OXI REDUÇÃO

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UNIVERSIDADE DO OESTE DE SANTA CATARINA – UNOESC
 Alexia Fabiana da Silva 
 André Luiz Ferreira
 Cristian Silva 	
 Renan Viganó
 
 REAÇÕES DE OXI – REDUÇÃO
 UNOESC CAMPUS JOAÇABA
 2018
 Alexia Fabiana da Silva 
 André Luiz Ferreira
 Cristian Silva 	
 Renan Viganó
 
 REAÇÕES DE OXI – REDUÇÃO
 Relatório apresentado como parte das 
 exigências da disciplina de Química
 Geral Experimental do curso de
 Engenharia de Produção da
 Universidade do Oeste de Santa
 Catarina, Campus de Joaçaba.
Orientador: Dr. Leonardo Henrique de Oliveira
 
 
 UNOESC CAMPUS JOAÇABA
 2018
 SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO.................................................................................... 4 
2. OBJETIVO.......................................................................................... 5 
3. REFERENCIAL TEÓRICO................................................................. 6
4. METODOLOGIA................................................................................. 8
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO......................................................... 14
6. CONCLUSÕES....................................................................................18 
REFERÊNCIAS........................................................................................19
 INTRODUÇÃO
As reações de oxi - redução estão entre as reações químicas mais
comuns e importantes. Estão envolvidas em uma grande variedade de
processos importantes como a corrosão, a fabricação e ação de alvejantes e a
respiração dos animais. Estas reações envolvem a transferência de elétrons de
uma substância para outra. O termo oxidação se refere à perda e redução ao
ganho de elétrons. Como em uma transformação química o número de elétrons
se mantem constante, oxidação e redução ocorrem simultaneamente.
Podemos perguntar: por que os elétrons são transferidos
espontaneamente de uma espécie (agente redutor) para outra espécie (agente
oxidante), seja pelo contato direto dos reagentes em solução ou através de um
condutor externo? Podemos comparar o fluxo de elétrons provocado por uma
célula voltaica com o fluxo de água em uma queda d’água por causa da
diferença na energia potencial entre o topo da queda e o rio abaixo.
Similarmente, os elétrons fluem do anodo (oxidação – perda de elétrons) para o
catodo (redução – ganho de elétrons) devido à diferença de energia potencial.
A energia potencial dos elétrons é mais alta no agente redutor que no agente
oxidante e eles fluem espontaneamente por um circuito externo ou pelo contato
em solução. 
 OBJETIVOS
Testar a força redutora dos metais: cobre, zinco, ferro, alumínio e magnésio;
Testar a força redutora do sulfato de cobre, ácido sulfúrico e sulfato de zinco;
Testar a força oxidante e redutora dos elementos da coluna 17 (halogênios).
 REFERENCIAL TEÓRICO
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. Exemplo: uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) é azul em razão da presença de íon Cu2+ dissolvidos nela. Se colocarmos uma placa de zinco metálico (Zn(s)) nessa solução, com o passar do tempo poderemos notar duas modificações: a cor da solução ficará incolor e aparecerá um depósito de cobre metálico na placa de zinco.
Portanto, a reação que ocorre nesse caso é a seguinte:
 Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq)
Observe que houve uma transferência de elétrons do zinco para o cobre. Analisando isoladamente a transformação que ocorreu em cada um desses elementos, temos:
 Zn(s) → Zn2+(aq) 
O zinco perdeu 2 elétrons passando de zinco metálico para cátion. Nesse caso, o zinco sofreu uma oxidação.
 Cu2+(aq) → Cu(s)
Já com o cobre ocorreu o contrário, ele ganhou 2 elétrons, passando de cátion cobre II para cobre metálico. 
 METODOLOGIA
Metais como agentes redutores
Na primeira parte do experimento determinamos as forças redutoras dos metais: cobre (Cu), ferro (Fe), magnésio (Mg), zinco (Zn) alumínio (Al) e do hidrogênio (H). Numeramos 5 cinco tubos de ensaio e organizamos. Colocamos um pedacinho de Cu no primeiro tubo, fita de Mg no segundo tubo, Zn no terceiro tudo, um pedacinho de Al no quarto tudo e uma bolinha de esponja de aço (Fe) no quinto e ultimo tubo. Utilizamos a pipeta graduada, para adicionar aproximadamente 5mL de CuSO4 em cada tubo, esperamos alguns minutos para a reação ocorrer, se houvesse tal reação deveríamos escrever a equação balanceada, caso ao contrário, deveríamos escrever “ aparentemente não ocorreu”, observamos:
CuSO4 + Cu ______ Aparentemente não ocorreu
CuSO4 + Mg ______ MgSO4 + Cu
CuSO4 + Zn ______ Aparentemente não ocorreu
CuSO4 + Fe ______ Aparentemente não ocorreu
CuSO4 + Al _______Aparentemente não ocorreu
Depois dessa etapa, repetimos o experimento novamente só que agora, substituindo a solução de sulfato de cobre por ácido sulfúrico, esperamos alguns minutos para a reação ocorrer, se houvesse tal reação deveríamos escrever a equação balanceada, caso ao contrário, deveríamos escrever“ aparentemente não ocorreu”, observamos: 
H2SO4 + Cu ______Aparentemente não ocorreu
H2SO4 + Mg ______ MgSO4 + H2
H2SO4 + Zn ______ ZnSO4 + H2
H2SO4 + Fe ______ FeSO4 + H2
H2SO4 + Al _______Aparentemente não ocorreu 
Depois dessa etapa, despejamos o conteúdo dos tubos em um recipiente para descarte e novamente repetimos o processo, agora substituindo sulfato de cobre por sulfato de zinco, esperamos alguns minutos para a reação ocorrer se não houvesse reação, deveríamos escrever “aparentemente não ocorreu”, e se houvesse reação, deveríamos escrever a equação balanceada. Observamos:
ZnSO4 + Cu _______ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Mg _______ MgSO4 + Zn
ZnSO4 + Zn ________ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Fe ________ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Al ________ Aparentemente não ocorreu
Respondemos as perguntas referentes aos metais testados:
Dos cinco metais testados, qual se oxida mais facilmente?
 - o que se oxida mais facilmente é o Mg.
Que cátion se reduz mais facilmente?
 - o que se reduz mais facilmente é o Mg. 
Qual metal não é oxidado por nenhum dos cátions?
 - o metal que não é oxidado por nenhum é o Al.
Colocamos os cinco metais em ordem decrescente começando pelo melhor agente ao mais fraco, apenas para observarmos.
De acordo com a fila de reatividade apresentada, o alumínio é o segundo metal mais reativo. As reações com o alumínio aconteceram nas condições testadas? Por quê?
 - Não, pois o alumínio, nessa condição, estava com uma camada protetora evitando a oxidação.
Continuando as atividades, em um béquer de 50mL colocamos 20mL de solução de nitrato de prata,AgNO3, mergulhando na solução um fio de cobre.
Deixamos o sistema em repouso e respondemos a seguinte pergunta:
Sabendo que soluções aquosas de Cu+1 apresentam coloração esverdeada e soluções aquosas de Cu+2 apresentam coloração azul, faça as observações pertinentes sobre os produtos da reação química e escreva a equação balanceada.
 - Quando um fio de cobre é colocado em uma solução contendo nitrato de prata inicia-se um processo de formação de uma camada de prata sobre o cobre.
O crescimento da prata sobre o cobre é lento e gradual, resultando nesta aparência de penugem.
O tom azulado que vemos é devido à migração do cobre para a solução, que gradualmente torna o líquido azul.
 Cu + 2AgNO3–> Cu(NO3)2 + 2Ag.
Após isso, descartamos a solução em um fraco indicado pelo professor.
Halogênios e ferro III como agentes oxidantes
Com o auxilio de uma pipeta transferimos 5mL de solução de brometo de sódio no primeiro tubo, 5mL de solução de cloreto de sódio no segundo tubo e 5 mL de solução de iodeto de sódio no terceiro tubo, adicionamos 5 mL de cloreto férrico a cada um dos tubos e observamos qualquer mudança de cor .
Se a reação ocorresse deveríamos completa-la e balancear, caso contrário, deveríamos escrever “A reação não foi observada”.
Fe+3 + Br -________ FeBr3
Fe+3 + Cl- ________ A reação não foi observada
Fe+3 + I- _________FeI3
A reação completa do cloreto de ferro III e do iodeto de sódio é apresentada a seguir, escreva o Nox dos elementos, indique as reações de oxidação e redução, o agente oxidante e o redutor e o número de elétrons cedidos ou recebidos:
2FeCl3 + 2Nal _____ 2FeCl2 + I2
2 FeBr3 + 3 Zn → 3 ZnBr2 + 2 Fe0
 3 Zn0 – 6 e- → 3 Zn (oxidante)
 2 Fe + 6 e- → 2 Fe0 (redutor)
2 FeCl3 + H2S-II → 2 FeCl2 + S0 + 2 HCl
 S-II - 2 e- → S0 (oxidante)
 2 Fe + 2 e- → 2 FeII (redutor)
Após concluirmos essa parte da atividade, limpamos os tubos de ensaio e repetimos o procedimento, substituindo a solução de ferro III por 5mL de água sanitária (Cl2), se a reação ocorresse deveríamos completa-la e balancear, caso contrário, deveríamos escrever “ A reação não foi observada”.
Cl2 + 2NaBr _____ Br2 + 2NaBr
Cl2 + NaCl ______ A reação não foi observada
Cl2 + Nal ________ A reação não foi observada
Colocamos Br2, Cl2, I2 e Fe+3 em ordem de suas reatividades, começando pelo melhor agente oxidante.
Reação de oxirredução com permanganato de potássio em meio ao ácido.
Colocamos em um tubo de ensaio 2mL de uma solução de sulfato de ferro II, previamente acidulada com ácido sulfúrico e em outro tubo colocamos 2Ml de água destilada, acrescentamos, gota a gota, uma solução de permanganato de potássio aos dois tubos.
Como pode ser identificada a ocorrência desta reação química? Como sabe que a reação chegou ao fim?
 -Sulfato de ferro, ele foi saturado e mudando de cor lentamente e a água destilada teve reação, sabendo-se com a mudança de cor.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Na primeira parte do experimento, fizemos os metais como agentes redutores, numeramos cinco tubos de ensaio e colocamos em cada um deles Cu, Fe, Mg, Zn, Al e H e adicionamos 5 mL de CuSO4 em cada um, observamos que :
 CuSO4 + Cu ______ Aparentemente não ocorreu
 CuSO4 + Mg ______ MgSO4 + Cu
 CuSO4 + Zn ______ Aparentemente não ocorreu
 CuSO4 + Fe ______ Aparentemente não ocorreu
 CuSO4 + Al _______Aparentemente não ocorreu
Na segunda parte, repetimos o experimento novamente só que agora, substituindo a solução de sulfato de cobre por ácido sulfúrico, observamos que:
 H2SO4 + Cu ______Aparentemente não ocorreu
 H2SO4 + Mg ______ MgSO4 + H2
 H2SO4 + Zn ______ ZnSO4 + H2
 H2SO4 + Fe ______ FeSO4 + H2
 H2SO4 + Al _______Aparentemente não ocorreu
Na terceira parte, novamente repetimos o processo, agora substituindo sulfato de cobre por sulfato de zinco, observamos que:
ZnSO4 + Cu _______ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Mg _______ MgSO4 + Zn
ZnSO4 + Zn ________ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Fe ________ Aparentemente não ocorreu
ZnSO4 + Al ________ Aparentemente não ocorreu
Discutimos as seguintes perguntas:
•	Dos cinco metais testados, qual se oxida mais facilmente?
 - o que se oxida mais facilmente é o Mg.
•	Que cátion se reduz mais facilmente?
 - o que se reduz mais facilmente é o Mg. 
•	Qual metal não é oxidado por nenhum dos cátions?
 - o metal que não é oxidado por nenhum é o Al.
• De acordo com a fila de reatividade apresentada, o alumínio é o segundo metal mais reativo. As reações com o alumínio aconteceram nas condições testadas? Por quê?
 - Não, pois o alumínio, nessa condição, estava com uma camada protetora evitando a oxidação.
Na quarta parte do experimento, em um béquer de 50mL colocamos 20mL de solução de nitrato de prata, AgNO3, mergulhando na solução um fio de cobre.
Deixamos o sistema em repouso e respondemos a seguinte pergunta:
•	Sabendo que soluções aquosas de Cu+1 apresentam coloração esverdeada e soluções aquosas de Cu+2 apresentam coloração azul, faça as observações pertinentes sobre os produtos da reação química e escreva a equação balanceada.
 - Quando um fio de cobre é colocado em uma solução contendo nitrato de prata inicia-se um processo de formação de uma camada de prata sobre o cobre.
O crescimento da prata sobre o cobre é lento e gradual, resultando nesta aparência de penugem.
O tom azulado que vemos é devido à migração do cobre para a solução, que gradualmente torna o líquido azul.
 Cu + 2AgNO3–> Cu(NO3)2 + 2Ag.
Halogênios e ferro III como agentes oxidantes
Com o auxilio de uma pipeta transferimos 5mL de solução de brometo de sódio no primeiro tubo, 5mL de solução de cloreto de sódio no segundo tubo e 5 mL de solução de iodeto de sódio no terceiro tubo, adicionamos 5 mL de cloreto férrico a cada um dos tubos e observamos qualquer mudança de cor, observamos que:
Fe+3 + Br -________ FeBr3
Fe+3 + Cl- ________ A reação não foi observada
Fe+3 + I- _________FeI3
A reação completa do cloreto de ferro III e do iodeto de sódio é apresentada a seguir, escreva o Nox dos elementos, indique as reações de oxidação e redução, o agente oxidante e o redutor e o número de elétrons cedidos ou recebidos.
•	2FeCl3 + 2Nal _____ 2FeCl2 + I2
•	2 FeBr3 + 3 Zn → 3 ZnBr2 + 2 Fe0
 3 Zn0 – 6 e- → 3 Zn (oxidante)
 2 Fe + 6 e- → 2 Fe0 (redutor)
•	2 FeCl3 + H2S-II → 2 FeCl2 + S0 + 2 HCl
 S-II - 2 e- → S0 (oxidante)
 2 Fe + 2 e- → 2 Fe (redutor)
Após concluirmos essa parte da atividade, limpamos os tubos de ensaio e repetimos o procedimento, substituindo a solução de ferro III por 5mL de água sanitária (Cl2), se a reação ocorresse deveríamos completa-la e balancear, caso contrário, deveríamos escrever “ A reação não foi observada”.
Cl2 + 2NaBr _____ Br2 + 2NaBr
Cl2 + NaCl ______ A reação não foi observada
Cl2 + Nal ________ A reação não foi observada
Reação de oxirredução com permanganato de potássio em meio ao ácido.
Colocamos em um tubo de ensaio 2mL de uma solução de sulfato de ferro II, previamente acidulada com ácido sulfúrico e em outro tubo colocamos 2mL de água destilada, acrescentamos, gota a gota, uma solução de permanganato de potássio aos dois tubos.
•	Como pode ser identificada a ocorrência desta reação química? Como sabe que a reação chegou ao fim?
 -Sulfato de ferro, ele foi saturado e mudando de cor lentamente e a água destilada teve reação, sabendo-se com a mudança de cor.
CONCLUSÕES
Nas titulações de oxidação-redução deve ser observada inicialmente se as espécies possuem potenciais padrões capazes de reduzir ou oxidar o outro componente, deve se ter soluções com potenciaispadrões altos quando necessário oxidar a outra soluções, e soluções com padrão baixo quando necessário reduzir outra. Através da escolha correta dos agentes ou oxidante ou redutor, é possível obter-se resultados sem grandes erros. As reações de oxirredução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham elétrons são os agentes oxidantes. A soma da reação de oxidação com a reação de redução resulta na reação global de oxirredução e utilizando uma tabela de potenciais de redução ou oxidação é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não.
Conseguiu-se através desta titulação chegar ao resultado da pureza do reagente muito próxima a esperada.
REFERENCIAS
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. - Princípio de Química – 3ª edição – São Paulo: Bookman, 2007.
BROWN, Theodore L; Jr.LeMay, H.Eugene; BRUSTEN, Bruce E. - Química: A Ciência Central - 9ª edição - São Paulo: Pearson - 2007. 
OXI-REDUÇÃO E REDUÇÃO. Disponível em <http://www.brasilescola.com/química /oxidacao-reducao.htm>.
 
OXI-REDUÇÃO. Disponível em <http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/>. 
OXI-REDUÇÃO, por Cursos Profissionalizantes.
Disponível em:<http://www.slideshare.net/profissionalizando/oxireduo-presentation>.