Relatorio de Quimica Aplicada

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LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO �
M. AMARAL1, F. de OLIVERA2, �W. da SILVA 3 e K. SOUSA4
 Universidade Federal Rural do Semi-Árido – Campus Caraúbas
Departamento de Agrotecnologia e Ciências Sociais
E-mail para contato: fernando-rego98@hotmail.com
RESUMO – Foi elaborado um experimento ao qual ratifica o processo de transferência de elétrons, através de contato direto entre os reagentes em solução ou pela passagem dos elétrons intermediadas por um condutor metálico caso a reação seja eletroquímica, no laboratório foi possível uma maior compreensão e percepção da transferência de elétrons, no qual foi feita 8 reações que possibilitou ver as diferentes formas de oxirredução como corrosão; liberação de gases; criação de espelho de prata; elevação de temperatura; mudança e cor, formação de precipitado, entre outras.
 
 Palavras chaves: Transferência de elétrons, Agente Oxidante, Agente Redutor, Química Analítica.
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1. INTRODUÇÃO 
 Redução é um ganho de elétrons, a redução é exatamente o oposto da oxidação, que por sua vez é a perda de elétrons. Quando uma substância é oxidada, o número de oxidação de pelo menos um dos seus átomos aumenta (torna-se mais positivo) sendo esta que perde elétrons equivalendo a agente redutor. Do mesmo modo, quando uma substância é reduzida, o número de oxidação de pelo menos um dos seus átomos diminui (torna-se mais negativo) é chamado de agente oxidante.
 No processo Oxirredução, os dois procedimentos: Oxidação e Redução; são processos opostos, porém complementares e dependentes um do outro para ocorrer o processo. A variedade de reações químicas que envolvem oxidação-redução no cotidiano é surpreendente. Calculadoras, brinquedos, lâmpadas, rádios e muitos outros objetos eletroeletrônicos utilizam pilhas alcalinas para funcionarem. Outros processos como revelação fotográfica, fotossíntese, respiração, assim como os testes de glicose na urina ou de álcool no ar expirado são outros exemplos de reações que envolvem a transferência de elétrons.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS 
Utilizou-se nove tubos de ensaio, com auxílio de uma estante de tubos de ensaio, pipetas com capacidade de 5 ou 10 ml, além de conta gotas
2.2. Reagentes
Utilizou-se alguns reagentes para realiza os experimentos como: 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
2.3. MÉTODOS 
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Tubo A: Reação do Cobre com o CuSO4 - Adicionou-se 1,0 ml (20 gotas) de solução de CuSO4 – 3M em um tubo de ensaio, após isso, introduziu-se um fio de cobre, durante 1 minuto no tubo de ensaio que continha a solução de CuSO4. Observou-se.
Tubo B: Reação do KI com NaClO - Colocou-se ±1,0 ml (20 gotas) da solução de KI em um tubo de ensaio, Adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de hipoclorito de sódio. Observou-se e concluiu-se. Atentou-se para não demorar a colocar o clorofórmio. Adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de CHCl3 e observou-se.
Tubo C: Reação de Cobre com o AgNO3 - Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de AgNO3 1M, e adicionou-se o fio de cobre. E por fim, observou-se durante 1 minuto.
Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2 - Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KMnO4 0,01M em um tubo de ensaio, adicionou-se 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 3M, adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de H2O2 e observou-se. 
	A equação desta reação é: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
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Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica - Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução básica (Solução aquosa de NaOH 2M) em um tubo de ensaio, adicionou-se o alumínio e observou-se.
Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio - Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de CuSO4 num tubo de ensaio. Observou-se a temperatura inicial da solução. Adicionou-se uma bola de papel alumínio e observou-se a temperatura final da reação.
Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH - Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de K2Cr2O7 0,1M num tubo de ensaio. Adicionou-se 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 concentrado. Adicionou-se 0,4 ml (10 gotas) de álcool (CH3CH2OH). Repetiu-se 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)
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Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata - Colocou-se 0,4 mL (10 gotas) de uma solução de nitrato de prata 1M em um tubo de ensaio limpo. Adicionou-se 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 2M até a total precipitação do cátion prata sob a forma de óxido de prata. Adicionou-se 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. Juntou-se 40 gotas da solução de glicose 1%. Deixou-se em repouso por alguns minutos e observou-se a formação de um espelho de prata nas paredes internas do tubo de ensaio.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
3.1. Análise das reações de oxirredução
Tubo A: Reação do Cobre com CuSO4 (Sulfato de Cobre). - O fio de cobre imerso na solução de sulfato de cobre não sofreu reação química. O fato se explica por não haver diferença de potencial padrão de redução.
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Tubo B: Reação do KI (Iodeto de Potássio) com NaClO (Hipoclorito de Sódio). - A solução de iodeto de potássio, caracteristicamente incolor, ao reagir com o hipoclorito de sódio, de cor levemente amarela-verde, formou uma mistura de coloração alaranjada. �Na reação o KI oxidou e NaClO reduziu. Ao adicionar o clorofórmio (CHCL3), ocorreu uma leve separação na mistura. A parte superior da solução ficou com cor laranja mais intensa em relação a parte inferior. 
Tubo C: Reação do Cobre com AgNO3 (Nitrato de Prata). - A reação ocorreu de forma que a prata reduziu enquanto o cobre oxidou (E°red da prata > E°red do cobre). Segue as equações:
AgNO3 Ag+ + NO3
Cu0 Cu2+ + 2e
2e + 2Ag+ 2Ag0
Tubo D: Reação do KMnO4 (Permanganato de Potássio) com H2SO4 (Ácido Sulfúrico) e H2O2 (Água Oxigenada). - Na reação de água oxigenada em meio ácido, o átomo do manganês no permanganato sofreu uma redução, pois perdeu dois elétrons. Estes foram para o oxigênio do peróxido (O2), assim sendo, ele sofreu oxidação. Segue a reação não balanceada. 
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 
Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica (NaOH). - Quando o alumínio entra em contato com o hidróxido de sódio, ocorre a liberação de gás (H2) e a produção do aluminato de sódio. 
Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio - Nessa reação destaca-se a variação de temperatura. Depois de adicionado uma bola de papel alumínio ao sulfato de cobre ocorre uma elevação considerável na temperatura. O cobre é reduzido formando cobre sólido (por isso a coloração amarela-marrom) e o alumínio é oxidado para íon alumínio.�
Tubo G: Reação do K2Cr2O7 (Dicromato de Potássio) com H2SO4 e CH3CH2OH (Álcool). - O dicromato de potássio tem coloração amarelo claro, ao adicionarmos ácido sulfurico à coloração ficou mais escurecida. Acrescentando álcool aos reagentes a coloração passou a ficar verde escura. 
Tubo H: Reação da Glicose com Nitrato de Prata. - Essa reação gerou um espelho de prata na parede do tubo de ensaio. Ao adicionar hidróxido de sódio a solução de nitrato de prata ocorreu precipitação do cátion prata sob a forma de óxido de prata. Na presença de amônia o precipitado se dissolveu e assim na adição seguinte da glicose o espelho se formou.
4. CONCLUSÃO
Em práticaobservamos �que produtos químicos com potencial de redução e oxidação diferente realizam reação de oxirredução. Caso seja misturado soluções com mesmo potencial de redução não será obtido nenhuma reação. Pode ser concluído também que em cada reação de oxirredução ocorre uma característica peculiar, como mudança de cor, temperatura, formação de precipitado e até mesmo de um espelho no tubo de ensaio. É importante conhecer as reações que ocorrem devido à diferença de potencial entre os átomos envolvidos, uma vez que é de grande ocorrência na natureza e para que possa ser aplicado à indústria.
5. REFERÊNCIAS
THEODORE, L. BROWN, H.E LEMAY, JR., B.E. BURSTEN E J.R BURDGE.; Química a Ciência Central, 9ªEDIÇÃO
 http://brasilescola.uol.com.br/
�ANEXO
PÓS-LABORATÓRIO �
Q1:
Q2: 
Q3: 
a) quando ocorre a reação de oxirredução, há o aparecimento de uma coloração avermelhada, dada ao átomo de cobre presente no sulfato fosse desprendido e se ligasse as placas metálicas.
b) não senti odor. Impossível responder então.�
c) avermelhada. 
Q4: Quando adicionada a bola de papel alumínio há uma reação de oxidação envolvendo o alumínio, a temperatura aumentou graças a ser uma reação exotérmica, já que libera calor.
Q5: O Alumínio sofre uma maior oxidação, por possuir uma maior tendência a perca de elétrons, assim durando menos que a prata, sendo assim, possuindo uma menor reatividade, além de ser um melhor condutor de calor ainda dura mais. A perda do brilho deve-se pela reação dos átomos da superfície que reagem com outras substâncias formando um revestimento embaçado, que quando limpo, retorna o brilho.
Q6: O princípio do bafômetro é ao expirar o ar o álcool reage com o oxigênio presente no aparelho, para acelerar a reação há um catalisador, logo após ocorre a liberação de elétrons, de ácido acético e de íons de hidrogênio, então os elétrons passam por um fio condutor, gerando corrente elétrica. Um dispositivo dentro do aparelho calcula a porcentagem e dá a concentração de álcool no sangue, desta forma quanto mais álcool maior a corrente elétrica. 
�NOTA: 6,0
�Como vocês estão na mesma universidade os subscritos devem ser iguais.
�Cuidado com a formatação.
�EVITE ESSES ERROS NO PRÓXIMO ARTIGO
�ANTES DE ENVIAR O TRABALHO, VERIFIQUE SE ESTÁ TUDO OK. 
�O texto tem que está todo justificado, cuidado com a organização.
�Como é que eu sei? Cadê as ilustrações? Onde estão as reações do processo?
�Cadê as reações? Todos esses experimentos aconteceram devido reações de oxirredução, logo, teriam que ter mostrado as reações que estavam acontecendo.
�Escrever de forma impessoal.
�Pós-laboratório incompleto
�Comentário desnecessário
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