Quimica- Reacoes de Oxirreducao

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UNIVERSIDADE DO ESTADO DO RIO DE JANEIRO
INSTITUTO DE QUÍMICA – DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA
Reações de Oxirredução
Alunos: Eduardo Moraes da Silva (202010138011)
Emilly Bastos da Silva (202210087211)
Helena Esperanza Fontes Valle dos Santos (202110088111)
João Salac de Abranches (201510215711)
Disciplina: Química VIII-Turma 1
Docente: Cintia Custodio
Rio de Janeiro, 12 de junho de 2023.
1. Introdução
As reações denominadas reações de oxirredução são consideradas reações
de transferência de elétrons, com variação do número de oxidação (Nox). A oxidação
refere-se a perda de elétrons, contrariamente à redução que se refere ao ganho de
elétrons que são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido [CHANG &
GOLDSBY, 2013].
Uma semi-reação é uma maneira conceitual de vermos a reação de oxidação
ou redução quando consideradas separadamente [ATKINS & JONES, 2012], mas em
toda reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem ocorrer. A substância
que torna possível que outra seja oxidada é chamada agente oxidante. O agente
oxidante remove elétrons de outra substância. E de forma análoga, um agente redutor
ou um redutor é uma substância que fornece elétrons, fazendo assim com que outra
substância seja reduzida [BROWN; LEMAY & BURSTEN, 2005]. Os tipos gerais das
reações redox são:
1 – Reações de combinação.
● Ocorre quando duas ou mais substâncias se combinam formando só um
produtor.
2 – Reações de decomposição.
● Ocorre de forma contrária a anterior, ocorre a quebra de composto
formando dois ou mais produtos.
3 – Reações de combustão
● Onde ocorre uma substância reage com oxigênio produzindo uma
chama. (Calor e luz)
4 – Reações de combinação
● onde um íon, ou átomo, de um composto é substituído por um íon, ou
átomo, de outro composto. Podendo ser deslocamento de hidrogênio,
de um metal ou de um halogênio.
5 – Reações de Desproporcionamento
● são um tipo especial de reação redox onde um elemento é reduzido e
oxidado simultaneamente.
O poder relativo de uma semi-reação de oxidação ou redução pode ser
determinado pelo potencial de meia célula, que é o potencial da meia reação relativa
ao potencial de uma meia reação na qual o íon hidrogênio (1 mol L) é reduzido ao gás
hidrogênio (sob a pressão de 100 kPa em uma superfície de platina). A esta
semi-reação é atribuído um potencial padrão (E°) igual a zero. Para que uma reação
redox seja espontânea, a soma de seus potenciais de redução de meia célula deve ser
positiva [RAYNER-CANHAM & OVERTON, 2010].
2. Objetivos
- Determinar os estados de oxidação dos elementos;
- Identificar o agente oxidante e do agente redutor;
- Observar o efeito da acidez ou basicidade do meio sobre as propriedades
oxidantes e redutoras.
3. Parte Experimental
3.1. Materiais, vidrarias e reagentes utilizados
● Tubos de ensaio
● Estantes para tubos de ensaio
● Pipetas de 5 ou 10 mL graduadas
● Béquer de 150 mL
● Solução de ácido sulfúrico (H2SO4)
● Permanganato de potássio (KMnO4)
● Água oxigenado (H2O2)
● Solução de hidróxido de sódio (NaOH)
● Sulfito de sódio (Na2SO3)
● Solução de dicromato de potássio (K2Cr2O7)
● Solução de iodeto de potássio (KI)
● Solução de hipoclorito de sódio (NaClO)
● Goma de amido
● Éter etílico ((C2H5)2O)
● Sulfato de manganês (MnSO4)
3.2. Etapas do experimento
Procedimento 1: Acidulado com 3 a 4 gotas de solução de ácido sulfúrico 1:1,
cerca de 3 mL de solução aquosa de permanganato de potássio. Em seguida, foi
adicionado água oxigenada, gota a gota, até completo descoramento.
Procedimento 2: Foi separado um tubo de ensaio contendo 3 mL de solução
de permanganato de potássio alcalinizado com solução de hidróxido de sódio e gotas
de solução de sulfito de sódio foram adicionados.
Procedimento 3: Foi adicionado cerca de 5 mL de solução aquosa de
dicromato de potássio com 3 a 4 gotas de solução de ácido sulfúrico 1:1. Juntamos as
soluções e, em seguida, foi acrescentado cerca de 3 a 4 mL de éter etílico. Finalmente
adicionamos 1 a 2 mL de água oxigenada e agitando vigorosamente, deixe-a em
repouso durante alguns minutos. Observe e anote.
Obs: Não foi feito o procedimento 4
Procedimento 5: Em um tubo de ensaio contendo solução aquosa de iodeto
de potássio, foi gotejado solução de hipoclorito de sódio até o surgimento de coloração
amarela. Neste ponto, dividimos a solução obtida em duas partes iguais. À primeira
parte com goma de amido e a segunda, continuamos adicionando, gota a gota, mais
solução de hipoclorito de sódio até o desaparecimento da cor amarela. E nesse
instante, foi acrescentado goma de amido neste tubo.
Procedimento 6: Foi colocado em um tubo de ensaio 2 mL de solução MnSO4
0,1 mol/L e 3 gotas de solução de NaOH 6 mol/L. E, em seguida, adicionamos 1 mL de
solução de água oxigenada até haver mudança de cor da solução.
4. Resultados e Discussões
Procedimento 1:
Inicialmente pode-se observar que a solução de permanganato de potássio
(KMnO4) possui uma coloração violeta, quando adicionado ácido sulfúrico (H2SO4) a
cor se manteve a mesma, entretanto, quando houve a adição de água oxigenada
(H2O2) ocorreu a completa descoloração da solução. Isso acontece, pois
provavelmente durante a reação sucedeu como produto o manganês (Mn2+), que
possui uma característica incolor.
Equação química geral:
+1 +7 -8 +2+6-8 +2 -2 +2 +6-8 +2 +6-8 0 +2-2
KMnO4 + H2SO4 + H2O2→ MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O
Equação química geral balanceada:
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2→ 2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O
Soma das reações de redução e oxidação para descobrir a equação de
oxirredução:
I. Mn7+O4- + 5 e- + 8 H+→ Mn2+ + 4 H2O (redução)
II. H2+O2- → O20 + 2 e- + 2 H+ (oxidação)
Equação de oxirredução:
2 MnO4 + 5 H2O2 + 6 H+ → 2 Mn2+ + 8 H2O + 5 O2
Nessa reação como agente redutor a água oxigenada e o agente oxidante o
permanganato de potássio.
Procedimento 2:
Como no procedimento 1 o KMnO4 tem-se inicialmente uma cor violeta, com o
acréscimo do hidróxido de sódio (NaOH) a coloração continuou igual a inicial, contudo,
quando acrescentado o sulfito de sódio (Na2SO3) verificou-se o surgimento de uma
coloração verde musgo. Provavelmente, durante a reação então ocorreu como produto
manganato (MnO42-), que possui uma característica verde.
Equação química geral:
+1 +7-8 +2 +4 -6 +1 -2+1 +2 +6 -8 +2 +6 -8 +2 +6 -8 +2-2
KMnO4 + Na2SO3 + NaOH → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Equação química geral balanceada:
2 KMnO4 + Na2SO3 + 2 NaOH → K2MnO4 + Na2MnO4 + Na2SO4 + H2O
Soma das reações de redução e oxidação para descobrir a equação de
oxirredução:
I. Mn7+O4- + 1 e- + 8 H+ →Mn6+ + 4 H2O (redução)
II. S4+O32- + 6 H+→ S6+ + 2 e- + 3 H2O (oxidação)
Equação de oxirredução:
2 MnO4 + SO3 + 22 H+→ 2 Mn6+ + S6+ + 11 H2O
Logo, o agente redutor nesta equação será o sulfito de sódio e o oxidante o
permanganato de potássio.
Procedimento 3:
Primeiramente se observou a coloração laranja do dicromato de potássio
(K2Cr2O7), quando adicionado o ácido sulfúrico (H2SO4) a cor se manteve a mesma,
seguidamente, ao juntar éter etílico ((C2H5)2O) a solução enxergo-se que houve a
separação em duas fases no tubo, sendo mantida a cor laranja e acima dela uma
incolor própria do éter, em seguida, foi acrescentada a água oxigenada (H2O2)
gerando na parte de cima do tubo (incolor) uma coloração azul enquanto a parte
abaixo se manteve laranja, entre elas também é possível perceber a presença de uma
coloração esverdeada. Então, como resultado desta reação foi obtida duas fases, no
caso da parte com coloração laranja pode-se esperar a presença de dicromato
(Cr2O72-) e a cor azul como produto pode haver o peróxido de cromo (CrO5), na parte
onde possui o esverdeamento deve ser provável a presença de cromo (III) (Cr3+).
Equação química geral:
+12-14 +1 +2-2 +2 +6-8 0 +3 +2-2 +2+6-8
Cr2O72- + H++ H2O2 + H2SO4 + (C2H5OC2H5) + O2 → Cr3+ + H2O + H2SO4 +
CO2 + H2O
+4-4 +2-2
Equação química geral balanceada:
2Cr2O72- + 14H+ + 6H2O2 + 3H2SO4 + 3(C2H5OC2H5) + 6O2 → 4Cr3+ + 7H2O +
3H2SO4 + 6CO2 + 6H2O
Soma das reações de redução e oxidação para descobrira equação de
oxirredução:
I. H2O2 → O2 + 2H+ + 2e- (redução)
II. Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O(oxidação)
Equação de oxirredução:
Cr2O72- + 14H+ + 6H2O2 → 2Cr3+ + 7H2O + 6O2
O agente redutor será o dicromato de potássio e o agente oxidante a água
oxigenada.
Procedimento 4: não foi realizado.
Procedimento 5:
De início foi observado que a solução aquosa de iodeto de potássio (KI) é
incolor, prontamente, acrescentou-se o hipoclorito de sódio (NaClO) onde aconteceu
uma mudança na coloração surgindo uma cor amarela, sendo assim, gerando uma
reação que provavelmente tem como resultado nitrito (NO2), que possui como
característica a cor amarela. Conseguintemente, a solução foi dividida em dois tubos
diferentes, sendo assim, no primeiro tubo ocorreu a adição de goma de amido e
notou-se que sua cor foi modificada para um roxo escuro, indicando uma reação que
talvez tenha sucedido como produto o iodo em solução (I2). No segundo tubo,
entretanto, houve o adicionamento de mais NaClO até a solução ficar incolor, em
seguida, adicionou goma de amido e a solução permaneceu completamente
descolorida, tal resultado pode indicar que a reação final deste tubo tem como
resultado final óxido nítrico (NO), que possui uma característica incolor.
Equação química geral:
+1-1 +1+5-2 -1 +1-1 +2-2
KI + NaClO → I+ NaCl + K2O
Equação química geral balanceada:
2KI + NaClO → 2I+ NaCl + K2O
Soma das reações de redução e oxidação para descobrir a equação de
oxirredução:
I. 2 ClO- + 2 e- → 2Cl- + O2 (redução)
II. 2 I- → I2 + 2 e- (oxidação)
Equação de oxirredução:
2 KI + NaOCl → 2 I- + NaCl + K2O
Têm-se como agente redutor o iodeto de potássio e oxidante hipoclorito de
sódio.
Procedimento 6:
Em primeiro observou-se que o sulfato de manganês (MnSO4) não possui
nenhuma coloração, quando acrescentou-se hidróxido de sódio ao MnSO4 aconteceu
uma mudança para uma cor aparentemente bege, em seguida, juntou-se H2O2 a
solução causando mais uma vez mudança na cor, resultando em uma coloração
marrom meio terroso. Isso ocorreu, pois durante a reação provavelmente sucedeu
como resultado final o óxido de manganês (MnO2), que tem como característica
precipitado marrom.
Equação química geral:
+2+6 -8 +1 -2+1 +2 -2 +4-4 +2 +6 -8 +2-2
MnSO4 + NaOH + H2O2 → MnO2 + Na2SO4 + H2O
Equação química geral balanceada:
MnSO4 + 2 NaOH + H2O2 → MnO2 + Na2SO4 + 2 H2O
Soma das reações de redução e oxidação para descobrir a equação de
oxirredução:
I. H2O2- + 1 e-→ O2- + H2O (redução)
II. Mn2+O42- + 8 H+→ Mn4+ + 2 e- + 4 H2O (oxidação)
Equação de oxirredução:
MnO4 + 2 H2O2 + 8 H+→ Mn4+ + 2 O2- + 6 H2O
Neste caso tem-se o agente redutor sulfato de manganês e o oxidante água
oxigenada.
(a) (b) (c) (d)
Figuras 1: Procedimentos 1 e 2. (a) Solução aquosa de permanganato de potássio (KMnO4).
(b) H2SO4 (ácido sulfúrico) + KMnO4. (c) Solução da figura (b) + água oxigenada (H2O2). (d)
Solução final do experimento 2.
(a) (b) (c) (d)
Figuras 2: Procedimento 3. (a) Dicromato de potássio (K2Cr2O7). (b) Ácido sulfúrico (H2SO4).
(c) Solução K2Cr2O7 + H2SO4 + (C2H5)2O (éter etílico). (d) Solução (c) + água oxigenada
(H2O2).
(a) (b) (c) (d) (e)
Figuras 3: Procedimento 5. (a) Solução aquosa de iodeto de potássio (KI). (b) KI + NaClO
(hipoclorito de sódio). (c) Solução (b) + goma de amido. (d) Solução da figura (b) + KI. (e)
Solução (d) + goma de amido.
(a) (b) (c)
Figuras 4: Procedimento 6. (a) Sulfato de manganês (MnSO4). (b) MnSO4 + NaOH (hidróxido
de sódio). (c) Solução da figura (b) + água oxigenada (H2O2).
5. Conclusão
Foi possível observar as reações de oxirredução acontecerem devido a
alternância de cor das soluções, as quais ocorrem devido a variação de
elétrons de certos elementos químicos. Nos cálculos químicos foi possível
provar que as reações de redox sempre ocorrem em pares, onde um
componente se reduz (ganhando elétrons) e outro se oxida (perdendo
elétrons). Também foi comprovado a dualidade do peróxido de hidrogênio,
podendo ele atuar tanto como agente redutor, como agente oxidante.
Pode-se concluir que em meio ácido ou básico, as reações de redox
são facilitadas devido a presença de íons responsáveis pela condução dos
elétrons. Por fim, observou-se alguns dos estados de oxidação dos elementos
trabalhados, e como alguns elementos têm diversos estados podendo variar
dependendo do meio em que reagem e com quem reagem.
6. Referências bibliográficas
(1) BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E. Química - A Ciência
Central. 9ª Edição.Pearson Prentice Hall. São Paulo, 2005.
(2) CHANG, R. & GOLDSBY, K. A. Química, 11 Edição. AMGH Editora Ltda. Porto
Alegre, 2013 .
(3) RAYNER-CANHAM, G. & OVERTON, T. Descriptive Inorganic Chemistry, Fifth
Edition. W. H. Freeman and Company. New York. 2010.