RELATÓRIO 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL RURAL DO SEMI-ÁRIDO – CAMPUS CARAÚBAS
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA Á ENGENHARIA.
PROF.: ANTÔNIO VITOR MACHADO
AULA 02: REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
HELÍUDE VIEIRA COSTA – TURMA 02
CARAÚBAS-RN
AGOSTO DE 2016.
INTRODUÇÃO
As reações de oxirredução ou redox, referem-se ao processo onde há transferência de elétrons entre espécies químicas (átomos e/ou íons) de substâncias que reagem entre si. Essa palavra é a junção de “oxidação + redução”, que são processos opostos, mas complementares, ou seja, um sempre depende do outro para ocorrer. Elas estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e ação dos alvejantes e a respiração dos animais.
A oxidação ocorre quando o átomo perde elétrons. Visto que os elétrons são partículas negativas, a carga elétrica (Número de oxidação – Nox) da espécie que perdeu elétrons aumenta, “fica mais positiva”, por assim dizer. Já a redução corresponde ao processo inverso, ou seja, a espécie química recebe elétrons e fica com o NOX menor, “mais negativo”. Alguns elementos da tabela periódica tem o NOX fixo, outros, porém, terão o NOX determinado a partir da molécula ou íon que se encontra, ou seja, vai depender de qual elemento está ligado.
Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Por isso, dizemos que sempre que ocorre uma redução, ocorre também uma oxidação, em outras palavras, se uma substância é oxidada, a outra deverá ser reduzida. 
A substância que torna possível que um outra seja oxidada é chamada de agente oxidante. O agente oxidante remove elétrons de outra substância, adquirindo-os para si mesmo; portanto o agente oxidante reduz. Analogamente, um agente redutor é uma substância que fornece elétrons, fazendo assim com que a outra substância seja reduzida. O agente redutor é oxidado no processo.
Observem o exemplo abaixo:
Zn   +   CuSO4   →   ZnSO4   +   Cu
O estado de oxidação do zinco (Zn0 sofreu uma variação de 0 a +2. Observa-se que desta reação ocorreu uma perda de elétrons, logo pode-se dizer que houve a oxidação do zinco.
Analogamente, pode-se perceber que o cobre (Cu) varia seu NOX de +2 a 0. Partindo deste pressuposto, é provável dizer que houve ganho de elétrons. Ou seja, o cobre recebeu os elétrons oferecido pelo zinco, fazendo com que o mesmo tenha reduzido.
Por conseguinte, nesta reação tem-se o zinco como agente redutor e o cobre como agente oxidante. Uma vez que ambos reagiram entre si, tornando possível as reações de oxidação e redução simultaneamente.
 
OBJETIVOS
O referido relatório teve por objetivo apresentar ensaios simples para verificar algumas reações de oxirredução. Assim como analisar a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de oxirredução.
MATERIAIS UTILIZADOS
Material 
- 09 Tubos de ensaio 
- Estante para tubos de ensaio
- Pipetas de 5 ou 10 ml 
- Conta gotas e Pipetas Pasteur 
Reagentes 
- Ácido Sulfúrico concentrado (H2SO4 conc.) 
- Ácido Sulfúrico 3M (H2SO4 3M) 
- Água oxigenada (H2O2) 
- Álcool etílico (C2H5OH) 
- Clorofórmio (CHCl3) 
- Cobre metálico (fio de cobre) – (Cu(s)) 
- Dicromato de Potássio (K2Cr2O7 0,1M) 
- Glicose (C6H12O6 1%) 
- Hidróxido de Sódio (NaOH 2M) 
- Hidróxido de Amônia (NH4OH 1:5) 
- Hipoclorito de Sódio (NaClO)
- Iodeto de Potássio (KI 0,5M) 
- Nitrato de Prata (AgNO3 1M) 
- Papel de Alumínio (Al(s)) 
- Permanganato de Potássio (KMnO4 0,1M)
 - Sulfato de Cobre (CuSO4 3M)
 - Solução de CuSO4 (3M) adicionando 10% de NaCl
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
Para a verificação das reações de oxirredução, foram feitos nove experimentos, para algumas soluções. Classificadas por: A, B, C, D, E, F, G, H, I.
Tubo A: Reação do cobre com CuSO4.
Adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de solução de CuSO4 – 3M em um tubo de ensaio.
 Introduziu-se um fio de cobre, durante 1 minuto no tubo de ensaio que contém a solução de CuSO4.
Em seguida, observou-se a reação das substâncias.
Tubo B: Reação do KI com NaClO.
Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KI em um tubo de ensaio. 
Adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de hipoclorito de sódio. 
Observou-se a reação para em seguida dar continuidade ao experimento.
Tomou-se o cuidado de não demorar a colocar o clorofórmio na substância. 
Adicionou-se ± 1,0 ml (20 gotas) de CHCl3. 
Observou-se. 
Tubo C: Reação do Cobre com a AgNO3 
Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de AgNO3 1M.
Adicionou-se o fio de cobre. 
Observou-se a reação durante 1 minuto. 
Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2
Introduziu-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de KMnO4 0,1M em um tubo de ensaio. 
Adicionou-se 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 3M.
Colocou-se± 1,0 ml (20 gotas) de H2O2. 
Observe.
 Dados: A equação desta reação é: KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2 
Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica
Inseriu-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução básica (Solução aquosa de NaOH 2M) num tubo de ensaio. 
Acrescentou-se o alumínio. Observou-se. 
Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio 
Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de CuSO4 num tubo de ensaio.
Observou-se a temperatura inicial da solução.
Adicionou-se uma bola de papel alumínio.
Observou-se a temperatura final da reação. 
Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH 
Colocou-se ± 1,0 ml (20 gotas) da solução de K2Cr2O7 0,1M num tubo de ensaio.
Misturou-se 0,4 ml (10 gotas) de H2SO4 concentrado. 
Adicionou-se 0,4 ml (10 gotas) de álcool (CH3CH2OH). 
Posteriormente o mesmo procedimento foi repertido, no entanto foi utilizada a solução A ao invés do álcool. 
A equação desta reação é: CH3CH2OH(aq) + K2Cr2O7(aq) + 4H2SO4(aq) → CH3COOH(aq) + K2SO4(aq) + Cr2(SO4)3(aq) + H2O(l) 
Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata .
Colocou-se 0,4 mL (10 gotas) de uma solução de nitrato de prata 1M em um tubo de ensaio limpo. 
Adicionou-se 3 gotas de uma solução de hidróxido de sódio 2M até a total precipitação do cátion prata sob a forma de óxido de prata. 
Acrescentou-se gota a gota (aproximadamente 40 gotas) de uma solução de hidróxido de amônia (NH4OH) 1:5 até total dissolução do precipitado de óxido de prata. 
Juntou-se 40 gotas da solução de glicose 1%. 
Subsequentemente a reação ficou em repouso por alguns minutos, tornando-se possível observar a formação de um espelho de prata nas paredes internas do tubo de ensaio.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Tubo A: Reação do cobre com CuSO4.
Em um primeiro momento, ao realizar a solução A composta por cobre e sulfato e cobre, notou-se que nada aconteceu, ou seja, não houve alterações dos reagentes. Isso se deu, pelo fato de os dois cátions serem o mesmo elemento, sendo assim tem a mesma reatividade. Logo, Cu + CuSO4 não ocorre, como mostrado na figura 01.
Figura 01.
Tubo B: Reação do KI com NaClO.
Posteriormente, ao unir o Iodeto de potássio (Ki) com Hipoclorito de Sódio (NaClO), a reação adquiriu uma cor amarelada, e houve a formação de duas fases após o clorofórmio ser adicionado. Este desceu para o fundo do tubo. Como se vê na Figura 2.
Figura 02.
Tubo C: Reação do Cobre com a AgNO3 
Em seguida, durante a reação C entre Nitrato de Prata e um fio de cobre, observou-se que ao mergulhar uma fita de cobre em uma solução de nitrato de prata, com o passar do tempo, formou-se uma camada cinza sobre o cobre, e a solução, que inicialmente era incolor, vai tornou-se 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, dizemos que ele sofreu uma oxidação. Vejamos:
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-seem 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).
 figura 03.
Tubo D: Reação do KMnO4 com H2SO4 e H2O2
Subsequentemente, na reação de Permanganato de Potássio, Ácido Sulfúrico 3M (H2SO4 3M) e Água oxigenada. Percebeu-se que ao adicionar H2SO4 ao permanganato de potássio não houve transformação na substância, no entanto, ao adicionar a água oxigena a solução tornou-se incolor. Essa mudança na coloração se dá pelo fato de que, ao entrar em contato com a água oxigenada o permanganato de manganês foi reduzido, passando a ter uma carga +2 no MnSO4 que é incolor. 
Esta é uma reação de oxidação de peróxido em meio ácido. A reação está abaixo: 
2 KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2 ----> K2SO4 + 2MnSO4 + 8 H2O + 5 O2.
 Figura 04
Tubo E: Reação do Alumínio em Solução Básica
Ao ser adicionado à solução aquosa de NaOH, o alumínio foi revestido de bolhas que se formaram ao seu redor, que ao longo do tempo tornaram-se maiores, até borbulharem, liberando gás. Em seguida a solução entra em equilíbrio e atinge uma coloração completamente escura. 
Figura 05. a; b.
Tubo F: Reação do Cobre com Alumínio 
Durante esta etapa do experimento uma pequena bola de alumínio, das utilizadas na cozinha, foi imersa em uma solução de sulfato de cobre, e foi adicionado uma pitada de sal (NaCl), adicionado para tornar a reação mais rápida. Através dessa mistura, foi possível observar o aparecimento da coloração vermelho (amarronzada), isso aconteceu devido à formação de cobre metálico durante a reação. Neste caso pode-se dizer que ocorreu uma reação de oxidação envolvendo o alumínio metálico e outra de redução envolvendo o cobre. vejamos: 
Tubo G: Reação do K2Cr2O7 com H2SO4 e CH3CH2OH
Ao adicionar a solução de Dicromato de Potássio, percebeu-se que esta possui uma cor alaranjada, que foi escurecida, uma vez que o ácido sulfúrico foi acrescentado da solução. Além disso, ocorreu o aumento em sua temperatura.
Uma vez que o álcool foi unido à substância, a temperatura subiu ainda mais e coloração que antes era alaranjada, tornou-se verde.
Figura 07.
Na Solução H, o experimento G foi repetido. No entanto, ao invés de adicionar o álcool às outras duas substâncias, foi adicionado um elemento denominado de Solução A, com isso foi possível perceber o resfriamento da solução e nada e não houve alteração em sua coloração.
Figura 08.
Tubo I: Reação da Glicose com Nitrato de Prata.
Após adicionar a solução de hidróxido de sódio 2M houve a formação de um precipitado. Ao adicionar as gotas de hidróxido de amônia o precipitado dissolveu quase que totalmente. Em seguida, com o acréscimo da glicose, percebeu-se que esta oxidou e o nitrato de prata reduziu. Após um determinado tempo, percebeu-se a formação de um espelho de prata. A formação do precipitado aparece na Figura 5. 
CONCLUSÃO
Os objetivos uma vez que, com a realização deste experimento foi possível verificar a ação das reações de oxirredução. Através disso tornou-se possível ver a capacidade que algumas substâncias têm de oxidar ou reduzir outras, reagindo entre si. Pode-se então comparar as espécies envolvidas no experimento, tendo como base as tabelas de potenciais padrão de redução. 
Portanto, pode-se dizer que o experimento foi satisfatório para o entendimento das reações redox, e o desenvolvimento do conhecimento teórico obtido em sala de aula.
REFERÊNCIAS
BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
Imagens de tabela periódica – Alumínio em sulfato de cobre. Disponível em: http://imagens.tabelaperiodica.org/aluminio-em-sulfato-de-cobre/. Acesso em: 09 de agosto de 2016.
Química – Reação de NaOH + Al. Disponível em:< http://quimicalab-hrss.blogspot.com.br/2012/03/reacao-do-naoh-al-quando-o-hidroxido-de.html>. Acesso em: 10 de agosto de 2016.