Relatório de Química 2º Experimento PROPRIEDADES OXIDANTE E REDUTORA

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Campus Rio Vermelho
2º Experimento – PROPRIEDADES OXIDANTE E REDUTORA
Discente: Antônio de Souza Teixeira Bisneto – Engenharia Elétrica 
 Diego Cruz da Silva – Engenharia Elétrica
 Juliana Santos Lima – Engenharia de Produção
Disciplina/Semestre: Química Aplicada à Engenharia / 1º semestre
Docente: Guillermo Paternina Berrocal
Salvador-BA
2017
RESUMO
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. Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxirredução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, consequentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.
INTRODUÇÃO
Força redutora deve ser interpretada como a tendência de um elemento sofrendo oxidação, cedendo elétrons, provocando a redução em outra espécie química. Força oxidante é interpretada como a tendência de um elemento sofrendo redução, recebendo elétrons, provocando a oxidação em outra espécie química. São transformações que envolvem a transferência de elétrons, e que ocorrem simultaneamente. Isto é, enquanto ocorre a oxidação, ocorre também a redução, e vice-versa. É característica dos metais ceder elétrons, caracterizando-os, em sua maioria, como agentes de força redutora. Eles também possuem boa condutividade elétrica e de calor, geralmente apresentando cor prateada ou amarelada, um alto ponto de fusão e de ebulição e uma elevada dureza. Um metal pode ser definido também como um elemento químico que forma aglomerados de átomos com caráter metálico. Num metal cada átomo exerce apenas uma fraca atração nos elétrons mais externos, da camada de valência, que podem então fluir livremente, proporcionando a formação de íons positivos (ou cátions) e o estabelecimento de ligações iônicas com não metais. Os elétrons de valência são também responsáveis pela alta condutividade dos metais. Os metais são um dos três grupos dos elementos distinguidos por suas propriedades de ionização e de ligação, junto com os metaloides e os não metais. A maioria dos metais é quimicamente estável, com a exceção notável dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Os metais apresentam grande diversidade de propriedades físicas e químicas, conforme a pressão, temperatura e outras variáveis. Os átomos dos ametais possuem energia de ionização elevadas e afinidades eletrônicas grandes. Os elementos existem mais frequentemente sob forma de moléculas relativamente pequenas, em todas as fases. Nos seus compostos, os não metais, com exceção do flúor, apresentam estados tanto positivos como negativos, mas os últimos tendem a ser mais estáveis na maioria das circunstâncias. Eles recebem elétrons, caracterizando-os, em sua maioria, como de força oxidante. A oxidação pode ocorrer sob três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Enquanto a Redução é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Este experimento procurará explicar como ocorrem estas reações em alguns elementos químicos, e demonstrar as mudanças que ocorrem durante os processos de oxidação e redução.
OBJETIVOS
Acumular conhecimentos à cerca das reações químicas de oxidação e redução; 
Relacionar as propriedades de oxidação e redução com alguns elementos químicos observados; 
Buscar informação quanto ao caráter antioxidante da vitamina C;
Verificar a relação entre a energia de ionização e a afinidade eletrônica entre as forças de redução e oxidação.
MATERIAIS UTILIZADOS E REAGENTES
Vidrarias e diversos:
- Béquer
- Proveta
- Pipeta
- Tubo de ensaio
- Lixa
- Piscete (contendo água destilada)
Reagentes:
Sódio metálico, fita de magnésio, fenolftaleína, solução aquosa de cloro, solução aquosa de iodeto, solução etanolica de iodo e ácido ascórbico (vitamina C).
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1ª Parte
1 - Em um béquer de 100 mL colocamos 10 mL de água destilada e 3 gotas de fenolftaleína.
2 - Tomamos um pedaço de 1 a 2 cm de fita de magnésio e lixamos. Colocamos a fita de magnésio limpa no béquer preparado no item 1.
2ª Parte
1 - Colocamos num tubo de ensaio cerca de 2 mL de solução aquosa de iodeto.
2 - Adicionamos ao tubo preparado no item 1, 3 gotas de água de cloro.
3ª Parte
1 - Colocamos 1 mL de uma solução 1 % de ácido ascórbico (vitamina C) num tubo de ensaio.
2 - Adicionamos cerca de 2 mL de solução etanolica de iodo ao tubo do item 1.
3 - Transferimos a solução resultante do item 2 para outro tubo de ensaio e adicionamos 3 gotas de água de cloro.
TABELA DE DADOS EXPERIMENTAIS
	EXPERIMENTO
	CORES OBSERVADAS
	1ª
	Rosa/Magenta
	2ª
	Castanho
	3ª
	Castanho
RESULTADOS, DISCUSSÃO E OBSERVAÇÕES
As forças de oxidação e redução são transformações que envolvem a transferência de elétrons. A oxidação e a redução ocorrem juntas na mesma reação química, e a transferência de elétrons entre substâncias faz com que o número de oxidação de uma substância aumente enquanto o da outra diminui. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante. Observamos a aplicação destas reações no desenvolvimento de novas baterias, na prevenção à corrosões, na produção industrial de Cl2, F2, Al, Cu, NaOH. Há também a importância na compreensão das reações de interesse biológico. 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. Durante os experimentos, foram observadas diversas reações, anotadas por ordem de realização conforme o procedimento experimental anterior:
1ª parte – Após a fita de magnésio ser colocada no béquer com a água destilada e fenolftaleína, foi observado que ao redor da fita a solução tornou-se magenta (rosa forte), e houve uma liberação mínima de gás. A reação da fita de magnésio com a água é relativamente lenta, mas sempre reagindo. Teoricamente, há uma efervescência, constatando a liberação de H2 e forma-se uma base Mg(OH)2 que é visto pela coloração rosa do indicador Fenolftaleína. O Magnésio só reage se for exposto, e após remoção da camada superficial de óxido. Constata-se então que os resultados esperados foram obtidos, e o porquê de termos tido que lixar a fita de magnésio. 
Energia de Vaporização (sublimação) do magnésio metálico, que é sólido à temperatura ambiente. Mg (s) → Mg (g) (ΔH SUB = + 148 kJ/mol). 
Mg (s) + 2H2O (l)→ Mg(OH)2(aq) + H2(g) - Oxigênio causou oxidação do Magnésio, ou o magnésio reduziu o oxigênio.
2ª parte – No tubo de ensaio com solução aquosa de iodeto foi adicionado três gotas de água de cloro, então nota-se claramente a mudança de cor que ocorre de amarelo para castanho. 
2 KI (aq) + Cl2 (aq) → 2 KCl + I2 (aq) - Iodeto é um médio agente redutor, enquanto o Cloro é agente oxidante. O iodeto oxidoue o cloro reduziu. 
I2 (aq) + 2e- → 2I -(aq) E°red= +0,54 v
 Cl2 (aq) + 2e- → 2Cl - (aq) E°red= +1,36 v
3ª Parte – Após colocado 1 mL de ácido ascórbico no tubo de ensaio foi adicionado as 2 mL de solução etanólica de iodo, notamos assim, uma cor alaranjada tipo ferrugem. No mesmo tudo de ensaio foi adicionado 3 gotas de cloro, nota-se uma mistura semelhante a água e o óleo, mas quando agitado torna-se incolor. 
C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2I- + 2H+ 
O ácido ascórbico é um redutor, portanto deve reduzir o iodo (I2) para iodeto (I-). Visualmente notamos que a cor castanho escuro (do iodo em solução com solventes polares como água e etanol) deve desaparecer (o iodeto é incolor). Por sua vez, como o cloro (Cl2) é um oxidante mais forte (com potencial de redução maior) que o iodo, vai oxidar o iodeto e a solução incolor voltará a ser castanho devido ao iodo produzido.
Metais e água: Metais alcalinos, como o sódio, fazem reação muito violenta com a água, mesmo a frio. Metais alcalino-terrosos, como o magnésio, fazem reação branda com a água, a frio. O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, porém branda.
TÓPICOS DISCUTIDOS
6.1. Os objetivos foram alcançados? Justifique se SIM ou NÃO. 
Sim, pois todos os experimentos foram realizados com sucesso.
6.2. Explicar os principais fenômenos observados no experimento. 
No 1º experimento, observamos uma cor rosa ao jogar a fita de magnésio na agua destilada com fenolftaleína.
No 2º experimento, ao fazer a mistura observamos a cor laranja.
No 3º experimento, observamos que a quando misturamos as substâncias e a agitamos, torna-se incolor. Mas com o passar do tempo, e formos adicionando a medida certa, ela fica com uma cor alaranjada, tipo ferrugem.
6.3. Pesquisar os valores das energias de sublimação para o sódio (Na) e magnésio (Mg) e calcular as energias das reações (parciais) envolvendo osmetais utilizando o ciclo da página 10 e os valores tabelados na página 11. 
Calor de sublimação do magnésio = 148 KJ/mol
H Mg = Hf Mg - Hi Mg
H Mg = 7700 – 1450 - 750
H Mg = 5510 Kj/mol
Calor de sublimação do sódio = 108,5Kj/mol
HNa = Hf Na – Hi Na
H Na = 4.600 - 500
H Na = 4.100 Kj/mol
6.4. Pesquisar a fórmula estrutural da fenolftaleína e das suas formas ácida e básica, além de suas respectivas colorações. Buscar explicações para essas diferenças. 
Sua coloração muda de incolor em meio ácido para rosa em soluções básicas. Se a concentração do indicador é particularmente forte, ela poderá apresentar-se como púrpura. Em soluções fortemente básicas (pH maior que 12), a coloração rosa da fenolftaleína submete-se lentamente a uma reação de descoloração e torna-se incolor novamente.
 
6.5. Explicar as diferenças observadas nas reações apresentadas pelo Mg e pelo Na com a água baseando-se nas suas respectivas energias de ionização. 
Magnésio
I. Calor de sublimação do magnésio = 148 Kj/mol
II. 1ª energia de ionização do magnésio = 738 Kj/mol
III. 2ª energia de ionização do magnésio = 1450 Kj/mol
IV. Calor de hidratação do magnésio = - 1925 Kj/mol
H de redução = I + II + III + IV
H de redução = 148 Kj/mol + 738 Kj/mol + 1450 Kj/mol – 1925 Kj/mol
H de redução = 411 Kj/mol
Sódio 
I. Calor de sublimação do sódio = 108,5 Kj/mol
II. 1ª energia de ionização do sódio = 496 Kj/mol
III. Calor de hidratação do sódio = - 404 Kj/mol
H de redução = I + II + III
H de redução = 108,5 Kj/mol + 496 Kj/mol– 404 Kj/mol
H de redução = 200,5 Kj/mol
6.6. A partir das respectivas reações químicas entre Mg e Na em água e das explicações do item 3, discutir o caráter redutor de cada um deles, identificando para cada reação os agentes redutores e oxidantes. 
A reação de oxidação do magnésio é muito lenta e requer uma pequena quantidade de energia para começar. Precisa de uma pequena energia de ativação, através do aquecimento com um isqueiro. Neste momento, quando a reação começou é muito difícil de parar;
6.7. Fazer os mesmos cálculos do item 6.3 usando o ciclo da página 11 para os ametais Cl e I. Explicar as diferenças observadas de acordo com o item 6.3, baseando-se agora na afinidade eletrônica de cada um. Discutir o caráter oxidante de cada um, identificando para cada reação os agentes redutores e oxidantes. 
Teoricamente: O ácido ascórbico é um redutor, portanto deve reduzir o iodo (I2) para iodeto (I-). Visualmente notamos que a cor castanha escura (do iodo em solução com solventes polares como água e etanol) deve desaparecer (o iodeto é incolor). Por sua vez, como o cloro (Cl2) é um oxidante mais forte (com potencial de redução maior) que o iodo, vai oxidar o iodeto e a solução incolor voltará a ser castanho devido ao iodo produzido.
Cálculos das energias das reações:
•Energia da reação do Mg.
ΔHR= ΔHSUB+ ΔHI+ ΔHHID
ΔHR= 148 + (740+1450) + (- 1921)
ΔHR= 417 KJ.mol-1
•Energia da reação do Na.
ΔHR= ΔHSUB+ ΔHI+ ΔHHID
ΔHR= 107 + 500 + (- 406)
ΔHR= 201 KJ.mol-1. 
6.8. Pesquisar a fórmula estrutural da Vitamina C e do seu produto de oxidação. Fazer o balanceamento da reação entre a Vitamina C e a solução etanólica de iodo, identificando os agentes oxidante e redutor.
 
 
6.9. Os dados e observações obtidos estão de acordo com o esperado teoricamente? Justifique.
Em todas as etapas desse experimento foi possível observar essas reações, alcançando assim o objetivo dessa aula pratica no laboratório que era de observar as propriedades de oxidação e redução entre alguns elementos.
6.10. Pesquisar a aplicação dos princípios deste experimento no dia-a-dia (na residência, na indústria...)
A medição do potencial de redução e oxidação também é muito utilizada em processos industriais, em tratamento d'água e em laboratórios. Uma grande aplicação para esta tecnologia é o controle de cloro na água potável, industrial, de torres de resfriamento ou de efluentes. 
6.11. Tecer comentários sobre a relevância do conteúdo deste experimento no seu curso.
O experimento realizado é de demasiada importância num curso de engenharia, já que nos dá uma ideia de que tipos de materiais se oxidam mais facilmente, e outros que podem causar a oxidação e também de que formas essas reações podem ocorrer. E também no relativo a alterações no meio e prejuízos que um oxidante ou redutor poderia causar num ambiente, em seres vivos e materiais de trabalho.
CONCLUSÃO
Conclui-se que quando um átomo absorve energia, os elétrons podem ser transferidos de um nível para outro mais afastado do núcleo. Se a sua energia for suficientemente alta, será possível arrancar o elétron do átomo em questão, o transformando num íon positivo. Os metais de modo geral, possuem baixos potenciais de ionização e baixa afinidade eletrônica, ou seja, eles perdem elétrons facilmente; enquanto os ametais possuem altos potenciais de ionização e alta afinidade eletrônica e seus elétrons são difíceis de serem arrancados. 
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
ALVES, Líria. Brasil Escola – Química - Oxidação e Redução. Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/oxidacao-reducao.htm>.
Et. Al. – Wikipédia - Enciclopédia digital - Afinidade Eletrônica. Disponível em: <http://pt.wikipedia.org/wiki/Afinidade_eletr%C3%B4nica>.
Et. Al. – Wikipédia - Enciclopédia digital – Fenolftaleína. Disponível em:
<http://pt.wikipedia.org/wiki/Fenolftale%C3%ADna>.
Et. Al. - Ligações Químicas I – Apostila eletrônica. Disponível em:
<http://200.156.70.12/sme/cursos/EQU/EQ20/modulo1/aula0/aula01/03.html>.
Et. Al. – Wikipédia - Enciclopédia digital - Potencial de Redução. Disponível em:
<http://pt.wikipedia.org/wiki/Potencial_de_redu%C3%A7%C3%A3o>.
FACULDADE DE CIÊNCIAS, UNIVERSIDADE DE LISBOA – Química Inorgânica I,
Problemas. Disponível em: <http://www.dqb.fc.ul.pt/cup/44333/2008-09/Prob%20ES%2008.pdf>.
FACULDADES INTEGRADAS RUI BARBOSA - Normas ABNT. Disponível em:
<http://www.firb.br/abntmonograf.htm>.
Física.net – Química - Reações Inorgânicas. Disponível em:
<http://www.fisica.net/quimica/resumo14.htm#Oxi>.GONÇALVES, Norberto Sanches. – Química Inorgânica Teórica. Disponível em:
<http://www.qmc.ufsc.br/~lab313/qmc_5132_qu%EDmica_inorganica_teorica/roteiro_qmc_5132_parte2.pdf>.
PEDROSA, Simone Dias - Reações de Oxidação e Redução. Disponível em: <http://www.cecimig.fae.ufmg.br/wp-content/uploads/2007/10/monografia-finalsimone.pdf>.
CANTO, Eduardo Leite; PERUZZO,Tito Miragaia , Química na Abordagem do
Cotidiano. Editora Moderna. Volume 1.P 143-147.
UNIVERSIDADE ESTADUAL PAULISTA. Óxido-Redução – Bioquímica. Disponível em: <http://www.rc.unesp.br/ib/bioquimica/aula10oxido.pdf>. 
LISTA DE ABREVIATURAS E SIGLAS
KJ/mol = ( mil Joule por cada mol de partículas/átomos/moléculas - neste caso falamos em mol de molécula)
ΔH SUB = Energia/entalpia de Sublimação
ΔH I = Energia de Ionização
ΔH HID = Energia de Hidratação
ΔHR = Energia da Reação