relatorioexperimento oxirredução

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Universidade Federal de São Paulo
Instituto de Ciência e Tecnologia
Experimento 5 – OXIDAÇÃO - REDUÇÃO
Alunos:
Gabriela Barbosa de Jesus – RA: 69.567
Gabriela Monti Vilas Boas – RA: 69.571
São José dos Campos – SP
2011
Introdução:
As reações de redução e oxidação envolvem a transferência de elétrons de uma molécula para outra. A oxidação é o processo em que ocorre a perda de elétrons e a redução é o processo em que ocorre o ganho de elétrons. Essas reações também são conhecidas como redução- oxidação ou redox.
Nas reações de redox, a substância que ganha elétrons é chamada de agente oxidante e aquela que perde elétrons é conhecida como agente redutor. Assim, em uma reação eletroquímica a transferência de elétrons ocorre do agente redutor para o agente oxidante.
Quando uma substância é oxidada (está perdendo elétrons) o número de oxidação de pelo menos um de seus átomos aumenta (se torna positivo), quando ela é reduzida (ganho de elétrons) o número de oxidação de pelo menos um de seus átomos diminui (se torna negativo).
No resultado deste processo eletroquímico a substância que cede alguns de seus elétrons (redutor) sofre oxidação e aquele que recebe os elétrons (oxidante) sofre redução.
Muitas reações de oxirredução são comuns na vida diária, como o fogo, pilhas e baterias, a ferrugem, apodrecimento de frutas, respiração e até mesmo a fotossíntese.
Nas reações do tipo redox existem mecanismos que se pode utilizar para analisá-las ou para a obter resultados:
Número de oxidação: É determinado pelo número de ligações que um átomo do elemento pode fazer e por um conjunto de regras:
Em moléculas monoatômicas, diatômicas ou poliatômicas o elemento químico tem número de oxidação igual a zero.
O oxigênio apresenta número de oxidação igual a -2, exceto nos peróxidos em que esse valor é -1.
O hidrogênio tem número de oxidação +1, exceto nos compostos que se combinam com os ametais, quando o número é -1.
Os outros números de oxidação são determinados pela soma algébrica dos números de oxidação de uma molécula ou íon seja igual a sua carga efetiva.
	
	Os metais, em forma elementar ou reduzida, têm uma maior predisposição em ceder
 elétrons (oxidação) para outras espécies químicas que ao recebê-los se reduzem. Assim sendo, os
 metais nesta forma elementar atuam como agentes redutores, pois induzem outras espécies
 químicas a se reduzirem.
	Por outro lado, os metais em suas formas catiônicas ou formas já oxidadas, pelo fato
 de terem cedido elétrons e ficado com carga positiva, tem mais tendência a receberem elétrons
 (redução) e atuarem como agentes oxidantes, ao induzirem que outras espécies químicas se
 oxidem e cedam elétrons para eles.
	Devido a esta maior ou menor predisposição dos metais em dependendo do caso,
 cederem ou receberem elétrons, foi estabelecida uma série de reatividade química dos metais ou
 série das tensões eletrolíticas:
Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Pd, Au, Pt
Aumento do poder como agente oxidante (REDUÇÃO)
Aumento do poder como agente redutor (OXIDAÇÃO)
Potencial de eletrodo: O potencial de eletrodo de uma reação redox está dividido em dois tipos de potenciais, o potencial de redução e o potencial de oxidação.
O potencial de redução (Eºred) mede a capacidade de uma substância quimica de reduzir. Quanto maior o valor numérico do potencial de redução, maior a tendência da substância de receber elétrons. O eletrodo de hidrogenio foi tomado como padrão de potencial de redução e a ele foi atribuido o valor Eºred = zero. [1]
	O potencial de oxidação (Eºoxi), oposto ao de redução, mede a capacidade de uma substância quimica oxidar. Quanto maior o valor do potencial de oxidação, maior a tendência da substancia de doar elétrons.
	Para cada tipo de semi-reação existe um potencial de redução e um potencial de oxidação difente.
	Para determinar se uma reação quimica ocorre ou não pode-se recorrer aos potencias de eletrodo, caso o potencial seja negativo a reação não ocorre. Para que a reação seja espontânea é necessário um potencial positivo.
Nernst foi um pesquisaor, o primeiro a estabelecer uma teoria para explicar o
aparecimento da diferença de potencial nos eletrodos. [2]
	Ele deduziu uma equação que permite calcular a diferença de potencial existente entre um metal e uma solução aquosa de um de seus sais ( potencial do eletrodo).
A equação de Nernst é utilizada para calcular o potencial de eletrodo para atividades diferentes das condições padrões das reações de redox. Para a meia reação:
Aox + ne- à Ared
A equação de Nernst é:
RT aAred
 E = Eº - ___ ln ______
 nF aAox [2] 
onde: E = potencial (em volts) de eletrodo;
Eo = potencial padrão do eletrodo (obtido em tabelas);
R = constante universal dos gases (8,3145 Joules/(K mol);
T = temperatura absoluta em Kelvin;
n = número de elétrons envolvidos na estequiometria da reação;
F = constante de Faraday (96.485,309 Coulombs);
a = atividade das espécies consideradas.
A 25ºC, substituindo as constantes e transformando o logaritmo em decimal obtem-se a seguinte equação:
 0,05915 [aAred]
E = Eº - _______ log ______
 n [aAox]
Esta equação relaciona o potencial de um eletrodo, com o potencial padrão do mesmo eletrodo. Ela pode ser utilizada para calcular o potencial de eletrodos individuais com a diferença de potencial em uma célula. Porém, é mais conveniente aplicá-la para um eletrodo de cada vez.
Semi- reação: Em reações de redox é necessário utilizar o método de dividi-la em semi- reações antes do processo de balanceamento, as reações parciais se dividem em uma semi- reação de oxidação e outra de redução.
Balanceamento das reações de redox: Para se determinar o balanceamento das reações de redox primeiramente se deve escrever a notação da reação sem escrever os coeficientes numéricos, logo após se determina o número de oxidação de todos os átomos, assim podendo identificar o agente oxidante, o redutor e suas respectivas equações iônicas parciais. Com as equações iônicas parciais prontas (semi- reações) ocorrerá a igualação de cada reação parcial e a soma de ambas, eliminando os elétrons livres. Por este processo será possível determinar a equação global balanceada da reação.
Exemplo: Reação de oxidação-redução da água
2H2 + O2 → 2H2O
A reação anterior é classificada como redox pelos números de oxidação do hidrogênio e do oxigênio terem sido alterados em cada um dos membros.
As reações parciais são as seguintes:
H2 → 2H+ + 2e- (semi-oxidação)
4e- + 2H+ + O2 → 2OH- (semi-redução)
	Os elétrons que foram ganhos e perdidos estão representados em e- . Em ambas semi-reações, a carga elétrica nos compostos iniciais e finais da equação devem ser a mesma.
Para realizar o balanceamento da reação global, iguala-se as reações parciais fazendo com que o número de elétrons doados pelo agente redutor seja igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante, como nas reações seguintes:
(H2 → 2H+ + 2e-) x 2
(4e- + 2H+ + O2 → 2OH-) x 1
___________________________
2H2 + 4e- + 2H+ + O2 → 4H+ + 4e- + 2OH-
Que se iguala a seguinte reação:
2H2 + O2 → 2H2O
Por este mecanismo de balanceamento de reações de redox é possível determinar as proporções de átomos e moléculas participantes da reação.
Objetivos:
	O objetivo deste experimento é determinar se ocorre a reação entre substâncias de tal forma de que caso ocorra a reação será determinado a padronização, o cálculo da diferença de potencial, o balanceamento e a reação global a partir das semi-reações de redox.Materiais e Métodos:
Materiais:
Tubos de ensaio;
Estante de tubos de ensaio;
Pipetas de 10 mL;
Água clorada;
Palha de aço;
Fita de magnésio metálico;
Cobre metálico (pó);
Zinco metálico (pó);
Solução de FeCl3 (0,10 M); 
Solução de ZnSO4 (0,10 M); 
Solução de H2SO4 (3 M); 
Solução de NaBr (0,10 M); 
Solução de NaCl (0,10 M); 
Solução de NaI (0,10 M);
Solução de CuSO4 (0,10 M).
Métodos:	
1) Metais como agentes redutores:
Quatro tubos de ensaio foram enumerados. No tubo um colocou-se uma pequena quantidade de cobre metálico em pó, um pedacinho de fita de magnésio foi colocado no tubo dois, no terceiro tubo foi adicionado um pouquinho de zinco metálico em pó e uma pequena bola de palha de aço foi colocada no quarto tubo. Em cada tubo adicionou-se 3 mL de sulfato de cobre (CuSO4 0,10 M). As reações foram observadas durante um período de três minutos.
Após a observação das reações, os tubos foram lavados e novamente se adicionou os pedacinhos metálicos, na mesma ordem e quantidade. Dessa vez, a reação foi feita com o ácido sulfúrico (H2SO4 3 M), adicionando-se 3 mL no ácido em cada tubo de ensaio. Observou-se as reações e anotou-se os resultados.
Novamente os tubos foram lavados e após adicionar-se os mesmos pedacinhos metálicos, na mesma ordem e quantidade, adicionou-se 3 mL de sulfato de zinco (ZnSO4 0,10 M) em cada tubo e observou-se a reação.
Todos os utensílios foram lavados. Os dados foram anotados para serem apresentados a seguir, em resultados.
2) Halogênios e Fé+3 como agente oxidante:
	Pegou-se os quatro tubos, já limpos e enumerados e no primeiro foram colocados 2 mL de brometo de sódio (NaBr 0,10 M). No segundo tubo colocou-se 2 mL de cloreto de sódio (NaCl 0,10 M) e no terceiro tubo, colocou-se 2 mL de iodeto de sódio (NaI 0,10 M). Adicionou-se 2 mL de cloreto de ferro (FeCl3 0,10 M) a cada um dos três tubos e observou-se as reações.
	As soluções dos tubos de ensaio foram descartadas e os tubos foram lavados. Novamente colocou-se os 2 mL de cada haleto em seu respectivo tubo e 3 gotas de água clorada foram adicionadas. As reações foram observadas e os resultados serão apresentados a seguir.
Resultados e Discussões:
Resultados
Com a mistura de metais com uma solução de Sulfato de Cobre (CuSO4 0,10M) , com uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4 3M) e com uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4 0,10M) obteve-se reações que ocorreram (demonstrando aspectos visuais) e reações que não ocorreram (não demonstrando reação visualmente). Será apresentado o que foi observado durante o experimento e a equação balanceada com suas respectivas semi-reações e potenciais e equação global com seu respectivo potencial.
Reação com Sulfato de Cobre:
O que foi obtido durante o experimento pode ser observado na Figura 1 
Figura 1 : Resultado da reação de metais com Sulfato de Cobre
Sulfato de Cobre com Cobre metálico (pó):
CuSO4 + Cuº → CuSO4 + Cuº (a reção não ocorre espontaneamente).
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e- → Cuº			Eº red: +0,34 V
Semi-reação de oxidação: Cuº → Cu2+ + 2e- 			Eºoxi: -0,34 V
Observações: Nada foi observado durante o experimento nesta reação.
Potencial de eletrodo: 0V
Sulfato de Cobre com Magnésio (fita):
CuSO4 + Mgº → MgSO4 + Cuº
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e- → Cuº			Eº red: +0,34 V 
Semi-reação de oxidação: Mgº → Mg2+ + 2e-			 Eºoxi: +2,36 V
Observações: Ocorreu a liberação de bolhas (gás) e o azul da solução esverdeou.
Potencial de eletrodo: +2,70 V
Sulfato de Cobre com Zinco metálico (pó):
CuSO4 + Znº → ZnSO4 + Cuº
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e- → Cuº			Eº red: +0,34 V
Semi-reação de oxidação: Znº → Zn2+ + 2e- Eºoxi: +0,76V
Observações: O pó de zinco metálico que era cinza ficou preto ao reagir.
Potencial de eletrodo: +1,10V
Sulfato de Cobre com Ferro ( bombril):
CuSO4 + Feº → FeSO4 + Cuº
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2e- → Cuº			Eº red: +0,34 V
Semi-reação de oxidação: Feº → Fe2+ + 2e- Eºoxi: +0,44V
Observações: Ocorreu a liberação de bolhas (gás) e o bombril enferrujou.
Potencial de eletrodo: +0,78V
Reação com Ácido Sulfurico:
O que foi obtido durante o experimento pode ser observado na Figura 2:
Figura 2: Resultado da reação de metais com ácido Sulfúrico.
Ácido Sulfúrico com Cobre metálico (pó):
H2SO4 + Cuº → H2SO4 + Cuº (Não ocorreu a reação (não espontânea)).
Semi-reação de redução: 2H+ + 2e- → H2 Eº red: 0,00V
Semi-reação de oxidação: Cuº → Cu2+ + 2e-		 Eºoxi: -0,34 V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: -0,34V
Ácido Sulfúrico com Magnésio (fita):
H2SO4 + Mgº → MgSO4 + H2
Semi-reação de redução: 2H+ + 2e- → H2 Eº red: 0,00V
Semi-reação de oxidação: Mgº → Mg2+ + 2e-			 Eºoxi: +2,36 V
Observações: Ocorreu a liberação de bolhas (gas) e a fita de magnésio foi totalmente consumida.
Potencial de eletrodo: +2,36V
Ácido Sulfúrico com Zinco (pó):
H2SO4 + Znº → ZnSO4 + H2
Semi-reação de redução: 2H+ + 2e- → H2 Eº red: 0,00V
Semi-reação de oxidação: Znº → Zn2+ + 2e- Eºoxi: +0,76V
Observações: Foi observada a pedrificação do pó de zinco.
Potencial de eletrodo: +0,76V
Ácido Sulfúrico com Ferro (bombril):
H2SO4 + Feº → FeSO4 + H2
Semi-reação de redução: 2H+ + 2e- → H2 Eº red: 0,00V
Semi-reação de oxidação: Feº → Fe2+ + 2e- Eºoxi: +0,44V
Observações: Ocorreu a liberação de bolhas (gás) e o bombril que estava no fundo subiu.
Potencial de eletrodo: +0,44V
Reação com Sulfato de Zinco:
O que foi obtido durante o experimento pode ser observado na Figura 3:
Figura 3: Resultado da reação de metais com Sulfato de Zinco.
Sulfato de Zinco com cobre metálico (pó):
ZnSO4 + Cuº  ZnSO4 + Cuº (Não ocorre reação (não espontanea)).
Semi-reação de redução: Zn2+ + 2e- → Znº Eº red: -0,76V
Semi-reação de oxidação: Cuº → Cu2+ + 2e-		 Eºoxi: -0,34 V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: -1,10V
Sulfato de Zinco com Magnésio (fita):
ZnSO4 + Mgº → MgSO4 + Znº
Semi-reação de redução: Zn2+ + 2e- → Znº Eº red: -0,76V
Semi-reação de oxidação: Mgº → Mg2+ + 2e-			 Eºoxi: +2,36 V
Observações: Ocorreu a liberação de bolhas (gás).
Potencial de eletrodo: +1,6V
Sulfato de Zinco com Zinco (pó):
ZnSO4 + Znº → ZnSO4 + Znº (Não ocorre reação (não espontanea)).
Semi-reação de redução: Zn2+ + 2e- → Znº Eº red: -0,76V
Semi-reação de oxidação: Znº → Zn2+ + 2e- Eºoxi: +0,76V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: 0V 
Sulfato de Zinco com Ferro (Bombril):
ZnSO4 + Feº → ZnSO4 + Feº (Não ocorre reação (não espontanea)).
Semi-reação de redução: Zn2+ + 2e- → Znº Eº red: -0,76V
Semi-reação de oxidação:Feº → Fe2+ + 2e- Eºoxi: +0,44V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: -0,32V
	Com a mistura de uma solução de brometo de sódio (NaBr 0,10M) , uma solução de cloreto de sódio (NaCl 0,10 M) e uma solução de iodeto de sódio( NaI 0,10M) com cloreto de ferro (FeCl3 0,10M) e depois misturando cada uma dessas soluções com água clorada obteve-se reações que ocorreram (demonstrando aspectos visuais) e reações que não ocorreram (não demonstrando reação visualmente). Será apresentado o que foi observadodurante o experimento e a equação balanceada com suas respectivas semi-reações e potenciais e equação global com seu respectivo potencial.
Reação dos Haletos com Cloreto de Ferro: 
O que foi obtido durante o experimento pode ser observado na Figura 4:
Figura 4: Resultado da reação de haletos com Cloreto de Ferro.
2Fe3+ + 2Br- → 2Fe2+ + Br2 
Semi-reação de redução: Fe3+ + 1e- → Fe2+ Eº red: +0,77V (x2)
Semi-reação de oxidação: 2Br- → Br2 + 2e- Eºoxi: -1,09V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: +0,45V
Cloreto de sódio:
2Fe3+ + 2Cl- → 2Fe2+ + Cl2 
Semi-reação de redução: Fe3+ + 1e- → Fe2+ Eº red: +0,77V (x2)
Semi-reação de oxidação: 2Cl- → Cl2 + 2e- Eºoxi: -1,36V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: +0,18V
Iodeto de Sódio:
2Fe3+ + 2I- → 2Fe2+ + I2
Semi-reação de redução: Fe3+ + 1e- → Fe2+ Eº red: +0,77V (x2)
Semi-reação de oxidação: 2I- → I2 + 2e- Eºoxi: -0,54V
Observações: A mistura escureceu, ficou marron avermelhado.
Potencial de eletrodo: 1V
Reação dos Haletos com a água clorada:
O que foi obtido durante o experimento pode ser observado na Figura 5:
Figura 5: Resultado da reação de Haletos com água clorada.
Brometo de Sódio:
Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl-
Semi-reação de redução: Cl2 + 2e- → 2Cl- Eº red: +1,36V
Semi-reação de oxidação: 2Br- → Br2 + 2e- Eºoxi: -1,07V
Observações: Foi observado a mudança da cor da mistura (ficou amarelada).
Potencial de eletrodo: +0,29V
Cloreto de sódio:
Cl2+ + Cl- → Cl2+ + Cl- (Não ocorre reação (não espontanea)).
Semi-reação de redução: Cl2 + 2e- → 2Cl- Eº red: +1,36V
Semi-reação de oxidação: 2Cl- → Cl2 + 2e- Eºoxi: -1,36V
Observações: Nenhuma alteração foi observada durante o experimento.
Potencial de eletrodo: 0V
Iodeto de Sódio:
Cl2 + 2I- → 2Cl- + I2
Semi-reação de redução: Cl2 + 2e- → 2Cl- Eº red: +1,36V
Semi-reação de oxidação: 2I- → I2 + 2e- Eºoxi: -0,54V
Observações: A mistura escureceu, ficou marrom avermelhado.
Potencial de eletrodo: +0,82V
Discussões:
No primeiro experimento, com o sulfato de cobre e o cobre metálico, pode-se perceber a coloração azulada do líquido remanescente, que é provocada pelo cobre em suspensão na água. No caso dos outros metais (zinco, magnésio e ferro), houve a reação, pois em tese, eles estão à frente do cobre na fila de reatividade de metais, tendo maior tendência de ceder elétrons que o cobre, ou seja, reduzindo o cobre. O cobre então é deslocado para fora do sal, ficando na forma de cobre metálico de nox zero (tinha nox +2 quando no sal), enquanto o zinco, magnésio ou ferro liga-se ao ânion sulfato. 
	Na segunda etapa desse experimento, ao se utilizar ácido sulfúrico, não observamos reação com o cobre, apenas com os outros metais, isso se dá, porque O ácido sulfúrico diluído ataca o ferro, o zinco, o magnésio, já o cobre precisa de ácido quente concentrado. O ácido sulfúrico reage com a maioria dos metais, em uma reação de deslocamento simples, com a formação de gás hidrogênio e o sulfato do metal correspondente. 
	Aparentemente o sulfato de zinco não demonstrou ser muito reativo, já que só apresentou mudanças no magnésio.
	O Iodeto de sódio apresenta alta incompatibilidade com metais álcalis, sais metálicos, entre outros compostos, por isso houve a reação e mudança de cor no segundo experimento.
	Nos experimentos onde não houve reações, o fato se dá pelo potencial de eletrodo ser igual ou menor a zero. Onde esse potencial é positivo, observou-se mudanças.
Conclusão:
Conforme a série de reatividade, podemos formar novos compostos através das reações de oxi-redução. Ocorre uma troca de elétrons entre as substâncias, sendo a de maior NOX reduzida e o de menor NOX oxidada. A troca pode ocorrer entre metais ou entre não metais em uma molécula.
	Como nas reações de oxi-redução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-las deve-se igualar o número de elétrons perdidos e recebidos. Essa variação de elétrons é portanto a variação do NOX.
	Uma reação ocorre espontanemente quando seu potencial eletrodo é maior que zero, podendo ocorrer em potenciais menores ou iguais a zero, porém não é espontânea.
Referências bibliográficas:
[1] LIMA, J.F.L. de; PINA, M.S.L.; BARBOSA, R.M.N. e JÓFILI, Z.M.S. A contextualização no ensino de Cinética Química. Química Nova na Escola.
[2] FELTRE, Ricardo. Química Geral, Vol.2, Físico-Química. Moderna, São Paulo, 2006
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RUSSEL, J.B. QUÍMICA GERAL. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol.1.
LEE, J.D. QUÍMICA INORGÂNICA NÃO TÃO CONCISA. São Paulo: Edgard Blucher, 1999.
VOGEL; MENDHAM, J.; DENNEY, C. R.; BARNES, J. D.; THOMAS M. Análise Química Quantitativa. 6a edição, Editora S.A. Rio de Janeiro, 2002.
Apostila de Química Geral Experimental (segundo semestre 2011) Unifesp – São José dos Campos.