Relatório 9 Reações de Oxirredução

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Universidade Federal do Rio de Janeiro – UFRJ 
Centro Tecnológico – CT 
Instituto de Química - IQ 
Curso: Bacharel em Química 2015/2 
Alunos: Andressa Carvalho e Mariana Gomes 
Professor: Roberto Salgado Amado 
Disciplina: Química Geral Experimental II 
Data do experimento: 12 de janeiro de 2016 
 
REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
 
1. Introdução 
 
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, a tendência de 
perder ou doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera um tema de estudo na 
química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxirredução tanto podem gerar 
corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica. Esta última recebe o 
nome especial de eletrólise, e a primeira é responsável pelos dispositivos conhecidos 
como pilhas, baterias e acumuladores. ¹ 
Em uma reação de oxirredução há transferência de elétrons entre as espécies 
químicas envolvidas, esta transferência se produz entre um oxidante e um redutor. Isso 
pode ser percebido por meio do número de oxidação (NOX)de cada elemento, a espécie 
que perde elétrons, é a que sofre oxidação e é considerada o agente redutor, então terá 
aumento em seu NOX. Portanto a espécie que ganhar elétrons sofrerá redução e será o 
agente oxidante, tendo seu NOX diminuído. ² 
As reações de oxirredução podem ser vistas de uma maneira análoga ao conceito 
de Brønsted-Lowry para as reações ácido-base. Ambas envolvem a transferência de uma 
ou mais partículas de um doador para um receptor, quando um ácido doa um próton, ele 
se torna a base conjugada que é capaz de aceitar um próton. No caso da oxirredução, 
quando um agente redutor doa um elétron, ele se torna um agente oxidante que então 
pode aceitar um elétron. ³ 
A transferência de elétrons que ocorre durante a reação redox pode também ser 
usada para produzir energia na forma de eletricidade. O aparato experimental usado 
neste caso é chamado célula eletroquímica. Uma célula eletroquímica é um dispositivo 
que utiliza reações de oxirredução para produzir a inter conversão de energia química e 
elétrica. Existem dois tipos de células eletroquímicas: as células galvânicas, nas quais 
energia química é convertida em energia elétrica, e as células eletrolíticas, nas quais 
energia elétrica é convertida em energia química.
4
 Como a reação ocorre 
espontaneamente é denominada de cela galvânica ou voltaica. Neste caso a transferência 
de elétrons não ocorre diretamente entre os reagentes, mas por um condutor metálico 
externo. 
 
De forma simples, pode-se comparar o fluxo de elétrons provocado por uma 
célula voltaica ao fluxo de água em uma queda d’água. A água flui espontaneamente 
sobre uma queda por causa da diferença de energia potencial entre o topo da queda e o 
rio abaixo. Deste modo ocorre com os elétrons, como a energia potencial é mais alta no 
anodo que no catodo, eles fluem espontaneamente de um circuito externo do anodo para 
o catodo. 
5 
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula fornece a força 
diretora que empurra os elétrons por um circuito externo. Esta diferença é chamada 
força eletromotriz (fem) ou potencial da célula. A sua unidade é o Volt (V) e para uma 
reação espontânea seu valor será positivo. 
 
2. Objetivo 
 
Apresentação dos conceitos de oxidação e redução, agente oxidante e agente 
redutor, força do oxidante e força do redutor e suas implicações com a tabela de 
potenciais de redução. 
 
3. Procedimentos Experimentais 
 
 3.1. Materiais e Reagentes 
Os seguintes equipamentos e vidrarias disponíveis no laboratório foram utilizados: 
 Almofariz 
 Béquer 
 Espátula 
 Estante de tubo de ensaio 
 Pipeta graduada 
 Placa de aquecimento 
 Proveta 
 Tubo em U 
 Voltímetro 
 
As seguintes substâncias, disponíveis no laboratório, foram utilizadas: 
 Ácido Oxálico 0,1 mol.L-1 (H2C2O4) 
 Ácido Sulfúrico 18 mol.L-1 (H2SO4) 
 Ácido Sulfúrico 3,0 mol.L-1 (H2SO4) 
 Água destilada 
 Azul de Metileno (C16H18N3SCl) 
 Bastão de cobre 
 Bastão de zinco 
 Brometo de Potássio 0,1 mol.L-1 (KBr) 
 Cloreto de Ferro 0,1 mol.L-1 (FeCl3) 
 Cloreto de Sódio 0,1 mol.L-1 (NaCl) 
 Cristais de Sulfito de Sódio (Na2SO3) 
 Dicromato de Potássio 0,1 mol.L-1 (K2Cr2O7) 
 Glicerina líquida (C3H8O3) 
 Hidróxido de Sódio 1,0 mol.L-1 (NaOH) 
 Hidróxido de Sódio 3,0 mol.L-1 (NaOH) 
 Iodeto de Potássio 0,1 mol.L-1 (KI) 
 Permanganato de Potássio 0,2 mol.L-1 (KMnO4) 
 Peróxido de Hidrogênio 10% (H2O2) 
 Sabão 
 Sulfato de cobre 1,0 mol.L-1 (CuSO4) 
 Sulfato de Ferro 0,1 mol.L-1 (Fe2(SO4)3) 
 Sulfato de potássio (K2SO4) 
 Sulfato de zinco 1,0 mol.L-1 (ZnSO4) 
 
3.2 Parte Experimental 
 
Os experimentos foram divididos em duas partes, uma etapa foi realizada pelo 
professor e a outra pelos alunos. Na etapa feita pelos alunos foi realizado diversos 
experimentos a fim de observar e entender o que ocorre nas reações de oxirredução. 
 3.2.1. Experiencia realizada pelo professor 
I. Pilha de Daniell 
Foi colocado, 25 mL de solução 1,0 mol.L
-1
 de ZnSO4 em um béquer de 50 mL e 
25 mL de solução 1,0 mol.L
-1
 de CuSO4 em outro. Na solução de sulfato de zinco, foi 
colocado um bastão de zinco e no béquer com solução de sulfato de cobre um bastão de 
cobre. Ligou-se as soluções com uma ponte de salina, feita com um tubo em U com 
solução saturada de K2SO4, conectando os eletrodos a um voltímetro. Anotou-se a 
voltagem obtida. 
 
II. Pasta de dente de elefante 
Em uma proveta de 1000 mL foi misturado cerca de 10 mL de peróxido de 
hidrogênio com algumas gotas de sabão e azul de metileno para da cor a reação. Ao 
adicionar iodeto de potássioobservou-se a reação acontecer. 
 
III. Reação de Oxirredução – Permanganato + glicerina 
Em um almofariz, foi colocado um pouco de permanganato de potássio 
fragmentado em um pó fino e em seguida colocou-se um pouco de glicerina líquida. 
Observou-se a reação ocorrida. 
 
3.2.2. Experiencia realizada pelos alunos 
 
I. Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações 
Colocou-se, em três tubos de ensaio, 1,0 mL da solução 0,1 mol.L
-1
 de KI e 5 
gotas de solução de H2SO4 concentrado. Adicionou-se no primeiro tubo 5 gotas de 
solução de KMnO4 0,2 mol.L
-1
, ao segundo 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,1 mol.L
-1
 e 
ao terceiro 5 gotas de solução de FeCl3 0,1 mol.L
-1
 . 
Em seguida, realizou-se o mesmo experimento duas vezes, na primeira vez 
utilizando 1,0 mL de solução 0,1 mol.L
-1
 de KBr, no lugar do KI. Na segunda vez, 1,0 
mL de solução 0,1 mol.L
-1
 de NaCl. Observou-se e anotou-se o resultado em todos os 
casos para futura comparação. 
 
II. Influência do meio na força do oxidante e do redutor. 
Em um tubo de ensaio, colocou-se 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,1 mol.L
-1
 e 
alcalinizou-se com a adição de 5 gotas da solução 1,0 mol.L
-1
 NaOH. Em seguida, 
adicionou-se 10 gotas da solução 0,1 mol.L
-1
 de KI. Observou-se o resultado e 
acidificou-se a solução com a adição de 5 gotas de H2SO4 18 mol.L
-1
. Levou-se a 
solução para ser aquecida na placa de aquecimento em banho maria em um béquer. 
Observou-se e tomou-se nota do resultado obtido. 
 
III. O uso da equação iônica para expressar a oxirredução. 
Em um tubo de ensaio, misturou-se 0,5 mL de água destilada, 5 gotas de solução 
0,2 mol.L
-1
 de KMnO4 e 5 gotas de H2SO4 concentrado. Logo em seguida, foram 
adicionadas 10 gotas de H2C2O4 0,1 mol.L
-1
 e observou-se o resultado obtido na reação. 
 
IV. Influência do meio na redução do íon permanganato. 
Em um tubo de ensaio, colocou-se1 mL de solução 0,2 mol.L
-1
 de KMnO4 
juntamente com 0,5 mL de solução 6,0 mol.L
-1
 de NaOH e alguns cristais de Na2SO3. 
Repetiu-se o mesmo procedimento, dessa vez com 0,5 mL de H2SO4 3,0 mol.L
-1
 ao 
invés de NaOH. Em seguida, aqueceu-se as soluções em uma placa de aquecimento e 
observou-se a variação da cor obtida em ambos os casos. 
 
V. Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio. 
Adicionou-se, em um tubo de ensaio, 1,0 mL de solução de FeSO4 0,1 mol.L
-1
 
com algumas gotas de NaOH 6,0 mol.L
-1
 até que a solução fosse precipitada. Em 
seguida, gotejou-se 1,0 mL de H2O2 10 % e observou-se o resultado obtido. 
Em outro tubo de ensaio, adicionou-se 1,0 mL de água destilada, juntamente com 3 
gotas de KMnO4 0,1 mol.L
-1
, 3 gotas de H2SO4 3,0 mol.L
-1
 e 3 gotas de H2O2 10 %. 
Observou-se o resultado obtido. 
 
4. Resultados e Discussão 
4.1. Experiencia realizada pelo professor 
I. Pilha de Daniell 
O funcionamento dessa pilha ocorria da seguinte forma: o zinco é mais reativo 
que o cobre, por isso, tem maior tendência de oxidar-se, isto é, de perder elétrons. 
Assim, a placa de zinco constitui o eletrodo negativo, chamado de ânodo, onde ocorre a 
seguinte reação de oxidação: 
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn
2+
(aq) + 2 e
-
 
Os elétrons perdidos pelo zinco são transferidos através do fio condutor para a 
placa de cobre e depois para a solução de sulfato de cobre II. Os íons cobre (Cu
2+
) 
presentes na solução recebem esses elétrons e sofrem redução. Isso nos mostra que a 
placa de cobre constitui o eletrodo positivo, chamado de cátodo, onde ocorre a 
seguinte reação de redução: 
Semirreação no cátodo: Cu
2+
(aq) + 2 e
-
 ↔ Cu( s) 
Somando essas duas semirreações, chegamos à reação global da pilha de 
Daniell: 
 
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn
2+
(aq) + 2 e
-
 
Semirreação no cátodo: Cu
2+
(aq) + 2 e
-
 ↔ Cu( s) 
Reação Global: Zn(s) + Cu
2+
(aq) ↔ Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
Em laboratório, a pilha estava montada por apenas alguns minutos. Porém se 
fosse analizada ao longo do tempo veria que a solução de CuSO4, que é azul por causa 
da presença dos cátions Cu
2+
, ficaria incolor. Isso porque ocorre a redução desse cátion, 
logo sua concentração diminiu em solução e, consequentemente, a solução fica incolor. 
Além disso, na reação de redução do cátion cobre, é formado cobre metálico Cu(s),que 
se deposita na placa de cobre. É por isso que depois do funcionamento da pilha de 
Daniell pode-se observar que a massa da placa de cobre ficará maior. 
Por outro lado, a placa de zinco é corroída, pois o zinco metálico (Zn(s)) é 
transformado em íons zinco (Zn
2+
) que são transferidos para a solução de ZnSO4. 
Assim, a representação da pilha de Daniell é dada por
6
: 
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu 
 Em laboratório, foi realizado o calculo da ddp da pila de Daniell. O potencial de 
redução do zinco é – 0,76 e o potencial de redução do cobre é + 0,34. Assim, o valor da 
ddp dessa pilha será 
7
: 
∆E0 = E0red (maior) - E
0
 red (menor) 
∆E0 = Ered Cu
2+
 - Ered Zn
2+
 
∆E0 = + 0,34 – (- 0,76) 
∆E0 = + 1,10 V 
 
Porém, no voltímetro apresentava um valor de 0,08. Esse erro pode se dar 
devido a técnica, aos jacarés enferrujados ou até mesmo da qualidade dos reagentes 
utilizados. 
 
II. Pasta de dente de elefante 
A água oxigenada é uma solução aquosa de peróxido de hidrogênio (H2O2), que 
é uma substância que lentamente sofre a seguinte reação de decomposição: 
2 H2O2(aq) → 2 H2O(l) + O2(g) 
No entanto, quando acrescentamos o iodeto de potássio, ele funciona como um 
catalisador dessa reação, acelerando a decomposição da água oxigenada por meio do íon 
iodeto, conforme as equações abaixo representam
8
: 
H2O2 + I
-
 → H2O + OI
-
 
H2O2 + OI
-→ H2O + I
- 
+ O2 
O iodeto de potássio acelera a decomposição da água oxigenada, fazendo com 
que ela libere o oxigênio de forma muito rápida.Como há sabão na mistura, as bolhas de 
oxigênio acabam formando uma grande espuma, que fica colorida por causa do
9
 azul de 
metileno. O resultado dessa experiencia foi uma reação é rápida e a formação do 
produto que dura vários segundos. 
III. Reação de Oxirredução – Permanganato + glicerina 
Observou a formação de uma chama lilás, devido a presença de potássio no 
meio, que não parou até que houvesse consumido todo o permanganato de potássio 
d i s p o n í v e l . 
O permanganato é um forte agente oxidante, por isso ocorre a oxidação da 
glicerina: 
14 KMnO4 + 4 C3H5(OH)3 → 7 K2CO3 + 7 Mn2O3 + 5 CO2 + 16 H2O 
Permanganato Glicerina Carbonato Trióxido de Dióxido Água 
 de potássio de potássio dimanganês de carbono
 
Essa reação é extremamente exotérmica, ou seja, libera uma grande quantidade 
de energia na forma de calor, gerando uma chama que pode se propagar por todo o 
material inflamável. A glicerina faz parte do grupo orgânico dos álcoois, assim, esse 
tipo de reação também ocorre se substituirmos a glicerina por outros alcoóis, com o 
permanganato em meio ácido, obtendo como resultado a geração de fogo e até pequenas 
explosões.
10
 
4.2.Experiencia realizada pelos alunos 
 
I. Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações 
 
Utilizando iodeto de potássio, obtemos: 
a. Reação com o permanganato de potássio: 
2MnO4(aq )
− + 10 I(aq )
− + 16H(aq )
+ → 2Mn(aq )
2+ + I2(aq ) + 8H2O(l) 
 
É uma reação espontânea, com produto de cor castanha e formou muito 
precipiado de cor escura. O permanganato se reduziu de 7+ para permanganato 2+, 
enquanto o Iodo oxidou de 1- para 0. 
 
b. Reação com o dicromato de potássio: 
Cr2O7
2− + 6I(aq )
− + 14H(aq )
+ → 2Cr(aq )
3+ + I2(aq ) + 7H2O(l) 
 
É uma reação espontânea de cor laranja escura. O cromo se reduziu de 6+ para 
permanganato 3+. 
 
c. Reação com o sulfato de ferro: 
2Fe(aq )
3+ + 2I(aq )
− → I2(aq ) + 2Fe(aq )
2+ 
 
É uma reação de cor laranja avermelhado. O ferro se reduziu de 3+ para permanganato 
2+. 
 
Utilizando brometo de potássio, obtemos: 
a. Reação com o permanganato de potássio: 
2MnO4(aq )
− + 10 Br(aq )
− + 16H(aq )
+ → 2Mn(aq )
2+ + Br2(aq ) + 8H2O(l) 
 
É uma reação espontânea, que tem uma cor marrom escura Assim como no 
experimento anterior, o permanganato se reduziu de 7+ para permanganato 2+. 
 
b. Reação com o dicromato de potássio: 
Cr2O7
2− + 6Br(aq )
− + 14H(aq )
+ → 2Cr(aq )
3+ + Br2(aq ) + 7H2O(l) 
 
Não houve mudança de cor. Mesma redução indicada no experimento anterior. 
 
c. Reação com o sulfato de ferro: 
2Fe(aq )
3+ + 2Br(aq )
− → Br2(aq ) + 2Fe(aq )
2+ 
 
 Não ocorre espontaneamente, por isso não foi observada mudança de cor. 
 
 
Utilizando cloreto de sódio, obtemos: 
a. Reação com o permanganato de potássio: 
2MnO4(aq )
− + 10 Cl(aq )
− + 16H(aq )
+ → 2Mn(aq )
2+ + Cl2(aq ) + 8H2O(l) 
 
A reação liberou gás e ficou marrom. 
 
b. Reação com o dicromato de potássio: 
Cr2O7
2− + 6Cl(aq )
− + 14H(aq )
+ → 2Cr(aq )
3+ + Cl2(aq ) + 7H2O(l) 
 
Não ocorre espontaneamente, por isso não foi observada mudança de cor. 
 
c. Reação com o sulfato de ferro: 
2Fe(aq )
3+ + 2Cl(aq )
− → Cl2(aq ) + 2Fe(aq )
2+ 
 
Não oc orre espontaneamente, por isso não foi observada mudança de cor. 
 
 Em vista desses experimentos, podemos concluir que os halogênios são fortes 
agentes redutores e falcilmente de oxidam. 
 
II. Influência do meio na força do oxidante e do redutor. 
 Aoalcalinizar o dicromato, esse foi do laranja amarelo. De acordo com a 
seguinte equação, não houve mudança no número de oxidação do 
𝐶𝑟2𝑂7
2− + 2𝑂𝐻(𝑎𝑞 )
− → 2𝐶𝑟𝑂4(𝑎𝑞 )
2− + 𝐻2𝑂(𝑙) 
Quando acidulado, a solução de dicromato ganhou uma coloração castanha e 
houve bastante precipitado.Neste caso, o cromo foi um agente oxidante e sofre 
redução de Cr6+ para Cr3+ 
Cr2O7
2− + 6I(aq )
− + 14H(aq )
+ → 2Cr(aq )
3+ + I2(aq ) + 7H2O(l) 
 
III. O uso da equação iônica para expressar a oxirredução. 
Com o aquecimento a solução foi de violeta para incolor. A adição do ácido 
oxálico, permitiu a redução do MnO4
-
pra Mn
2+
(aq).E se em vez de ácido oxálico fosse 
usado oxalato de amônio,a reação com uma solução de oxalato ocorreria mais 
rapidamente, pois o íon oxalato já estaria em solução não sendo fruto de uma ionização, 
como ocorre com o ácido oxálico, cujo pka é muito baixo, visto que é um ácido fraco. 
 
IV. Influência do meio na redução do íon permanganato. 
A reação é exotérmica. Em meio básico, a solução foi de verde para castanho. O 
manganês se reduziu de +7 a +6 e por aquecimento vai a manganês +4. 
 Em meio ácido, o manganês +7 vai a +2 em uma única etapa. Ocorrendo uma 
redução também. 
 
 
V. Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio. 
Preto c/ liberação de gás e diluiu os ppt 
II – liberação de gás, incolor 
a) O ferro é oxidado de +2 para +3. Então o peróxido é o agente oxidante nessa 
reação. A solução fica preta e libera gás oxigênio. A solução de sulfeto férrico 
II é verde clara com adição de base ocorre à precipitação do hidróxido de ferro 
II; A adição de peróxido de hidrogênio dá um tom esverdeado a toda a solução 
indicando a presença de hidróxido de ferro III 
b) O manganês é reduzido de +7 para +2. Então o peróxido é o agente redutor 
nessa reação. A solução ficou incolor e liberou gás oxigênio. 
 
5. Conclusão 
A prática realizada foi de grande importância. Haja vista que, a partir dela, foi 
possível a observação de várias reações onde pode se presenciar a oxidação dos 
compostos. 
Notou-se, também a capacidade que alguns elementos têm de oxidar ou reduzir 
outros elementos. A partir daí pode traçar um comparativo das espécies envolvidas no 
experimento. Tendo como base as tabelas de potenciais de eletrodo padrão de redução, 
encontradas facilmente na literatura. 
 
6. Bibliografia 
 
¹ ARAÚJO, R. G. B; DOS SANTOS, R.P.; PORTNOI, M.Eletroquímica- Pilha de 
Daniell.Disponível em: <https://www.eecis.udel.edu/~portnoi/academic/academic-
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Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm>. 
Acesso em 16 de janeiro de 2016 
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Thomson Learning, 2006. 
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 RUSSEL, J. B. Química geral, 2.ed., volume 1. Editora Makron Books, São Paulo - 
SP, 1994. 
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 BROWN, T.L.; LeMAY Jr., H.E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J.R. Química – A 
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7
 FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Diferença de potencial de uma pilha; Mundo 
Educação. Disponível em <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/diferenca-
potencial-uma-pilha.htm>. Acesso em 18 de janeiro de 2016 
8
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_continue=15&v=PygjKCTcwqY> Acesso em: 18 de janeiro de 2016. 
10
 FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. Reação de oxidação da glicerina pelo 
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asilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/reacao-oxidacao-glicerina-pelo-permanganato-
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