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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 � 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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