Use os potenciais padrão como um guia para escrever as equações para a reação principal prevista para os seguintes experimentos:
\mathrm{N}_{2} \mathrm{O} é borbulhado em solução aquosa de NaOH ;

Passo 1

O enunciado diz: bolbulha-se \mathrm{N_2O} em solução aquosa de \mathrm{NaOH}. A tarefa é, usando os potenciais padrão como guia, escrever as equações da reação principal prevista.
Informações relevantes que temos do enunciado:
  • Reagentes presentes: \mathrm{N_2O} (gás) e solução aquosa de \mathrm{NaOH}, ou seja, meio básico contendo \mathrm{OH^-}.
  • Queremos usar potenciais padrão como guia para inferir qual reação redox ocorre entre as espécies presentes.
  • Não há outros reagentes nem catalisadores mencionados.

Passo 2

Ideia geral (sem resolver ainda): em redox devemos identificar um possível agente oxidante e um possível agente redutor entre as espécies disponíveis. Aqui:
  • \mathrm{N_2O} pode ser reduzido ao nitrogênio molecular \mathrm{N_2} (é conhecido que \mathrm{N_2O} pode aceitar elétrons e dar \mathrm{N_2}).
  • Em solução básica, a espécie que pode ser oxidada é \mathrm{OH^-} (ou a água ligada a ela), levando à formação de \mathrm{O_2}.
    Portanto, vamos escrever as meias-reações de redução e oxidação, balanceá-las em meio básico e depois combiná-las.

Passo 3

Meia-reações plausíveis e como balanceá-las em meio básico.
a) Meia-reação de redução de \mathrm{N_2O} para \mathrm{N_2}. Uma forma comum, inicialmente escrita em meio ácido, é:
\mathrm{N_2O} + 2\mathrm{H}^+ + 2e^- \rightarrow \mathrm{N_2} + \mathrm{H_2O}.
Agora transformamos essa meia-reação para meio básico (procedimento: adicionar \mathrm{OH^-} para neutralizar os \mathrm{H}^+). Adicionando 2\,\mathrm{OH^-} em ambos os lados:
\mathrm{N_2O} + 2\mathrm{H}^+ + 2e^- + 2\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{N_2} + \mathrm{H_2O} + 2\mathrm{OH^-}.
Como \mathrm{H}^+ + \mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{H_2O}, temos 2\mathrm{H}^+ + 2\mathrm{OH^-} \rightarrow 2\mathrm{H_2O}. Substituindo e simplificando (podemos cancelar uma molécula de água que aparece em ambos os lados) obtemos a meia-reação em meio básico:
\mathrm{N_2O} + \mathrm{H_2O} + 2e^- \rightarrow \mathrm{N_2} + 2\mathrm{OH^-}.
Expliquei cada passo: adicionei \mathrm{OH^-} para neutralizar \mathrm{H^+}, converti os prótons em água e cancelei água comum dos dois lados para simplificar.
b) Meia-reação de oxidação de \mathrm{OH^-} para \mathrm{O_2}. A forma de redução do oxigénio em meio básico é conhecida:
\mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \rightarrow 4\mathrm{OH^-}.
Invertendo essa reação (porque queremos a oxidação de \mathrm{OH^-}) obtemos:
4\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^-.
Esta meia-reação já está corretamente balanceada em meio básico (átomos de O e H e carga estão balanceados).

Passo 4

Igualar o número de elétrons e somar as meias-reações.
  • A meia-reação de redução tem 2e^-.
  • A meia-reação de oxidação tem 4e^-.
Multiplicamos a meia-reação de redução por 2 para igualar elétrons a 4:
2\bigl(\mathrm{N_2O} + \mathrm{H_2O} + 2e^- \rightarrow \mathrm{N_2} + 2\mathrm{OH^-}\bigr)
que dá
2\mathrm{N_2O} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^- \rightarrow 2\mathrm{N_2} + 4\mathrm{OH^-}.
Agora somamos com a meia-reação de oxidação:
\underbrace{2\mathrm{N_2O} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^-}_{\text{redução} \times 2} \;+\; \underbrace{4\mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{O_2} + 2\mathrm{H_2O} + 4e^-}_{\text{oxidação}}çãçã

Passo 5

Cancelar espécies idênticas em ambos os membros e simplificar a soma:
  • Os 4e^- cancelam (aparecem dos dois lados).
  • Do lado esquerdo temos 2\mathrm{H_2O} e do lado direito da oxidação aparece 2\mathrm{H_2O} — esses 2\mathrm{H_2O} também se cancelam.
  • Aparecem 4\mathrm{OH^-} no lado direito da redução e 4\mathrm{OH^-} no lado esquerdo da oxidação — eles se cancelam também.
Após esses cancelamentos, sobra a reação líquida:
2\mathrm{N_2O} \rightarrow 2\mathrm{N_2} + \mathrm{O_2}.
Observação didática importante: o fato de \mathrm{OH^-} e \mathrm{H_2O} terem desaparecido da equação global mostra que, neste esquema, a base atua como meio/portador de elétrons (e pode auxiliar mecanisticamente), mas não é consumida no balanço final — a reação líquida é a decomposição de \mathrm{N_2O} em \mathrm{N_2} e \mathrm{O_2}.

Passo 6

Comentário sobre os potenciais padrão (por que a escolha faz sentido):
  • Em termos de potenciais padrão de redução, o par \mathrm{N_2O}/\mathrm{N_2} tem potencial de redução mais positivo do que o par \mathrm{O_2}/\mathrm{H_2O} (ou \mathrm{O_2}/\mathrm{OH^-} em meio básico). Isso significa que \mathrm{N_2O} é um agente oxidante relativamente forte e tende a ser reduzido a \mathrm{N_2}, enquanto que \mathrm{OH^-} (ou a água) pode ser oxidada a \mathrm{O_2}.
  • A comparação dos potenciais é justamente o guia que nos permite escolher as meias-reações acima e prever que a soma é termodinamicamente favorável (potencial da célula positivo).
  • Na prática, sem catalisador a decomposição de \mathrm{N_2O} é lenta; mas termodinamicamente a reação global \,2\mathrm{N_2O}\rightarrow 2\mathrm{N_2}+\mathrm{O_2}\, é a transformação redox esperada quando há caminho para transferência de elétrons (a presença de \mathrm{OH^-} pode ajudar no mecanismo).

Resposta

2\mathrm{N_2O} \rightarrow 2\mathrm{N_2} + \mathrm{O_2}

Exercícios relacionados