Relatório reações químicas e oxirredução

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
Campus Valonguinho
Licenciatura em Química
GABRIEL LEAL AZEREDO
TALITA VIOLANTE FERREIRA DA FONSECA
FLÁVIA CRISTINA DE OLIVEIRA GONÇALVES
RELATÓRIO DE REAÇÕES QUÍMICAS E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO.
Niterói
2021
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO 3
2. OBJETIVOS 5
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS. 6
3.1 Prática 7 - Reações Químicas. 6
3.1.1 Quanto ao tipo de fenômeno. 6
3.1.1.1 Reação de Síntese. 6
3.1.1.1.1 Formação de óxido básico. 6
3.1.1.1.2 Formação de óxido ácido. 6
3.1.1.2 Reação de Decomposição. 7
3.1.1.3 Reação de Precipitação. 7
3.1.2 Quanto ao sentido. 8
3.1.2.1 Irreversível. 8
3.1.2.2 Reversível. 8
3.2 Prática 8 - Reações de Oxirredução. 9
3.2.1 Estado das reações de oxirredução. 9
3.2.1.1 Reações redox com metais. 9
3.2.2 Agentes oxidantes e agentes redutores. 10
3.2.2.1 Iodeto e agentes oxidantes. 10
3.2.2.2 Influência do pH no poder oxidante e redutor. 11
3.2.3 Comparação do poder oxidante. 11
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO. 12
4.1 Prática 7 - Reações Químicas. 12
4.1.1 Quanto ao tipo de fenômeno. 12
4.1.1.1 Reação de Síntese. 13
4.1.1.1.1 Formação de óxido básico. 13
4.1.1.1.2 Formação de óxido ácido. 13
4.1.1.2 Reação de Decomposição. 14
4.1.1.3 Reação de Precipitação. 14
4.1.1.4 Complexação 16
4.1.2 Quanto ao sentido. 16
4.1.2.1 Irreversível. 16
4.1.2.2 Reversível. 17
4.2 Prática 8 - Reações de Oxirredução. 17
4.2.1 Estado das reações de oxirredução. 17
4.2.1.1 Reações redox com metais. 17
4.2.2 Agentes oxidantes e agentes redutores. 21
4.2.2.1 Iodeto e agentes oxidantes. 21
4.2.2.2 Influência do pH no poder oxidante e redutor. 25
1
4.2.3 Comparação do poder oxidante. 26
5. CONCLUSÃO 29
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA. 31
2
1. INTRODUÇÃO
O meio em que vivemos está em constante mudança. As mais diversas transformações
da matéria resultam em fenômenos físicos e químicos. Quando ocorrem mudanças na forma
bem como na estrutura da matéria, define-se tais processos como fenômenos químicos ou
reações químicas. Tais reações são um dos pontos principais do estudo da Química. Logo, é
fundamental entender os processos decorrentes de uma reação química, bem como os tipos de
reações existentes.
Uma reação química é um processo de transformação de reagentes em produtos
através de mudanças nas suas propriedades químicas. Em tal processo, as moléculas, átomos
ou íons realizam interações entre si a fim de romper e formar novas ligações químicas. Em
resultado, observa-se a formação de gases, precipitados, mudanças de coloração ou
temperatura. A representação de uma reação química se dá a partir das equações químicas, na
qual através de símbolos representa-se os reagentes (espécie que reage) e produtos (espécie
formada). Em tais equações, mostra-se os estados físicos dos reagentes e produtos: líquido (l),
sólido (s), gasoso (g) e aquoso (aq). Apresenta-se também as proporções entre as quantidades
de cada espécie química envolvida através dos coeficientes estequiométricos.
Imagem 1: Equação Química
As reações químicas são classificadas em grupos considerando diversos fatores de
estudo como reversibilidade, variação de energia, troca de elétrons e tipo de fenômeno
envolvido. Alguns grupos ser classificados como:
Quanto à reversibilidade ou sentido da reação, tem-se:
- Reações reversíveis: ocorre quando a reação está em equilíbrio, no qual as reações
direta e inversa ocorrem de forma simultânea, ou seja, ocorrem no sentido dos
reagentes para os produtos e dos produtos para os reagentes.
3
- Reações irreversíveis: é aquela que os reagentes se convertem nos produtos, mas o
inverso não ocorre.
Quanto a variação de energia envolvida, tem-se:
- Reações endotérmicas: é aquela na qual ocorre a absorção de energia do meio
ambiente. A sua variação de entalpia 1 é positiva.
- Reações exotérmicas: é aquela na qual ocorre a liberação de calor (energia) para o
meio ambiente. A sua variação de entalpia é negativa.
As reações decorrentes da dissolução de um sal em água são denominadas hidrólise
de íons. Neste processo ocorre a reação entre um cátion ou ânion e água levando a formação
de íons H3O+ ou OH- na solução.
Quanto à transferência de elétrons, classificam-se as reações de oxirredução. Os
processos de oxirredução ocorrem entre compostos inorgânicos e orgânicos e demonstram-se
como de grande importância para prever mecanismos de transferência de energia nos
organismos vivos. Em tais processos, são caracterizados pela variação do estado de oxidação
(NOX) dos elementos químicos envolvidos, podendo ocorrer ou não transferência de elétrons
entre espécies químicas. A partir de tais conceitos define-se:
- Oxidação: Transformação química que implica na aumento do estado de oxidação da
espécie química, gerando a perda de elétrons por um átomo.
- Redução: Transformação química que implica na diminuição do estado de oxidação
da espécie química, gerando a ganho de elétrons por um átomo.
As substâncias envolvidas em tais reações podem apresentar tendência a oxidar ou
reduzir, exibindo diferentes potenciais que se relacionam com capacidade dos reagentes de
reduzir ou oxidar. Tais tendências são previstas pela tabela de potenciais padrões de redução
(Eº). Quanto maior o potencial de redução de uma espécie, maior será sua tendência a gerar
uma reação de redução. Valores cada vez mais positivos de E° significam que as espécies
sofrerão redução, portanto são fortes agentes oxidantes. Valores cada vez mais negativos de
E° significam que as espécies sofrerão oxidação, portanto são agentes redutores.
Este presente relatório apresentará os procedimentos e resultados das práticas de
reações químicas e reações de oxirredução realizadas no dia 14 de janeiro de 2022 no
Instituto de Química da Universidade Federal Fluminense, sob orientação do Professor Filipe
Barra De Almeida.
1 Entalpia (H) é uma grandeza termodinâmica na qual a sua variação (ΔH) corresponde ao calor liberado ou
absorvido em qualquer processo físico ou químico.
4
2. OBJETIVOS
● Realizar a formação de um óxido básico a partir do Mg(s);
● Observar a formação de um óxido ácido a partir da queima do enxofre (S);
● Considerar as reações de decomposição entre o peróxido de hidrogênio (H2O2) e o
dióxido de manganês (MnO2);
● Observar a reação de precipitação entre o sulfato de sódio (Na2SO4) e nitrato de bário
(Ba(NO3)2) e entre o cloreto de ferro III (FeCl3) e o hidróxido de sódio (NaOH);
● Analisar a reação de complexação do sulfato de cobre II (CuSO4) e a solução
concentrada de amônia (NH3);
● Examinar as reações quanto ao sentido reversível utilizando ácido clorídrico (HCl) e
magnésio (Mg).
● Examinar as reações quanto ao sentido irreversível utilizando cromato de potássio
(K2CrO4), ácido clorídrico (HCl) e hidróxido de sódio (NaOH).
● Visualizar as reações redox com os metais cobre (Cu(s)), zinco (Zn(s)) e chumbo (Pb(s));
● Analisar as reações de iodeto com diferentes agentes oxidantes e redutores;
● Considerar a influência do pH no poder oxidante e redutor;
● Realizar a comparação do poder oxidante das espécies MnO4- e H2O2 e I2 e Cl2.
5
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS.
3.1 Prática 7 - Reações Químicas.
3.1.1 Quanto ao tipo de fenômeno.
3.1.1.1 Reação de Síntese.
3.1.1.1.1 Formação de óxido básico.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e equipamentos
a seguir listados:
- Pinça de madeira;
- 1 cm de fita de magnésio metálico (Mg(s));
- Água destilada;
- Bico de Bunsen;
- Capela;
- Microtubo de ensaio;
- Pipeta Pasteur graduada;
- Vidro de relógio;
- Papel de tornassol vermelho.
Com auxílio de uma pinça de madeira, levou-se a chama, através do bico de Bunsen,
1 cm de fita de magnésio para a formação de óxido de magnésio. Em seguida, colocou-se
esse resíduo obtido em um microtubo de ensaio e adicionou-se 1 mL de água destilada.
Posteriormente, o microtubo de ensaio foi levado novamente para a chama a fim de aquecer
de forma suave a solução. Ao retirar da chama, colocou-se dentro do microtubo umpapel de
tornassol de cor vermelha para verificar a sua mudança de cor para azul.
3.1.1.1.2 Formação de óxido ácido.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e equipamentos
listados a seguir:
- Enxofre em pó;
- Microtubo de ensaio;
- Bico de Bunsen;
6
- Papel tornassol azul;
- Duas pinças de madeira.
A execução desta prática iniciou-se pela deposição de uma pequena quantidade de
enxofre (S) em um microtubo de ensaio. Separou-se também um pequeno pedaço de papel
tornassol azul em uma pinça de madeira. Levou-se então a chama direta do bico de Bunsen, o
microtubo de ensaio com pequeno pedaço de papel tornassol azul posicionado na sua entrada.
Realizou-se o leve aquecimento da substância levando a formação de óxido de enxofre.
Posteriormente, adicionou-se água ao microtubo e observou-se a mudança de coloração do
papel tornassol azul para vermelho.
3.1.1.2 Reação de Decomposição.
Em sua execução, necessitou-se os seguintes materiais e equipamentos listados
abaixo:
- 2 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) 3%;
- Cristais de dióxido de manganês (MnO2);
- 3 gotas de ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L;
- Microtubo de ensaio;
Coloca-se 2 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) 3% em um microtubo de ensaio.
Posteriormente, adiciona-se alguns cristais de dióxido de manganês (MnO2). Observa-se o
que acontece durante a reação. Por fim, adiciona-se 3 gotas de ácido clorídrico (HCl) 1,0
mol/L ao microtubo e observa-se a reação.
3.1.1.3 Reação de Precipitação.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e equipamentos
listados abaixo:
- Microtubo de ensaio;
- 1 mL de sulfato de sódio (Na2SO4) na concentração 0,1 mol/L;
- Gotas de nitrato de bário (Ba(NO3)2) na concentração 0,1 mol/L;
- 1 mL de cloreto de ferro (FeCl3) na concentração 0,1 mol/L;
- Gotas de hidróxido de sódio (NaOH) na concentração 1 mol/L.
Inicialmente, em um microtubo de ensaio, adicionou-se 1 mL de Na2SO4 e gotas de
Ba(NO3)2 a fim de observar a formação de precipitado. Em seguida, em um outro microtubo,
foi adicionado 1 mL de FeCl3 e gotas de NaOH a fim de também observar a formação de
7
precipitado. Considerou-se as reações iônicas ocorridas e os resultados serão demonstrados
posteriormente
3.1.1.4 Complexação
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos a seguir listados:
- Placa de toque;
- Cristais de Sulfato de Cobre (II) (CuSO4) anidro;
- Solução de amônia concentrada (NH3);
Inicialmente, em uma placa de toque, colocou-se alguns cristais de sulfato de cobre II
(CuSO4) anidro e em seguida, adicionou-se gotas de solução concentrada de amônia (NH3)
até o aparecimento da coloração.
3.1.2 Quanto ao sentido.
3.1.2.1 Irreversível.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e
equipamentos a seguir listados:
- Microtubo de ensaio;
- 1 mL de ácido clorídrico (HCl) na concentração 1,0 mol/L
- 1 cm de fita de magnésio lixada.
Inicialmente, adicionou-se 1 mL de HCl em um microtubo de ensaio. Em seguida
colocou-se um centímetro de fita de magnésio lixada. Após isso, foi observado se ocorreu ou
não uma variação na temperatura.
3.1.2.2 Reversível.
Para a realização desse experimento, utilizou-se os seguintes materiais e equipamentos
listados abaixo:
- Placa de toque;
- 1 gota de cromato de potássio (K2CrO4) na concentração de 0,1 mol/L ;
- 1 gota de HCl na concentração 1,0 mol/L;
- 2 gotas de NaOH na concentração 1,0 mol/L.
8
Inicialmente, em uma placa de toque, adicionou-se uma gota de K2CrO4. Após isso,
colocou-se 1 gota de HCl para verificar a mudança na sua coloração. Em seguida,
adicionou-se duas gotas de NaOH e observou novamente se ocorreu ou não a mudança na sua
coloração.
3.2 Prática 8 - Reações de Oxirredução.
3.2.1 Estado das reações de oxirredução.
3.2.1.1 Reações redox com metais.
Para a realização desse experimentos, foram necessários os seguintes materiais e
equipamentos listados abaixo:
- 1 mL de nitrato de zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L;
- 1 mL de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L;
- 1 mL de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,1 mol/L;
- 2 pequenos pedaços de zinco (Zn(S));
- 2 pequenos pedaços de cobre (Cu(S));
- 2 pequenos pedaços de chumbo (Pb(S));
- 1 mL de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L;
- Prego de Ferro;
- 7 Microtubos de ensaio;
- 6 Pipetas Pasteur Graduada.
Antes da realização prática do experimento, utilizou-se a tabela de potenciais padrão
de redução para prever a ocorrência das reações entre os reagentes. Iniciou-se a
experimentação preparando 6 microtubos de ensaio adicionando as seguintes espécies
químicas:
Microtubo 1: 1 mL de nitrato de zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L + Pedaço de cobre (Cu(S));
Microtubo 2: 1 mL de nitrato de zinco (Zn(NO3)2) 0,1 mol/L + Pedaço de chumbo (Pb(S));
Microtubo 3: 1 mL de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L + Pedaço de chumbo (Pb(S));
Microtubo 4: 1 mL de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L + Pedaço de zinco (Zn(S));
Microtubo 5: 1 mL de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,1 mol/L + Pedaço de cobre (Cu(S));
Microtubo 6: 1 mL de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,1 mol/L + Pedaço de zinco (Zn(S));
9
Observou-se as mudanças ocorridas em cada microtubo de ensaio após a adição das
espécies metálicas. Posteriormente, adicionou-se a outro microtubo de ensaio 1 mL de sulfato
de cobre (CuSO4) 0,1 mol/L e um prego de ferro previamente lixado. Verificou-se se ocorreu
a deposição de cobre no prego.
3.2.2 Agentes oxidantes e agentes redutores.
3.2.2.1 Iodeto e agentes oxidantes.
Em sua execução, necessitou-se os seguintes materiais e equipamentos listados
abaixo:
- Água destilada;
- Solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
- Solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 2 gotas de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L;
- 2 gotas de solução de nitrato de ferro (Fe(NO3)3) 0,1 mol/L;
- Suspensão aquosa de amido;
- 3 Microtubos de ensaio;
- 6 Pipetas Pasteur Graduada.
Inicialmente, separaram-se 3 microtubos de ensaio e adicionando as seguintes
espécies químicas a cada microtubo:
Microtubo 1:
- 1 mL de água destilada;
- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 1 gota de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 1 gota de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
Microtubo 2:
- 1 mL de água destilada;
- 2 gotas de solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L;
- 1 gota de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 1 gota de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
Microtubo 3:
- 1 mL de água destilada;
10
- 2 gotas de solução de nitrato de ferro (Fe(NO3)3) 0,1 mol/L;
- 1 gota de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 1 gota de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
Após tais separações, adicionou-se a cada microtubo de ensaio 1 gota de suspensão
aquosa de amido e observou-se a formação de I2. O amido existente em solução misturou-se
com iodo (I2) formando um complexo de coloração azul. Verificou-se o poder oxidante e
redutor de cada espécie envolvida. Os resultados obtidos serão descritos posteriormente.
3.2.2.2 Influência do pH no poder oxidante e redutor.
Em sua execução, necessitou-se os seguintes materiais e equipamentos listados
abaixo:
- Água destilada;
- Solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 2 gotas de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L;
- 2 gotas de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- Cristais de sulfito de sódio (Na2SO3);
- 2 Microtubos de ensaio;
- 2 Pipetas Pasteur Graduada.
Para a realização deste experimento, separou-se 2 microtubos de ensaio com a adição
das seguintes espécies químicas:
Microtubo 1:
- 1 mL de água destilada;
- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 2 gotas de solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L;
- Cristais de sulfito de sódio (Na2SO3);
Microtubo 2:
- 1 mL de água destilada;- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 2 gotas de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- Cristais de sulfito de sódio (Na2SO3);
Observou-se o que ocorria em cada um dos microtubos. Analisou-se a diferença de
comportamento do MnO4- em diferentes meios. Os resultados serão expostos posteriormente.
11
3.2.3 Comparação do poder oxidante.
Para a realização desse experimentos, foram necessários os seguintes materiais e
equipamentos listados abaixo:
- Água destilada;
- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 1 gota de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 1 gota de peróxido de hidrogênio (H2O2) 3%;
- 2 gotas de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
- 2 gotas de água de cloro;
- 1 gota de suspensão aquosa de amido;
- 2 Microtubos de ensaio;
- 6 Pipetas Pasteur Graduada.
Para a realização desta prática, separou-se 2 microtubos com os seguintes compostos:
Microtubo 1:
- 1 mL de água destilada;
- 2 gotas de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,01 mol/L;
- 1 gota de solução de ácido sulfúrico (H2SO4) 0,5 mol/L;
- 1 gota de peróxido de hidrogênio (H2O2) 3%;
Microtubo 2:
- 1 mL de água destilada;
- 2 gotas de solução de iodeto de potássio (KI) 0,1 mol/L;
- 2 gotas de água de cloro;
Após tais separações, verificou-se o que ocorria em cada um das soluções.
Posteriormente, adicionou-se ao microtubo de ensaio 1, uma gota de suspensão aquosa de
amido e observou-se a formação de I2. Verificou-se o poder oxidante e redutor de cada
espécie envolvida. Os resultados obtidos serão descritos posteriormente.
12
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO.
4.1 Prática 7 - Reações Químicas.
4.1.1 Quanto ao tipo de fenômeno.
4.1.1.1 Reação de Síntese.
4.1.1.1.1 Formação de óxido básico.
A fita de magnésio possui algumas propriedades físicas: cor branco prateado, possui
brilho, resistência e dureza, ponto de fusão de 650 ºC e ponto de ebulição de 1091ºC. Quando
a fita de magnésio entrou em contato com a chama, ocorreu-se a seguinte reação de
combustão, que também pode ser classificada como reação de oxirredução:
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
Percebe-se que quando a fita de magnésio entra em contato com a chama, ela brilha e
sofre uma reação de combustão, alterando a sua composição química e sofrendo um
fenômeno químico. O produto formado foi um sólido/pó branco.
Após a adição de 1 mL de água destilada no microtubo contendo o resíduo de óxido
de magnésio (MgO(s)), observou-se que os resíduos começaram a se dissolver. Ao realizar o
aquecimento da solução, a material contido dentro do microtubo borbulhou indicando os
resíduos de óxido de magnésio (MgO(s)) que estavam dissolvendo em meio aquoso. Tal fato
demonstra o aumento da solubilidade com o aumento da temperatura. A reação que ocorreu
foi a seguinte:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
Observa-se que, visto que o MgO se caracteriza por ser um um óxido básico, ao
adicioná-lo em água forma-se o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2(aq)). Ao adicionar o papel
de tornassol vermelho, ele muda para azul exatamente porque o indicador entrou em contato
com uma solução que contém hidróxido de magnésio (Mg(OH)2(aq)), uma base.
13
4.1.1.1.2 Formação de óxido ácido.
Nesse experimento esperava-se demonstrar a formação de um óxido ácido, dióxido de
enxofre (SO2). Para tal, necessitou-se adicionar o enxofre (S(s)) ao microtubo e levar ao
aquecimento. Acrescentou-se ao microtubo, um papel tornassol azul. Este papel realizou a
absorção de dióxido de enxofre (SO2) enquanto este era produzido pela queima do enxofre
(S(s)). Ocorreu a seguinte reação de combustão, também classificada como reação de
oxirredução:
S(s) + O2(g) → SO2(g)
Posteriormente, ao recolher o papel tornassol e adicioná-lo ao microtubo com água,
observou-se a mudança de cor para rosa. Tal fato é explicado pela formação do ácido
sulfuroso (H2SO3(aq)). O dióxido de enxofre (SO2) absorvido pelo papel tornassol ao entrar em
contato com a água (H2O(l)) resulta na formação de H2SO3(aq), que gera a alteração na
coloração do papel tornassol. A reação química é representada abaixo:
SO2(g) + H2O(l) → H2SO3(aq)
4.1.1.2 Reação de Decomposição.
Para esta prática, esperava-se demonstrar a decomposição do peróxido de hidrogênio
(H2O2(aq)) com a ajuda de um catalisador, o dióxido de manganês (MnO2(s)). Este processo de
decomposição, resulta tanto na redução como oxidação do peróxido de hidrogênio (H2O2(aq)).
Com a inclusão do catalisador, é esperado que a reação de decomposição ocorra mais
rapidamente, contudo esta espécie não será consumida durante a reação. A reação de
decomposição pode ser descrita como:
2 H2O2(aq)→ 2 H2O(l) + O2(g)
Espera-se que haja liberação de oxigênio (O2(g)) sem que haja alteração no dióxido de
manganês (MnO2(s)). Ao adicionar ácido clorídrico (HCl(aq)) ao meio, contudo, espera-se que o
dióxido de manganês (MnO2(s)) induza a oxidação do ácido clorídrico (HCl) a gás cloro
(Cl2(g)), visto que o dióxido de manganês (MnO2(s)) é um forte agente oxidante. A reação de
pode ser descrita como:
14
H2O2(aq) + MnO2(s) + 2 HCl(aq) → MnCl2(aq) + 2 H2O(l)+ O2(q)
4.1.1.3 Reação de Precipitação.
Essa prática tinha como objetivo demonstrar a formação dos precipitados com base
nas reações iônicas das soluções. O precipitado é formado pela mistura de soluções onde há a
supersaturação de uma das substâncias envolvidas. Observa-se a produção do precipitado
pelo aparecimento de uma fase sólida na solução.
Utilizou-se, primeiramente, nitrato de bário (Ba(NO3)2) e sulfato de sódio (Na2SO4).
Observou-se que ao adicionar nitrato de bário (Ba(NO3)2) ao sulfato de sódio (Na2SO4) gerou
uma formação de precipitado de coloração branca. Tal reação é descrita pela seguinte
equação:
Ba(NO3)2 (aq) + Na2SO4(aq) → BaSO4 (s) + 2 NaNO3 (aq)
Consegue-se observar a formação de nitrato de sódio (NaNO3 (aq)) e sulfato de bário
(BaSO4 (s)). Tal formação se deve às reações iônicas decorrentes da mistura do nitrato de bário
com o sulfeto de sódio. Os íons Ba2+ e (NO3)2- estão presentes na solução aquosa com
Ba(NO3)2 (aq). Ao misturar sulfato de sódio (Na2SO4) com esta solução, observou-se a junção
dos íons Ba2+ com os íons SO42- resultando na formação de sulfato de bário (BaSO4 (s)).
Pode-se explicitar este fato pela seguinte reação iônica:
Ba2+(aq) + (NO3)2- (aq) + Na2+(aq) + SO42-(aq) → BaSO4 (s) + 2 Na+ (aq) + 2 NO3-(aq)
Além disso, a reação entre o sulfato de bário (Na2SO4) e nitrato de bário (Ba(NO3)2)
formam um sal solúvel, o nitrato de sódio (NaNO3 (aq)) e um sal insolúvel, o sulfato de bário
(BaSO4 (s)). O sulfato de bário (BaSO4 (s)) possui a constante do produto de solubilidade igual
a 1,5x10-9. O precipitado formado é resultado da formação de sulfato de bário (BaSO4 (s)),
visto que este é um composto insolúvel.
Em seguida, observou-se que com a adição de cloreto de ferro (FeCl3) com hidróxido
de sódio (NaOH), foi formado um outro precipitado de cor alaranjada. Essa reação pode ser
demonstrada abaixo:
FeCl3(aq) + 3 NaOH(aq) → 3 NaCl(aq) + Fe(OH)3(s)
15
A reação de hidróxido de sódio (NaOH) em cloreto de ferro (FeCl3) resulta na
formação de cloreto de sódio (NaCl(aq)). Tal formação também pode ser explicada pelas
reações iônicas. Os íons Fe3+(aq) e Cl-(aq) estão presentes na solução aquosa com FeCl3(aq). Ao
misturar hidróxido de sódio (NaOH) com esta solução, observou-se a junção dos íons Na+(aq)
com os íons Cl-(aq) resultando na formação de cloreto de sódio (NaCl(aq)). Além disso,
obteve-se a formação de hidróxido de ferro (III). Pode-se explicitar tais fatos pela seguinte
reação iônica:
Fe3+(aq) + 3 Cl-(aq) + 3 Na+(aq) + 3 OH-(aq) → Fe(OH)3(s) + 3 Na+(aq) + 3 Cl-(aq)
Além disso, a reação entre hidróxido de sódio (NaOH) em cloreto de ferro (FeCl3)
formam um composto insolúvel, hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3(s)) e um sal solúvel, o
cloreto de sódio (NaCl(aq)). Tal formação explica a formação do precipitado de cor alaranjada
visto que hidróxido deferro (III) (Fe(OH)3(s)) é um composto insolúvel.
4.1.1.4 Complexação
Ao realizar esse experimento, esperava-se demonstrar um produto de reação de
complexação. Em tal processo, forma-se o complexo na qual é formado pela reação de um
ligante químico a um íon metálico. Para tal experiência, esperava-se utilizar sulfato de cobre
(III) (CuSO4) em reação com amônia (NH3). A reação descrita abaixo demonstra a formação
do íon complexo:
CuSO4(aq) + 4 NH3(aq) → [Cu(NH3)4]SO4(aq)
Quando o íon de cobre é complexado pelos quatro ligantes de amônia, cada molécula
de NH3 compartilha um par de elétrons com o Cu2+. O íon metálico atua como ácido de
Lewis, pois recebe elétrons e a amônia (NH3). A amônia (NH3) se comporta como o ligante,
atua como base de Lewis devido a sua capacidade de doar elétrons no qual o átomo central, o
nitrogênio, representa o átomo doador de elétrons, no qual possui um par de elétrons livre.
Nota-se a formação de uma reação covalente que une o nitrogênio ao cobre.
16
4.1.2 Quanto ao sentido.
4.1.2.1 Irreversível.
Nessa prática esperava-se a demonstração de uma reação química irreversível.
Utilizou-se a reação entre o ácido clorídrico e uma fita de magnésio. Observou-se a seguinte
reação:
Mg (s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2 (g)
Quando relaciona-se o ácido clorídrico com a fita de magnésio, ocorreu um alto
desprendimento de calor, caracterizando-se como uma reação exotérmica. Esta reação resulta
na formação de íons Mg2+ durante a produção de cloreto de magnésio (MgCl2(aq)) na qual o
magnésio metálico é consumido. Além disso, nota-se que há a liberação de gás hidrogênio
(H2(g)). Tais fatores impedem que a mesma retorne ao reagentes iniciais. Logo, esta
caracteriza-se como uma reação irreversível.
4.1.2.2 Reversível.
Este experimento visava caracterizar uma reação química reversível. Para tal
caracterização, a reação deve estar em equilíbrio, ou seja, mesma velocidade mas reações
diretas e inversas. Utilizou-se, primariamente, cromato de potássio (K2CrO4) em reação com
ácido clorídrico (HCl). Tal reação pode ser descrita como:
2 K2CrO4(aq) + 2 HCl(aq)⇌ K2Cr2O7(aq) + 2 KCl(aq) + H2O(l)
Observou-se que a adição de ácido clorídrico (HCl) ao cromato de potássio (K2CrO4),
resultou na mudança de coloração da solução de amarela para laranja. Tal fato é explicado
pela formação de dicromato de potássio (K2Cr2O7). Esta reação em sua forma iônica pode ser
descrita como:
2 CrO42- (aq) + 2 H+(aq) ⇌ Cr2O72- (aq) + H2O (l)
Posteriormente, adicionou-se a solução NaOH. Tal reação pode ser descrita como:
K2Cr2O7(aq) + 2 KCl(aq) + 2 NaOH ⇌ 2 K2CrO4(aq) + 2 NaCl(aq) + H2O(l)
17
Observou-se que a solução voltou para a coloração amarela. A adição de NaOH
resultou no consumo de H+. Sabe-se que na adição de um ácido ocorre um aumento na
concentração dos reagentes e o equilíbrio é deslocado para o sentido dos produtos. Sabe-se
também que, na adição de uma base, ocorre um aumento da concentração dos produtos e o
equilíbrio é deslocado para o sentido dos reagentes. Tais fatos explicam o potencial
reversível da reação.
4.2 Prática 8 - Reações de Oxirredução.
4.2.1 Estado das reações de oxirredução.
4.2.1.1 Reações redox com metais.
Para este experimento, considerou-se as tendências a oxidar ou reduzir dos metais
relacionando os diferentes potenciais padrões de redução (Eº). Em conformidade com o
Apêndice 2 (UFF, 2020), obteve-se os seguintes potenciais padrões de redução (Eº) para os
metais:
Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn(s) ΔEº = - 0,7618 V
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) ΔEº = 0,3419 V
Pb2+ (aq) + 2 e- → Pb(s) ΔEº = - 0,1262 V
Ao combinar as diferentes espécies, é possível calcular a variação de potenciais
padrões de redução (Eº). Utilizou-se a seguinte relação:
ΔEº = Eº oxi + Eº red
A partir do ΔEº de cada reação, pode-se empregar a relação ΔGº = -nFEº, onde ΔGº
corresponde a variação de energia livre de Gibbs padrão para determinar a se cada reação é
termodinamicamente favorável (ΔGº<0) ou não (ΔGº>0). Ao utilizar tal relação, temos que
para a reação ser favorável, ela possui ΔGº<0 e ΔEº>0 e para não ser favorável, a reação
possui ΔGº>0 e ΔEº<0. Logo, determinou a espontaneidade de cada reação considerando os
reagentes utilizados na prática:
Tubo 1: Zn(NO3)2 (aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu(NO3)2(aq).
18
Para esta reação temos:
Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn(s) ΔEº = - 0,7618 V
Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2 e- ΔEº = - 0,3419 V
Em tal reação, esperou -se que o cobre fosse oxidado e o zinco fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
ΔEº = - 0,3419 V + ( - 0,7618 V) = - 1,1037 V
A reação entre Zn2+ e Cu(s) não é favorável, logo não ocorre.
Tubo 2: Zn(NO3)2 (aq) + Pb(s) → Zn(s) + Pb(NO3)2(aq)
Para esta reação temos:
Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn(s) ΔEº = - 0,7618 V
Pb(s) → Pb2+ (aq) + 2 e- ΔEº = + 0,1262 V
Em tal reação, esperou -se que o chumbo fosse oxidado e o zinco fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
ΔEº = 0,1262 V + ( - 0,7618 V) = 0,6356 V
A reação entre Zn2+ e Pb(s) não é favorável, logo não ocorre.
Tubo 3: CuSO4(aq) + Pb(s) → Cu(s) + PbSO4(aq)
Para esta reação temos:
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) ΔEº = 0,3419 V
Pb(s) → Pb2+ (aq) + 2 e- ΔEº = + 0,1262 V
Em tal reação, esperou -se que o chumbo fosse oxidado e o cobre fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
19
ΔEº = 0,1262 V + 0,3419 V = 0,4681 V
A reação entre Cu2+ (aq) e Pb(s) é favorável, logo ocorre.
Tubo 4: CuSO4(aq) (aq) + Zn(s) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
Para esta reação temos:
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) ΔEº = 0,3419 V
Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2 e- ΔEº = + 0,7618 V
Em tal reação, esperou -se que o zinco fosse oxidado e o cobre fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
ΔEº = 0,7618V + 0,3419 V = 1,104 V
A reação entre Cu2+ (aq) e Zn(s) é favorável, logo ocorre.
Tubo 5: Pb(NO3)2 (aq) + Cu(s) → Pb(s) + Cu(NO3)2(aq)
Para esta reação temos:
Pb2+ (aq) + 2 e- → Pb(s) ΔEº = - 0,1262 V
Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2 e- ΔEº = - 0,3419 V
Em tal reação, esperou-se que o cobre fosse oxidado e chumbo fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
ΔEº = - 0,3419 + ( - 0,1262V) = - 0,4681 V
A reação entre Pb2+ (aq) e Cu(s) não é favorável, logo não ocorre.
Tubo 6: Pb(NO3)2 (aq) + Zn(s) → Pb(s) + Zn(NO3)2(aq) ΔEº = 0,6356 V
20
Para esta reação temos:
Pb2+ (aq) + 2 e- → Pb(s) ΔEº = - 0,1262 V
Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2 e- ΔEº = + 0,7618 V
Em tal reação, esperou-se que o zinco fosse oxidado e o zinco fosse reduzido.
Substituindo os valores na relação:
ΔEº = + 0,7618 V + ( - 0,1262V) = 0,6356 V
A reação entre Pb2+ (aq) e Zn(s) é favorável, logo ocorre.
Após prever a ocorrência de reação de cada reação, realizou-se o experimento. Para
tal observou-se diferentes mudanças que auxiliaram na percepção da ocorrência ou não de
cada reação. Os microtubos 1 e 2 não apresentaram mudanças de coloração, temperatura ou
formação de precipitado. Tais resultados demonstram a não ocorrência da reação química em
concordância com os cálculos de potencial para as reações dos tubos 1 e 2. Os microtubos 3 e
4 apresentaram mudanças de coloração da solução e a deposição do cobre (Cu(s)) sobre as
placas de chumbo (Pb(s)) e zinco (Zn(s)). Observou-se a redução da solução de Cu2+ (aq) a Cu(s).
Tais mudanças ocorreram devido ao favorecimento desta reação em conformidade com a
diferença de potencial padrão (ΔEº), que apresentou valores positivos para ambos as reações.
O microtubo 5 não apresentou alteração, enquanto o microtubo 6 apresentou a deposição de
Pb(s) sobre o pedaço de zinco. Tais resultados foram previstos a partir do potencial de redução
na qual o microtubo 5 obteve-se um resultado negativo, onde a ocorrência da reação não era
favorável.
Posteriormente, adicionou-se o prego de ferro em solução de sulfato de cobre
(CuSO4(aq)). Para esta reação temos:
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s) ΔEº = 0,3419 V
Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2 e- ΔEº = 0,45 V
Em tal reação, esperou-se que o ferro fosse oxidado e chumbo fosse reduzido.
Substituindoos valores na relação:
21
ΔEº = 0,45 V + 0,3419 V= - 0,4681 V
A reação entre Cu2+ (aq) e Fe(s) é favorável, logo ocorre.
Ao realizar o experimento, notou-se que a solução, inicialmente azulada, tornou-se
pouco incolor. Além disso, observou-se a deposição do cobre formado depositou-se o prego,
gerando uma certa camada avermelhada. Tal fato comprova a espontaneidade da reação. Esta
reação pode ser descrita como:
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
4.2.2 Agentes oxidantes e agentes redutores.
4.2.2.1 Iodeto e agentes oxidantes.
Para esta prática, era esperado demonstrar as diferentes reações do iodeto em solução
(I1-) com diferentes agentes oxidantes. Os oxidantes fortes tendem a oxidar os íons iodeto a
iodo e os redutores fortes tendem a reduzir o iodo a iodeto. Logo, para esta prática
experimental, considerou-se uma solução de iodeto de potássio (KI) em reação com as
soluções de permanganato de potássio (KMnO4(aq)), dicromato de potássio (K2Cr2O7(aq)) e
nitrato de ferro (III) (Fe(NO3)3(aq)). Adicionou-se a cada reação ácido sulfúrico (H2SO4(aq)), o
que tornou o meio ácido. Obteve-se as seguintes equações químicas para as reações em cada
microtubo:
Tubo 1: 2 KMnO4(aq) + 8 H2SO4(aq)+ 10 KI(aq)→ 6 K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 5 I2(s) + 8 H2O(l)
A fim de determinar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de
redução:
2 MnO4-(aq)+ 8 H⁺(aq) + 5 e- ⇌ Mn²⁺(aq) + 4 H2O(l) Eº = 1,51V2
2 I⁻(aq) ⇌ I2(s) + 2 e⁻ Eº = - 0,54V
Em tal reação, esperou -se que o permanganato fosse reduzido e o iodeto fosse
oxidasse. Logo, o permanganato atuou como agente oxidante da reação. Contudo,
2 Valores retirados do Apêndice 2 da Apostila Manual de Instruções e Roteiro de Experimentos.
22
necessitou-se realizar a multiplicação pelo seguintes índices:
2 MnO4-(aq)+ 8 H⁺(aq) + 5 e- ⇌ Mn²⁺(aq) + 4 H2O(l) ( 2)×
2 I⁻(aq) ⇌ I2 (s) + 2 e⁻ ( 5)×
2 MnO4-(aq)+ 16 H⁺(aq) + 10 I⁻(aq) ⇌ 2 Mn²⁺(aq) + 8 H2O(l) + 5 I2(s)
Posteriormente, calculou-se a variação dos potenciais padrões de redução (ΔEº) de
cada reação, utilizando a seguinte relação:
ΔEº = - 0,54V + 1,51V = 0,97 V
Tubo 2: K2Cr2O7(aq) + 7 H2SO4(aq) + 6 KI(aq) → 4 K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + 3 I2(s) + 7 H2O(l)
A fim de determinar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de
redução:
Cr2O72-(aq)+ 14 H⁺(aq) + 6 e- ⇌ 2 Cr3⁺(aq) + 7 H2O(l) Eº = 1,33V
2 I⁻(aq) ⇌ I2(s) + 2 e⁻ Eº = - 0,54V
Em tal reação, esperou-se que o dicromato fosse reduzido e o iodeto fosse oxidasse.
Logo, o dicromato atuou como agente oxidante da reação. Contudo, necessitou-se realizar a
multiplicação pelo seguintes índices:
Cr2O72-(aq)+ 14 H⁺(aq) + 6 e- ⇌ 2 Cr3⁺(aq) + 7 H2O(l)
2 I⁻(aq) ⇌ I2(s) + 2 e⁻ ( 3)×
Cr2O72-(aq)+ 14 H⁺(aq) + 6 I-(aq)⇌ 2 Cr3⁺(aq) + 7 H2O(l) ) + 3 I2(s)
Posteriormente, calculou-se a variação dos potenciais padrões de redução (ΔEº) de
cada reação, utilizando a seguinte relação:
ΔEº = - 0,54V + 1,33V = 0,79 V
23
Tubo 3: 2 Fe(NO3)3(aq) + 3 H2SO4(aq) + 2 KI(aq) → K2SO4(aq) + 6 HNO3(aq) + I2(s) + 2 FeSO4(aq)
A fim de determinar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de
redução:
Fe3+(aq) + 1 e- ⇌ Fe2⁺(aq) Eº = 0,77 V
2 I⁻(aq) ⇌ I2(s) + 2 e⁻ Eº = - 0,54V
Em tal reação, esperou-se que o dicromato fosse reduzido e o iodeto fosse oxidasse.
Logo, o dicromato atuou como agente oxidante da reação. Contudo, necessitou-se realizar a
multiplicação pelo seguintes índices:
Fe3+(aq) + 1 e- ⇌ Fe2⁺(aq) ( 2)×
2 I⁻(aq) ⇌ I2(s) + 2 e⁻
2 Fe3+(aq) + 2 I⁻(aq)⇌ I2(s) + 2 Fe2⁺(aq)
Posteriormente, calculou-se a variação dos potenciais padrões de redução (ΔEº) de
cada reação, utilizando a seguinte relação:
ΔEº = - 0,54V + 0,77 V = 0,23 V
Ao reagir tais soluções, obteve-se diferentes colorações. Para o microtubo 1,
observou-se uma solução de tom roxo. No tubo 2, a solução apresentou-se em coloração
levemente amarelada e no tubo 3, a solução não apresentou mudanças. Adicionou-se
posteriormente, uma suspensão aquosa de amido a fim de identificar a presença de I2(s) nas
soluções. Tal suspensão composta com amido forma com o I2(s) um complexo de coloração
azulada pela oclusão do I2(s) na estrutura. Após esta adição, o microtubo 1 apresentou uma
divisão entre parte mais escura e outra mais clara. Já o tubo 2, foi visível a solução amarelada
e o tubo 3 demonstrou-se um roxo de tom bem escuro.
Dentre as espécies MnO4-, Cr2O7²⁻ e Fe³⁺, a que possui maior poder oxidante é o
MnO4-, seguido do Cr2O7²⁻ e do Fe³⁺. Isso se dá devido ao potencial de redução desta espécie.
Com um maior potencial redução, este tem uma maior tendência a sofrer redução e maior
24
tendência a induzir a outra espécie a oxidar. Por este fato, pode-se afirmar que a ordem de
maior poder oxidante é MnO4-(aq) > Cr2O7²⁻(aq) > Fe³⁺(aq) .
Ao comparar o iodeto (I-(aq)), como o brometo (Br-(aq)) e o cloreto (Cl-(aq)), observa-se
que este possui maior poder redutor. Os íons iodeto são redutores fracos que reduzem
oxidantes fortes devido ao seu baixo potencial padrão de redução. Logo, este tem maior
tendência de se oxidar e atuar como agente redutor. Os íons cloreto, entretanto, possuem
grande valor positivo de E°, o que dificulta seu caráter redutor nas reações. Por este fato,
pode-se afirmar que a ordem de maior poder redutor é I-(aq) > Br-(aq)> Cl-(aq).
4.2.2.2 Influência do pH no poder oxidante e redutor.
Esta prática experimental visava demonstrar o poder oxidante e redutor em diferentes
meios básicos e ácidos. No microtubo 1, apresentou-se um meio básico devido a presença de
hidróxido de sódio (NaOH), uma base forte. Já microtubo 2, apresentou-se um meio ácido
devido a presença de ácido sulfúrico (H2SO4), uma base forte. Para cada uma das soluções
nos microtubos, apresentou-se as seguintes reações:
Tubo 1: 2 KMnO4(aq) + 2 NaOH(aq) + Na2SO3(aq) ⇌ K2MnO4(aq) + Na2MnO4(aq) + Na2SO4(aq) +
H2O(l)
A fim de determinar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de
redução:
MnO4-(aq) + 2 H2O(l) + 3e- ⇌ MnO2 (aq)+ 4 OH- (aq) Eº = 0,595 V
SO32-(aq) + 2 OH-(aq) ⇌ SO42-(aq) + H2O(l) + 2 e- Eº = 0,93 V
Em tal reação, esperou-se que o permanganato fosse reduzido e o sulfito fosse
oxidasse. No permanganato nox do Mn muda de +7 (MnO4-) para +4 no MnO2. Logo, o
permanganato atuou como agente oxidante da reação. Determinou-se o potencial padrão desta
reação:
ΔEº = 0,93 V + 0,595 V = 1,525 V
Em tal reação, a solução apresentou uma coloração amarelada.
25
Tubo 2: 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 Na2SO3(aq) ⇌ 2 MnSO4(aq) + 5 Na2SO4(aq) + K2SO4(aq) + 3
H2O(l)
A fim de determinar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de
redução:
MnO4- (aq) + 8 H+(aq) + 5 e- ⇌ Mn2+ (aq)+ 4 H2O(l) Eº = 1,507 V
H2SO3 (aq)+ H2O ⇌ SO42-(aq) + 4 H+(aq) + 2e- Eº= - 0,172 V
2 MnO4-(aq) + 5 H2SO3(aq)+ ⇌ 5 SO4²⁻(aq) + 4H⁺(aq) + 2 Mn²⁺(aq) + 3H2O(l)
Em tal reação, esperou-se que o permanganato fosse reduzido e o sulfito fosse
oxidasse. No permanganato nox do Mn muda de +7 (MnO4-) para +2 no Mn²⁺(aq). Logo, o
permanganato atuou como agente oxidante da reação. Determinou-se o potencial padrão desta
reação:
ΔEº = -0,172 V + 1,507 V = 1,335 V
Em tal reação, a solução não apresentou mudanças da sua coloração.
Na solução em meio básico o MnO4- reage formando o MnO2, que é um sólido
insolúvel, o que leva a formação de um corpo de fundo na solução. Já em meio ácido, com o
MnO4-, a reação que ocorre com a espécie leva a formação de Mn²⁺ que é solúvel e incolor.
Observa-se que, em meio ácido, o KMnO4(aq) atua como forte agente oxidante enquanto em
meio básico, este efeito é menor. Tal fato ocorre devido a presença de íons H+(aq) no meio
ácido que favorecem a diminuição do pH e aumento da redução do permanganato (MnO4-(aq)).
4.2.3 Comparação do poder oxidante.
Esta prática visava comparar o poder oxidante das espécies MnO4-, H2O2, Cl2 e I2. A
cada microtubo de ensaio, apresentou-se as seguintes reações:
Tubo 1: 2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq) 5 O2 (g) + 2 MnSO4(aq) + K2SO4(aq) + 8 H2O(l)→Para realizar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de redução:
MnO4- (aq) + 8 H+(aq) + 5 e- ⇌ Mn2+ (aq)+ 4 H2O(l) Eº = 1,507 V ( 2)×
H2O2(aq) ⇌ O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- Eº = -0,70 V ( 5)×
26
2 MnO4- (aq) + 5 H2O2(aq)+ 6 H+(aq) ⇌ 2 Mn2+ (aq) + 8 H2O(l)+ 5 O2(g)
Observou-se que o manganês (Mn) possuía nox de +7 (MnO4-) e reduziu a +2 no
Mn²⁺(aq). Logo, o permanganato atuou como agente oxidante da reação. Além disso, notou-se
que o oxigênio presente na água oxigenada (H2O2(aq)) oxidou para seu nox de -1 a 0 em seu
estado gasoso. Determinou-se o potencial padrão desta reação:
ΔEº = -0,70 V + 1,507 V = 0,807 V
Ao realizar a mistura da solução de permanganato de potássio (KMnO4(aq)) em meio
ácido (H2SO4(aq)), observou-se que a mistura apresentou uma coloração roxa. Após a adição
de água oxigenada, contudo, a solução alterou-se para incolor. Tal fato pode ser explicado
pela redução do manganês presente no permanganato de potássio (MnO4-). Ao adicionar
permanganato de potássio (KMnO4) em meio aquoso, ocorre a dissolução do sal liberando
íons de potássio (K+(aq)) e permanganato (MnO4-), tornando a solução roxa. Ao realizar a
inclusão da água oxigenada (H2O2(aq)), os íons permanganato reduzem a um cátion manganês
com nox +2 (Mn²⁺(aq)), o que torna a solução incolor.
Tubo 2: 2 KI(aq) + Cl2(aq) + 2 H2O(l) 2 KCl(aq) + I2(s) + HOCl(aq)→
Para realizar o balanceamento desta reação, utilizou-se as semirreações de redução:
Cl2(aq) + 2 H2O(l)⇌ 2 HOCl(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- + 2 Cl-(aq)
2 I-(aq) + 2 e-⇌ I2(s)
Cl2(aq) + 2 H2O(l) + 2 I-(aq) I2(s) + 2 HOCl(aq) + 2 H+(aq) + 2 e- + 2 Cl-(aq)→
Observou-se que o iodo (I) possuía nox de -1 (I-) e aumentou para 0 no I2(s) . Logo, o
iodeto atuou como agente redutor da reação, sofrendo oxidação. Além disso, notou-se que o
cloro (Cl) presente na água de água (H2O2(aq)) reduziu seu nox de 0 a -1.
Observou-se que durante a reação entre o iodeto de potássio (KI) e a água de cloro,
obteve-se um precipitado de coloração marrom. Tal fato é explicado pela formação de I2.
27
Além disso, posteriormente, com adição da solução de amido, verificou-se novamente a
formação de I2. Tal adição gerou a coloração roxa na solução.
Ao realizar a comparação entre o poder oxidante das espécies, pode-se relacionar ao
conceito de eletronegatividade. A eletronegatividade está ligada à tendência de atrair elétrons,
logo quanto maior for esta tendência, maior será seu potencial de redução.
Consequentemente, este possui maior indução à oxidação de outras espécies. O manganês
(Mn) possuía nox de +7 (MnO4-), um número de oxidação alto, logo este tem grande
tendência a atrair elétrons para atingir um estado de oxidação menor e tornando-o um forte
agente oxidante. Para a segunda reação, sabe-se que o cloro possui maior tendência de atrair
elétrons que o iodo, logo este possui maior poder oxidante na reação demonstrada.
28
5. CONCLUSÃO
Os experimentos descritos neste relatório possibilitaram um melhor entendimento das
reações químicas. Dentre elas, destaca-se as reações de síntese, de decomposição, de
precipitação, de complexação e a de oxirredução. Além disso, permitiu uma melhor
compreensão do sentido que as reações ocorrem: reversível e irreversível.
A prática 7 realizou-se a análise de diferentes tipos de reações químicas. Na reação de
síntese, obteve-se a formação de óxidos de caráter básico (óxido de magnésio - MgO(s)) e
ácido (dióxido de enxofre - SO2(g)). Além disso, observou-se que em meio aquoso, tais óxidos
resultam na formação de, respectivamente, hidróxido de magnésio (Mg(OH)2(aq)) e ácido
sulfuroso (H2SO3(aq)). Além disso, o experimento que envolvia reação de decomposição
permitiu visualizar liberação de oxigênio (O2(g)) sem alteração no dióxido de manganês
(MnO2(s)). Também observou-se a indução do dióxido de manganês (MnO2(s)) a oxidação do
ácido clorídrico (HCl) a gás cloro (Cl2(g)). Na reação de precipitação, foi possível observar a
formação de dois precipitados. O precipitado 1 é resultado da formação de um sal insolúvel, o
sulfato de bário (BaSO4 (s)) e o precipitado 2 é resultado de um composto insolúvel, o
hidróxido de ferro (III) (Fe(OH)3). Para a reação de complexação, esperava-se demonstrar do
íon complexo: [Cu(NH3)4]SO4(aq). Em tal experimentação, nota-se que o íon de cobre é
complexado pelos quatro ligantes de amônia e a amônia (NH3) comporta-se como base de
Lewis devido a sua capacidade de doar elétrons. A compreensão do sentido da reação
também foi de suma importância nessa prática. Observou-se que a adição de uma fita de
magnésio (Mg) em ácido clorídrico (HCl) gera um alto desprendimento de calor
caracterizando tal reação como exotérmica. Além disso, a formação de íons Mg2+ e a
liberação de gás hidrogênio (H2(g)) demonstraram que tal reação é irreversível. A adição de
cromato de potássio (K2CrO4) em ácido clorídrico (HCl) apresentou a formação de dicromato
de potássio (K2Cr2O7). Contudo, verificou-se que ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH),
demonstrou-se que a volta ao cromato de potássio (K2CrO4), caracterizando a reação como
reversível.
Ao considerar os experimentos da prática 8, foram realizados diversos procedimentos
relacionados à reação de oxirredução. Verificou-se a ocorrência ou não da reação das variação
de potenciais padrões de redução (Eº) entre os compostos de cobre (Cu), chumbo (Pb) e
zinco (Zn). Notou-se que houveram mudanças de coloração da solução e a deposição do
cobre (Cu(s)) sobre as placas de chumbo (Pb(s)) e zinco (Zn(s)). Observou-se também a força do
29
poder oxidante e o poder redutor das espécies. Notou-se que com um maior potencial de
redução, as espécies têm uma maior tendência a sofrer redução e maior tendência a induzir a
outra espécie a oxidar. Em paralelo, um baixo potencial padrão de redução, gera as espécies
maior tendência a se oxidarem e atuarem como agentes redutores. Considerou-se também a
influência do pH no poder oxidante e redutor. Observou-se que, em meio ácido, o KMnO4(aq)
atua como forte agente oxidante enquanto em meio básico, este efeito é menor. Tal fato
ocorre devido a presença de íons H+(aq) no meio ácido que favorecem a diminuição do pH e
aumento da redução do permanganato (MnO4-(aq)). Também foi possível realizar a comparação
do poder oxidante entre diferentes espécies. Verificou-se que quanto maior tendência a atrair
elétrons, maior poder oxidante.
Em suma, as pesquisas realizadas no desenvolvimento deste presente trabalho
permitiram visualizar o preparo de diversas reações químicas. Além disso, a realização dessa
prática foi de suma importância, pois ampliou-se a nossa capacidade de percepção e
assimilação, quanto aos experimentos realizados e a teoria vista em sala de aula.
30
6. REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA.
UFF. Manual de Instruções e Roteiro de Experimentos. Niterói:João Célio G. da Silva,
2020. 117 p.
31