Ácido, Bases e Reações Redox

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DE PERNAMBUCO 
 
 
RELATÓRIO V: 
 
 
Ácido, Bases e Reações Redox 
 
 
Curso: Licenciatura Plena em Química. 
Departamento de Química (DQ). 
Disciplina: Química Experimental LI. 
Turma: LQ3 – Vespertino. 
Docente: Ivoneide de Carvalho Lopes Barros 
Colaboradores: Guilherme Vieira 
Helena Lorena 
José Felipe de Barros 
Autor: José Felipe de Barros 
 
 
 
 
Recife, 12 de junho de 2019. 
INTRODUÇÃO 
 
Os ácidos e as bases são substâncias que podem ser encontradas no 
cotidiano de todas as pessoas. Estão presente desde a composição sanguínea até 
alimentos consumidos pelo homem. Duas funções químicas, estudadas pela 
Química inorgânica, ramo que estuda os compostos que não são formados por 
grande quantidade de carbonos. Essas substâncias apresentam propriedades 
opostos, como por exemplo, as substâncias ácidas apresentam um sabor azedo, já 
as substâncias básicas apresentam sabores adstringentes, porém provar essas 
substâncias não é a melhor forma de identifica-las, já que muitas são toxicas e letal 
para o ser humano. As propriedades organolépticas não são a melhor escolha para 
identificação desses compostos. 
Uma maneira mais eficaz e segura de identificar esses compostos é 
através de indicadores de ácido-base, onde os mesmos mudam de cor quando em 
contato com tais indicadores (entre os indicadores mais conhecidos estão o papel de 
tornassol, fenolftaleína, azul de bromotimol e o alaranjado de metila), como por 
exemplo, a fenolftaleína quando em contato com uma substância básica/ alcalina a 
torna rosa, já em meio ácido a deixa incolor. 
Por muitos anos os químicos discutiram sobre os conceitos de ácido e 
base, sendo o químico sueco Svante Arrhenius um dos primeiros a defini-las. 
Segundo Arrhenius os ácidos são substâncias que em meio aquoso 
ionizam-se, liberando como cátion para solução somente o H+. 
 
HxA x H
+
(aq) + A
x-
(aq) 
 
Enquanto as bases são substâncias que em meio aquoso sofrem 
dissociação iônica, liberando como um único tipo ânion os íons OH- (hidroxila). 
 
C (OH)x C
x+
(aq) + x OH
-
(aq) 
 
Esses compostos quando entram em contato reagem, sendo essa reação 
denominada como reação de neutralização, tendo como produto da reação sal e 
água. 
H2O 
Ionização do Ácido 
Ionização do Ácido 
H2O 
As principais classes de reações químicas são as de precipitação, 
ácido/base e oxirredução. Sendo essa última a que abrange uma série de reações 
importantes, como a combustão, corrosão, fotossíntese, o metabolismo dos 
alimentos e extração de minérios. As reações redox são também chamas de 
oxirredução. 
Esse tipo de reação ocorre através de transferência de elétrons de uma 
espécie química para outra, ou seja, uma espécie química ganha os elétrons e a 
outra perde. É chamado de oxidação, o processo onde a espécie química perde os 
elétrons, onde é dito que a substância se oxida denominada de agente redutor. 
O processo onde a substância ganha os elétrons, chama-se de redução, 
onde é dito que a substância reduziu denominada de agente oxidante. 
 
É possível determinar o agente oxidante e redutor pela variação do NOX (número de 
oxidação) de cada átomo presente nas substâncias que reagiram. A oxidação causa 
um aumento no NOX do átomo, o oposto ocorre na redução.
OBJETIVOS 
 
 Comprovar experimentalmente as propriedades funcionais dos ácidos e 
bases, utilizando corretamente os indicadores ácido-base mais comuns; 
 Identificar a natureza das reações de oxirredução; 
 Montar uma tabela a partir de dados experimentais e escrever equações para 
as semi-reações de oxidação e redução. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 
 4 Tubos de ensaio; 
 Estante para tubos de ensaio; 
 Pipeta de Pasteur 
 Baqueta ou bastão de vidro; 
 Papel indicador tornassol azul; 
 Papel indicador tornassol Amarelo; 
 Solução de metil Orange; 
 Solução de azul de bromotimol; 
 Ácido clorídrico 5%; 
 Ácido sulfúrico 5%; 
 Solução de fenolftaleína; 
 Hidróxido de sódio 5%; 
 Hidróxido de amônio 5%; 
 Carbonato de sódio (sólido); 
 Carbonato de cálcio (sólido); 
 Cobre; 
 Bombril (Fe); 
 Fita de Magnésio; 
 Zinco (Zn) metálico; 
 ZnSO4 (sulfato de zinco) 0,1 mol/L; 
 CuSO4 (sulfato de cobre) 0,1 mol/L; 
 H2SO4 (ácido sulfúrico) 3 mol/L. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PARTE A. ÁCIDOS E BASES. 
 
A.1. Identificação de Ácidos e Bases com Papel Indicador Tornassol Azul. 
Foram pegos quatro tubos de ensaios e enumerados, em seguida 
adicionou-se em cada tubo de ensaio dois mililitros (2mL) da solução de hidróxido de 
sódio (NaOH), hidróxido de amônio (NH4OH), ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido 
clorídrico (HCl), respectivamente, cada solução em tubos distintos. Posteriormente, 
foi pego quatro pedaços de papel indicador tornassol azul e colocados 
separadamente sobre um vidro de relógio. Foi pego um bastão de vidro, a ponta do 
bastão de vidro foi mergulhado no tubo de ensaio contendo a solução de hidróxido 
de sódio, que em seguida foi direcionado em um dos pedaços de papel tornassol, 
molhando-o com a solução. O mesmo procedimento foi repetido nos demais tubos 
de ensaio que continham as outras soluções, sempre lavando e enxugando a ponta 
do bastão de vidro, antes de submetê-lo aos outros tubos de ensaio. 
Todo procedimento anterior foi repetido usando o papel indicador de 
tornassol amarelo, como identificador de ácido-base. Anotaram-se todas as 
observações experimentais. 
 
A.2. Identificação de Ácidos e Bases com Soluções de Indicadores. 
Foram pegos quatro tubos de ensaios e enumerados, em seguida 
adicionou-se em cada tubo de ensaio dois mililitros (2mL) da solução de hidróxido de 
sódio (NaOH), hidróxido de amônio (NH4OH), ácido sulfúrico (H2SO4) e ácido 
clorídrico (HCl), respectivamente, cada solução em tubos distintos. Posteriormente, 
foi adicionado duas gotas de fenolftaleína em cada tubo de ensaio. Todo 
procedimento anterior foi repetido mais duas vezes, usando outros indicadores, o 
azul de bromotimol e metil Orange, respectivamente. Anotaram-se todas as 
observações experimentais. 
 
A.3. Identificação da Reação Ácido-Base. 
Foi pego um tubo de ensaio, em seguida adicionou-se dois mililitros (2mL) 
de solução de hidróxido de sódio (NaOH), onde foi adicionado duas gotas de 
fenolftaleína, o tubo foi agitado. Com o auxílio da pipeta de Pasteur foi adicionado 
aos poucos a solução de ácido clorídrico (HCl), até ser notado uma mudança de 
coloração. Anotaram-se todas as observações experimentais. 
 
A.4. Reação do Ácido com Carbonatos. 
Foi pego dois tubos de ensaios. Em cada um deles foi adicionado dois 
mililitros (2mL) da solução de ácido sulfúrico (H2SO4). Em um dos tubos foi 
adicionou-se um pouco de carbonato de cálcio (CaCO3) e no outro carbonato de 
sódio (Na2CO3). Anotaram-se todas as observações experimentais. 
 
PARTE B. OXIRREDUÇÃO. 
 
B.1. Reação dos Metais com Solução de Sulfato de Cobre (II) e Sulfato de 
Zinco. 
Foram pegos quatro tubos de ensaios e enumerados de um a quatro, em 
seguida adicionou-se cobre metálico, fita de magnésio, zinco metálico e Bombril, nos 
respectivos tubos. Logo se adicionou a cada tubo de ensaio um volume de meio 
mililitro (0,5 mL) de solução de sulfato de cobre [II] (CuSO4). O procedimento anterior 
foi repetido para solução de sulfato de zinco (ZnSO4). Anotaram-se todas as 
observações experimentais. 
 
 
 
B.2. Reação dos Metais com Solução de Ácido Sulfurico 
Foram pegos quatro tubos de ensaios e enumerados de um a quatro, em 
seguida adicionou-se cobre metálico, fita de magnésio, zinco metálico e Bombril, nos 
respectivos tubos. Logo se adicionou a cada tubo de ensaio um volume de meio 
mililitro (0,5 mL) de solução de ácido sulfurico (H2SO4). Anotaram-se todas as 
observações experimentais. 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
PARTE A. ÁCIDOS E BASES. 
 
A.1. Identificaçãode Ácidos e Bases com Papel Tornassol 
Os resultados experimentais podem ser observados na Tabela I. 
Tabela I. Identificação de Ácido-base com Papel Tornassol 
Tubos de Ensaio Papel Tornassol Azul Papel Tornassol Amarelo 
I – NaOH Azul Azul 
II – NH4OH Azul Azul 
III – H2SO4 Vermelho Rósea 
VI - HCl Vermelho Rósea 
 
O papel tornassol é usado para analises qualitativas do potencial 
hidrogeniônico, comumente chamado de pH (escala numérica que indica o grau de 
acidez, alcalinidade e neutralidade de uma solução), indicando apenas se a solução 
é ácida ou alcalina, a depender da mudança na coloração do papel quando o 
mesmo é gotejado pela solução que está em analise. 
O papel indicador tornassol azul, assume uma coloração vermelha 
quando em contato com soluções ácidas, quando em contato com soluções 
alcalinas sua cor não é alterada, ou seja, permanece azul. Conforme observado no 
presente experimento, como mostra a Figura A.1. 
 
Figura A.1 Papel Indicador Tornassol Azul. As tiras que estão completamente azuis são as que foram gotejadas pelas 
soluções alcalinas, já as tiras que estão com uma parte vermelha são as que entraram em contato com as soluções ácidas. 
Fonte: Barros (2019). 
O papel tornassol amarelo, assume uma coloração rósea quando em 
contato com soluções ácidas, quando em contato com soluções alcalinas assume a 
coloração azul, como mostra a Figura A.1.1. 
 
Figura A.1.1. Papel Indicador Tornassol Amarelo. As tiras que estão azuis são as que foram gotejadas pelas soluções 
alcalinas, já as tiras que estão róseas são as que entraram em contato com as soluções ácidas. Fonte: Barros (2019). 
 
Comparando a Tabela I com as Figuras A.1 e A.1.1 pode-se concluir que 
as soluções NaOH e NH4OH são soluções alcalinas, já que quando em contato com 
o papel indicador tornassol azul, o papel não mudou sua coloração, permanecendo 
azul, já no papel tornassol amarelo a coloração alterou-se para azul, e as soluções 
de H2SO4 e HCl são soluções ácidas, já que quando em contato com o papel 
tornassol azul o papel ficou vermelho e quando em contato com o papel tornassol 
amarelo o papel ficou rósea. 
 
A.2. Identificação de Ácidos e Bases com Soluções de Indicadores. 
Os resultados experimentais podem ser observados na Tabela II. 
 
Tabela II. Identificação de Ácido-base com Soluções de Indicadores 
Tubos de Ensaio Fenolftaleína Azul de Bromotimol Metil Orange 
I – NaOH Rosa Azul Laranja 
II – NH4OH Rosa Azul Laranja 
III – H2SO4 Incolor Laranja Vermelho 
VI - HCl Incolor Laranja Vermelho 
A fenolftaleína é uma substância orgânica e incolor em meio aquoso, 
utilizada como identificador de ácido-base. A estrutura da fenolftaleína é modificada 
dependendo do meio onde ele se encontra como pode ser observado na Figura A.2. 
 
Figura A.2. Estrutura da fenolftaleína. A primeira estrutura é da fenolftaleína pura; A segunda quando ela se encontra em meio 
ácido; A terceira quando ela se encontra em meio alcalino. Fonte: Quím. Nova vol.29 no.3 São Paulo May/June 2006. 
 
Em meio ácido permanece incolor, já em meio básico assume uma 
coloração rosa, o que explica a alteração nas cores das soluções de NaOH e 
NH4OH e a permanência incolor das soluções de H2SO4 e HCl quando foi adicionado 
nas soluções gotas de fenolftaleína, como pode ser observado na Figura A.2.1. 
 
Figura A.2.1. Soluções com Fenolftaleína. A ondem dos tubos seguiu da esquerda para direita. Fonte: Barros (2019). 
 
O azul de bromotimol é um ácido orgânico fraco e na sua forma pura em 
meio aquoso é azul. Assim como a fenolftaleína é utilizado como identificador de 
ácido-base, onde em meio ácido apresenta coloração amarela, já em meio básico 
permanece azul. A mudança de coloração do indicador depende da variação do pH 
do meio, onde ocorre um reagrupamento dos átomos ou das duplas ligações nas 
moléculas, como pode ser observado na Figura A.2.2. 
Rosa 
 
Figura A.2.2. Estrutura do Azul de Bromotimol. A primeira estrutura o azul de bromotimol encontra-se em meio ácido; A 
segunda o azul de bromotimol encontra-se em meio alcalino. Fonte: Wikipédia (2019) 
 
Em meio alcalino o azul de bromotimol permanece azul, já em meio ácido 
assume uma coloração amarela, o que explica a alteração nas cores das soluções 
de H2SO4 e HCl e a permanência do azul nas soluções de NaOH e NH4OH quando 
adicionou-se nas soluções gotas de azul de bromotimol nos experimentos realizado, 
como pode ser observado na Figura A.2.3. 
 
Figura A.2.3 Soluções com Azul de Bromotimol. Os dois tubos a esquerda estão com as soluções ácidas (Amarelos), os dois 
tubos a direita estão com soluções alcalinas (Azuis). Fonte: Barros (2019). 
 
O alaranjado de metila é uma substância orgânica de cor laranja quando 
dissolvida em água. Também é usado como um indicador de ácido e base, onde 
dependo da variação de pH irá mudar de coloração. Assim como a fenolftaleína e o 
azul de bromotimol, o alaranjado de metila também sofre um reagrupamento dos 
átomos ou das duplas ligações (apresente em suas moléculas) dependendo da 
variação do pH, modificando sua estrutura. Suas estruturas podem ser observadas 
na Figura A.2.4. 
 
Figura A.2.4 Estrutura do Alaranjado de Metila. A primeira estrutura se encontra em meio alcalino; A segunda quando se 
encontra em meio ácido. Fonte: Laboratório de Química – Aula 06, UFJF, (2019). 
 
Em meio alcalino o alaranjado de metila permanece laranja, já em meio 
ácido assume uma coloração vermelha, o que explica a alteração nas cores das 
soluções de H2SO4 e HCl, deixando-as vermelhas, e as soluções de NaOH e 
NH4OH tornando-as laranjas, quando adicionado nas soluções gotas de alaranjado 
de metila. Como se poder observar na Figura A.2.3. 
 
 
Figura A.2.3 Soluções com Alaranjado de Metila. A ondem dos tubos seguiu da esquerda para direita. Fonte: Barros (2019). 
 
Comparando a Tabela I com as Figuras A.2, A.2.1 e A.2.3, pode-se 
concluir que as soluções de H2SO4 e HCl são ácida, já que quando os indicadores 
Fenolftaleína, Azul de bromotimol e Alaranjado de Metila foram gotejados nas 
soluções todas elas apresentaram coloração, correspondentes a de uma substância 
ácida. Já as soluções de NaOH e NH4OH são alcalinas, pois quando os respectivos 
indicadores entraram em contato com as soluções, elas apresentaram coloração 
correspondente de uma substância alcalina. 
A.4. Identificação da Reação Ácido-Base. 
O NaOH é uma substância alcalina e incolor, que quando gotejado 
fenolftaleína sua coloração é alterada para rosa. Na medida em que se foi 
adicionando o HCl na solução de NaOH (contendo fenolftaleína), foi observado aos 
poucos que a solução foi se tornando incolor. Como pode ser observado na Figura 
A.4 e A4.1 
 
 
 
 
A reação do NaOH com HCl é uma reação de neutralização, onde como 
produto será obtido o cloreto de sódio (NaCl) e água (H2O), essa reação não é fácil 
de se ver a olho nu, então usou-se um indicador (o que foi usado nesse presente 
experimento foi a fenolftaleína) para que haja uma mudança na coloração quando a 
reação estiver completa, o que explica a alteração da solução de rosa para incolor 
ao ser misturado aos poucos o NaOH com indicador e HCl, produzindo NaCl, sal 
completamente solúvel em água, e H2O. A reação completa do NaOH com HCl, 
pode ser observada abaixo: 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(aq) 
 
A.5. Reação do Ácido com Carbonatos 
Foi observado que a reação do ácido sulfúrico (H2SO4) com carbonato de 
cálcio (CaCO3) e do ácido sulfúrico com o carbonato de sódio (Na2CO3) produz 
Figura A.4. Solução de NaOH com Fenolftaleína. Fonte: Barros (2019). Figura A.4.1. Reação Completa do NaOH e HCl. Fonte: Barros (2019). 
Fenolftaleína 
efervescência, como pode ser observado na Figura A.5 e Figura A.5.1, 
respectivamente.Qualquer ácido que reage com carbonatos irá produzir efervescência, 
essa é uma propriedade dos ácidos, isso se dá por que o ácido carbônico é um dos 
produtos da reação, um ácido instável que irá se converter em dióxido de carbono, 
responsável pela efervescência, e água. O que explica a efervescência observada 
nos experimentos. Na Figura A.5.2 pode-se observar como ficaram as soluções ao 
termino da reação. 
 
Figura A.5.2. Produto das reações. O primeiro tubo está o produto da reação do H2SO4 com CaCO3 ; O segundo tubo está o 
produto da reação do H2SO4 com Na2CO3. 
 
Na reação do H2SO4 com CaCO3 foi produzido sulfato de cálcio (CaSO4), 
um sal esbranquiçado e insolúvel em água (presente no primeiro tubo, Figura 
A.5.2), gás carbônico (CO2) e água (H2O). 
Na reação do H2SO4 com Na2CO3, foi produzido sulfato de sódio 
(Na2SO4), sal solúvel em água (como pode ser observado na Figura A.5.3), CO2 e 
H2O. 
Figura A.5. Reação do H2SO4 com CaCO3 . Fonte: Barros (2019). Figura A.4. Reação do H2SO4 com Na2CO3 . Fonte: Barros (2019). 
As equações químicas da reação do ácido sulfúrico com o carbonato de 
sódio e carbonato de cálcico podem ser observadas abaixo. 
 
Na2CO3 (s) + H2SO4 (aq) Na2SO4 (aq) + CO2(g) + H2O(aq) 
 
CaCO3 (s) + H2SO4 (aq) CaSO4 (s) + CO2(g) + H2O(aq) 
 
PARTE B. OXIRREDUÇÃO. 
 
B.1. Reação dos Metais com Solução de Sulfato de Cobre (II) 
Foi observado que a solução de sulfato de cobre [II] (CuSO4), é uma 
solução azulada, quando adicionada aos metais [cobre, magnésio, zinco e ferro 
(Bombril)] aparentemente houve reação entre a solução com o Bombril, magnésio e 
zinco, esse último uma reação mais lenta, todos formando uma precipitado no fundo 
do tubo, já o cobre não reagiu com a solução, como pode-se observar na Figura 
B.1. 
 
Figura 4 Solução de Sulfato de Cobre com Metais. A ordem do tubo é da esquerda pra direita, onde no tubo I – Cobre, Tubo II 
– Magnésio, Tubo II – Zinco e Tubo IV – Ferro. 
 
Na Tabela III podem-se observar os resultados experimentais. 
Tabela III. Resultados experimentais da reação dos metais com o sulfato de cobre (II) 
Tubos Reação 
I - Cobre Não Houve Reação 
II - Magnésio Houve Reação 
III - Zinco Reação Lenta 
IV - Ferro (Bombril) Houve Reação 
A solução de CuSO4 tem essa coloração azul por causa dos íons de Cu
2+
 
que estão dissolvidos na solução, quando o cobre metálico entra em contato com a 
solução de CuSO4 não ocorre reação de oxirredução ou deslocamento, pois os íons 
dissolvidos na solução é o mesmo do metal. 
O magnésio, zinco e ferro são metais mais reativos que os íons de 
cobre presente na solução, fazendo com que eles sejam deslocados, esses metais 
perdem elétrons para o cobre, formando cobre metálico e uma solução de sulfato 
com os respectivos metais (como podem ser observadas nas reações), o que explica 
a mudança na coloração da solução e o precipitado observado no fundo dos tubos 
de ensaios (II,III e IV). 
 
Tubo II- Mg(s) + CuSO4 (aq) MgSO4 (aq) + Cu(s) 
 
Tubo III - Zn(s) + CuSO4 (aq) ZnSO4 (aq) + Cu(s) 
 
Tubo IV - Fe(s) + CuSO4 (aq) FeSO4 (aq) + Cu(s) 
 
Observando a Tabela IV, podem-se concluir quais compostos são os 
agentes oxidantes e os agentes redutores. 
Tabela IV. Agentes Oxidantes e Redutores nas Reações dos Metais. 
Tubos Agente Oxidante Agente Redutor 
Tubo II CuSO4 Mg 
Tubo III CuSO4 Zn 
Tubo IV CuSO4 Fe 
 
B.2. Reação dos Metais com Solução de Ácido Sulfúrico. 
Foi observada que a solução de ácido sulfúrico (H2SO4), é uma solução 
incolor, quando adicionada aos metais [cobre, magnésio, zinco e ferro (Bombril)] 
aparentemente houve reação da solução de ácido sulfúrico com os metais, com 
exceção do cobre. Durante a reação foi observado desprendimento de gás 
(efervescência), como se pode observar na Figura B.2. 
 
 
Figura B.2. Solução de Ácido Sulfúrico com Metais. A ordem do tubo é da esquerda pra direita, onde no tubo I – Magnésio, 
Tubo II – Cobre, Tubo III – Zinco e Tubo IV – Ferro. 
 
Os metais ao entrar em contato com soluções ácidas, ou seja, que 
liberam íons H+ para solução há liberação de bolhas que corresponde a formação de 
gás hidrogênio (o que explica a observação feita experimentalmente), onde os 
metais cedem elétrons para os íons de hidrogênio. Nessas reações, o metal sempre 
sofre oxidação, já o hidrogênio reduz. Isso ocorre para os metais mais reativos que o 
hidrogênio, no caso do cobre a reação não ocorre, pois o cobre é menos reativo que 
o hidrogênio e não consegui desloca-lo. 
As reações de oxirredução dos experimentos realizados podem ser 
observadas abaixo. 
 
Tubo I- Mg(s) + H2SO4 (aq) MgSO4 (aq) + H2 (g) 
 
Tubo III - Zn(s) + H2SO4 (aq) ZnSO4 (aq) + H2 (g) 
 
Tubo IV - Fe(s) + H2SO4 (aq) FeSO4 (aq) + H2 (g) 
Observando a Tabela VI, podem-se concluir quais compostos são os 
agentes oxidantes e os agentes redutores. 
Tabela IV. Agentes Oxidantes e Redutores nas Reações dos Metais. 
Tubos Agente Oxidante Agente Redutor 
TuboI H2SO4 Mg 
Tubo II H2SO4 Zn 
Tubo IV H2SO4 Fe 
 
 
B.3 Reação dos Metais com Solução de Sulfato de Zinco. 
Foi observado que a solução de sulfato de zinco (ZnSO4), quando 
adicionada aos metais [cobre, magnésio, zinco e ferro (Bombril)] aparentemente 
houve reação entre a solução com o Bombril e magnésio, todos formando um 
precipitado no fundo do tubo, já o cobre e o zinco não reagiu com a solução. 
A solução de ZnSO4 têm íons de Zn
2+
 que estão dissolvidos na solução, 
quando o zinco metálico entra em contato com a solução de ZnSO4 não ocorre 
reação oxirredução ou deslocamento, pois os íons dissolvidos na solução é o 
mesmo do metal. O cobre é menos reativo que o zinco, então o cobre metálico não 
consegue deslocar os íons Zn2+ presente na solução, o que impossibilita a reação. 
O magnésio e o ferro são metais mais reativos que os íons de zinco 
presente na solução, fazendo com que eles sejam deslocados, esses metais doam 
elétrons para a outra espécie química, formando zinco metálico, o que explica o 
precipitado observado no fundo dos tubos de ensaios, e uma solução de sulfato com 
os respectivos metais, como podem ser observadas nas reações abaixo. 
 
Tubo I- Mg(s) + ZnSO4 (aq) MgSO4 (aq) + Zn (s) 
Tubo IV - Fe(s) + ZnSO4 (aq) FeSO4 (aq) + Zn (s) 
 
Observando a Tabela VI, podem-se concluir quais compostos são os 
agentes oxidantes e os agentes redutores. 
Tabela IV. Agentes Oxidantes e Redutores nas Reações dos Metais. 
Tubos Agente Oxidante Agente Redutor 
Tubo II ZnSO4 Mg 
Tubo IV ZnSO4 Fe 
QUESTIONÁRIO 
 
1. Com base nas anotações dos resultados da Parte A, preencha a tabela 
abaixo: 
 
INDICADOR COR EM MEIO COR EM MEIO 
 ÁCIDO BÁSICO 
Papel tornassol azul Azul Vermelho 
Papel tornassol Amarelo Azul Rósea 
Fenolftaleína Incolor Rosa 
Metilorange Laranja Vermelho 
Azul de bromotimol Azul Amarelo 
 
2. Por que, ao adicionar HCl em solução de NaOH com fenolftaleína, ocorre a 
descoloração da solução? Escreva a equação balanceada. 
Por que ocorre uma reação de neutralização completa, produzindo 
sal e água. 
 
NaOH(aq) + HCl(aq) NaCl(aq) + H2O(aq) 
 
3. Por que carbonato de sódio é solúvel em solução de ácido sulfúrico diluído e 
o carbonato de cálcio não? Escreva as equações balanceadas em ambos os 
casos. 
Por que o carbonato de sódio ao reagir com o ácido sulfúrico forma sulfato de 
sódio, um sal solúvel em água, quando reage com o carbonato de cálcio, 
produz o sulfato de cálcio, sal insolúvel em água. 
 
Na2CO3 (s) + H2SO4 (aq) Na2SO4 (aq) + CO2(g) + H2O(aq) 
 
CaCO3 (s) + H2SO4 (aq)CaSO4 (s) + CO2(g) + H2O(aq) 
 
4. Coloque os quatro metais (Cu, Zn, Mg, Fe) e o hidrogênio em ordem 
decrescente começando pelo melhor agente redutor ao mais fraco. 
- Melhor redutor: 
 
Fenolftaleína 
1- Mg 2- Zn 3- Fe 4- Cu 
5. Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a reação 
iônica total para as reações: 
a) Sulfato de cobre + zinco 
Semi-reação de oxidação: 
Zn0(aq) → Zn
+2
(aq)
 + 2e- 
Semi-reação de redução: 
Cu2+(aq) + 2e
- → Cu0(s) 
 
Reação iônica: 
Cu2+(aq)
 + SO42-(aq)+ Zn
0
(aq) → 
Zn+2(aq)
 + SO4
2-
(aq) + Cu
0
(s) 
b) Ácido sulfúrico + magnésio 
Semi-reação de oxidação: 
Mg(s)
 → Mg2+(aq) + 2e
- 
Semi-reação de redução: 
2H2
+1
(aq)
 + 2e- → 2H2
0 
Reação iônica: 
2H1+(aq) + SO4
2-
(aq) + Mg
0
(s) → 
Mg2+(aq) + SO4
-2
(aq) + H2(g) 
c) Sulfato de cobre + magnésio 
Semi-reação de oxidação: 
Mg(s)
 → Mg2+(aq) + 2e
- 
Semi-reação de redução: 
Cu2+(aq) + 2e
- → Cu0(s) 
Reação iônica: 
Cu2+(aq) + SO4
2-
(aq) + Mg
0
(s) → 
Mg2+(aq) + SO4
-2
(aq) + Cu
0
(s) 
d) Ácido sulfúrico + Zinco 
Semi-reação de oxidação: 
Zn0(aq) → Zn
+2
(aq)
 + 2e- 
Semi-reação de redução: 
2H2
+1
(aq)
 + 2e- → 2H2
0 
Reação iônica: 
2H1+(aq) + SO4
2-
(aq) + Zn(s) → Zn
2+
(aq) 
+ SO4
-2
(aq) + H2(g) 
6. Coloque Br2, Cl2, I2 e Fe
3+ em ordem de suas reatividades, começando pelo 
melhor agente oxidante: 
- Melhor oxidante: 
1- I2 2- Br2 3- Cl2 4- Fe
3+
7. Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a equação 
iônica total para as reações: 
a) Ferro (III) + iodeto 
Semi-reação de oxidação: 
I-1 → I0 + e- 
Semi-reação de redução: 
Fe+3 + e- → Fe+2 
Reação iônica: 
Fe+3(aq)
 +I-1(aq) →Fe
+2
(aq) +I
0
(s)
b) Cloro + iodeto 
Reação iônica: 
Cl2(g)
 + 2I-(aq)
 → I2(s) + Cl
-
(aq)
 
 
Semi-reação de oxidação: 
2I- → I2(s) + 2e
- 
Semi-reação de redução: 
Cl2
0 + 2e- → 2Cl 
 
8. Para as reações abaixo, escreva as equações das semi-reações de oxidação e 
redução e a equação iônica completas adicionando H+ OH- ou H2O, quando 
necessário. 
a) H2SO4 + HI >> I2 + SO2 (em solução ácida) 
Reação iônica: 
H+ + SO4
2- + H+ + I- →2I- + 2S-+ O2
2-+ 2H+ 
Semi-reação de oxidação: 
H2SO4→ 2e
- + SO2 
Semi-reação de redução: 
HI + 2e- → I2 
b)Zn + NO3
->> Zn2+ + N2(em solução ácida) 
Reação iônica: 
Zn + H+(aq) + NO3
-
(aq)
 →Zn2+ + N2+ H
+
 
Semi-reação de oxidação: 
5Zn → 10e- + 5Zn2+ 
Semi-reação de redução: 
2NO3
2- + 10e- → 2N2 
CONCLUSÃO 
Os experimentos realizados foram de fundamental importância para 
conhecer e assimilar na prática as propriedades físicas de ácido e bases, sabendo 
identifica-los usando indicadores de ácido-base. 
Tornando possível identificar algumas classes de reações químicas que 
estão presente no cotidiano das pessoas, como a reação de neutralização, que 
ocorre entre uma substância ácida e uma básica tendo como produto sal e água e a 
reação redox, essa se fazendo presente de diversas formas no dia-a-dia das 
pessoas, desde o metabolismo dos alimentos até a combustão. Essa reação ocorre 
através de transferência de elétrons entre uma espécie química e outra. O 
conhecimento de reação redox foi ampliado a partir da presente prática, sendo 
possível verificar e prever a ocorrência de reação entre alguns compostos. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P. Princípios de Química, 3ºEd. Porto Alegro: Bookman,2006. 
 
 
COVRE, G. JOSÉ, Química total, Volume único, Ed. Não consumível, Editora 
FTD,2001. 
 
 
MAHAN, B. MYERS, R.J. Química um curso Universitário, Ed. Edgard Blucher Ltda, 
São Paulo, 1993. 
 
RUSSEL, J.B. Química Geral, MacGrall-Hill Ltda. São Paulo.