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SANTA MARIA, 14 DE JUNHO DE 2017 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA SETOR DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA ROTEIRO DE AULA PRÁTICA 
 REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO ALUNAS: JENNYFER CASTRO E VANESSA SOLNER CURSO: QUÍMICA LICENCIATURA DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E EXPERIMENTAL PROFESSORA: BARBARA TIRLONI 
 UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA 
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUIMÍCA SETOR DE QUIMÍCA GERAL E INORGÂNICA 
 
ROTEIRO DE AULA PRÁTICA 
DISCIPLINA: Química Geral Experimental (QMC 1005) 
PROFESSOR: Barbara Tirloni 
CURSO: Química Licenciatura 
ALUNAS: Jennyfer Castro e Vanessa Solner 
 
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO 
 As reações químicas é a prova das transformações que ocorrem na matéria, e uma delas é as 
reações de oxirredução ou oxidação e redução, e está presente no nosso dia a dia em fabricação 
de alvejantes, no processo de respiração, na parte escurecida da maçã cortada na geladeira, ou 
nas partes escuras da casca da banana que reagiu com o oxigênio do ambiente e oxidando a 
casca. Essas reações nada mais é a transferência de elétrons de entre espécies químicas 
alterando sua composição formando outras substâncias. Podemos dizer que ocorreu uma 
transferência de elétrons quando houver alteração no número de oxidação (NOX) entre reagentes 
e produtos. 
 
Mas afinal o que é NOX? 
 Para entendermos as reações de oxirredução é 
necessário compreender o número de oxidação 
que cada substância carrega, que nada mais é a 
carga elétrica que um elemento adquire ao fazer 
ligações seja iônicas ou covalentes. As ligações 
são feitas pelo caráter que cada elemento tem ao 
se ligar com outros formando compostos, e 
dependerá da eletronegatividade e 
eletropositividade de cada um, assim para alguns 
elementos ao se ligarem com outros possuem 
NOX variáveis. A tabela 1 ao lado mostra os 
números de oxidação de cada elementos ligados a 
outros que também possuem NOX. 
Jennyfer Castro
Jennyfer Castro
 Com base nas regras a seguir é possível determinar o NOX de outros elementos presente em 
outras substancias 
 NOX de substancias simples é igual a zero: N2; H2; O2... 
 A soma de todos os NOX dos elementos em um composto é zero por ser um composto 
neutro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A soma de todos os NOX dos elementos em um íon composto é sempre igual à carga do íon. Como o íon NH4+;  Assim também serve para íons monoatômicos como cátions e anions, seu NOX será o mesmo que sua carga. Na+ = NOX 1+ (cátion) Ca2+ = NOX 2+ (cátion) O2- = NOX 2- (ânion) Cl- = NOX 1- (ânion) 
O que acontece em uma reação de redução e oxidação? 
 Entendido o número de oxidação dos elementos é possível perceber quem ganhou e quem perdeu elétrons em uma reação e logo quem reduziu e quem oxidou. A reação no processo de fotossíntese realizada pelas plantas para a produção do seu próprio alimento e “limpar” o ar que respiramos é um dos processos químicos mais importantes da natureza e trata-se de uma reação de oxirredução. Conforme pode ser visto por meio da equação a seguir, de forma resumida, a planta retira do solo a água (H2O) através da raiz para que, juntamente ao gás carbônico (CO2) absorvido pelas folhas e na presença de luz, seja capaz de produzir moléculas orgânicas, como a glicose e também o gás oxigênio: 
6 CO2(g) + 6 H2O(l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g) 
 NOX = +4 -2 +1 -2 +4 -1 -2 0 
 Em uma reação de oxirredução temos os chamados agentes oxidantes e agentes redutores que respectivamente um causará a oxidação e o outro causará a redução, assim quando uma espécie perde elétrons ela oxida pelo agente oxidante que sofreu redução pela espécie que oxidou. Para ficar mais claro a imagem abaixo explica claramente o que acontece: 
 Assim analisando a equação da fotossíntese acima é notável que nos reagentes o oxigênio do dióxido de carbono (CO2) tem NOX igual a -2 que sofre oxidação e seu NOX aumenta para zero nos produtos, portanto o dióxido de carbono é o agente redutor. Já o hidrogênio da água (H2O) nos reagentes possui NOX igual a +1, e seu NOX na molécula da glicose (C6H12O6) nos produtos diminui para -1, que reduziu e, portanto é um agente oxidante. 
 
Balanceamento das reações de oxirredução 
 Assim como as outras reações, é necessário previamente balancear as reações para saber ao certo as proporções de cada composto e saber corretamente seu número de oxidação, assim como também saber a quantidade de elétrons envolvidos na reação. Existe 3 tipos de métodos básicos para fazer o balanceamento das reações de oxirredução, por tentativa, e pelo método redox e por íon-elétron. 
MÉTODO POR TENTATIVA: é um método que não tem segredos, tem por objetivo acertar os coeficientes dos composto de modo que ao final tenha as mesmas quantidades de elementos nos reagentes e nos produtos: 
?HI + ?H2SO4 → ?H2S + ?H2O + ?I2 
 Note que a reação não está balanceada pois nos reagentes temos 3H 1I 1S 4O enquanto que nos produtos temos 4H 2I 1S 1º, visto isso para obter a reação balanceada é necessário por tentativa ir multiplicando os coeficientes(?) pelos números de elementos até que se obtenha uma igualdade dos dois lados da reação 
DICA: comece colocando o coeficiente 4 no H2O assim teremos 4O nos produtos: 
? HI + ?H2SO4 → ?H2S + 4H2O + ?I2 
 Observe que nos produtos teremos 10H, por tanto ao colocar coeficiente 8 no HI teremos nos dois lados os mesmas quantidades de H: 
8HI + ? H2SO4 → ?H2S + 4H2O + ?I2 
 E por fim falta ajeitar o I2 dos produtos para que tenha a mesma quantidades nos reagentes, então colocaremos o coeficiente 4 ao I2: 
8HI + ?H2SO4 → ?H2S + 4H2O + 4I2 
 Ao ter os H, I, O, e S, iguais nos dois lados da reação, resta para os outros coeficientes colocar o número 1 para não haver alteração no número de elementos, por tanto a reação ficara assim no final: 
8HI + 1H2SO4 → 1H2S + 4H2O + 4I2 
 Assim temos 10H, 8I, 1S, e 4O nos reagentes e produtos da reação. 
MÉTODOS REDOX: esse tipo de balanceamento se baseia na variação do número de oxidação (NOX) dos átomos participantes da reação. Retomando novamente o exemplo acima: 
?HI + ?H2SO4 → ?H2S + ?H2O + ?I2 
1 PASSO: determinar o NOX de cada sustância para saber qual espécie sofre redução e qual sofre oxidação. Logo temos algo assim: 
?HI + ?H2SO4 → ?H2S + ?H2O + ?I2 
 
 
 
O enxofre (S) sofre redução, seu NOX varia de +6 pra -2, já o iodo (I) sofre oxidação pois seu NOX aumenta de -1 pra 0. 
2 PASSO: determinar a ∆NOX dos elementos que sofreram redução e oxidação e multiplicar pela sua atomicidade (que é a quantidade de átomos que tem na mesma substância): 
∆S: +6 – (-2) = 8 atomicidade (HI): 1I → ∆S*atomicidade= 8*1= 8 
∆I: -1 – 0= 1 atomicidade (H2SO4): 1S → ∆I*atomicidade= 1*1= 1 
3 PASSO: os números obtidos deve substituir os coeficientes da espécie que sofreu o processo reverso (HI→ I2) portanto o coeficiente de é 1 do H2SO4, logo o coeficiente do HI é 8 obtido pelo o H2SO4→H2S. 
8HI + 1H2SO4 → ?H2S + ?H2O + ?I2 
 Tendo isso o restante se encontra por tentativa, e por fim temos isso 
8HI + 1H2SO4 → 1H2S + 4H2O + 4I2 
POR TANTO TEMOS OS MESMO RESULTADO QUE O MÉTODO POR TENTATIVA! 
MÉTODO ÍON-ELETRON: baseia-se na divisão da reação global de oxirredução de duas semi-reações, é um dos métodos mais utilizados para saber, sendo que para cada semi-reação é necessário acrescentar os elétrons nos produtos junto a espécie oxidada, e para a outra acrescentar os elétrons aos reagentes junto a espécie reduzida: 
CuSO4 + Ni → NiSO4 + Cu 
1 PASSO: determinar através no NOX qual é a substancia que sofre oxidação e qual sofre redução. No composto o composto CuSO4, o cobre (Cu) reduz de +2 pra 0, sofre redução e o Ni aumenta de 0 pra +2, ou sejaoxidou. Montando as semi-reações temos: 
Semi-reação de oxidação: Ni0 → Ni2+ + 2eˉ agente redutor 
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2eˉ → Cu0 agente oxidante 
3 PASSO: verificar se os elétrons estão balanceados, se não, arrumar por tentativa, e por fim somar as reações cancelando os elétrons antes e depois das reações, e teremos algo como isso: 
Cu2+ + Ni → Ni2+ + Cu 
 Caso a quantidade de elétrons cedidos e ganhos não fosse igual, as duas semi-reações deveriam ser multiplicadas por números inteiros de modo a equilibrar as cargas. Se a equação inicial possuir íons H+ em um dos lados ou átomos de oxigênio, também em um dos lados, deve-se balancear a primeira espécie com moléculas de hidrogênio e a segunda com moléculas de água. 
Ordem de reatividade dos metais 
 Devido ao fato de se tratar de uma reação de oxirredução é necessário ocorra uma reatividade entre os reagentes para que a reação aconteça e forme produtos. Para isso é preciso satisfazer determinadas condições. Uma delas é a eletropositividade, pois cada metal tem sua tendência a doar elétrons, assim quanto maior sua eletronegatividade maior será sua tendência a ganhar elétrons, por tanto em uma reação onde há dois metais o que tiver maior eletropositividade terá tendência a doar mais elétrons e a reação acontecera de modo espontâneo: 
Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2e Cu2+(aq) + 2e → Cu0(s) Zn0(s)+ Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s) 
 Nesse caso, temos dois metais, o cobre e o zinco, porém o zinco tem maior tendência em doar elétrons, então ele é que sofrerá a oxidação. Dizemos que ele é mais reativo que o cobre, pois é mais eletropositivo. Se quisermos fazer a reação ao contrario o cobre oxidando e o zinco reduzindo a reação não ocorrera devido ao fato do cobre ser menos eletropositivo em relação ao zinco. Comparando vários metais, os químicos conseguiram determinar quais têm maior tendência e menor tendência de ceder elétrons. Com isso surgiu a série de reatividade dos metais abaixo: 
 
 
 
Perceba que, apesar de o hidrogênio não ser um metal, ele aparece nessa fila de reatividade porque quando ele está presente em determinadas substâncias (como os ácidos) ele é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O1+). Esse cátion pode receber elétrons formando gás hidrogênio e água, segundo a reação: 
2 H3O1+(aq) + 2e-→ H2(g) + 2 H2O(l) 
 Os metais menos reativos que o hidrogênio são os metais nobres, o metal mais reativo desloca o cátion do metal menos reativo. Observe novamente na fila de reatividade que o Zn aparece antes que o Cu, isto é, ele é mais reativo e, portanto, é ele quem desloca o cátion do cobre. Assim, consultando a fila de reatividade, pode-se prever se ocorrerá ou não determinada reação de oxirredução. 
EXPERIMENTO 
Limpando a moeda de 5 centavos com ketchup 
 A moeda de 5 centavos é revestida de cobre metálico, e ao longo do tempo a ela acaba ficando escura não pelo fato de estar suja, mas por reagir com o oxigênio do ar, formando uma camada de CuO chamado de óxido de cobre (ll) conhecido como mineral tenorita que tem coloração preta, o que se dá pela cor externa da moeda. Ao reagir com o ketchup é notável que sua coloração volta como se estivesse novíssima, e isso acontece pelo fato do ketchup conter reagentes que reduzem o cobre Cu2+ para Cu0 voltando a cobre metálico. Os reagentes contidos no ketchup responsáveis pela redução do cobre é o vinagre e o bicarbonato de sódio. 
Procedimento: 
- Pegue 3 moedas de 5 centavos e limpe a com álcool para retirar toda a gordura e impurezas. 
- Com um pincel de pintar passe ketchup em toda parte da moeda 1, passe em metade da moeda 2 e a moeda 3 deixe sem nada para comparar os resultados. 
- Deixe agir por alguns minutos e depois lave-as com água destilada para remover o ketchup das moedas. 
- E por fim compare umas com as outras. 
Conclusão: 
Através do experimento é possível perceber de forma simples e com materiais domiciliares que os alunos possui em suas residências como ocorrem as reações de oxirredução e o que acontece com o cobre que inicialmente foi oxidado pelo oxigênio e após a reação notou-se que o cobre voltou ao seu número de oxidação igual a zero, ou seja foi reduzido, e através do experimento é possível indicar que a cobertura de óxido de cobre (ll) na superfície da moeda é o agente oxidante e os componentes do ketchup irão oxidar e por reduzir o cobre ele atua como agente redutor. 
Referências 
DALVA, L.A de Faria (PQ), Nathália D. Bernardino (PG), Vera R.L Constantino (PQ), LIMPANDO MOEDAS DE COBRE: UM LABORATÓRIO QUÍMICO NA COZINHA DE CASA. Sociedade Brasileira de Química (SBQ) Instituto de Química da USP, Av. Prof. Lineu Prestes, 748 - Butantã - São Paulo – SP 
SARDELLA, Antônio. Curso de química: Química geral, São Paulo – SP: Editora Ática, 2002. 25ª Edição, 2ª impressão. 448 págs. 
SOUZA, Líria Alves de. "Oxidação e Redução"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm>. Acesso em 12 de junho de 2017. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Balanceamento por oxirredução"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/balanceamento-por-oxirreducao.htm>. Acesso em 12 de junho de 2017. 
TIRLONI, Barbara, Química geral experimental, manual de laboratório, UFSM- Universidade Federal de Santa Maria (DQ) SETOR INORGANICA, pg 69,70,71,72,73.