Relatório Aula I - Reações de Oxirredução

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Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1° Prática 
Reações de oxidação-redução 
(Exercícios de Aprendizado) 
 
 
 
 
Aluna: Adrielle Ávila – R.A: 109.370 
 
 
 
 
 
 
 
Maringá, fevereiro de 2021 
1. Introdução 
 As reações de oxirredução ou oxidorredução são aquelas que ocorrem 
com transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Esse 
nome baseia-se no fato de que sempre que uma espécie perde elétrons, ou seja, 
sofre oxidação, outra espécie recebe esses elétrons, sofrendo redução. Assim, 
a oxidação e a redução são processos contrários que ocorrem simultaneamente. 
Reações importantes, tais como a fotossíntese, a corrosão dos metais 
(como o enferrujamento) e as reações que ocorrem dentro das pilhas e baterias, 
são exemplos de reações de oxirredução no dia a dia. 
A oxidação ocorre quando a espécie química perde elétrons para outra, 
ficando com a carga mais positiva, isto é, seu Nox (número de oxidação) 
aumenta. A redução, por outro lado, é o ganho de elétrons de uma espécie 
química, com a consequente diminuição Nox. 
 Visto que os átomos e/ou íons de certas substâncias só sofrem a redução 
porque a outra espécie química reagente perdeu elétrons (sofrendo oxidação), 
esses átomos ou íons são chamados então de agentes oxidantes (pois foram 
eles que causaram a oxidação da outra substância). O contrário também é 
verdadeiro, a espécie que oxidou causou a redução da outra, por isso, ela é 
denominada de agente redutor. 
 
 
2. Objetivos 
O objetivo do experimento consiste em observar as mudanças ocorridas 
dentro dos tubos de ensaio e, através disto, descrever suas respectivas 
reações de oxirredução. 
 
Oxidação
Perde 
elétrons
Nox 
aumenta
Agente 
redutor
Redução
Ganha 
elétrons
Nox 
diminui
Agente 
oxidante
3. Procedimento Experimental 
Foram dispostos cinco tubos de ensaio limpos e secos. O primeiro tubo 
de ensaio teve a metade de seu volume preenchido com uma solução de sulfato 
cúprico (CuSO4) 0,25 mol/L, e em seguida, um prego de ferro, que foi limpo com 
palha de aço, e foi colocado no tubo de ensaio contendo a solução, por 
aproximadamente 5 min. 
No segundo tubo de ensaio, foram colocados alguns cristais de sulfito de 
potássio (K2SO3) e sobre eles, foi colocado cerca de 2 ml de água. Depois foi 
adicionado um volume igual de ácido sulfúrico (H2SO4) 1,0 mol/L e 2,0 ml de uma 
solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L. 
O terceiro tubo de ensaio foi levado à capela e nele foram adicionados 2,0 
ml de ácido nítrico (HNO3) e algumas raspas de cobre metálico. 
No quarto tubo de ensaio, ainda dentro da capela, foram adicionados 
alguns cristais de permanganato de potássio (KMnO4) e também 1,0 ml de ácido 
clorídrico concentrado (HCl). 
Obs: os procedimentos realizados no terceiro e quarto tubos de ensaio, 
foram feitos dentro da capela, pois os mesmos liberam gases tóxicos. 
E por fim, no quinto tubo de ensaio foram adicionados 2,0 ml de uma 
solução de cloreto de manganês (MnCl2) 0,25 mol/L e 2,0 ml de uma solução de 
hidróxido de sódio (NaOH) 2,0 mol/L. Em seguida foram adicionadas 5 gotas de 
água oxigenada (H2O2) 30 volumes e agitou-se bem. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. Resultados e Discussões 
Após a realização do procedimento no primeiro tubo de ensaio, pode-se 
notar que o ferro metálico ficou vermelho, rodeado pelo cobre. 
Cu2+ + 2e-  Cu0 E0: 0,3419 V 
Fe2+ + 2e-  Fe0 E0: -0,447 V 
Como observamos o ferro oxidar de metálico para 2+ invertemos a semi-reação 
do Fe: 
Fe0  Fe2+ + 2e- E0: 0,447 V 
Cu2+ + 2e-  Cu0 E0: 0,3419 V 
Como ambas as reações possuem o mesmo número de elétrons, 
cortamos os elétrons e somamos as semi-reações para obter a reação global 
balanceada. 
Reação 1: 
Cu2+ + Fe0  Fe2+ + Cu0 E0: 0,7889 V 
Como inicialmente o cobre tinha Nox 2+ e nos produtos passou a ter Nox 
0, foi ele quem reduziu, sendo o agente oxidante. Já o ferro tinha Nox 0 e passou 
a ter Nox 2+, evidenciando seu potencial de oxidação, sendo o agente redutor. 
No procedimento com o segundo tubo de ensaio, ao adicionar 
permanganato de potássio, que tem coloração violeta, a solução ficou incolor 
mostrando que o permanganato foi consumido. 
Reação: 
SO42- + 2H+ + 2e-  SO32- + H2O E0 = 0,17 V 
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O E0 = 1,507 V 
 Sabe-se que a cor violeta que vem do Mn7+ desaparece, então a semi-
reação do Mn não se inverte, pois ele está reduzindo, então invertemos a semi-
reação do SO42- : 
SO32- + H2O  SO42- + 2H+ + 2e- E0 = -0,17 V 
2MnO4- + 16H+ + 10e-  2Mn2+ + 8H2O E0 = 1,507 V 
Como os elétrons devem se cancelar multiplicamos a reação do SO32- por 
5 e a reação do MnO4- por 2: 
5SO32- + 5H2O  5SO42- + 10H+ + 10e- E0 = -0,17 V 
2MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O E0 = 1,507 V 
Cortando os elétrons e somando as meias reações, temos a equação 
global balanceada. 
Reação 2: 
5K2SO3 + 3H2SO4 + 2KMnO4  2MnSO4 + 5K2SO4 + 3H2O E0 = 1,337 V 
O manganês já está totalmente oxidado, sendo um bom agente oxidante, 
ele se reduz, passando de Nox 7+ para 2+, já o enxofre oxidou, passando de 
Nox 4+ para 6+. O balanceamento da equação foi feito balanceando 
primeiramente o número de elétrons, em seguida as moléculas envolvidas na 
oxidação e redução, e por último acrescentando os demais elementos e a água 
do lado conveniente. 
No procedimento com o terceiro tubo, ocorreu a formação do gás NO que 
é incolor, e quando o mesmo reage com o oxigênio do ar forma NO2 que por sua 
vez apresenta uma coloração marrom. A liberação de NO ocorre pela redução 
do nitrogênio – que já está totalmente oxidado – do ácido nítrico, formando o NO, 
e provocando a oxidação do cobre presente na reação. Ao liberar o gás marrom 
a solução apresentou coloração esverdeada. 
HNO2 + H+ + e-  NO + H2O E0 = 0,983 V 
Cu2+ + 2e-  Cu0 E0: 0,3419 V 
Como foram utilizadas raspas de cobre metálico, teve-se que inverter a 
semi-reação dele, pois ele oxida: 
Cu0  Cu2+ + 2e- E0 = -0,3419 V 
Como temos 2 elétrons para cortar na reação do cobre, multiplicamos a 
reação do HNO2 por 2: 
2HNO2 + 2H+ + 2e-  2NO + 2H2O E0 = 0,983 V 
 Como temos o mesmo número de elétrons, cortamos e somamos as 
meias-reações para obter a reação global balanceada. 
 Reação 3: 
2HNO2 + 2H++ Cu0  Cu2+ + 2NO + 2H2O E0 = 0,6411 V 
O nitrogênio passa de Nox 5+, para 2+, e o cobre passa de Nox 0, para 
2+. 
Reação 4: 
2NO + O2  2NO2 
Ao realizar o procedimento referente ao quarto tubo de ensaio, a solução 
apresentou uma coloração escura e borbulhou, liberando um gás incolor, que se 
tratava do Cl2 que foi formado a partir da oxidação do cloro presente no ácido 
clorídrico, reduzindo assim o manganês presente no permanganato de potássio. 
 
MnO4- + 8H+ + 5e-  Mn2+ + 4H2O E0 = 1,507 V 
Cl2(g) + 2e-  2Cl- E0 = 1,35827 V 
Como temos a formação de um gás esverdeado, devemos inverter a reação do 
cloro, pois ele reduz, e também para cancelarmos os elétrons em ambas as 
reações, multiplicamos a reação do cloro por 5 e a do manganês por 2: 
2MnO4- + 16H+ + 10e-  2Mn2+ + 8H2O E0 = 1,507 V 
10Cl-  5Cl2(g) + 10e- E0 = -1,35827 V 
Cancelando os elétrons e somando as meias-reações, temos a equação 
geral balanceada. 
Reação 5: 
2MnO4- + 16H+ + 10Cl-  2Mn2+ + 8H2O + 5Cl2(g) E0 = 0,14873 V 
E por fim, na realização do procedimento do quinto tubo de ensaio, ao 
adicionar hidróxido de sódio, formou-se um precipitado gelatinoso e 
esbranquiçado. Isso ocorre porque ao reagir o cloreto de manganês com o 
hidróxido de sódio ocorre uma reação de dupla troca e forma-se uma base fraca 
insolúvel (Mn(OH)2) 
Reação 6: 
MnCl2 + 2NaOH  Mn(OH)2 + 2NaCl 
Quandose adicionou o peróxido de hidrogênio houve a formação de um 
precipitado de coloração marrom escuro (quase preto). 
Reação 7: 
Mn(OH)3 + e-  Mn(OH)2 + OH- E0 = 0,15 V 
O2 + 2H2O + 4e-  4OH- E0 = 0,401 V 
Como temos o hidróxido de manganês reagindo com o O2 invertemos a 
primeira semi-reação, e como também temos 4e- para cancelar na segunda 
semi-reação, multiplicamos a primeira por 4: 
4Mn(OH)2 + 4OH-  4Mn(OH)3 + 4e- E0 = -0,15 V 
Agora cancelamos os elétrons e somamos as semi-reações para 
obtermos a reação global balanceada: 
4Mn(OH)2 + O2 + 2H2O  4Mn(OH)3 E0 = 0,251 V 
Reação 8: 
2Mn(OH)2 + 2OH-  2Mn(OH)3 + 2e- E0 = -0,15 V 
H2O2 + 2H+ + 2e-  2H2O E0 = 1,776 
Cortando os elétrons e somando as semi-reações obtemos a reação 
global balanceada: 
2Mn(OH)2 + H2O2 + 2H2O  2Mn(OH)3 + 2H2O E0 = 1,626 V 
Exercícios 
 
1) Defina agente oxidante e agente redutor e o que ocorre com cada um 
deles numa reação redox. 
Agentes oxidantes são aquelas espécies que perdem elétrons, ‘forçando’ 
a outra espécie química a receber esses elétrons (ou seja, eles causam a 
oxidação da outra espécie). Já os agentes redutores, são aquelas espécies que 
‘tomam’ os elétrons da outra espécie química, forçando ela a doar esses elétrons 
(ou seja, eles causam a redução da outra substância). 
2) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de átomos neutros e 
gases nobres. 
Para um átomo neutro seu número de oxidação será igual a zero, já os 
gases nobres são tipicamente não reativos, a não ser sob condições extremas, 
logo eles não oxidam e nem reduzem, por isso eles são utilizados para evitar 
uma reação redox entre outros compostos, como o argônio, que é utilizado em 
lâmpadas de bulbo para prevenir a oxidação do filamento de tungstênio. 
3) Descreva as propriedades redutoras e oxidantes de íons monoatômicos 
e poliatômicos 
Para um íon monoatômico o número de oxidação será igual a carga do 
íon, como por exemplo K+ tem número de oxidação +1 e S2- tem estado de 
oxidação 2-. Para íons poliatômicos a soma dos números de oxidação é igual a 
carga do íon, por exemplo o íon hidrônio (H3O+) o número de oxidação de cada 
hidrogênio é +1 e de cada oxigênio é 2-. A soma dos números de oxidação é 
3(+1) + (-2) = +1, que é a carga do líquida do íon. 
4) O que é uma reação redox parcial (também chamada de semi-reação ou 
meia-reação) e uma reação global. Dê um exemplo 
Em uma reação redox ocorre simultaneamente o processo de redução e 
de oxidação, quando analisamos somente a redução ou a oxidação de uma 
substância então é analisado somente as semi-reações, como por exemplo: 
Oxidação: Sn2+  Sn4+ + 2e- 
Redução: 2Fe3+ + 2e-  2Fe2+ 
 A reação global é a junção das semi-reações: 
Sn2+ + 2Fe3+  Sn4+ + 2Fe2+ 
5) Defina ‘potencial redox’, ‘potencial-padrão de redução’ e ‘potencial-padrão 
(ou força eletromotriz)’ de uma célula eletroquímica 
O potencial de oxidação-redução (redox) é a espontaneidade, ou a 
tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzida 
(cada espécie tem seu potencial intrínseco de redução). 
O potencial padrão de redução indica a tendência de uma espécie em 
receber elétrons, por convenção, o potencial do hidrogênio é utilizado como 
referência, sendo este estabelecido como zero: 
2H+(aq) + 2e-  H2 E0 = 0,0 V 
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica 
fornece a força diretora, que induz os elétrons por um circuito externo, essa 
diferença de potencial é chamada de força eletromotriz, as condições padrão 
para fazer as medidas incluem concentrações de 1mol/L para os reagentes e 
produtos na solução, 1atm de pressão para os que são gases e temperatura 
igual a 25°C. 
6) Os princípios termodinâmicos podem ser aplicados às reações 
eletroquímicas? Qual a relação entre energia livre e espontaneidade de 
uma reação redox? 
Sim, os princípios da termodinâmica podem ser aplicados as reações 
eletroquímicas, visto que a energia é conservada (como diz a primeira lei da 
termodinâmica) e de acordo com a segunda lei é possível verificar se uma reação 
será ou não espontânea, a energia livre de Gibbs (ΔG) é uma grandeza da 
termodinâmica definida como a diferença entre a variação de entalpia (ΔH) e a 
temperatura (T) vezes a variação de entropia (ΔS): 
𝛥𝐺 = Δ𝐻 𝑥 𝑇. Δ𝑆 
Quando: 
ΔG < 0, o processo é favorável e se processará espontaneamente no sentido 
direto para formar mais produtos. 
ΔG > 0, o processo é desfavorável e se processará espontaneamente no sentido 
inverso para gerar mais reagentes. 
ΔG = 0, o sistema está em equilíbrio e as concentrações dos produtos e 
reagentes permanecerão constantes. 
7) Faça o balanceamento das seguintes reações redox, casos especiais de 
balanceamento (vide observação abaixo): 
 
a) Cl2 + NaOH  NaCl + NaClO3 + H2O (reação auto-redox) 
3Cl2 + 6NaOH  5NaCl + NaClO3 + 3H2O 
b) KClO3  KCl + KClO4 (reação auto-redox) 
4KClO3  KCl + 3KClO4 
c) H2SO4 + Zn  ZnSO4 + SO2 + H2O (reação de oxidação ou redução 
parcial) 
2H2SO4 + Zn  ZnSO4 + SO2 + 2H2O 
8) Faça o balanceamento das reações em meio básico (aquoso) 
 
a) Bi2O3 + ClO-  BiO3- + Cl- 
Bi2O3 + 2ClO- + 2OH-  2BiO3- + 2Cl- + H2O 
b) Cr2O72-  Cr3+ 
Cr2O72- + 6e- + H2O  2Cr3+ + 14OH- 
9) Faça o balanceamento das reações abaixo em meio ácido (aquoso) 
 
a) C2O42- + MnO4-  Mn2+ + CO2 
5C2O42- + 2MnO4- + 16H+  2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O 
b) Cr2O72-  Cr3+ 
Cr2O72- + 6e- + 14H+  Cr3+ + 7H2O 
10) As reações abaixo foram realizadas com seus íons em meio aquoso com 
concentração de 1,0 mol/L, a 25°C e 1 atm. Considerando-se que as 
mesmas estão em equilíbrio, use os potenciais-padrão de redução das 
meias reações para explicar seu comportamento termodinâmico, ou seja, 
verifique qual delas possui uma tendência natural de ocorrer (espontânea) 
a) FeCl2 + H2O2 + HCl  FeCl3 + H2O 
Temos: 
Fe2+Cl-12 + H+12O-12 + H+1Cl-1  Fe3+Cl1-3 + H+12O2- 
Como podemos observar o ferro oxidou e o oxigênio reduziu seguindo as 
seguintes reações: 
Fe3+ + e-  Fe2+ E0 = 0,771 V 
H2O2 + 2H+ + 2e-  2H2O E0 = 1,776V 
Como o ferro foi de Fe2+ para Fe3+ precisamos inverter a sua meia reação, e 
também como temos 2e- para cancelar na reação do peróxido de hidrogênio 
multiplicamos a reação do ferro por 2: 
Fe2+  Fe3+ + e- E0 = -0,771 V 
Cancelando os elétrons e somando as meias reações temos a reação global 
balanceada: 
2FeCl2 + H2O2 + 2HCl  2FeCl3 + 2H2O 
Para a reação ser espontânea: ΔE0 = E0 oxidação + E0 redução >0 
ΔE0 = 1,776V + (-0,771 V) = 1,005 V > 0, ou seja, a reação é espontânea. 
 
b) NaBr + MnO2 + H2SO4  Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O 
Temos: 
 Na+1Br-1 + Mn+4O-22 + H+12S+6O-24  Br02 + Na+12 S+6O-24 + Mn+2S+6O-24 + H+12O2- 
Como podemos observar o bromo oxidou e o manganês reduziu seguindo as 
seguintes meias reações: 
MnO2 + 4H+ + 2e-  Mn+2 + 2H2O E0 = 1,224 V 
Br2 + + 2e-  2Br- E0 = 1,0873 V 
Como o bromo vai de Br- para Br0 precisamos inverter a segunda meia reação: 
2Br-  Br2 + + 2e- E0 = -1,0873 V 
Cancelando os elétrons e somando as meias reações temos a reação global 
balanceada: 
2NaBr + MnO2 + 2H2SO4  Br2 + Na2SO4 + MnSO4 + 2H2O 
Para a reação ser espontânea: ΔE0 = E0 oxidação + E0 redução >0 
ΔE0 = 1,224V + (-1,0873 V) = 0,1367 V > 0, ou seja, a reação é espontânea. 
11) Uma mistura de K2Cr2O7(s) com HCl, sob aquecimento, resulta na 
liberação de um gás verde. Escreva a reação global baseando-se nas 
semi-reações (ver tabela ‘serie eletroquímica’). 
Como sabemos o Cl assume uma cor esverdeada quando está no estado 
de oxidação Cl2(g) como gás cloro, e sabemos também que o dicromato pode 
reduzir, seguindo a meia-reação: 
 Cl2(g) + 2e-  2Cl- E0 = 1,35827 V 
Cr2O72- + 14H+ + 6e- 2Cr3+ + 7H2O E0 = 1,232 V 
Como o Cl está oxidando devemos inverter a meia reação que o descreve, e 
como na meia reação do dicromato temos 6e- para reagir, devemos multiplicar 
a reação do Cl por 3: 
6Cl-  3Cl2(g) + 6e- E0 = -1,35827 V 
Agora cortamos os elétrons e somamos as meias reações para obtermos a 
reação global: 
6Cl- + Cr2O72- + 14H+  3Cl2(g) + 2Cr3+ + 7H2O ΔE0 = -0,12627V 
Como podemos observar por ΔE0 ser negativo essa reação não é espontânea, 
por isso usamos o aquecimento, para forçar o acontecimento da reação. 
 
 
 
5. Referências 
BROWN, T.L. al. Química – A Ciência Central. 9° ed. São Paulo: Pearson 
Prentice Hall, v.1, 2005 
FOGAÇA, Jennifer. Oxirredução; Manual da Química. Disponível em: 
<https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidorreducao.htm> Acesso 
em 14 de fevereiro de 2021 
FOGAÇA, Jennifer. Oxidação e Redução; Manual da Química. Disponível em: 
<https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm> 
Acesso em 14 de fevereiro de 2021 
 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidorreducao.htm
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm