Prática VI - Reações de oxirredução

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Universidade Federal do Rio de Janeiro 
Nome: Kissya Kropf da Silva 
Química I 
 
Prática VI – Reações de Oxirredução 
 
INTRODUÇÃO 
 As reações de oxirredução estão relacionadas com a transferência de elétrons 
entre íons e átomos das substâncias que a compõe. Na reação redox, por exemplo, 
ocorre a transferência de elétrons que também é usada para produzir energia, através 
da eletricidade. Suas reações ocorrem de forma experimental em uma célula 
eletroquímica, e, devido a espontaneidade com que a reação ocorre, é conhecida 
como cela voltaica ou galvânica[1]. 
 “Similarmente, os elétrons fluem do anodo (oxidação – perda de elétrons) para 
o catodo (redução – ganho de elétrons) devido à diferença de energia potencial. A 
energia potencial dos elétrons é mais alta no agente redutor que no agente oxidante e 
eles fluem espontaneamente por um circuito externo ou pelo contato em solução”[1]. 
O agente oxidante é uma espécie reagente que possui o elemento que sofre 
redução. Já o agente redutor, é a espécie reagente que possui o elemento que sofre 
oxidação.. Abaixo segue um exemplo da reação de oxirredução. 
 
Figura 1 - Reação de oxirredução
[2]
. 
Portanto, o objetivo da prática VI abordou alguns conceitos de reação, como, 
oxidação e redução, agente redutor e oxidante. Além da interpretação da tabela de 
potenciais-padrão. 
 
RESULTADO E DISCUSSÃO 
Uma aplicação das reações de oxirredução no nosso dia a dia se dá através da 
presença de corrosão, que é “a deterioração de metais causada por processos 
eletroquímicos”[3]. Geralmente, a corrosão ocorre devido a presença de oxigênio 
presente no ar, devido a capacidade que os metais tem de oxidação maior que o 
oxigênio, sendo assim, tendem a perder elétrons para ele. Um dos combates à 
corrosão é através de tintas especiais que são aplicadas nesses metais, por exemplo, 
em portões, navios e outros. 
Após a introdução da prática, foi realizado a demonstração do experimento da 
Pilha de Daniell. Foi colocado em dois béchers de 100 mL, 50 mL de solução de 1M 
de FeSO4, na qual foi introduzido um bastão de ferro e outro bécher com 50 mL de 1M 
de CuSO4 e foi introduzido um bastão de cobre. Portanto, as semi-reações e a reação 
global responsável pela transferência de elétrons são: 
 
Cu2+(aq) + 2𝑒
− → Cu(s) Eo=0,34v 
Fe(s) → Fe
2+
(aq) + 2𝑒
− Eo=0,44v 
Cu2+(aq) + Fe(s) → Fe
2+
(aq) + Cu(s) ΔE=0,78v 
 
De acordo com o potencial de redução é perceptível que o reagente oxidante é 
o Fe(s)/Fe
2+
(aq), portanto, é o anodo. Já, o Cu
2+
(aq)/Cu(s) é o reagente redutor, por isso, é 
o cátodo. As soluções foram ligadas por meio de uma ponte salina de um tubo em U, 
com solução saturada de KNO3. A ponte salina serve para neutralizar as cargas, ou 
seja, o fluxo de elétrons, pois se ela for retirada irá parar esse fluxo. Portanto, se não 
houvesse a ponte iria ter um acúmulo de carga positiva na solução de ferro e pouca 
carga positiva na solução de cobre. Em seguida, os eletrodos foram conectados a um 
voltímetro que mediu um potencial elétrico de 0,70v. 
Já na prática da influência do meio na força do oxidante e do redutor, foram 
colocados em dois tubos de ensaio, 10 gotas de solução de KI 0,1M, na qual foram 
alcalinizados com 5 gotas de solução de NaOH 1M e foram adicionados mais 5 gotas 
de solução de K2Cr2O7 0,1M. Portanto, a reação formada foi: 
 
Cr2O7
2-
(aq.) + 2OH
-
(aq.) → 2CrO4
2-
(aq.) + H2O(l) 
 
 O íon dicromato possui uma cor laranja e assim que é adicionado a base, 
teremos um produto com uma cor amarelada. De acordo com os nox de cada íon, foi 
possível constatar que não houve reação de oxirredução no meio básico, mas houve 
uma reação devido a sua alteração de cor. 
 A partir dessa primeira reação, um dos tubos de ensaio foi acidulado com 5 
gotas de H2SO4 concentrado. Portanto, a reação formada foi: 
 
Cr2O7
2-
(aq.) +6I
- + 14H+(aq.) → 2Cr
3+
(aq.) + 3I2(aq.) + 7 H2O(l) 
 
 Através dos nox dos íons presentes na reação, é possível constatar que houve 
uma reação de oxirredução, na qual o dicromato reduziu, ou seja, agiu como agente 
oxidante e o iodo oxidou, agindo como agente redutor no meio ácido. A reação formou 
iodo molecular como produto e a cor da reação mudou, formando pequenos 
precipitados pretos e a solução ficou com uma cor marrom, ou seja, através da sua 
coloração é possível constatar a formação do iodo e devido ao seu meio ácido. 
No outro experimento, do uso da equação iônica para expressar a oxirredução, 
foi colocado em um tubo de ensaio 0,5mL de água, 5 gotas de solução de 0,2M de 
KMnO4 e 5 gotas de H2SO4 concentrado. Em seguida, foi acrescentado 10 gotas de 
H2C2O4 0,1M. Portanto, a reação formada foi: 
 
2MnO4
-
(aq.) + 5C2O4
2-
(aq.) + 16H
+
(aq.) → 2Mn
2+
(aq.) + 10CO2(g) + 8 H2O(l) 
 
 De acordo com a reação, e o nox de cada íon, é possível observar que o 
manganês sofreu redução, ou seja, agiu como agente oxidante, diferentemente do 
carbono que sofreu oxidação, ou seja, agiu como agente redutor. Na reação foi 
utilizado o ácido oxálico, este ácido é um ácido fraco, por isso, é pouco ionizável. Em 
seguida, foi adicionado também, mais um cristal para que ocorresse a reação e de 
roxo que era a cor da reação inicialmente passou a ficar incolor. Caso usássemos 
oxalato de sódio ou de amônio em vez do ácido oxálico, teríamos uma alta quantidade 
de oxalato (ânion), ou seja, iria acelerar a reação devido a maior presença do ânion na 
solução. Diferentemente do ácido, por ser um ácido fraco e ter baixa ionização. 
 A partir da influência do meio na redução de MnO4
-, foi colocado em um tubo 
de ensaio aproximadamente 1mL de solução 0,2M de KMnO4, 0,5 mL de solução 6M 
de NaOH e alguns cristais de Na2SO3. Devido ao meio básico a coloração da solução 
ficou verde escuro, mas na sua parte superior, na parede do tubo, foi possível 
visualizar a cor castanho, que seria o meio neutro mais o oxigênio, que forma uma 
característica meio ácida, aumentando o pH da solução. 
 O mesmo procedimento foi refeito, porém foi substituído o NaOH por 0,5mL de 
H2SO4. Assim que foi adicionado o ácido na solução, foi possível observar a cor 
castanha, que seria o meio neutro, e, então foi adicionado mais Na2SO3 onde o meio 
se tornou ácido e a reação mudou de cor, indo para incolor. 
 
 
Figura 2 - Reação em meio ácido, básico e neutro - [4] 
 Nas reações com peróxido de hidrogênio, foram adicionados de 2 a 3 gotas de 
KMnO4, 0,1M com 1 mL de água em um tubo de ensaio. Foram acrescentados 
também, 15 gotas de H2SO4 concentrado, 3 gotas de peróxido de hidrogênio, H2O2, 
concentrado. Após este procedimento, foi possível constatar que a solução ficou 
incolor em meio ácido, pois de acordo com o nox do manganês, o peróxido atua como 
agente redutor, ou seja, o peróxido é responsável pela redução do manganês, que 
atua como agente oxidante. 
KMnO4 → Mn
2+ 
 
 Em outro tubo de ensaio foi adicionado 1 mL de solução de íon Fe2+ 0,1M e em 
seguida, foi adicionado 1 mL de peróxido de hidrogênio concentrado e 3 gotas de 
NaOH 6M. 
Fe(OH)2 + H2O2 → Fe(OH)3 
 
 É perceptível que antes a solução possuía uma cor caramelo e após adicionar 
peróxido de hidrogênio a solução se tornou castanho em meio básico, pois o peróxido 
atua como agente oxidante, ou seja, é responsável pela oxidação do ferro, que atua 
como agente redutor. 
 
CONCLUSÃO 
Portanto, foi possível constatar a extrema importância do conhecimento sobre 
as reações de oxirredução e como estão presentes no nosso dia a dia. Além do 
experimento da pilha de Daniell que também atua como uma bateria, a identificação 
das reações de oxirredução na tabela de potenciais-padrão e seus determinados 
valores de potenciais. 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 Reações de Oxirredução. Departamento de Química Inorgânica – IQ / UFRJ – 
Roteiro de prática – [1]. 
 Reações de oxidação e redução. Lista de exercícios. In: Alfatoledo – [2]. 
 CARDOSO, Mayara.Corrosão. In: Infoescola – [3]. 
 Reações de Oxirredução (Roteiro – prática VI) – [4].