Sabe-se que H2O2 / H2O, E0 = 1,77 V e que I2 / I-, E0 = 0,53...

O tema central da questão é a espontaneidade de reações de oxidação-redução, também conhecida como reações redox. Para resolver a questão, é necessário compreender como os potenciais padrão de eletrodo (E⁰) determinam se uma reação é espontânea. Especificamente, a questão pede que se identifique qual das espécies químicas atua como agente oxidante.

Alternativa Correta: D - H₂O₂

A alternativa correta é H₂O₂ porque possui o maior potencial padrão de redução (E⁰ = 1,77 V) entre as espécies listadas. O potencial de redução mais alto indica que H₂O₂ tem uma maior tendência para se reduzir e, consequentemente, para oxidar outra espécie, agindo como um agente oxidante.

Por que as outras alternativas estão incorretas:

A - I₂: Apesar de I₂ poder atuar como agente oxidante, o seu potencial padrão de redução (E⁰ = 0,535 V) é menor do que o de H₂O₂. Isso significa que H₂O₂ tem maior tendência para aceitar elétrons do que I₂, tornando a primeira uma escolha mais espontânea como agente oxidante.

B - H₂O: A água (H₂O) não atua como um agente oxidante eficaz, pois não possui um potencial de redução tão alto quanto o necessário para oxidar outras espécies, comparado ao H₂O₂.

C - I^-: O íon iodeto (I^-) é, na verdade, um agente redutor, já que tende a doar elétrons em vez de aceitá-los. Portanto, não pode atuar espontaneamente como agente oxidante.

Compreender os potenciais padrão de eletrodo é crucial para determinar a espontaneidade das reações redox, e H₂O₂ ser o melhor agente oxidante nesta questão é um exemplo claro disso.

Gostou do comentário? Deixe sua avaliação aqui embaixo!