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:
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:
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:
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:
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).