Reações de Oxidação e Redução

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UNIDADE CENTRAL DE EDUCAÇÃO FAEM FACULDADE - UCEFF 
FACULDADE EMPRESARIAL DE CHAPECÓ – FAEM 
UCEFF FACULDADES 
ENGENHARIA CIVIL / ENGENHARIA ELÉTRICA 
DISCIPLINA: QUIMICA GERAL APLICADA – PROF. Me CÁTIA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA – OXIDAÇÃO E REDUÇÃO DE 
MATERIAIS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
AMANDA STEFANY MISURA 
BRUNA LETICIA LOPES FAENELLO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CHAPECÓ/SC 
17/04/2024 
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1 INTRODUÇÃO 
 
As reações de oxidação e redução, também conhecidas como reações de oxi-redução, 
desempenham um papel fundamental na química, na qual esta presente em diversas áreas de 
atuação, e vêm de reações que são conhecidas a séculos. 
Segundo BROWN, uma reação de oxidação-redução, também, ocorre quando os 
reagentes sofrem uma variação no número de oxidação. Na oxidação, há uma perda de 
elétrons, resultando no aumento do número de oxidação da espécie, enquanto na redução, há 
um ganho de elétrons, levando à diminuição do número de oxidação. 
Como não existem elétrons livres em solução devido à condição de eletroneutralidade, 
uma oxidação (perda de elétrons) deve ser sempre acompanhada por uma redução 
correspondente (ganho de elétrons). A espécie que causa a oxidação é chamada de agente 
oxidante, enquanto a que causa a redução é chamada de agente redutor. 
Para que uma oxidação ocorra, o agente oxidante precisa receber um ou mais elétrons 
da substância que está sendo oxidada, resultando na sua redução. Da mesma forma, um agente 
redutor é oxidado em uma reação química de oxirredução. 
 
 
Figura 1 – Exemplo de oxidação e redução. 
 
Segundo NOVAIS, as reduções ocorrem simultaneamente, na oxidação ocorre a perda 
de elétrons por parte do reagente, com consequência o seu número de oxidação (NOX) é 
aumentado, na qual a espécie passa a perder carga elétrica negativa, tornando o mesmo um 
reagente mais positivo após o processo. 
Na redução, segundo NOVAIS, o reagente recebe o elétron, o oposto do que ocorre na 
oxidação. Como resultado, o NOx do reagente diminui, pois há ganho de espécies de carga 
elétrica negativa, ou seja, o reagente se torna mais negativo após o processo. 
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Figura 2 – Exemplo de oxidação e redução. 
Para o desenvolvimento do presente trabalho foi utilizado 4 matérias metálicos: cobre, 
aço, zinco e magnésio. 
O elemento cobre é um metal de coloração vermelha discretamente amarelada, está 
localizado no grupo I-B da tabela periódica, possui número atômico 29, massa atômica 63,55 
g mol-, apresenta um ponto de fusão de 1038°C, ponto de ebulição 2927ºC, é um metal 
macio, maleável e dúctil. O símbolo químico do metal é Cu, ele é um material menos 
oxidativo referente aos apresentados no presente trabalho. 
 
Tabela 1 – Propriedades do cobre (BrasilEscola, 2024). 
Propriedades do Cobre 
Símbolo Cu 
Número Atômico 29 
Massa Atômica 63,546 u.m.a 
Eletronegatividade 1,9 
Ponto de fusão 1084,62 °C. 
Ponto de ebulição: 2562 °C. 
Densidade 8,96 g.cm-3 (20 °C). 
Configuração eletrônica [Ar] 4s1 3d10. 
Série química metais, grupo 11, elementos de transição 
 
O elemento aço (ferro), é conhecido desde a antiguidade, é simbolizado por Fe, possui 
número atômico 26 e massa atômica 56. Sob condições normais de temperatura e pressão, 
apresenta-se no estado sólido. É obtido naturalmente sob a forma de minério de ferro. Forma 
uma mistura homogênea com o carbono, dando origem ao aço. Na Tabela Periódica é 
classificado como metal de transição, e localizado na Família VIII B. 
 
 
 
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Tabela 2 – Propriedades do Ferro (BrasilEscola, 2024). 
Propriedades do Ferro 
Símbolo Fe 
Número Atômico 26 
Massa Atômica 55,85 g/mol 
Ponto de fusão 1535 °C. 
Ponto de ebulição: 2862 °C. 
Densidade 7,8 g/ml 
Configuração eletrônica [Ar]4s23d6 
Série química grupo 8, 4º período 
 
O zinco é o primeiro elemento do grupo 12 da Tabela Periódica e também o primeiro 
elemento a ter um subnível d completo. Seu símbolo é Zn e seu número atômico é 30. Trata-
se de um metal de coloração acinzentada, caracterizado por sua boa resistência à corrosão em 
temperatura ambiente. Apresenta o estado de oxidação +2 e possui 5 isótopos naturais. 
Tabela 3 – Propriedades do Zinco (BrasilEscola, 2024). 
Propriedades do Zinco 
Símbolo Zn 
Número Atômico 30 
Massa Atômica 65,38u.m.a 
Ponto de fusão 419,53 °C. 
Ponto de ebulição: 907 °C. 
Densidade 7,13 g.cm-3 (a 25 °C) 
Configuração eletrônica [Ar]4s23d10 
Série química metais, grupo 12, elementos de transição, 
bloco d 
 
O magnésio, possui como símbolo Mg, com o número atômico 12, é um metal 
acinzentado pertencente ao grupo 2 da Tabela Periódica, com massa atômica de 24,3050 
u.m.a, também conhecido como o grupo dos metais alcalinoterrosos. 
Tabela 4 – Propriedades do Magnésio (BrasilEscola, 2024). 
Propriedades do Magnésio 
Símbolo Mg 
Número Atômico 12 
Massa Atômica 24,3050 u.m.a 
Ponto de fusão 650 °C. 
Ponto de ebulição: 1090 °C. 
Densidade 1,738 g.cm-3 (a 20 °C) 
Configuração eletrônica [Ne]3s2 
Série química grupo 2, metais alcalinoterrosos 
 
O presente relatório traz as informações obtidas através da experiencia desenvolvida 
em laboratório com a mistura de metais e agentes redutores comparando os resultados teóricos 
e práticos obtidos. 
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2 OBJETIVOS 
 
As aulas práticas de laboratório reforçam o aprendizado teórico visto em sala de aula 
e complementam de forma relevante a sistemática de ensino e aprendizagem das matérias do 
curso de engenharia. Também sendo uma forma de desenvolver a capacidade de observação, 
análise e compreensão das técnicas. Tendo em vista o aprendizado, desenvolvendo na prática 
a habilidade de forma clara, objetiva e precisa. 
O objetivo deste experimento realizado é identificar a natureza das reações de oxi-
redução de cada elemento em analise, elaborando uma tabela de dos coletados bem como a 
escrever em forma de equação as semi-reações de oxidação e redução. 
 
3 MATERIAIS E MÉTODOS 
 
Este tópico aborda informações provenientes dos tipos de materiais e métodos 
utilizados na aula prática de laboratório. 
 
3.1 Materiais 
Para a realização do ensaio, foram utilizados os seguintes materiais: 
- Tubos de ensaio (10 x 100mm); 
- Frasco conta gotas (pipeta de pasteur); 
- Béquetes (500ml); 
- Peneira plástica; 
- Materiais metálicos: cobre, magnésio, zinco e aço; 
- Soluções: H2SO4 3 M, ZnSO4 0,10 M e CuSO4 0,10 M. 
Nos itens dispostas abaixo, está fotos dos matérias utilizado para a realização deste 
ensaio de perda de carga em aula prática. 
 
Figura 3 – Materiais para aula pratica (Autor, 2024) 
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3.2 Métodos 
 
Para o desenvolvimento do presente relatório, foi realizado misturas entre metais 
com reagentes. O processo constituiu em enumerar os tubos de ensaio de 1 até 4, 
posteriormente em cada tubo foi adicionado os metais na seguinte ordem: 1 cobre, 2 
Magnésio, 3 Zinco e 4 Aço. 
Após cada material em seu tubo de ensaio foi adicionado na primeira analise 10 
gotas (0,5ml) de CuSO4 0,10 M (Sulfato de cobre), com o auxilio do conta gotas, deixando 
reagir por 3 minutos para observar as reações que aconteceriam com os materiais. O mesmo 
processo aconteceu com soluções químicas diferentes, utilizando no segundo estudo 10 gotas 
(0,5ml) de ZnSO4 0,10 M (Sulfato de Zinco), seguindo a análise dos 3 minutos. 
Por ultimo foi adicionado a solução de H2SO4 (ácido sulfúrico) em cada tudo de 
ensaio com os materiais metálico dentro, analisando a ação da solução em cada metal disposto 
nos tubos de ensaio. 
Por fim de todos os processos de análise, foi realizado o descarte correto de todos os 
componentes em seus respectivos béqueres coletor de resíduos, com a utilização de uma 
peneira plástica e uma pinça para auxilio na retirada de matérias dos tubos de ensaio. Cada 
tubo foi lavado com água e detergente neutro, posteriormente enxaguados com água destilada. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕESAtravés dos métodos desenvolvidos na aula prática foi realizado a coleta dos 
seguintes dados de cada reação ocorrida nos materiais em análise. Na tabela disposta abaixo 
está descrito uma prévia das análises feitas em aula pratica, dispondo os materiais com o 
potencial eletroquímico do menos oxidante para o mais oxidante em ordem. 
Tabela 5 – Resumo aula prática (Autor, 2024). 
 
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Cobre + Sulfato de Cobre (Cu + CuSO4): quando a solução CuSO4 (sulfato de 
cobre) foi adicionada ao material metálico Cu (cobre), ocorreu uma mudança visual 
perceptível na coloração do sulfato de cobre, incialmente era azul e tornou-se mais clara à 
medida que foi adicionada ao cobre. (Figura 4) 
Cobre + Sulfato de Zinco (Cu + ZnSO4): quando a solução ZnSO4 (sulfato de zinco) 
foi adicionada ao material metálico Cu (cobre), ocorreu a alteração na solução do ZnSO4, 
inicialmente era incolor e se tornou opaca após entrar em contato com o cobre. (Figura 5) 
Cobre + Ácido Sulfúrico (Cu + H2SO4): quando a solução H2SO4 (ácido sulfúrico) 
foi adicionada material metálico Cu (cobre), não ocorreu nenhuma alteração visível, 
caracterizando uma reação não observada. (Figura 6) 
 
Figura 4 – Cu + CuSO4 (Autor, 
2024) 
 
Figura 5 – Cu + ZnSO4 (Autor, 
2024) 
 
Figura 6 – Cu + H2SO4 
(Autor, 2024) 
Magnésio + Sulfato de Cobre (Mg + CuSO4): quando a solução CuSO4 (sulfato de 
cobre) foi adicionada ao material metálico Mg (magnésio), ocorreu uma oxidação. (Figura 7) 
Magnésio + Sulfato de Zinco (Mg + ZnSO4) quando a solução ZnSO4 (sulfato de 
zinco) foi adicionada ao material metálico Mg (magnésio), ocorreu uma oxidação parcial. 
(Figura 8) 
Magnésio + Ácido Sulfúrico (Mg + H2SO4) quando a solução H2SO4 (ácido 
sulfúrico) foi adicionada material metálico Mg (magnésio), instantaneamente observou-se que 
o magnésio de decompôs por inteiro e ocorreu a liberação de calor, caracterizando uma reação 
exotérmica completa. (Figura 9) 
 
Figura 7 – Mg + CuSO4 
(Autor, 2024) 
 
Figura 8 – Mg + ZnSO4 
(Autor, 2024) 
 
Figura 9 – Mg + H2SO4 
(Autor, 2024) 
 
 
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Zinco + Sulfato de Cobre (Zn + CuSO4) quando a solução CuSO4 (sulfato de cobre) 
foi adicionada ao material metálico Zn (zinco), ocorreu a alteração de cor, caracterizando uma 
oxidação incompleta. (Figura 10) 
Zinco + Sulfato de Zinco (Zn + ZnSO4) quando a solução ZnSO4 (sulfato de zinco) 
foi adicionada ao material metálico Zn (zinco), não ocorreu nenhuma alteração visível, 
caracterizando uma reação não observada. (Figura 11) 
Zinco + Ácido Sulfúrico (Zn + H2SO4) quando a solução H2SO4 (ácido sulfúrico) 
foi adicionada material metálico Zn (zinco), notou-se a liberação parcial de calor e a formação 
de fragmentos sólidos do zinco não reagido no fundo do tubo de ensaio, devido a presença de 
zinco não reagido, as características observadas indicam uma reação exotérmica incompleta. 
(Figura 12) 
 
Figura 10 – Zn + CuSO4 
 
Figura 11 – Zn + ZnSO4 
 
Figura 12 – Zn + H2SO4 
Ferro + Sulfato de Cobre (Fe + CuSO4) quando a solução CuSO4 (sulfato de cobre) 
foi adicionada ao material metálico Fe (ferro), observou-se a alteração da coloração do Fe 
(ferro). Incialmente de cor prateada, o aço adquiriu tonalidade marrom, caracterizando uma 
oxidação parcial. (Figura 13) 
Ferro + Sulfato de Zinco (Fe + ZnSO4) quando a solução ZnSO4 (sulfato de zinco) 
foi adicionada ao material metálico Fe (ferro), não ocorreu nenhuma alteração visível ou 
reação significativa, caracterizando uma reação não observada. (Figura 14) 
Ferro + Ácido Sulfúrico (Fe + H2SO4) quando a solução H2SO4 (ácido sulfúrico) 
foi adicionada material metálico Fe (ferro), observou-se a superfície reativa de contato entre 
os dois materiais. Entretanto, não foi observada nenhuma alteração visível ou reação 
significativa. (Figura 15) 
 
Figura 13 – Fe + CuSO4 
(Autor, 2024) 
 
Figura 14 – Zn + ZnSO4 
(Autor, 2024) 
 
Figura 15 – Fe + H2SO4 
(Autor, 2024) 
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5 CONCLUSÃO 
 
Através desta aula foi possível proporcionar a análise das condições que encontramos 
no cotidiano, nestes experimentos desenvolvidos de oxidação e redução de materiais, 
podemos observar que entre os materiais o magnésio é o material metálico mais reativo dos 
materiais utilizado no experimento e pode-se notar que o cobre é o mais resistente e menos 
oxidativo, seguindo pelo ferro. 
Todo o processo consistiu na adição de soluções químicas em cada metal, na qual 
pode-se observar diversos tipos de reações, algumas delas visíveis e outras através de 
liberação de componentes químicos e exotérmicos, demostrando que a solução de ácido 
sulfúrico tem uma ação maior do que as demais soluções em análise, dentre alguns resultados 
podendo apresentar uma reação exotérmica completa, decompondo todo o matéria (Mg) com 
a solução de ácido sulfúrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6 REFERÊNCIAS 
 
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. As reações redox. In: Princípios de Química: 
Questionando A Vida Moderna e o Meio Ambiente. 7. ed. [s.l.] Bookman, 2018. p. 78–89. 
 
L. BROWN, T. et al. Estados de oxidação e reações de oxirredução. In: Química: A Ciência 
Central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil., 2016. p. 894–897. 
 
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Cobre (Cu)"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/cobre.htm. Acesso em 21 de abril de 2024. 
 
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Ferro (Fe)"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/ferro.htm. Acesso em 21 de abril de 2024. 
 
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Oxirredução"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxirreducao.htm. Acesso em 21 de abril de 2024. 
 
NOVAIS, Stéfano Araújo. "Zinco (Zn)"; Brasil Escola. Disponível em: 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/zinco.htm. Acesso em 21 de abril de 2024. 
 
RUSSELL, John B. Química geral. 2. Ed. São Paulo: Pearson, 2012. V.1.