Relatório Oxirredução-simplificado

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Universidade Federal de Goiás.
Instituto de Química
Licenciatura em Química – Noturno
Transformações químicas – A01
Reações de oxirredução
 
Braythiner Lindolfo Vaz Leite 
Deusmar Luis Ferreira
Igor de Lima Soares Dias
Wires Bomtempo
Goiânia, 27 de Maio de 2015
Resultados e discussões
Experimento 13
Neste experimento, o intuito foi de demonstrar experimentalmente algumas reações de oxirredução. Reações de oxirredução são aquelas que ocorrem um processo simultâneo de perda e ganho de elétrons, pois os elétrons perdidos por átomo, molécula ou íon são imediatamente recebidos por outro. O reagente que perde elétrons sofre uma oxidação é chamado de agente redutor, o que ganha elétrons sofre uma redução é o agente oxidante. Em uma reação de oxirredução o metal mais reativo sofre oxidação.
Através dos potenciais de redução das semireações de oxidação e de redução podemos saber se uma reação ocorre espontaneamente ou não. Potencial de redução é a espontaneidade ou a tendência de uma espécie de adquirir elétrons e assim, ser reduzido. Quando as somas dos potenciais de redução das duas semireações tem como resultado um valor positivo temos que a reação ocorre espontaneamente e quando o resultado da um valor negativo significa que a reação não é espontânea, ou seja, necessita de influências externas para que ela ocorra.
A primeira reação de oxirredução que foi realizada foi a de sulfato de cobre com ferro. Quando o pedaço de ferro foi colocado na solução de sulfato de cobre que havia previamente sido colocada em um tubo de ensaio, notou-se q o pedaço de ferro começou a se decompor. O ferro é o reagente oxidado e o cobre é reduzido. Podemos então induzir que há uma transferência das moléculas de ferro para a solução que começam a se ligar as moléculas de sulfato que se decompõe com o cobre, e o cobre passa a ser o nosso precipitado na solução. Com a soma dos potências de redução das duas semireações podemos ver que a reação acontece espontaneamente. Tal fenômeno pode ser comprovado através da reação de oxirredução seguinte:
CuSO4(aq) + Fe(s) ----> FeSO4(aq) + Cu(s) 
Cu2+(aq) + SO42-(aq) Fe(s) ----> Fe2+(aq) + SO42+(aq) Cu(s) 
Cu2+(aq) + 2e- ----> Cu(s) - reduziu ag. oxidante E°= + 0,34 
Fe(s) ----> Fe2+(aq) + 2e- - oxidou ag. redutor E°= + 0,44 
Cu2+(aq) + Fe(s) + 2e- ----> Cu(s) + Fe2+(aq) + 2e- 
Cu2+(aq) + Fe(s) ----> Fe2+(aq) + Cu(s) 
E° (+0,34) + (+0,44) = +0,78 -> Reação espontânea
Apesar de não ter sido realizado procedimento experimental de uma solução de nitrato de ferro (II) com um fio de cobre, formulamos as equações representativas da reação. Através da soma dos potenciais de redução das semireações, obtemos um resultado negativo, sendo assim, podemos concluir que a reação não ocorre espontaneamente, ou seja, necessita de uma influência externa para que ocorra. As equações estão representadas a seguir:
Fe(NO3)2(aq) + Cu(s) ----> Cu(NO3)2(aq) + Fe(s) 
Fe2+(aq) + 2NO3(aq) + Cu(s) ----> Cu2+(aq) + 2NO3(aq) + Fe(s) 
Fe2+(aq) + 2e- ----> Fe(s) - reduziu ag. oxidante E°= - 0,34 
Cu(s) ----> Cu2+(aq) + 2e- - oxidou ag. redutor E°= - 0,44 
Cu(s) + Fe2+(aq) + 2e- -----> Cu2+(aq) + Fe(s) + 2e- 
Fe2+(aq) + Cu(s) ----> Cu2+(aq) + Fe(s) 
E° (- 0,34) + ( - 0,44) = - 0,78 -> Reação não espontânea
Em um segundo tubo de ensaio contendo uma solução de nitrato de prata foi colocado um fio de cobre. Com a soma dos potenciais de redução foi obtido um resultado positivo, logo, a reação foi uma reação espontânea. Quando foi colocado o frio de cobre a solução notou-se a decomposição do cobre e pelas semireações podemos perceber que a prata começa a se dissociar do nitrato. O nitrato, após dissociado, começa a se ligar as moléculas de cobre presentes e o precipitado passa a ser a prata. O cobre é oxidado e a prata é reduzida. Temos como resultado a seguinte reação devidamente balanceada:
2AgNO3(aq) + Cu(s) ----> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s) 
Ag1+(aq) +NO3(aq) + Cu(s) ----> Cu2+(aq) + NO3(aq) + Aq(s) 
( Ag1+(aq) + 1e- ----> Ag(s) )x2 - reduziu ag. oxidante E° = +0,80 
Cu(s) ----> Cu2+(aq) + 2e- - oxidou ag. redutor E° = - 0,34 
2Ag1+(aq) + Cu(s) + 2e- ----> 2Ag(s) + Cu2+(aq) + 2e- 
2Ag1+(aq) + Cu(s) ----> Cu2+(aq) + 2Ag(s) 
E° (+0,80) + (-0,34) = +0,54 -> Reação Espontânea
Posteriormente, em um terceiro tubo de ensaio, foi colado uma solução de nitrato de prata e logo após adicionado um pedaço de ferro a solução. Temos assim como no primeiro tubo, o ferro sendo oxidado, passando para a solução, porém, dessa vez, se ligando as moléculas que nitrato resultantes da decomposição do nitrato de prata. Com o resultado da soma dos potenciais de redução sendo um valor positivo podemos comprovar a espontaneidade da reação. A prata, que é reduzida, passa a ser o nosso precipitado. A reação de oxirredução resultante da mistura é a seguinte:
AgNO3(aq) + Fe(s) ----> FeNO3(aq) + Ag(s) 
Ag1+(aq) + NO31-(aq) + Fe(s) ----> Fe1+(aq) + NO31-(aq) + Ag(s) 
( Ag1+(aq) + 1e- ---> Ag(s) ) x2 - reduziu ag. oxidante E° = +0,80 
Fe(s) ------> Fe2+(aq) + 2e- - oxidou ag. redutor E° = +0,44 
2Ag1+(aq) + Fe(s) + 2e- ----> 2Ag(s) + Fe2+(aq) + 2e- 
2Ag1+(aq) + Fe(s) ----> 2Ag(s) + Fe2+(aq) 
E° (+0,80) + (+0,44) = +1,14 -> Reação espontânea 
	A fim de se visualizar experimentalmente a oxidação dos íons brometo e iodeto, foi numerado 3 tubos de ensaios, sendo que, no primeiro foi colocado 20 gotas de NaBr, no segundo tubo 20 gotas de solução de NaI e no terceiro tubo 10 gotas de cada. Em cada tubo foi adicionado 1 mL de clorofórmio e 10 gotas de água de cloro. Os 3 tubos foram agitados vigorosamente e observados os resultados. O Na da solução é utilizada apenas como agente expectador, pois aparece da mesma forma dos dois lados da reação, podendo assim ser retirado ao montar a reação. 
	A solução do primeiro tubo, onde havia os íons brometo no NaBr, não obteve modificação na coloração. Sendo assim, podemos concluir que não ocorreu oxidação. Tal resultado está ligado ao fato do potencial de redução do brometo é maior do que o da água de cloro. Já no segundo tubo, onde havia os íons iodeto a solução passou de transparente para uma coloração em tons de marron/castanho, o que represente que houve oxidação dos íons iodeto, devido ao seu potencial de redução menor que da água de cloro. O clorofórmio não é consumido na reação, ele é apenas utilizado como solvente para que possa ser vista a mudança da coloração.
	As reações de oxirredução dos íons brometo e iodeto estão representadas a seguir:
1º tubo
NaBr(aq) + ClO-(aq) -----> Na+(aq) + Br-(aq) + ClO-(aq) 
ClO-(aq) + H2O + 2e- ----> Cl- + 2OH- reduziu ag. oxidante
2Br -(aq) ----> Br2(s) + 2e- oxidou ag. redutor
ClO-(aq) + H2O(l) + 2Br(aq) ---> 2OH- + Br2(aq) + Cl-(aq)
2º tubo
NaI(aq) + NaClO(aq) -----> I+(aq) + Cl-(aq) + O
2I(aq) ----> I2-(aq) + 2e- oxidou ag. redutor
ClO-(aq) + H2O(l) + 2e- ----> Cl-(aq) + 2OH- reduziu ag. oxidante
2I(aq) + ClO-(aq) + H2O(l) ----> Cl- + 2OH- + I2-
	A fim de se visualizar a oxidação do iodo, em um outro tubo de ensaio foi colocado 10 gotas de uma solução de iodo e 20 gotas de clorato de potássio além de algumas gotas de NaOH. Após agitação da solução houve mudança na coloração, representando assim, a oxidação do iodo. Temos a seguir a reação de oxirredução do experimento: 
2I-(aq) -----> I2(aq) + 2e- oxidou ag. redutor
ClO2-(aq) + 12H+(aq) + 5e- -----> Cl2(aq) + 6H20(l) reduziu ag. oxidante
10I-(aq) + 2ClO3-(aq) + 12H+(aq) + ----> 5I2(aq) + Cl2(aq) + 6H2O(l)
	Para finalizar as reações de oxirredução, foi realizado um vulcão de dicromato.Em um béquer foi colocado uma pequena quantidade de dicromato de amônio e colocado um pavio de papel ensopado com etanol. Quando foi acesso o pavio, notou-se que o dicromato começou a se oxidar, e o mesmo, que antes era um sólido alaranjado, libera como produto um sólido esverdeado. Porém, o mais intrigante não é apenas a mudança na cor do dicromato após a oxidação, mas sim, o fato de que apesar de ter sido colocado um pequena quantidade no béquer, a quantidade de produto obtida foi muito maior do que a colocada anteriormente. O dicromato de amônio se transforma em óxido de cromo. A equação química resultante é a seguinte:
2 NH4Cr2 (s) Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O (g) 
Experimento 14
Neste experimento, o intuito foi de determinar o teor de peróxido de hidrogênio na água oxigenada comercial através de uma permanganimetria. Esse método envolve uma reação com o íon permanganato (MnO4-), geralmente utilizado na forma de sal permanganato de potássio, um agente oxidante forte que sofre redução em meio ácido, básico e até mesmo neutro. Em solução ácida o permanganato oxida o peróxido de hidrogênio. 
O peróxido de hidrogênio é comercialmente encontrado na forma de uma solução aquosa, frequentemente denominada de água oxigenada. Determinar a quantidade de peróxido de hidrogênio consiste em determinar o volume de oxigênio liberado quando a solução é decomposta. As soluções de água oxigenada são encontradas a 10 volumes, 20 volumes, 40 volumes e 100 volumes. Isso significa que 1mL de água oxigenada, por exemplo, a 100 volumes, produzirá 100 mL de oxigênio. 
O procedimento realizado para essa determinação foi uma titulação de uma solução de permanganato previamente padronizada, com concentração de 0,020 mol/L, com uma solução de peróxido de hidrogênio. 1 mL de água oxigenada 10 volumes foi pipetado para um erlenmeyer e adicionados aproximadamente 50 mL de água destilada e 10 mL de ácido sulfúrico 3 mol/L. Para tal titulação não é necessário utilização de um indicador àcido base pois o permanganato possui uma coloração violeta, e quando todo ele é consumido começa a sobrar permanganato e a solução onde se encontra o peróxido passa a ter a coloração violeta. As bolas que aparecem na titulação é o oxigênio sendo liberado.
O procedimento foi repetido por 3 vezes, e os volumes de permanganato utilizados para se consumir todo o peroxido foram os seguintes: 
Procedimento 1: 15 mL
Procedimento 2: 14,7 mL
Procedimento 3: 16,8 mL
Como o volume obtido no terceiro procedimento teve uma discrepância com os outros volumes devido à algum erro na realização da solução, ele foi desconsiderado nos cálculos na concentração do peróxido. Conhecendo os volumes utilizados e a concentração da solução de permanganato de potássio, o cálculo das forças em volume da solução, ou seja, o volume de oxigênio produzido pode ser realizado. As reações realizadas e os valores obtidos através dos cálculos foram os seguintes: 
2MnO4-(aq) + 6H+ . 5 H2C2O2(aq) ----> 2Ma2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l)
2H2O2(l) ----> 2H2O(l) + O2(g)
1º PROCEDIMENTO
0,020 mol de MnO4 ---> 1000ml 2 mol de MnO4 -------> 5mol de H2O2 
 X --------> 15ml 3x10-4mol de MnO4 -------> Y 
X= 3x10-4 mol de MnO4 Y = 7,5x10-4 mol . 1000ml = 0,75 mol de H2O2 
 
2 mol de H2O2 -------> 1 mol de O2 
0,75 mol de H2O2 -----> Z 
Z = 0,375 mol de O2 
 
 
1mol de O2 ----> 22.4 L 
0,375 mol de O2---> X 
X =8,4 L 1 L desta solução libera 8,4 L de O2 
 
 
2º PROCEDIMENTO
0,020 mol de MnO4 ----> 1000ml 2 mol de MnO4 -------> 5mol de H2O2 
 X ---------------> 14,7 ml 2,94x10-4 mol de MnO4------> Y X = 2,94x10-4 mol de MnO4 Y = 7,35x10-4 mol . 1000ml = 0,735 mol de H2O2 
 
2 mol de H2O2 -------> 1 mol de O2 
0,735 mol de H2O2 ---> Z 
Z = 0,367 mol de O2 
 
1mol de O2 ----------> 22.4 L 
0,367 mol de O2 ----> X 
X = 8,23 L 1 L desta solução libera 8,23 L de O2 
 
 
3º PROCEDIMENTO
0,020 mol de MnO4 ----> 1000ml 2 mol de MnO4 -------> 5mol de H2O2 
 X ------------> 16,8 ml 3,36x10-4 mol de MnO4------> Y 
 X = 3,36x10-4 mol de MnO4 Y = 8,4x10-4 mol . 1000ml = 0,84 mol de H2O2 
 
2 mol de H2O2 -------> 1 mol de O2 
0,84 mol de H2O2-----> Z 
 Z = 0,42 mol de O2 
 
 
1mol de O2 ---------> 22.4 L 
0,42 mol de O2 ----> X 
X = 9,4 L 1 L desta solução libera 9,4 L de O2
A Concentração em Volume foi de: 8,31 L de O2