Use os potenciais padrão como um guia para escrever as equações para a reação principal prevista para os seguintes experimentos:
é adicionado a
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
é adicionado a uma solução aquosa com excesso de
.
Informações dadas e relevantes:
- O reagente adicionado é
(iodo molecular). - O meio é aquoso e há excesso de
(ácido clórico). -
fornece íons e prótons 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
o cloro tem número de oxidação (no íon ). Esse estado geralmente pode ser reduzido até (Cl em ). - Em
o iodo tem estado de oxidação . Em meio ácido fortes agentes oxidantes podem oxidar a espécies mais oxidadas como (iodato, iodo em ), ou reduzir a (iodo em ). Qual caminho ocorre depende dos potenciais-padrão relativos.
Passo 3
Trazer os potenciais-padrão relevantes (valores padrão conhecidos):
- Redução do clorato em meio ácido:
- Redução que relaciona iodato e iodo (forma conveniente para ver se
pode ser oxidado a ):
- Também é útil lembrar a redução
com .
Comparação (regra prática): o par com maior
como redução é o agente oxidante (ele tende a ser reduzido). Aqui
tem
maior que
, logo o clorato é capaz de oxidar o iodo até
. Podemos estimar o potencial da célula combinando os dois:
, 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
; escrevo a oxidação direta de
a
):
Explicação do balanceamento: cada átomo de iodo vai de oxidação
para
, perdendo
elétrons; para duas unidades (uma molécula
) são
elétrons. Balanceamos oxigênio e hidrogênio com
e
.
Redução (clorato em meio ácido):
Explicação: cloro em
reduz-se a
, ganhando 6 elétrons; água e prótons balanceiam O e H.
Passo 5
Igualar elétrons trocados para somar as meio-reações:
- A oxidação gera
elétrons por . - A redução consome
elétrons por .
Mínimo múltiplo comum dee é . Multiplicamos: - Multiplica a oxidação por
:
- Multiplica a redução por
:
Passo 6
Somar as duas meio-reações (elétrons se cancelam) e simplificar:
Somando as equações acima obtemos (antes de simplificar):
Somando as equações acima obtemos (antes de simplificar):
Cancelar termos semelhantes (subtrair
e
de ambos os lados):
Agora, como
e
aparecem ambos no mesmo lado (produtos), podemos escrever
como
(ácido iodíco) para ter uma forma molecular conveniente. Assim:
Passo 7
Passar da forma iônica para a forma molecular usando
(ácido clórico) como fonte de
e
, e formando
a partir de
mais prótons do meio:
Se adicionarmos
moléculas de
(cada uma é
), podemos reescrever a equação como:
Verificação rápida de conservação de átomos: I:
ambos os lados; Cl:
ambos os lados; H:
à esquerda,
à direita; O:
à esquerda,
à direita. Está balanceada.
Comentário final rápido (motivacional): então, com excesso de
o iodo
tende a ser oxidado até iodato (na forma de
em meio ácido) enquanto o clorato é reduzido a cloreto; o cálculo dos potenciais-padrão mostra
, favorável à reação.