A reação Br2(Aq) + 2 KCl(Aq) --> Cl2(Aq) + 2 KBr(Aq) poderia ocorrer naturalmente?

Passo 1

Então, a gente tem aqui uma reação química:
Br2(aq) + 2 , KCl(aq) Cl2(aq) + 2 , KBr(aq)
A pergunta é se essa reação poderia ocorrer naturalmente. Para resolver isso, vamos precisar falar sobre reações redox (oxidação-redução) e potenciais de redução padrão. Basicamente, vamos analisar se os reagentes têm a tendência de se transformar nos produtos de forma espontânea.

Passo 2

Primeiro, vamos identificar quais substâncias estão sendo oxidadas e quais estão sendo reduzidas. Nas reações redox, há uma transferência de elétrons.
  • Oxidação: é a perda de elétrons.
  • Redução: é o ganho de elétrons.
Na nossa reação:
  • O Cl^- do KCl está sendo oxidado para Cl2.
  • O Br2 está sendo reduzido para Br^-.

Passo 3

Agora, vamos olhar os potenciais de redução padrão para cada meio-reação envolvida. Esses valores nos dizem a tendência de uma espécie ganhar elétrons (ser reduzida).
As meias reações são:
  1. Redução do Br2:
    Br2 + 2 e^- 2 Br^- E^circ = +1,07 , V
  2. Redução do Cl2:
    Cl2 + 2 e^- 2 Cl^- E^circ = +1,36 , V

Passo 4

Para saber se a reação global é espontânea, a gente compara os potenciais de redução:
  • Se o potencial de redução do agente oxidante na reação for maior que o do agente redutor, a reação é espontânea.
  • Aqui, o Cl2 tem um potencial de redução maior (+1,36 V) do que o do Br2 (+1,07 V).
Isso sugere que o Cl2 pode oxidar o Br^-, mas na nossa reação, é o contrário.

Passo 5

Outra forma de verificar é calcular a diferença de potencial ( De):
Deáâ
Aqui:
  • Br2 está sendo reduzido ( E^circ = +1,07 , V)
  • Cl2 está sendo oxidado, então o seu potencial de redução reverso é -1,36 , V
Então:
De
Como De é positivo, a reação é espontânea.

Resposta

Sim, a reação pode ocorrer naturalmente, pois a diferença de potencial padrão é positiva, indicando que ela é espontânea.

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