Relatório Reações de Oxidação e Redução (Bafômetro)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MATO GROSSO 
INSTITUTO DE ENGENHARIA 
CAMPUS VÁRZEA GRANDE 
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA E 
ENGENHARIA DE TRANSPORTES 
2016/1 
 
 
 
Maythê Marques Varzoni 
Micheli Gabriela Sapiaginski 
Nicole Astutti Campos 
Rânila Evellin Guedes Cardoso Mantovani Pereira 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
 Reações de oxidação e redução (bafômetro) 
 
 
 
 
 
 
 
 
CUIABÁ – MT, 2016 
Maythê Marques Varzoni 
Micheli Gabriela Sapiaginski 
Nicole Astutti Campos 
Rânila Evellin Guedes Cardoso Mantovani Pereira 
 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA 
 Reações de oxidação e redução (bafômetro) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CUIABÁ – MT, 2016 
Relatório de aula prática apresentado à Universidade 
Federal do Mato Grosso - UFMT, como requisito parcial 
para a obtenção de média semestral na disciplina de 
Química Geral. 
 
 Docente: Dr. Kelen Menezes Flores Rossi de Aguiar 
 
 
RESUMO 
 
 Este relatório foi desenvolvido com o intuito de descrever os procedimentos 
experimentais realizados em laboratório. No exercício experimental foi deduzido, na prática, as 
reações de redox, que são extremamente comuns e versáteis, alguns exemplos serão 
apresentados neste relatório tais como oxidação da palha de aço, reação com o papel filtro e o 
teste do bafômetro trazendo da teoria à prática exemplos deste processo. 
 A oxidação e a redução referem-se à transferência evidente de elétrons entre os 
elementos de uma reação, no caso da oxidação ocorre a perda de elétrons se tornando a espécie 
redutora que pelo fato de ser contrária e simultânea de um processo complementar deve ser 
acompanhada pelo ganho de elétrons por alguma outra espécie presente na reação, denominada 
oxidante, caracterizada redução ou recebimento de elétrons. 
 O primeiro experimento constituiu-se em analisar a reação entre o sulfato de cobre e a 
palha de aço, entretanto o segundo, por sua vez, foi passível de observação o aparecimento de 
bolhas decorrentes da mistura óxido de manganês e ácido clorídrico, posteriormente a mudança 
na coloração do papel filtro embebido em iodeto de potássio, devido aos gases liberados pela 
solução. No terceiro e último experimento, a mistura de dicromato de potássio e ácido sulfúrico, 
mostrou-se um indicador de teor alcoólico característico pela mudança de coloração das escalas 
ao adicionar-se etanol. Por fim percebe-se a confirmação da teoria descrita nos livros por meio 
destes experimentos práticos podendo visualizar a olho nu as reações de redox. 
 
Palavras-chave: Redox; oxidação; redução; elétrons 
 
 
SUMÁRIO 
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 3 
2 MATERIAIS E METODOLOGIA ............................................................................. 4 
3 DISCUSSÃO E RESULTADOS ................................................................................. 6 
4 CONCLUSÃO ............................................................................................................. 11 
5 REFERÊNCIAS ......................................................................................................... 12 
 
 3 
1 INTRODUÇÃO 
 
 A oxidação e a redução são processos contrários e que ocorrem simultaneamente em 
uma reação química em que há transferência de elétrons. Esse tipo de reação é denominado de 
reação de oxidorredução (ou redox) (MANUAL DA QUIMICA, 2012). 
 Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um 
amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxirredução são comuns na 
vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, 
a respiração e a fotossíntese. 
 A oxidação e a redução referem-se à transferência evidente de elétrons entre os 
elementos de uma reação, no caso da oxidação ocorre a perda de elétrons se tornando a espécie 
redutora, que deve ser acompanhada pelo ganho de elétrons por alguma outra espécie presente 
na reação, denominada oxidante, a qual é caracterizada pela redução ou recebimento de 
elétrons. Esta troca de elétrons é definida pelo estado de oxidação dos elementos puros, em 
qualquer uma de suas formas, cujo resultado sempre é igual a zero. 
 A reação entre o magnésio e o oxigênio é um exemplo clássico de reação de oxidação, 
que, no sentido original do termo, significa “reação com o oxigênio”, tal reação é usada em 
fogos de artificio, para produzir faíscas brancas. Durante a reação, os átomos 𝑀𝑔 do magnésio 
sólido perdem elétrons para formar íons 𝑀𝑔2+ e os átomos de 𝑂 do oxigênio molecular ganham 
elétrons para formar íons 𝑂2− (ATIKINS, 2006). Existem ainda outros exemplos derivados da 
oxidação, como a semi-reação, na qual o processo de oxidação é possível mesmo que os 
reagentes estejam fisicamente separados, ligados apenas por uma célula galvânica onde há fluxo 
de elétrons por um circuito em que a corrente de elétrons sai de uma região onde ocorre 
oxidação e viaja até uma região na qual ocorre redução. 
 O estado de oxidação do oxigênio é sempre -2 em todos seus compostos exceto nos 
peróxidos, e do hidrogênio sempre será +1, exceto quando se encontra diretamente ligado a um 
metal, neste caso seu estado de oxidação se torna -1. Os estados de oxidação dos demais 
elementos são calculados de tal forma a usar o estado de oxidação do oxigênio e do hidrogênio 
como base, multiplicando pelo número de moléculas dos mesmos, em seguida aplicando o 
conceito de que o estado de oxidação dos elementos puros deve ser igual à zero para encontrar 
assim o estado de oxidação do elemento acompanhante do oxigênio ou do hidrogênio. 
 O nome redução referia-se, originalmente, à extração de um metal de seu óxido, 
comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono. Um exemplo é a 
redução do óxido de ferro (III) pelo monóxido de carbono usada na produção de aço. Nessa 
reação, um óxido de um elemento converte-se no elemento livre, o oposto da oxidação. Na 
redução do óxido de ferro (III), os íons 𝐹𝑒1+ presentes em 𝐹𝑒2𝑂3 são convertidos em átomos 
de 𝐹𝑒, com carga zero, ao ganhar elétrons para neutralizar as cargas positivas (ATKINS, 2006). 
 Em qualquer reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem ocorrer. Em outras 
palavras, se uma substância for oxidada, a outra deverá ser reduzida. A substância que torna 
possível que outra seja oxidada é a chamada agente oxidante ou oxidante. O agente oxidante 
remove elétrons de outra substância, adquirindo-os para si mesmo; portanto, o agente oxidante 
é reduzido. Analogamente, um agente redutor ou um redutor é uma substância que fornece 
elétrons, fazendo assim com que outra substância seja reduzida. O agente redutor é oxidado no 
processo (BROWN, 2010). 
 4 
2 MATERIAIS E METODOLOGIA 
 
 2.1 EXPERIMENTO 1 (SULFATO DE COBRE E PALHA DE AÇO; ÓXIDO DE 
MANGANÊS E ÁCIDO CLORÍDRICO) 
 
 2.1.1 MATERIAIS 
 
 Para realização de tal experimento, utilizou-se os seguintes materiais listados abaixo: 
 
 Suporte para os tubos de ensaio; 
 2 Tubos de ensaio; 
 Balança analítica; 
 Palha de aço; 
 Solução de 𝐶𝑢𝑆𝑂4 0,50M; 
 Dióxido de manganês (𝑀𝑛𝑂2); 
 Solução de ácido clorídrico (HCl) concentrado; 
 Solução de iodeto de potássio (KI) 0,50M; 
 Tira de papel filtro; 
 Pinça; 
 
 2.1.2 METODOLOGIA 
 
 Enumerou-se o tubo de ensaio com o número 1 e foi adicionado 5ml de sulfato de cobre 
(𝐶𝑢𝑆𝑂4) e adicionou-se um pedaço pequeno de palha de aço. Aguardou-se
15 minutos e o 
resultado foi anotado. Com o auxílio de uma balança analítica pesou-se 0,20g de dióxido de 
manganês (𝑀𝑛𝑂2) que foi colocado em um tubo de ensaio enumerado com o número 2. 
Lentamente foi adicionado 5ml de solução de ácido clorídrico concentrado e observou-se o que 
ocorreu. Após alguns segundos, mergulhou-se uma tira de papel filtro numa solução de iodeto 
de potássio e com a ajuda de uma pinça aproximou-se a tira em cima do tubo de ensaio. 
Observou-se o acontecido e descreveu-se os resultados. 
 
2.2 EXPERIMENTO 2 (BAFÔMETRO) 
 
 2.2.1 MATERIAIS 
 
 Para realização de tal experimento, utilizou-se os seguintes materiais listados abaixo: 
 
 Suporte para os tubos de ensaio; 
 6 Tubos de ensaio; 
 Pipeta graduada; 
 Pipeta de Pasteur; 
 Solução de dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂7); 
 Ácido sulfúrico (𝐻2𝑆𝑂4) concentrado; 
 Etanol. 
 5 
 
 2.2.2 METODOLOGIA 
 
 Foram enumerados de 1 a 6, 6 tubos de ensaio para a realização do experimento. Foi 
adicionado 2ml de uma solução de dicromato de potássio (𝐾2𝐶𝑟2𝑂7) em cada um desses tubos. 
Subsequentemente foi inserido com a pipeta de Pasteur, 1 gota de ácido sulfúrico (𝐻2𝑆𝑂4) no 
tubo 1; 2 gotas deste ácido no tubo 2 e assim sucessivamente até o tubo 6, contendo 6 gotas do 
ácido. Após o procedimento, anotou-se a coloração de cada solução. Posteriormente, 
acrescentou-se 1 gota de etanol em cada tubo de ensaio e anotou-se o tempo da mudança de 
coloração em cada tubo. Em seguida, o experimento foi refeito apenas com os tubos 1 e 6 onde 
foram adicionados 2ml de dicromato de potássio novamente, porém acrescentou-se 6 gotas de 
ácido sulfúrico no tubo 1 e 11 gotas no tubo 6. Anotou-se o tempo da mudança e a intensidade 
da coloração. 
 
 
 6 
3 DISCUSSÃO E RESULTADOS 
 
 3.1 EXPERIMENTO 1 (SULFATO DE COBRE E PALHA DE AÇO; ÓXIDO DE 
MANGANÊS E ÁCIDO CLORÍDRICO) 
 
 No primeiro tubo de ensaio, observou-se por 15 minutos a reação entre a solução de 
sulfato de cobre e a palha de aço, como pode ser visto na figura 1. 
 Em razão da granulatura da palha de aço, o início da reação foi rápido, de forma que 
com a liberação de íons de cobre da solução, tem-se a oxidação da palha de aço, que passa a ser 
um sólido enferrujado, devido a sua decomposição. 
 
Figura 1 – Solução de sulfato de cobre reagindo com a palha de aço. 
Fonte – Autoria Própria 
 
 A equação (1), refere-se à reação descrita acima, cujo produto foi o cobre e o sulfato 
ferroso. 
 
3𝐶𝑢𝑆𝑜4(𝑙) + 2𝐹𝑒(𝑠) → 3𝐶𝑢(𝑠) + 𝐹𝑒2(𝑆𝑜4)3(𝑠) ( 1 ) 
 
 O número de oxidação das referidas substâncias encontram-se na tabela 1. De modo que 
se determina o agente redutor sendo o ferro, o qual foi oxidado pela solução de sulfato de cobre, 
que atuou como agente oxidante. 
 
Tabela 1: Indica o número de oxidação de cada reagente e produto 
Reagentes e Produtos Número de Oxidação 
3𝐶𝑢𝑆𝑜4(𝑙) 3𝐶𝑢
+2
𝑆𝑂
−2
4 
2𝐹𝑒(𝑠) 0 
3𝐶𝑢(𝑠) 0 
 7 
𝐹𝑒2(𝑆𝑜4)3 𝐹𝑒
2(+3)
2(𝑆𝑜4)
3(−2)
3 
Fonte – Autoria Própria 
 
 Já no segundo tubo de ensaio, inseriu-se 0,199g de dióxido de manganês, como indicado 
na figura 2, e posteriormente inseriu-se ácido clorídrico. Ao se misturar estes, notou-se a 
liberação do cloro gasoso, a formação de água líquida e de cloreto de manganês. 
 
Figura 2 – O manganês sendo pesado 
Fonte – Autoria Própria 
 
 A equação (2), refere-se à reação descrita acima. 
 
𝑀𝑛𝑂2(𝑠) + 4𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) → 𝐶𝑙2(𝑔) + 𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑠) + 2𝐻2𝑂(𝑙) ( 2 ) 
 
 Na tabela 2, pode-se observar o número de oxidação de cada uma das substâncias 
denotadas na equação (2). E por meio destes, percebe-se que o manganês foi reduzido de +4 à 
+2, logo o agente oxidante é o dióxido de manganês. Já o cloro foi oxidado, sendo o agente 
redutor é o ácido clorídrico. 
 
Tabela 2: Indica o número de oxidação de cada reagente e produto 
Reagentes e Produtos Número de Oxidação 
𝑀𝑛𝑂2(𝑠) 𝑀𝑛
+4
𝑂
2(−2)
2 
4𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞) 4𝐻
+1
𝐶𝑙
−1
 
𝐶𝑙2(𝑔) 0 
𝑀𝑛𝐶𝑙2(𝑠) 𝑀𝑛
+2
𝐶𝑙
2(−1)
2 
 8 
2𝐻2𝑂(𝑙) 2 𝐻
2(+1)
2𝑂
−2
 
Fonte – Autoria Própria 
 
 Ademais, na figura 3, pode-se observar a liberação do gás cloro a partir da inserção do 
ácido clorídrico, evidenciando a ocorrência de uma reação química de óxido-redução. 
 
 
Figura 3 – No tubo de ensaio há dióxido de manganês e é inserido o ácido clorídrico: 
(A) No início da adição do ácido, já se nota a liberação do gás cloro; 
(B) Nota-se a intensificação da liberação do mesmo gás. 
Fonte – Autoria Própria 
 
 Posto isto, pegou-se um pedaço de papel úmido com iodeto de potássio e colocou-o 
sobre o referido tubo de ensaio, após se ter inserido os 5 ml do ácido, como indicado na figura 
4. Notou-se que o gás liberado reagiu com o potássio presente na solução formando iodeto de 
potássio. E este é responsável pela coloração vista no papel. 
 
 9 
Figura 4 – A reação do iodeto de potássio com o gás cloro: 
(A) Instante após aproximar o papel úmido do tubo de ensaio, há uma leve mudança de 
coloração devido a reação de oxidação do gás cloro e a redução do iodo; 
(B) e (C) A intensificação da reação e da coloração, devido à presença do iodo. 
Fonte – Autoria Própria 
 
 Na tabela 3, pode-se observar o número de oxidação dos reagentes e produtos da referia 
reação, que é indicada pela equação (3), cujos produtos formados são o cloreto de potássio e o 
iodo. Com isso, tem-se como agente oxidante o gás cloro, devido a redução do cloro e como 
agente redutor o iodeto de potássio, devido a oxidação do iodo. 
 
𝐶𝑙2(𝑔) + 2𝐾𝐼(𝑎𝑞) → 2𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) + 𝐼2(𝑠) ( 3 ) 
 
Tabela 3: Indica o número de oxidação de cada reagente e produto 
Reagentes e Produtos Número de Oxidação 
𝐶𝑙2(𝑔) 0 
2𝐾𝐼(𝑎𝑞) 
2𝐾
+1
𝐼
−1
 
2𝐾𝐶𝑙(𝑎𝑞) 
2𝐾
+1
𝐶𝑙
−1
 
𝐼2(𝑠) 0 
Fonte – Autoria Própria 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 10 
3.2 EXPERIMENTO 2 (ÓXIDO DE MANGANÊS E ÁCIDO CLORÍDRICO) 
 
 A equação 3 corresponde a reação realizada, cujas tabelas 4 e 5 indicam as 
nomenclaturas de cada um dos reagentes e dos produtos, respectivamente. Ambas tabelas 
indicam o número de oxidação de cada uma das substâncias que estavam em solução aquosa. 
 
𝑲𝟐𝑪𝒓𝟐𝑶𝟕 + 𝟒𝑯𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝟑𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐𝑶𝑯 → 𝑲𝟐𝑺𝑶𝟒 + 𝑪𝒓𝟐(𝑺𝑶𝟒)𝟑 + 𝟑𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝑶+ 𝟕𝑯𝟐𝑶 ( 4 ) 
 
Tabela 4: Indica cada reagente usado, sua respectiva nomenclatura e o número de oxidação 
Reagentes Nomenclatura Número de Oxidação 
K2Cr2O7 Dicromato de Potássio 𝐾
2(+1)
2 𝐶𝑟
2(+6)
2 𝑂
7(−2)
7 
4H2SO4 Ácido Sulfúrico 4𝐻
+2
2𝑆𝑂
−2
4 
 3CH3CH2OH Etanol 3 𝐶
2(−2)
2 𝐻
6(+1)
6𝑂
−2
 
Fonte – Autoria Própria 
 
Tabela 5: Indica os produtos formados após a reação, sua respectiva nomenclatura e o número de 
oxidação 
Produtos Nomenclatura Número de Oxidação 
K2SO4 Sulfato de Potássio 𝐾
2(+1)
2𝑆𝑂
−2
4 
Cr2(SO4)3 Sulfato de cromo 𝐶𝑟
+3
2(𝑆𝑂4)
−2
3 
3CH3CHO Etanol 3 𝐶
2(−1)
2 𝐻
4(+1)
4𝑂
−2
 
7H2O Água 7 𝐻
2(+1)
2𝑂
−2
 
Fonte – Autoria Própria 
 
 Com isso, notou-se que o dicromato de potássio foi reduzido, caracterizando-se como 
agente oxidante, enquanto o etanol foi oxidado à etanol, caracterizando-se como o agente 
redutor. 
 Na figura 5 ilustra as soluções da referida reação. Cuja coloração da solução contida em 
cada um dos tubos de ensaios foi escurecendo a medida que a quantidade de ácido sulfúrico foi 
alterada. Assim, ao se colocar
o etanol, teve-se uma maior reação entre o dicromato de potássio 
e o ácido sulfúrico, de modo que se formando mais sulfato de cromo, e intensificando a 
coloração. 
 
 
 
. 
 11 
4 CONCLUSÃO 
 
 Dado o exposto neste relatório foi possível observar as reações de oxidação e redução 
de uma maneira prática e visível a olho nu. Tomando como exemplo o experimento 1, foi notado 
uma reação de oxirredução onde a palha de aço oxidou e o sulfato de cobre sofreu redução. 
Percebeu-se o ocorrido a olho nu, pois a palha de aço adquiriu um tom avermelhado e a cor da 
solução de sulfato de cobre ficou mais clara. Entendeu-se que em qualquer reação redox, tanto 
a oxidação quanto a redução devem ocorrer. Em outras palavras, se uma substância for oxidada, 
a outra deve ser reduzida. (BROWN, 2010) 
 Desta forma, pode-se perceber como são feitos os bafômetros descartáveis, que por 
meio de reações de oxirredução são analisados a quantidade de álcool presente no organismo 
humano. Consequentemente, esses estudos contribuem para o desenvolvimento de novas 
tecnologias em diversas áreas, como a criação do bafômetro, que busca melhorias na 
convivência em sociedade e previne que as pessoas dirijam alcoolizadas devido à detecção do 
teor alcóolico na pessoa. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 12 
5 REFERÊNCIAS 
 
MANUAL DA QUÍMICA. Oxidação e Redução. FOGAÇA, JENNIFER. Disponível em: 
<http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm> Acesso em 17 de 
setembro de 2016. 
ATKINS, P. W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o 
meio ambiente. Cap. 13. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p. 
 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência 
central. Eletroquímica. 9ª ed. São Paulo. Prentice-Hall, 2010. 
 
MARCIANO SIMÕES DE SOUZA. Caderno de práticas de laboratório de química geral. 
2014. 102f. Instituto de ciências exatas e da terra - departamento de química, Universidade 
Federal de Mato Grosso, Cuiabá.