Relatorio oxidação-redução

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U n i v e r s i d a d e E s t a d u a l d e M a r i n g á 
Departamento de Química 
Av. Colombo 5790, CEP 87020-900 - Maringá - Paraná - Brasil 
Web site: www.dqi.uem.br 
 
 
 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I 
Prof. Dr. Eduardo Radovanovic 
 
 
 
 
 
 
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO 
 
 
 
Matheus Marchiore Magalhaes RA: 108334 
Giovana Rita Molina Ramari RA: 112299 
Roberta Bernardino Ramos do Prado RA: 103239 
 
 
 
 
Maringá 
2021 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO ........................................................................................................................ 3 
2. OBJETIVOS ............................................................................................................................. 5 
3. METODOLOGIA ...................................................................................................................... 5 
3.1. Materiais utilizados ............................................................................................................... 5 
3.2. Reagentes .............................................................................................................................. 5 
3.3. Procedimento Experimental ................................................................................................. 6 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................................... 6 
TUBO A 6 
TUBO B 7 
TUBO C 8 
TUBO D 8 
TUBO E 9 
5. CONCLUSÕES ....................................................................................................................... 10 
REFERÊNCIAS ............................................................................................................................... 10 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
As reações de oxirredução (redox) estão entre as reações químicas mais comuns e 
importantes. Elas estão presentes em uma grande variedade de processos importantes 
incluindo a ferrugem do ferro, a produção e ação de alvejantes e a respiração dos animais. 
A oxidação pode ser descrita como um processo onde ocorre a perda de elétrons por parte 
de uma determinada substância. Contrariamente, a redução refere-se ao ganho de elétrons. 
Sendo assim, as reações de oxirredução ocorrem quando elétrons de um átomo oxidado 
são transferidos para o átomo que está sendo reduzido. Mas como determinar se uma 
reação é de oxirredução? Isso é possível através da análise do número de oxidação dos 
elementos envolvidos na reação. Esse procedimento nos diz quais elementos (se houver 
algum) tiveram variação seu estado de oxidação. 
Em qualquer reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem ocorrer. Ou 
seja, se uma substância for oxidada, a outra deverá ser reduzida. A substância que torna 
possível que uma outra seja oxidada é chamada agente oxidante ou oxidante. E é ele quem 
remove elétrons de outra substância, adquirindo-os para si mesmo, portanto, o agente 
oxidante é reduzido. Da mesma forma, um agente redutor ou um redutor é uma substância 
que fornece elétrons, fazendo assim com que outra substância seja reduzida. O agente 
redutor é oxidado no processo. 
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar 
trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica), 
dispositivo na qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de 
diretamente entre os reagentes. Nessas células, as reações que ocorrem nos eletrodos 
produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através do condutor externo. 
 
Figura 1. Célula galvânica. 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: Maestrovirtuale.com 
As células voltaicas usam as reações redox que ocorrem espontaneamente. 
Qualquer reação que pode ocorrer em uma célula voltaica para produzir uma fem positiva 
deve ser espontânea. Sendo assim, é possível decidir se uma reação redox será espontânea 
usando os potenciais de semicélula para calcular a fem associada a ela. Através da 
equação: 
 
E°= E°red (processo de redução) – E°red (processo de oxidação) 
 
Quanto à espontaneidade da reação, é possível fazer uma afirmação geral de 
acordo com sua fem associada, um valor positivo de E° indica um processo espontâneo, 
e um valor negativo de E indica um processo não espontâneo. 
As baterias e pilhas são ótimos exemplos de como as reações redox espontâneas 
podem ser usadas produtivamente. Porém, essas reações podem ser também indesejáveis 
e bastante destrutivas, como o processo que leva à corrosão de metais. Essas reações são 
reações espontâneas e nelas um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente 
e é convertido em um composto não-desejado. Para quase todos os metais, a oxidação é 
um processo termodinamicamente favorável no ar e à temperatura ambiente. 
 
Figura 2. Formação de ferrugem. 
Fonte: Globalcolor.com.br 
 
A ferrugem é um exemplo disso, ela é um processo de corrosão conhecido que 
implica impacto econômico bastante significativo. Estima-se que até 20% do ferro 
produzido anualmente nos Estados Unidos é usado para repor objetos de ferro descartados 
por danos causados pela ferrugem. Para sua formação ela requer tanto oxigênio quanto 
água. Outros fatores-como o pH da solução, a presença de sais, o contato com metais mais 
difíceis de oxidar que o ferro e o desgaste no ferro, são condições que podem acelerar a 
ferrugem. A corrosão do ferro é eletroquímica por natureza. Não apenas o processo de 
corrosão envolve a oxidação e a redução, mas o metal por si só conduz eletricidade. 
Portanto, os elétrons podem mover-se por ele de uma região onde ocorre oxidação para 
outra onde há redução, como em células voltaicas. 
 
2. OBJETIVOS 
 
O principal objetivo é descobrir os agentes oxidantes e redutores e entender os 
conceitos de redução e oxidação. 
 
3. METODOLOGIA 
 
3.1. Materiais utilizados 
o Tubos de ensaio; 
o Pipeta de 2mL graduada; 
o Pipetador, béquer; 
o Espátula; 
o Estante para tubo de ensaio; 
o Prego de ferro; 
o Palha de aço; 
o Cristais de sulfito de sódio; 
o Raspas de cobre metálico; 
o Cristais de permanganato de potássio. 
 
3.2. Reagentes 
o Solução líquida de 0,25 mol/L de sulfato cúprico (CuSO4); 
o Solução líquida de 1,0 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4); 
o Solução líquida de 0,01 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4); 
o Solução líquida de ácido nítrico concentrado (HNO3); 
o Solução líquida de ácido clorídrico concentrado (HCl); 
o Solução líquida de 0,25 mol/L de cloreto de manganês (MnCl2); 
o Solução líquida de 2,0 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH); 
o Solução líquida de água de bromo (Br2). 
3.3. Procedimento Experimental 
Primeiramente foram separados em um suporte 5 tubos de ensaio e nomeados de 
A a E. Logo após, utilizando uma palha de aço, foi limpado um prego de ferro, o qual foi 
colocado no tubo A. No mesmo tubo foi adicionada uma solução 0,25 mol/L de sulfato 
cúprico (CuSO4) e foi deixado de lado por tempo suficiente para ocorrer a reação. 
Em seguida utilizando o tubo B, foram colocados alguns cristais de sulfito de 
sódio (K2SO3), 2,0 mL da solução de 1,0 mol/L de ácido sulfúrico (H2SO4) e 2,0 mL da 
solução de 0,01 mol/L de permanganato de potássio (KMnO4) e observou-se a reação. 
Logo após no tubo C dentro da capela, foram adicionadas raspas de cobre metálico 
e 2,0 mL de ácido nítrico concentrado (HNO3). 
Seguidamente foram colocados alguns cristais de permanganato de potássio no 
tubo D e, dentro da capela, adicionado 1,0 mL de ácido clorídrico concentrado (HCl) ao 
tubo de ensaio. 
Por fim, foi adicionado no tubo E 2,0 mL de uma solução a 0,25 mol/L de cloreto 
de manganês (MnCl2), 2,0 mL de uma solução a 2,0 mol/L de hidróxido de sódio (NaOH) 
e 1,0 mL da solução de água de bromo (Br2). 
Todas as reações foram observadas e discutidas. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
TUBO A 
Após cerca de 10 minutos,o prego começou a apresentar uma camada sólida ao 
seu redor (Figura 3). 
 
Figura 3: Oxidação do ferro metálico em solução de sulfato de cobre. 
 
 
 
 
 
Fonte: dos autores. 
A reação que ocorreu foi a de redução do cobre em solução e oxidação do ferro, 
como demonstra a equação: 
 
𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝐹𝑒 → 𝐶𝑢 + 𝐹𝑒𝑆𝑂4 
 
Analisando os números de oxidação (Nox) e potenciais de redução (Figura 4), 
pode-se perceber que a redução do cobre é muito mais favorável que a do ferro, havendo 
preferencialmente formação de cobre metálico. 
 
𝐶𝑢+2𝑆+6𝑂−24 + 𝐹𝑒° → 𝐶𝑢° + 𝐹𝑒
+2𝑆+6𝑂−24 
 redução 
oxidação 
 
 
Figura 4: Potenciais de redução de alguns elementos. 
 
Fonte: Química na abordagem do cotidiano, 2003. 
 
TUBO B 
O KMnO4, oxidante forte e de coloração roxa, ao ser colocado no tubo de ensaio 
perdeu sua coloração, seguindo a reação de oxido redução: 
 
2𝐾+1𝑀𝑛+7𝑂−24 + 3𝐻2𝑆𝑂4 + 5𝐾
+1
2𝑆
+4𝑂−23 → 2𝑆
+4M𝑛+2𝑂−24 + 6𝐾
+1
2𝑆
+6𝑂−24 + 3𝐻2𝑂 
 redução 
 oxidação 
A perda de coloração se deu pela redução do manganês, já que o permanganato 
de potássio possui forte coloração roxa, e o sulfato de manganês, não. 
 
TUBO C 
Foi liberado um gás incolor, seguido de um gás vermelho e ao final a solução se 
tornou verde (Figura 5). 
 
Figura 5: Oxidação do cobre metálico em solução de ácido nítrico. 
 
Fonte: dos autores. 
 
O cobre metálico foi oxidado e o nitrogênio do ácido nítrico, reduzido. 
 
3𝐶𝑢0 + 8𝐻+1𝑁+5𝑂−23 → 4𝐻2𝑂 + 2𝑁
+2𝑂−2 + 3𝐶𝑢+2(𝑁+5𝑂−23)2 
 redução 
 oxidação 
 
Ao se observar a reação de oxido-redução, não se nota a presença de qualquer gás 
vermelho. De fato, no primeiro momento foi liberado apenas NO, o qual é incolor. A 
formação de gás avermelhado ocorreu pela reação do NO com o O2 atmosférico, 
formando NO2, o qual é vermelho. 
 
2𝑁𝑂 + 𝑂2 → 𝑁𝑂2 
 
TUBO D 
A solução se tornou marrom e liberou um gás incolor (Figura 6). 
 
 
Figura 6: redução de manganês e oxidação de cloro. 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: dos autores. 
 
O gás liberado foi o cloro, o qual foi oxidado do ácido clorídrico. O agente 
oxidante foi o manganês, o qual foi reduzido de Nox 7 para 2. 
 
2𝐾+1𝑀𝑛+7𝑂−24 + 16𝐻
+1𝐶𝑙−1 → 8𝐻2𝑂 + 5𝐶𝑙°2 + 2𝐾𝐶𝑙 + 2𝑀𝑛
+2𝐶𝑙−12 
redução 
oxidação 
 
TUBO E 
Na adição de hidróxido de sódio, foi formado um sólido branco, similar a algodão, 
mas solúvel na solução, sendo essa homogeneizada e o sólido dissolvido. Ao segundo 
momento, com a adição de Br2, a solução assumiu uma coloração marrom mais forte 
(Figura 7). 
 
Figura 7: oxidação do manganês e redução do bromo. 
 
 
 
 
 
 
 
Fonte: dos autores. 
A primeira parte do experimento é dada por uma reação de dupla troca entre um 
metal e uma base solúvel. 
 
𝑀𝑛𝐶𝑙2 + 2𝑁𝑎𝑂𝐻 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝑀𝑛(𝑂𝐻)2 
 
Na adição de água de bromo, tem-se uma reação de oxido redução, sendo o bromo 
reduzido e o manganês oxidado. 
 
2𝑀𝑛+2(𝑂−2𝐻+1)2 + 𝐵𝑟°2 + 2𝐻2𝑂 → 𝑀𝑛
+4(𝑂−2𝐻+1)4 + 2𝐵𝑟
−1𝐻+1 
redução 
 oxidação 
 
 
5. CONCLUSÕES 
 
Todas as reações puderam ser observadas e relacionadas com o conteúdo teórico 
de óxido redução. 
REFERÊNCIAS 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H.Eugene; BURNSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 
9 ed. 
 
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. 3ed. Edgard. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
 
PERUZZO, Francisco Miragaia; DO CANTO, Eduardo Leite. Química na abordagem do 
cotidiano. 3. ed. São Paulo. Moderna, 2003.