Redução do CuSO4 EM Cobre sólido por uma fita de zinco

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REDUÇÃO DO CuSO4 AQUOSO POR UMA FITA DE ZINCO 
 
 
 
Autoras: 
SILVA, Juliany Fonseca da; 
SILVA, Sabrina Mendes Lima de Souza da; 
 SOUZA, Krishnara Luzia Guedes de. 
Professor: Dr. Renato Rosseto 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANÁPOLIS-GO 
SETEMBRO DE 2017
 
RESUMO 
O cobre pode ser encontrado em diferentes estados de oxidação: 1+, 2+ e 0, sendo o 
último um estado elementar, sólido do Cu. O Cu sólido que foi obtido provém da 
redução do cobre (II) do CuSO4 aquoso para Cu0. O fenômeno foi observado pelo 
depósito de um material com a cor marrom-avermelhada sobre a placa de zinco 
utilizada. Esta mudança no estado de oxidação foi dada por uma reação redox que é, 
neste caso, a transferência de elétrons do Zn presente na placa para o Cu do sulfato 
de cobre. Foi depositado 0,506 g de cobre sobre a placa de zinco. 
Palavras-Chave: transferência de elétrons; reação redox; cobre 
 
INTRODUÇÃO 
O cobre pode ser obtido pela redução do Cu2+ em Cu+ por agentes redutores, 
então se há uma variação nos elétrons do íon Cu, houve uma reação redox. (LEE, 
2003). 
Em uma reação redox sempre há a transferência de elétrons (e−) entre um 
agente redutor (que cede estes “e−”) e um agente oxidante (que recebe estes “e−” 
cedidos). (RUSSEL, 1994). 
O zinco é o agente redutor à medida que faz parte da redução dos íons de 
cobre (II). O zinco desenvolve várias funções no organismo, explicadas em parte pelo 
papel catalítico e/ou estrutural em mais de 200 enzimas e pela sua ação na 
estabilização de domínios de proteínas que interagem com DNA ou de proteínas com 
papel estrutural ou de sinalização (KING, 2000). 
A participação do zinco no sistema de proteção antioxidante é evidenciada por 
meio de estudos in vivo, os quais demostram que a deficiência de zinco provoca 
lesões oxidativas relacionadas à ação de espécies reativas de oxigênio em animais e 
 
 
em humanos, e por meio de estudos in vitro, os quais demostram o antagonismo do 
zinco à formação de radicais livres em modelos bioquímicos e celulares (POWELL, 
2000). 
O sulfato de cobre (CuSO4) é o agente oxidante neste trabalho. Ele tem largo 
emprego tanto em processos industriais quanto na agricultura (como fungicida) e na 
dieta humana (como suplemento alimentar). O Cu é comumente encontrado em 
diversos compartimentos dos ecossistemas, sendo um poluente de importância 
significativa. (PRÁ, 2006). 
Assim, tem-se a seguinte reação: 
Cu2+(SO4)2-(aq) + Zn2-(s) → Cu(s) + Zn2+(SO4)2-(aq) 
O objetivo deste experimento foi reduzir uma solução de CuSO4 por uma fita 
de zinco. 
 
MATERIAIS E MÉTODOS 
Os reagentes usados para a redução do CuSO4 foram: uma tira metálica de 
zinco e solução de sulfato de cobre (II) 125 M. Os materiais usados foram: Béquer de 
250 ml para realizar a reação; Chapa de aquecimento para aquecer a reação. A seguir 
está descrito o procedimento utilizado: 
1º Passo: Adicionou-se 20 ml da solução de sulfato de cobre em um béquer de 
250 ml. Pesou-se a placa de zinco, e imergiu-a na solução. 
2º Passo: Colocou-se o béquer na chapa de aquecimento por 
aproximadamente 10 minutos. Retirou-se a tira de zinco da solução e deixou-se o 
sólido secar na placa de aquecimento. Pesou-se novamente a placa para realizar-se 
os cálculos de rendimento. 
 
 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Temos inicialmente o Cu2+ que durante o procedimento se reduziu por meio do 
ganho de 2 elétrons para o Cu0 / Cu (s), assim como o Zn0 / Zn (s) oxidou para o Zn2+ 
perdendo 2 elétrons. As reações e semirreações estão expostas no Quadro 1. 
 
 
 
 
 
Quadro 1. Reações e semirreações. 
Devido as reações ocorridas o Cu0 / Cu (s) se depositou na placa e o Zn2+ (aq) foi 
para a solução. Com base nas massas atômicas do Cu (MA: 63,5 g) e do Zn (MA: 
65,4 g), teria que ter ocorrido uma diminuição na massa obtida final da placa de zinco, 
devido ao Cu ter uma massa menor que o Zn. Mas como o Quadro 2 mostra, houve 
um ganho de massa no decorrer da deposição. Isto pode ter sido afetado devido as 
condições como temperatura do laboratório ou até mesmo pelo fato da reação não ter 
ocorrido em um sistema isolado pois, estes fatores se priorizados, fazem com que o 
meio seja isolado das suas vizinhanças para não ocorrer troca de calor, pressão, entre 
outros. 
Dados: m (depois da deposição do Cu) = 6,106 g 
m (inicial da placa) = 5,600 g 
 
 
Quadro 2. Massa depositada sobre a placa de zinco. 
Reação global: CuSO4 (aq) + Zn (s) → Cu (s) + ZnSO4 (aq) 
Reação iônica: Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq) 
Semirreação de redução: Cu2+ (aq) + 2 é → Cu (s) 
Semirreação de oxidação: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 é 
 
6,106 g – 5,600 g = 0,506 g de deposição sobre a placa 
de zinco 
 
 
 
Como algo “adicional” ao experimento foi-se imersa a placa de zinco que havia 
a deposição do Cu em uma solução de HNO3. Ao Cu (cobre) da placa reagir com a 
solução de HNO3 que foi imerso, foi-se observado a formação de um gás marrom que 
ao ser aerado se tornava incolor. Houve também a reação entre o Zn da placa e a 
solução de HNO3, formando um gás incolor que se notava a partir de pequenas bolhas 
no fundo do béquer onde continha a solução e a placa. Posteriormente tem-se a 
reação entre os outros componentes da placa, como Fe, com a solução de HNO3 que 
indicou a presença de Fe3+ devido sua cor característica de ferrugem (marrom) que 
ao ser agitado não se aerou. 
Conceitos como espontaneidade da reação que é característico da 
termodinâmica e velocidade da reação que é característico da cinética, foram 
envolvidos nesta parte adicional à prática realizada. Todas as reações adicionais 
foram espontâneas o que não quer dizer que se deem de forma imediata. 
 
CONCLUSÃO 
Com este experimento foi possível observar a deposição do cobre na placa de 
zinco por meio de uma reação redox. A prática foi importante para o entendimento de 
como ocorre uma reação redox e que é muito utilizada, por exemplo na área de 
joalherias, nos procedimentos de galvanoplastia que recobre peças com metais 
preciosos ou semi-preciosos. 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
RUSSEL, J.B. Química Geral, São Paulo: Makron Books do Brasil. Editora, 1994. 
King JC, Shames DM, Woodhouse, L. Zinc homeostasis in humans. J Nutr2000; 130: 
1360S-6S. 
Powell SR. The antioxidant properties of zinc. J Nutr 2000; 130:1447S- 54S. 
LEE, J. D., Química Inorgânica- Não Tão Concisa, Trad. Henrique E. Toma e cols., 
5a edição inglesa, Editora Edgard Blücher Ltda., São Paulo, 2003. 
PRÁ, D. et al. Toxicidade e genotoxicidade do sulfato de cobre em planárias de 
água doce e camundongos. J Braz Soc Ecotoxicol, v. 2, p. 171-176, 2006. 
 
AGRADECIMENTOS 
Agradecemos ao professor Dr. Renato Rosseto pela aula ministrada e pelo 
conhecimento transmitido. Agradecemos também, aos técnicos que nos auxiliaram 
durante a realização do experimento.