Use os potenciais padrão como um guia para escrever as equações para a reação principal prevista para os seguintes experimentos:
\mathrm{I}_{2} é adicionado a \mathrm{HClO}_{3} aquoso em excesso.

Passo 1

O que o enunciado pede: escrever as equações (usando os potenciais-padrão como guia) para a reação principal prevista quando \mathrm{I_2} é adicionado a uma solução aquosa com excesso de \mathrm{HClO_3}.
Informações dadas e relevantes:
  • O reagente adicionado é \mathrm{I_2} (iodo molecular).
  • O meio é aquoso e há excesso de \mathrm{HClO_3} (ácido clórico).
  • \mathrm{HClO_3} fornece íons \mathrm{ClO_3^-} e prótons \mathrm{H^+} no meio.
  • Temos de usar os potenciais-padrão para prever qual par redox vai atuar como agente oxidante e qual será oxidado/reduzido.
  • A tarefa é escrever as equações (meio reações e reação global) para a reação principal prevista.

Passo 2

Identificar possíveis mudanças de oxidação:
  • Em \mathrm{HClO_3} o cloro tem número de oxidação +5 (no íon \mathrm{ClO_3^-}). Esse estado geralmente pode ser reduzido até \mathrm{Cl^-} (Cl em -1).
  • Em \mathrm{I_2} o iodo tem estado de oxidação 0. Em meio ácido fortes agentes oxidantes podem oxidar \mathrm{I_2} a espécies mais oxidadas como \mathrm{IO_3^-} (iodato, iodo em +5), ou reduzir \mathrm{I_2} a \mathrm{I^-} (iodo em -1). Qual caminho ocorre depende dos potenciais-padrão relativos.

Passo 3

Trazer os potenciais-padrão relevantes (valores padrão conhecidos):
  • Redução do clorato em meio ácido:
\mathrm{ClO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 6\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + 3\,\mathrm{H_2O},\qquad E^\circ \approx +1{,}45\\ \mathrm{V}.
  • Redução que relaciona iodato e iodo (forma conveniente para ver se \mathrm{I_2} pode ser oxidado a \mathrm{IO_3^-}):
\mathrm{IO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \tfrac{1}{2}\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O},\qquad E^\circ \approx +1{,}20\\ \mathrm{V}.
  • Também é útil lembrar a redução \mathrm{I_2} + 2\,\mathrm{e^-} \rightarrow 2\,\mathrm{I^-} com E^\circ \approx +0{,}535\\ \mathrm{V}.
Comparação (regra prática): o par com maior E^\circ como redução é o agente oxidante (ele tende a ser reduzido). Aqui \mathrm{ClO_3^-}/\mathrm{Cl^-} tem E^\circ maior que \mathrm{IO_3^-}/\mathrm{I_2}, logo o clorato é capaz de oxidar o iodo até \mathrm{IO_3^-}. Podemos estimar o potencial da célula combinando os dois: E^\circ_{\text{cel}} = 1{,}45 - 1{,}20 = +0{,}25\\ \mathrm{V}, positivo, então a reação é espontânea sob padrão.

Passo 4

Escrever as meio-reações (na forma corretamente balanceada em meio ácido) que vamos usar:
Oxidação (inverso da redução do iodato para \mathrm{I_2}; escrevo a oxidação direta de \mathrm{I_2} a \mathrm{IO_3^-}):
\mathrm{I_2} + 6\,\mathrm{H_2O} \longrightarrow 2\,\mathrm{IO_3^-} + 12\,\mathrm{H^+} + 10\,\mathrm{e^-}.
Explicação do balanceamento: cada átomo de iodo vai de oxidação 0 para +5, perdendo 5 elétrons; para duas unidades (uma molécula \mathrm{I_2}) são 10 elétrons. Balanceamos oxigênio e hidrogênio com \mathrm{H_2O} e \mathrm{H^+}.
Redução (clorato em meio ácido):
\mathrm{ClO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 6\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + 3\,\mathrm{H_2O}.
Explicação: cloro em +5 reduz-se a -1, ganhando 6 elétrons; água e prótons balanceiam O e H.

Passo 5

Igualar elétrons trocados para somar as meio-reações:
  • A oxidação gera 10 elétrons por \mathrm{I_2}.
  • A redução consome 6 elétrons por \mathrm{ClO_3^-}.
    Mínimo múltiplo comum de 10 e 6 é 30. Multiplicamos:
  • Multiplica a oxidação por 3:
3\,\mathrm{I_2} + 18\,\mathrm{H_2O} \longrightarrow 6\,\mathrm{IO_3^-} + 36\,\mathrm{H^+} + 30\,\mathrm{e^-}.
  • Multiplica a redução por 5:
5\,\mathrm{ClO_3^-} + 30\,\mathrm{H^+} + 30\,\mathrm{e^-} \longrightarrow 5\,\mathrm{Cl^-} + 15\,\mathrm{H_2O}.

Passo 6

Somar as duas meio-reações (elétrons se cancelam) e simplificar:
Somando as equações acima obtemos (antes de simplificar):
3\,\mathrm{I_2} + 18\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{ClO_3^-} + 30\,\mathrm{H^+} \longrightarrow 6\,\mathrm{IO_3^-} + 36\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{Cl^-} + 15\,\mathrm{H_2O}.
Cancelar termos semelhantes (subtrair 15\,\mathrm{H_2O} e 30\,\mathrm{H^+} de ambos os lados):
3\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{ClO_3^-} \longrightarrow 6\,\mathrm{IO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 5\,\mathrm{Cl^-}.
Agora, como \mathrm{IO_3^-} e \mathrm{H^+} aparecem ambos no mesmo lado (produtos), podemos escrever 6\,\mathrm{IO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} como 6\,\mathrm{HIO_3} (ácido iodíco) para ter uma forma molecular conveniente. Assim:
3\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{ClO_3^-} \longrightarrow 6\,\mathrm{HIO_3} + 5\,\mathrm{Cl^-}.

Passo 7

Passar da forma iônica para a forma molecular usando \mathrm{HClO_3} (ácido clórico) como fonte de \mathrm{ClO_3^-} e \mathrm{H^+}, e formando \mathrm{HCl} a partir de \mathrm{Cl^-} mais prótons do meio:
Se adicionarmos 5 moléculas de \mathrm{HClO_3} (cada uma é \mathrm{H^+} + \mathrm{ClO_3^-}), podemos reescrever a equação como:
3\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{HClO_3} \longrightarrow 6\,\mathrm{HIO_3} + 5\,\mathrm{HCl}.
Verificação rápida de conservação de átomos: I: 6 ambos os lados; Cl: 5 ambos os lados; H: 3\cdot2+5\cdot1=11 à esquerda, 6\cdot1+5\cdot1=11 à direita; O: 3+15=18 à esquerda, 6\cdot3=18 à direita. Está balanceada.
Comentário final rápido (motivacional): então, com excesso de \mathrm{HClO_3} o iodo \mathrm{I_2} tende a ser oxidado até iodato (na forma de \mathrm{HIO_3} em meio ácido) enquanto o clorato é reduzido a cloreto; o cálculo dos potenciais-padrão mostra E^\circ_{\text{cel}}\approx +0{,}25\\ \mathrm{V}, favorável à reação.

Resposta

\text{Redução (meio-reação):}\quad \mathrm{ClO_3^-} + 6\,\mathrm{H^+} + 6\,\mathrm{e^-} \longrightarrow \mathrm{Cl^-} + 3\,\mathrm{H_2O}\quad (E^\circ\approx +1{,}45\\ \mathrm{V})çãçã
\text{Oxidação (meio-reação):}\quad \mathrm{I_2} + 6\,\mathrm{H_2O} \longrightarrow 2\,\mathrm{IO_3^-} + 12\,\mathrm{H^+} + 10\,\mathrm{e^-}\quad (\text{reverso do }E^\circ\approx +1{,}20\\ \mathrm{V})çãçã
\text{Reação global (molecular, balanceada):}\quad 3\,\mathrm{I_2} + 3\,\mathrm{H_2O} + 5\,\mathrm{HClO_3} \longrightarrow 6\,\mathrm{HIO_3} + 5\,\mathrm{HCl}çã

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