Reacao de oxido-reducao

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FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DE RONDÔNIA - CAMPUS PORTO
VELHO.
CURSO LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 02.
FERNANDA BEATRIZ OLIVEIRA, GABRIELA CAVALCANTE DE OLIVEIRA,
NAHELE RIBEIRO.
RELATÓRIO DE EXPERIMENTAÇÃO 05:
Experiência 04 - Reação de óxido-redução.
Porto Velho
2022
FERNANDA BEATRIZ OLIVEIRA, GABRIELA CAVALCANTE DE OLIVEIRA,
NAHELE RIBEIRO.
RELATÓRIO DE EXPERIMENTAÇÃO 05:
Experiência 04 - Reação de óxido-redução.
Trabalho apresentado como pré-requisito para
avaliação e obtenção de nota na disciplina
Química Geral Experimental 02 do Curso de
Licenciatura Plena em Química da Fundação
Universidade Federal de Rondônia - UNIR,
Campus Porto Velho.
Docente: Mariangela S. de Azevedo.
Porto Velho
2022
1. REFERENCIAL TEÓRICO
As reações de oxirredução há uma transferência de elétrons de um reagente para
outro que ocorre entre átomos, íons ou moléculas. Esta transferência se produz entre um
oxidante e um redutor. [BROWN,2005] Quando a amostra perde elétrons ela sofre oxidação
e passa ser considerada com um agente redutor. Assim ele apresentará um aumento no
seu NOX. Já a amostra que ganha elétrons sofre redução e será o agente oxidante onde
seu NOX diminui. [BROWN,2005]. Quando um reagente cede elétrons ao meio, ele se
converte em um reagente oxidado, e a relação que gerada fica estabelecida mediante o
que se chama um par redox. Do mesmo modo, quando um reagente capta elétrons do meio
se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu percurso
reduzido. [MAHAN,1995].
A transferência de elétrons implica não somente na formação de produtos, mas
também na troca de energia (calor) entre espécies. Dessa forma, as reações podem ser
endotérmicas, quando absorvem calor, ou exotérmicas, quando há liberação de calor.
2. OBJETIVO
Identificar a natureza das reações de oxirredução, além de aprender a escrever equações
para as semi-reações de oxidação e redução
3. MATERIAIS E REAGENTES UTILIZADOS
Materiais
● tubos de ensaio
● grade para tubos de ensaio
● pipeta
● conta gotas
● pedaço do cobre
● fita de magnésio
● Zinco metálico
● palha de aço
Reagentes
● Solução de Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,10 mol/L
● Solução de Ácido Sulfúrico (H₂SO₄).
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
O experimento foi dividido em duas partes: a) metais como agentes redutores e b) reação
de metais com ácidos e bases.
a) Metais como agentes redutores
Para a realização desse experimento foram enumerados 4 tubos de ensaio de 1 a 4. No
tubo 01 foi colocado um pedaço de cobre, no tubo 02 foi colocado um pedaço de fita de
magnésio, no tubo 3 pó de zinco metálico e no tubo 4 um pedaço de palha de aço (Tabela
01).
Em cada tubo de ensaio foram adicionados com um conta gotas, 20 gotas de Sulfato de
Cobre (CuSO4) 0,10 mol/L. Em seguida, foi aguardado mais de 3 minutos para observação
de alguma possível alteração. O material obtido da reação foi descartado e as vidrarias
utilizadas foram lavadas e preparadas para o próximo procedimento experimental.
Repetiu-se o procedimento com um reagente diferente: o Ácido Sulfúrico (H₂SO₄). Foram
adicionadas 10 gotas de H₂SO₄ em cada tubo de ensaio e observado suas reações.
Tabela 01. Tubos numerados conforme reagente e metal.
REAGENTE METAIS
Cobre Magnésio Zinco Ferro
CuSO4 1.1 2.1 3.1 4.1
H2SO4 1.2 2.2 3.2 4.2
b) Reação de metais com ácidos e bases
Para esse experimento, 12 tubos de ensaio foram separados em trios em 4 baterias, sendo
numerados de 1 a 3. Na primeira bateria de tubos, com o auxílio de uma proveta foram
adicionados 2 mL de hidróxido de sódio a 10%, na segunda foram adicionados 2 mL de ácido
clorídrico a 10%, na terceira 2 mL de ácido clorídrico 20% e na quarta 2 mL de ácido acético a
20%. Em cada tubo foi acrescentado um metal diferente (Tabela 02).
Tabela 02. Tubos numerados conforme reagente e metal.
REAGENTES METAIS
Ferro Magnésio Zinco
NaOH 1.1 2.1 3.1
HCl 10% 1.2 2.2 3.2
HCl 20% 1.3 2.3 3.3
HAc 1.4 2.4 3.4
Em seguida observou-se por alguns minutos as possíveis reações e registrou-se algumas
mudanças ocorridas.
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Foram realizados em laboratório dois procedimentos experimentais dos quais
diversos dados comparativos puderam ser extraídos após a preparação e observação das
soluções propostas.
a) Metais como agentes redutores
Na primeira etapa do experimento, foi possível observar que no tubo 01, tanto na
presença de CuSO4, quanto na presença de H2SO4, não houve reação, devido também a
pouca superfície de contato disponível no pedaço de cobre utilizado. No segundo tubo, na
presença de CuSO4, a fita de magnésio foi rapidamente envolta por bolhas até ser
completamente consumida na reação. No terceiro tubo a reação foi rápida. A solução que
antes era azul, após a reação com o pó de zinco, borbulhou e passou a ser transparente,
apresentando precipitado. No quarto tubo a reação foi mais lenta, a esfera de palha de aço
(ferro) passou de uma cor cinza-metálica para um marrom avermelhado, típico de ferrugem.
Essas alterações indicam reações de óxido-redução. No primeiro tubo, na presença
de sulfato de cobre, o metal cobre não reage:
Cu0 (s) + CuSO4(aq) —--------> x
No segundo tubo, o magnésio metálico reage com o sulfato de cobre, formando
sulfato de magnésio e cobre metálico, além de formar precipitado e alterar a cor da solução.
Nesse caso, o magnésio é oxidado, enquanto o sulfato de cobre é reduzido.
Mg0 (s) + CuSO4(aq) —--------> MgSO4(aq) + Cu0(s)
No terceiro tubo, o zinco reagiu com o sulfato de cobre, formando sulfato de zinco e
cobre metálico, além de modificar a coloração da solução. Nesse caso, o zinco é oxidado e
o sulfato de cobre é reduzido.
Zn0 (s) + CuSO4(aq) —--------> ZnSO4(aq) + Cu0(s)
No quarto tubo, o ferro também reagiu com o sulfato de cobre, formando sulfato de
ferro e cobre metálico. Nesse caso, o ferro é oxidado, enquanto o sulfato de cobre é
reduzido.
Fe0 (s) + CuSO4(aq) —--------> FeSO4(aq) + Cu0(s)
Ao observar a reação dos metais com a solução de ácido sulfúrico, foi possível
identificar diferentes comportamentos em cada tubo. No primeiro tubo, não foi possível
observar reação pois o cobre é um elemento nobre, ou seja, menos reativo que o hidrogênio
e, por isso, a reação não acontece:
Cu(s)+ H2SO4(aq) → não ocorre
No segundo tubo, a reação é quase que instantânea. No momento que a fita entra
em contato com a solução, há consumação completa da fita de magnésio e liberação de
gás hidrogênio. A reação libera energia, portanto é considerada exotérmica.
Mg0 (s) + H2SO4(aq) —--------> MgSO4(aq) + H2(g)
No terceiro tubo, a reação entre o pó de zinco ocorre de forma mais lenta que a
ocorrida no segundo tubo. Há formação de precipitado de sulfato de magnésio e liberação
de gás hidrogênio. Assim como a reação anterior, libera energia, portanto é considerada
exotérmica.
Zn0 (s) + H2SO4(aq) —--------> ZnSO4(aq) + H2(g)
No quarto tubo, o ferro reage com o ácido sulfúrico, formando sulfato de ferro e gás
hidrogênio. Visualmente, a solução apresentou cor esbranquiçada.
Fe0 (s) + H2SO4(aq) —--------> FeSO4(aq) + H2(g)
c) Reação de metais com ácidos e bases
Na presença de NaOH:
No tubo 1.1 não há reação, visto que o NaOH é uma base, e as condições alcalinas
não permitem que a ferrugem seja formada.
Fe + 2NaOH → Fe(OH) + 2Na (não ocorre)
No tubo 2.1 o magnésio metálico não reage imediatamente com hidróxido de sódio
aquoso, visto que o metal Na presente na hidróxido de sódio é mais reativo que o metal Mg.
Mg + 2NaOH → Mg(OH)2 + 2Na (não ocorre)
No tubo 3.1 o zinco reage com o NaOH para formar o zincato de sódio com a
evolução do gás hidrogênio, uma vez que o zinco possui reatividade moderada.
FALTA FALAR DAS REAÇÕES DOS DEMAIS REAGENTE (HCL 10%, 20% E
ÁCIDO ACÉTICO)
6. CONCLUSÃO
Observou-se que os metais reagem não só ácidos, mas também com bases, podendo
sofrer redução ou oxidação. FALAR DE AGENTE REDUTOR E AGENTE OXIDANTE DE
MODO GERAL E EM CADA CASO
7. REFERÊNCIAS
1. BROWN, LEMAY & BURSTEN, QUÍMICA A CIÊNCIA CENTRAL - 9.ed. Pearson
Prentice Hall ed. 2005
2. MAHAN,B. MYERS, R.J. Química um curso Universitário, Ed. Edgard Blücher Ltda,
São Paulo , 1993
3. BRADY, J & HUMISTON, G.E. Química Geral. Ed. Livros Técnicos Científicos, Rio
de Janeiro, 1981