Relatório 04 reação oxirredução

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Relatório experimental Práticas de Química – QUI0446AB 
 
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Análise de reações de oxirredução 
Victória Rafaela Ritzel Marcon 
Universidade de Caxias do Sul 
Discente de Engenharia Química 
 
Introdução 
 
 Existem várias formas de 
classificar as reações químicas, mas, 
entre as mais conhecidas, estão: reação 
de síntese ou adição, reação de análise 
ou decomposição, reação de 
deslocamento ou simples troca, reação 
de dupla troca e, a que mais nos 
interessa no momento, a reação de 
oxirredução. A reação de oxirredução, 
também conhecida por reação redox e 
por reação oxidação-redução, consiste 
em duas reações de de3slocamento de 
elétrons que sempre ocorrem 
simultaneamente e para que uma 
reação oxirredução possa acontecer, 
uma substância precisa aceitar elétrons 
da outra. Uma das características mais 
interessantes da reação redox é que ela 
pode ocorrer mesmo que os reagentes 
estejam fisicamente afastados, 
entretanto, devem estar conectados 
por um circuito elétrico. [1] [2] [3] 
 A reação de oxirredução possui 
esse nome, porque uma das 
transferências de elétrons é 
denominada oxidação (quando um 
reagente perde elétrons) e a outra é 
chamada de redução (quando um 
reagente ganha elétrons). Por exemplo, 
quando misturamos cloro e sódio para 
obter cloreto de sódio, ocorre a 
oxidação do sódio e a redução do cloro, 
formando o cloreto de sódio. Podemos 
visualizar através das seguintes semi-
reações: 
 
Na → Na
+
 + 2e
-
 (oxidação) 
Cℓ2 + 2e
-
 → 2Cℓ
-
 (redução) 
 
 Assim dizemos que o sódio (Na) 
sofreu oxidação e o cloro (Cℓ2) sofreu 
redução. [2] 
 Uma substância nunca irá oxidar 
se outra não reduzir e o número total 
de elétrons ganhos sempre será igual 
ao número total de elétrons perdidos. 
Caso isso não fosse verdade, os 
elétrons apareceriam como um 
produto na reação global, o que não 
ocorre, como podemos ver na reação 
global da formação do cloreto de sódio: 
 
 2Na + Cℓ2 → 2NaCℓ 
 
 Quando a molécula de Cℓ2 é 
reduzida, ela ganha dois elétrons, que é 
a mesma quantidade de elétrons que 
os dois átomos de sódio perdem ao 
serem oxidados. [2] 
 A substância que recebe, ou 
aceita, os elétrons é denominada de 
agente oxidante, que é qual permite 
que a outra substância oxide e perca 
elétrons. Já a substância que doa 
elétrons é conhecida como agente 
redutor, porque permite que outra 
substância seja reduzida e possa 
receber elétrons. No exemplo anterior 
o cloro é um agente oxidante e o sódio 
é um agente redutor. [2] 
 
Procedimento experimental 
 
O procedimento experimental é 
bem simples, pegamos oito tubos de 
ensaio e identificamos eles com: 1A, 
2A, 3A, 4A, 1B, 2B, 3B e 4B. Em cada 
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2 
tubo adicionamos vinte gotas de uma 
determinada solução aquosa. 
Nos tubos 1A, 2A e 3B adicionamos 
sulfato de cobre II (CuSO4), nos tubos 
3A, 1B e 4B colocamos sulfato de zinco 
(ZnSO4) e, por fim, nos tubos 4A e 2B 
colocamos nitrato de magnésio 
(Mg(NO3)2). 
Após colocarmos as vinte gotas 
de cada substância nos tubos 
correspondentes, colocamos um prego 
(ferro) no tubo 1A, nos tubos 2A e 4B 
adicionamos magnésio sólido, em 4A e 
3B colocamos zinco sólido e nos tubos 
3A, 1B e 2B colocamos cobre duas 
plaquinhas de cobre em cada. 
Observamos o que ocorreu. 
 
 
Discussão e resultados 
 
Pudemos observar que houve 
oxidação nos tubos 1A, 2A, 3B e 4B. E 
nos tubos 3A, 4A, 1B e 2B não houve 
oxidação durante o experimento. 
No tubo 1A observamos a 
formação de uma oxidação vermelha 
em volta do prego de ferro. No tubo 2A 
o pedacinho de magnésio sólido sofreu 
uma oxidação de coloração preta e 
depois de um tempo começou a se 
desmanchar. 
O tubo 3B, onde continha 
sulfato de cobre II e uma plaquinha de 
zinco, o zinco oxidou e formou uma 
oxidação inicialmente preta que com o 
passar de alguns minutos começou a 
tomar coloração vermelha. O tubo 4B 
ocorreu algo muito semelhante ao que 
ocorreu no tubo 2A, porém foi uma 
oxidação preta e também mais lenta, 
mas não chegamos a observar a 
decomposição do magnésio nesse caso. 
 
 
 
 
Conclusões 
 
 Podemos concluir que as 
reações de oxirredução que ocorreram 
nos tubos 1A, 2A, 3B e 4B foram 
espontâneas e as reações nos demais, 
não. Podemos comprovar quais reações 
são espontâneas através do cálculo da 
voltagem da reação (Ԑ
0
 = Ԑ
0
redutor + 
Ԑ
0
oxidante), quando a resposta tem sinal 
positivo a reação é espontânea e 
quando é negativo, a reação não é 
espontânea. 
 
Reações, semi-reações, reações globais e 
cálculo 
 
1A) CuSO4 + Fe
0
 → FeSO4 + Cu
0
 
 
Fe
0
 → Fe
2+
 + 2e
-
 
Cu
2+
 + 2e- → Cu
0
 
Cu
2+
 + Fe
0
 → Fe
2+
 + Cu
0
 
 
Ԑ
0
= +0,34 + (+0,44) → +0,78v 
 
2A) CuSO4 + Mg
0
 → MgSO4 + Cu
0 
 
Mg
0
 → Mg
2+
 + 2e
-
 
Cu
2+
 + 2e- → Cu
0
 
Cu
2+
 + Mg
0
 → Mg
2+
 + Cu
0
 
 
Ԑ
0
= +0,34 + (+2,37) → +2,71v 
 
3A) ZnSO4 + Cu
0
 → CuSO4 + Zn
0 
 
Cu
0
 → Cu
2+
 + 2e
-
 
Zn
2+
 + 2e- → Zn
0
 
Zn
2+
 + Cu
0
 → Cu
2+
 + Zn
0
 
 
Ԑ
0
= -0,76 + (-0,34) → -1,10v 
 
4A) Mg(NO3)2 + Zn
0
 → Zn(NO3)2 + Mg
0 
 
Zn
0
 → Zn
2+
 + 2e
-
 
Mg
2+
 + 2e- → Mg
0
 
Mg
2+
 + Zn
0
 → Zn
2+
 + Mg
0
 
 
Ԑ
0
= -2,37 + (+0,76) → -1,61v 
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3 
 
 
1B) FeSO4 + Cu
0
 → CuSO4 + Fe
0 
 
Cu
0
 → Cu
2+
 + 2e
-
 
Fe
2+
 + 2e- → Fe
0
 
Fe
2+
 + Cu
0
 → Cu
2+
 + Fe
0
 
 
Ԑ
0
= -0,44 + (-0,34) → -0,78v 
 
2B) Mg(NO3)2 + Cu
0
 → Cu(NO3)2 + Mg
0 
 
Cu
0
 → Cu
2+
 + 2e
-
 
Mg
2+
 + 2e- → Mg
0
 
Mg
2+
 + Cu
0
 → Cu
2+
 + Mg
0
 
 
Ԑ
0
= -2,37 + (+0,34) → -2,71v 
 
3B) CuSO4 + Zn
0
 → ZnSO4 + Cu
0 
 
Zn
0
 → Zn
2+
 + 2e
-
 
Cu
2+
 + 2e- → Cu
0
 
Cu
2+
 + Zn
0
 → Zn
2+
 + Cu
0
 
 
Ԑ
0
= +0,34 + (+0,76) → +1,10v 
 
4B) ZnSO4 + Mg
0
 → MgSO4 + Zn
0 
 
Mg
0
 → Mg
2+
 + 2e
-
 
Zn
2+
 + 2e- → Zn
0
 
Zn
2+
 + Mg
0
 → Mg
2+
 + Zn
0
 
 
Ԑ
0
= -0,76 + (+2,37) → -1,61v 
 
 
Bibliografia 
 
[1] FELTRE, Ricardo; YOSHINAGA, 
Setsuo. Química. São Paulo: Moderna, 
1970-1977. 4 v. 
[2] BRADY, James E.; SENESE, Frederick; 
JESPERSEN, Neil D. Química: a matéria 
e suas transformações. 5. ed. Rio de 
Janeiro: LTC, c2009. 2 v. 
 
[3] MAHAN, Bruce H.; MYERS, Rollie J. 
Química: um curso universitário. São 
Paulo: E. Blücher, 1995. xxi, 582 p. ISBN 
9788521200369.