Relatorio aula 2Reações de Oxirredução

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido
Departamento de Ciência e Tecnologia
Relatório de aulas práticas de Laboratório em Química Aplicada
Aluno: Brendel Freitas Duarte
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
Caraúbas
2016
OBJETIVOS:
Essa prática tem como objetivo efetuar ensaios simples para verificar algumas reações de oxirredução. Podemos verificar experimentalmente a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de oxirredução.
INTRODUÇÃO:
As reações de oxidação e redução – ou reações de oxirredução – ocorrem pela transferência de elétrons e constituem uma classe importante de reações químicas. As reações de oxirredução ocorrem por toda parte e constituem parcela da vida cotidiana.
 A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos processos fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, a fabricação e purificação de alvejantes, e a purificação dos metais. Compreender como os elétrons são transferidos permite determinar modos de usar as reações químicas para gerar eletricidade e usá-la para produzir reações químicas.
 A corrosão é exemplo de reação de oxirredução. O ferro e o aço dos carros, pontes e edificações oxidam-se e formam ferrugem, e também as estruturas de alumínio são corroídas. Muitos processos biológicos dependem de reações de transferência de elétrons, como por exemplo, o oxigênio que se aspira é convertido em água e dióxido de carbono.
 A oxidação refere-se á perda de elétrons e a redução refere-se ao ganho de elétrons. Portanto as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é adicionado a um ácido forte, por exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de zinco (o zinco é oxidado) para os íons de hidrogênio (o hidrogênio é reduzido), conforme a reação 1.
 Zn (s) + 2H+ (aq) → Zn2+ (aq) + H2(g)
A transferência de elétrons que ocorre na reação 1 produz energia na forma de calor e a reação ocorre espontaneamente.
MATERIAL E MÉTODOS:
Material 
- 09 Tubos de ensaio - Estante para tubos de ensaio 
- Pipetas de 5 ou 10 ml 
- Conta gotas e Pipetas Pasteur 
 Reagentes 
- Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.)
 - Ácido Sulfúrico 3M (H2SO4 3M) 
- Água oxigenada (H2O2) 
- Álcool etílico (C2H5OH) 
- Clorofórmio (CHCl3) 
- Cobre metálico (fio de cobre) – (Cu(s))
 - Dicromato de Potássio (K2Cr2O7 0,1M) 
- Glicose (C6H12O6 1%) - Hidróxido de Sódio (NaOH 2M) 
- Hidróxido de Amônia (NH4OH 1:5) 
- Hipoclorito de Sódio (NaClO)
 - Iodeto de Potássio (KI 0,5M)
 - Nitrato de Prata (AgNO3 1M) 
- Papel de Alumínio (Al(s)) 
- Permanganato de Potássio (KMnO4 0,1M)
 - Sulfato de Cobre (CuSO4 3M) 
- Solução de CuSO4 (3M) adicionando 10% de NaCl
RESULTADOS E DISCUSSÃO:
Verificação das Reações de Oxirredução
 Tubo A: Reação do Cobre com CuSO4 
a) adicione ± 1,0 ml (20 gotas) de solução de CuSO4 – 3M num tubo de ensaio
 b) introduza um fio de cobre, durante 1 minuto no tubo de ensaio que contém a solução de CuSO4.
Tubo B: Reação do KI com NaClO
 a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KI em um tubo de ensaio. 
b) adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de hipoclorito de sódio. 
c) observe conclua. Obs.: Não demorar a colocar o clorofórmio. 
d) adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de CHCl3
Tubo C: Reação do Cobre com a AgNO3
 a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de AgNO3 1M. 
b) adicionar o fio de cobre. Observe durante 1 minuto. 
Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2 
a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KMnO4 0,1M em um tubo de ensaio.
 b) adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 3M.
 c) adicionar ± 1,0 ml (20 gotas) de H2O2. Observe. Dados: A equação desta reação é:
 KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica 
a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução básica (Solução aquosa de NaOH 2M) num tubo de ensaio. 
b) adicione o alumínio. 
 Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio
 a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de CuSO4 num tubo de ensaio. 
 b) observar a temperatura inicial da solução.
 c) adicionar uma bola de papel alumínio. 
d) observar a temperatura final da reação.
Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH 
a) colocar ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de K2Cr2O7 0,1M num tubo de ensaio.
 b) adicionar 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 concentrado. 
c) adicionar 0,4 ml (10 gotas) de álcool (CH3CH2OH). 
d) repita o mesmo procedimento utilizando a solução A ao invés do álcool.
A equação desta reação é: CH3CH2OH(aq) + K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) → CH3COOH(aq) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + H2O(l)
Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata
 a) colocar 0,4 mL (10 gotas) de uma solução de nitrato de prata 1M em um tubo de ensaio limpo.
 b) adicionar 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 2M até a total precipitação do cátion prata sob a forma de óxido de prata.
 c) adicionar gota a gota (aproximadamente 40 gotas) de uma solução de hidróxido de amônia (NH4OH) 1:5 até total dissolução do precipitado de óxido de prata. 
d) juntar 40 gotas da solução de glicose 1%.
 e) deixar em repouso por alguns minutos e observar a formação de um espelho de prata nas paredes internas do tubo de ensaio.
CONCLUSÃO:
Na natureza as reações de oxirredução são muito comuns. Para a indústria, o estudo da oxirredução é de extrema importância visto que todos os aparelhos eletrônicos portáteis utilizam algum tipo de pilha ou bateria. Outro ponto é o objetivo de evitar que a corrosão atinja estruturas metálicas pela oxidação, principalmente a corrosão do aço que é muito utilizado na construção civil.
As reações de oxirredução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham elétrons são os agentes oxidantes. A soma da reação de oxidação com a reação de redução resulta na reação global de oxirredução e utilizando uma tabela de potenciais de redução ou oxidação é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA:
1. ATKINS, P., JONES, L. Princípios de Química – Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente, Capítulo 12, 3a Edição, Bookman, 2005.
 2. BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
3. KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 20, Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 2009. 
4. KRÜGER, V., LOPES, C. V. M., SOARES, A. R. Eletroquímica para o Ensino Médio (Apostila – Universidade Federal do Rio Grande do Sul – Instituto de Química), 1997.
 5. MENDES, A. Química de Laboratório – Técnicas e Experiências (Apostila – Centro Federal de Educação Tecnológica do Ceará), 1996.