução inversa tem E^{\circ} = +1,00\text{ V}.

Passo 5

Comparando os potenciais de redução
E^{\circ}(\mathrm{ClO}^{-}/\mathrm{Cl}^{-}) = +1,63\text{ V} \quad>\quad E^{\circ}(\mathrm{VO}^{2+}/\mathrm{V}^{3+}) = +1,00\text{ V}
como +1,63 > +1,00, o hipoclorito é forte o suficiente para oxidar \mathrm{V}^{3+} a \mathrm{VO}^{2+}. A reação global tem E^{\circ}_{\text{cel}}>0 e é espontânea.

Resposta

A espécie \mathrm{V}^{3+} será oxidada pelos íons hipoclorito em meio ácido, formando \mathrm{VO}^{2+}.

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