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relatorio pratica Sidnei Moura e Silva

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Relatório experimental Práticas de Química – QUI0446AB
Reações de oxirredução envolvendo metais 
Matheus Lazzari e Ezequiel Dotti
Universidade de Caxias do Sul
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Introdução 
 Uma reação de oxirredução é caracterizada como um processo simultâneo de perda e ganho de elétrons, pois os elétrons perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.
 Os processos eletroquímicos envolvem reações de oxirredução (oxidação-redução) nas quais a energia liberada por uma reação espontânea é convertida em eletricidade ou em que a eletricidade é usada para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea.�
 Resumidamente nas reações de oxirredução ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para outra.Na oxidação, tem-se perda de elétrons. Na redução possui ganho de elétrons.
Objetivo
Comparar as forças de diferentes agentes redutores através de reações com diversos agentes oxidantes. 
Procedimento experimental 
Procedimento 1- Foram adicionadas aparras de cobre em uma solução de sulfato de zinco 0,25 mol/L. 
Procedimento 2- Foi misturado sulfato de cobre 0,25mol/ L, com aparas de magnésio.
Procedimento 3 – Aparas de cobre foram colocadas em contato com uma solução de nitrato de magnésio 0,25 mol/L .
Procedimento 4 – Um pequeno pedaço de zinco foi colocado em contato com cloreto de sódio 0,1 mol/L.
Procedimento 5 – Utilizou-se aparas de alumínio com uma solução de cloreto de sódio 0,1 mol/L.
Procedimento 6 – Colocou-se em contato cloreto de sódio 0,1 mol/L com aparas de cobre.
Procedimento 7 – Realizou-se a solução de nitrato de prata 0,25 mol/L com um pequeno pedaço de magnésio.
Procedimento 8 – Utilizou-se aparas de zinco em solução de nitrato de prata 0,25 mol/L.
Procedimento 9 – Misturou-se alumínio em solução de nitrato de prata 0,25 mol/L.
Discussão e resultados
Procedimento 1- Não ocorreu oxidação tão rapidamente, pois formou-se uma reação não espontânea. No qual zinco tem maior potencial de oxidação ao invés de redução, então o processo fica mais lento.
Zn0 ↔ Zn+2 + 2e- ΔE0= +0,76
Cu 2+ + 2 e- ↔ Cu 0 ΔE0= +0,16
Zn0 + Cu 2+↔ Zn+2 + Cu 0 ΔE0= 0,92
Procedimento 2 – O magnésio oxidou rapidamente, borbulhando e desintegrando. 
Mg 0 ↔Mg2+ + e- ΔE0= 2,37
Cu2+ + 2 e- ↔ Cu0 ΔE0= 0,16
Mg0 + Cu2+ ↔ Mg2+ + Cu0 ΔE0= 2,53
Procedimento 3- A reação não é espontânea. Cobre tem potencial de oxidação baixo, e o magnésio potencial de redução baixo. Com ΔE0˂ 0 a reação se ocorrer será muito lenta.
Mg2+ + e- ↔ Mg 0 ΔE0= -2,37
Cu 0 ↔ Cu 2+ + 2 e- ΔE0= -0,16
Mg2++ Cu 0↔ Mg 0 + Cu 2+ ΔE0= -2,53
Procedimento 4 – Reação não é espontânea, dificilmente ocorreria, pois sódio é mais reativo que o zinco. O ΔE0˂ 0 então se ocorrer a reação, será muito lenta. 
NaCl + Zn →ZnCl2 + Na
Zn+2 + 2e- ↔ Zn0 ΔE0= + 0,76
Na0 ↔ Na+ + e- ΔE0= - 2,71
Na0 + Zn+2 ↔ Na+ + Zn0 ΔE0= - 1,95
Procedimento 5 – A reação ocorre de forma não espontânea mas sem ocorrer a oxidação do alumínio. 
 NaCl + Al3+ → AlCl3 + Na 
Na+ + e - ↔ Na0 ΔE0= - 2,71
Al3+ + 3e- ↔ Al0 ΔE0= + 1,66
Na0 + Al3+ ↔ Al0 + Na+ ΔE0= -1,05
Procedimento 6 - A reação não ocorre pois o sódio é mais reativo do que o cobre
NaCl + Cu+ → CuCl + Na
Na0 ↔ Na+ + e-ΔE0= - 2,71
Cu2+ + 2 e- ↔ Cu0 ΔE0= - 0,16
Na+ + Cu2+ ↔ Na + Cu0 ΔE0= 2,55
Procedimento 7- A reação ocorre de forma espontânea, devido ao forte potencial de oxidação do Mg juntamente com potencial de redução do Ag. O Mg desintegra rapidamente.
AgNO3 + Mg →MgNO3 + Ag
Mg 2+ ↔ Mg0 + 2 e- ΔE0=2,37
 Ag+ + e- ↔ Ag0 ΔE0=0,80
 Mg2+ + Ag+ ↔ Mg0 + Ag0 ΔE0=3,17
Procedimento 8 – O zinco possui potencial de oxidação maior que a prata, ocorrendo uma reação espontânea. O Zn se desintegra rapidamente.
AgNO3 + Zn → ZnNO3 + Ag
Zn+2 + 2e- ↔ Zn0
Ag+ + e- ↔ Ag0 
Zn+2 + Ag+ ↔ Zn0 + Ag0 
Procedimento 9 - Não ocorre a reação pois o alumínio não oxida facilmente. Ao misturar com nitrato de prata, o alumínio se liga com oxigênio, forma óxido de alumínio.
 
 Ag + + Al2O3 → Ag0 + Al3+ 
Conclusão
 Após os experimentos concluísse então que os agentes oxidantes serão aqueles compostos que irão reduzir e provocar a oxidação do agente redutor. O primeiro recebe elétrons e o outro perde elétrons. 
Pelo potencial de redução e de oxidação dos compostos podemos perceber quem irá sofrer oxidação ou redução mais facilmente. Concluindo também que se a variação de potencial der maior que zero, a reação ocorra com maior rapidez.
Questões finais
Letra C , Ag + ↔ Sn + + 2 Ag 0 Total ΔE0= 0,94 V
Letra A, Ba0+ Cu +↔ Ba2+ + Cu0
Total ΔE0= + 2,90 – 0,52 v = +2,38v
A) Fe0 ↔ Fe2+ + 2e- ΔE0= 0,44
½ O2 + 2 e- + H20 ↔ 2OH- ΔE0=0,41
 Total ΔE0= 0,85
B) Fe2+ + 2e- ↔ Fe0 ΔE0= - 0,44
Zn0 ↔ Zn+2 + 2e- ΔE0= +0,76
Fe2+ + Zn0 ↔ Fe0 + Zn+2 
Total ΔE0= 0,32 
	C) Pois ele é quem recebe elétrons, e provoca a oxidação de outros compostos como o Fe.
	D) Metal de sacrifício é termo designado para um composto que oxida mais lentamente sendo colocado na frente de um que oxidaria rápido. Assim o que oxida primeiro é aquele colocado a frente.
	F) Sim, será o anodo, pois sofre a oxidação, enquanto o cátodo a redução.
E) Mg, Zn
A ) Falsa
 B) Verdadeira
 C) Falso
 D) Verdadeira
1- 
A) Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + CU(s)
B) Cu(s) + ZnSO4(aq) → CuSO4(aq)+Zn(s)
C) Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
D) Cl2(g) + 2 KI(aq) → 2 KCl(aq) + I2(s) 
E) 2 KCl(aq) + I2(s)→ Cl2(g) + 2 KI(aq) 
F) CU(s) + 2 HCl(aq)→ CUCl2(aq) + 
H2(g)
G) 2 Zn(s) + 2 HNO3(aq)→  2 Zn(NO3) + H2(g) 
H) Cu(s) + 2 H2SO4(aq) →  CuSO4(aq) + SO2(g) + 2 H2O(l)
I) Mg(s) + ZnSO4(aq) → Zn(s) + MgSO4(aq)
J) Ca(s) + 2 H2O(l)→  Ca(OH)2(aq) + H2(g)
K) Cu(s) + H2O(l) → CuO(s) + H2(g)
L) Au(s) + 2 HCl(aq)→ AuCl2(aq) + 
H2(g)
Referências : 
ATIKINS, Peter; JONES, Loretta. 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reações de Oxirredução"; Brasil Escola. Disponível em Acesso em 29 de setembro de 2017.�
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