Relatório do experimento REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO

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Universidade Estadual de Santa Catarina
Departamento de Ciências Exatas e Tecnológicas 
Química Inorgânica Fundamental – CET024
Prof. Dr. Rodrigo Luis Santos 
Relatório do experimento 
REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
Alunos: Miquéias L. Scher
 Willian Jr.
Ilhéus
10/10/2017
1. INTRODUÇÃO
As reações de oxirredução são aquelas em que há transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Isso pode ser percebido por meio do número de oxidação (Nox) de cada elemento, que se trata da carga elétrica real, no caso de íons monoatômicos (um átomo que ganhou ou perdeu elétrons), e, no caso de compostos moleculares ou de íons polinuclerares, é a carga elétrica que ele teria se a ligação fosse rompida, ou seja, sua tendência de atrair os elétrons.
Assim, deve-se olhar o Nox de cada elemento envolvido na reação. Caso perceba-se que o Nox do reagente era menor que o do produto, isto é, aumentou, isso significa que ele perdeu elétrons na reação. Por outro lado, se o seu Nox no produto é menor, significando que ele diminuiu, quer dizer que essa espécie química ganhou elétrons.
Um bom exemplo que pode ser dado para exemplificar esse tipo de reação é o cobre metálico reagindo com o nitrato de prata: Ao mergulhar uma fita de cobre metálico em uma solução de nitrato de prata, nota-se que, com o passar do tempo, forma-se uma camada cinza sobre o cobre, e a solução, que inicialmente era incolor, vai ficando azul.
A cor azul deve-se à formação de cátions cobre (Cu2+) que ficam dissolvidos na solução. Isso significa que o cobre metálico (Cu0) perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. Dessa forma, diz-se que ele sofreu uma oxidação. 
Oxidação → Perda de elétrons → Nox aumenta: Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2 e-
 Ao mesmo tempo, os íons prata (Ag+) que existiam na solução de nitrato de prata (AgNO3) receberam esses elétrons que o cobre perdeu e transformaram-se em prata metálica (Ag0), que se depositou na fita de cobre. Isso significa que os íons prata sofreram redução:
Redução → Ganho de elétrons → Nox diminui: 2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s)
Visto que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de oxidação e de redução, esse é um exemplo de reação de oxirredução, que é dada pela soma das duas semirreações acima:
Reação de oxirredução: Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
Outros dois conceitos importantes nas reações de oxirredução são “agente oxidante” e “agente redutor”. Como os próprios nomes dizem, o agente oxidante é o que causa a oxidação de outra espécie química, enquanto o agente redutor é o que provoca a redução da outra.
No exemplo mencionado, o cobre metálico perdeu elétrons, ou seja, ele doou esses elétrons para o cátion prata, causando a sua redução. Portanto, o cobre é o agente redutor. Por outro lado, os cátions prata da solução de nitrato de prata foram os que receberam os elétrons do cobre, causando a oxidação dele. Por isso, o nitrato de prata (e não o cátion prata) é o agente oxidante. 
 
2. OBJETIVOS
Neste experimento, foi observada a tendência que as substâncias químicas apresentam para oxidar e / ou reduzir. 
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 MATERIAIS UTILIZADOS
Espátula
Tubos de ensaio
Papel de filtro
Pipeta graduada
Pera 
Conta gotas
3.2 PROCEDIMETO EXPERIMENTAL
A prática foi iniciada de maneira organizada, separando os tubos de ensaios que seriam utilizados, de maneira que cada um correspondesse a determinado experimento.
	TUBO DE ENSAIO
	Reagente 1
	Reagente 2
	Reagente 3
	Reagente 4
	A
	Dióxido de manganês
	Ácido clorídrico
	Iodeto de potássio
	
-
	B
	Iodeto de potássio
	Água de cloro
	Clorofórmio
	-
	C
	Permanganato de potássio
	Ácido sulfúrico
	Peroxido de hidrogênio
	
-
	D
	Sulfato de ferro
	Ácido sulfúrico
	Peróxido de hidrogênio 
	Tiocianato de amônio 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
No primeiro experimento. Em um tubo de ensaio adicionou-se, com auxílio de uma espátula, MnO2 (possuindo uma cor preta). Feito isso, foi condicionado no mesmo tubo, 2 mL de HCl (líquido e incolor). A solução resultante, apresentava coloração incolor e em forma líquida. De acordo com a ligação química, houve a formação do gás cloro (Cl2), água (H2O) e um sal solúvel (MnCl2).
MnO2 + 4 HCl ( Cl2 + 2 H2O + MnCl2 
Após a realização do procedimento anterior, foi embebida uma tira de papel filtro em uma solução de KI e colocada na borda do tubo de ensaio.
O segundo experimento consistiu em colocar 2 mL de solução de KI em um tubo de ensaio, previamente separado. Adicionando depois, 2 mL de água de cloro (gás este que já havia sido previamente preparado pelo professor Rodrigo). Notou-se a formação de 2 líquidos imiscíveis, apresentados com duas colorações diferentes, o primeiro (na parte superior do tubo, logo menos denso) apresentando coloração amarela. O segundo (na parte inferior do tubo, logo mais denso) apresentando coloração rosa. Após o processo de observação da solução resultante (e admiração de todos os presentes) foi adicionado ao mesmo tubo 2 mL de CHCl3. Agitou-se a solução. Foi observada que a coloração se tornou mais “turva”, porém, ainda permanecendo imiscíveis. 
Pode-se afirmar que o KI é o agente redutor e o Cl2, o agente oxidante.
Cl2 + 2 KI ( I2 + 2 KCl
No 3º experimento, foi colocado 2 mL de KMnO4 (coloração roxa) em um tubo de ensaio. Após isso, adicionou-se 1 mL de H2SO4 (incolor). Ainda no mesmo tubo, foi adicionado 2 mL de H2O2 (incolor). O resultado dessa mistura é um sólido marrom com uma coloração turva. O produto resultante das três reações é: 
KMnO4 + H2SO4 + H2O2 ( KSO4 + HMnO4 + H2O
O último experimento, consistiu em adicionar 2 mL de FeSO4 (incolor) em um tubo de ensaio. Ainda no mesmo tubo foi adicionado 1 mL de H2SO4 (incolor) e 2mL de H2O2 (incolor). Notou-se a formação de uma solução avermelhada por conta do íon ferro que é vermelho. 
2FeSO4 + H2SO4 + H2O2 ( Fe2(SO4)3 + 2 H2O
5. CONCLUSÕES
Todo os experimentos realizados em laboratório cumpriram o que era esperado. Apresentando agentes redutores e oxidantes, além de apresentarem características visíveis de forma a detectar que está ocorrendo oxidação e redução nestas reações.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, Peter William; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed.  Porto Alegre: Bookman, 2012.