Relatório química TRANSFERENCIA ELETRONICA

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Universidade Estácio de Sá – Campus Macaé
	
	
	Curso: Engenharias
	Disciplina: Química Geral
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	Professor (a): 
	Data de Realização: 
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
TRANSFERÊNCIA ELETRÔNICA
INTRODUÇÃO:
 A transferência eletrônica baseia-se no princípio de OXI-REDUÇÃO, onde OXIDAÇÃO é a perda de elétrons por um átomo e Redução é o ganho de elétrons por um átomo.
 Para átomos metálicos a perda e ganho é medida pelo potencial elétrico ‘E°’. Chama-se transferência eletrônica ao fenômeno que ocorre quando colocamos em contato. Pelo menos dois metais diferentes, em que se observa que o metal de maior E° transfere elétrons para o metal (íon metálico) de menor E°. 
 A variedade de reações químicas que envolvem oxidação-redução no cotidiano é surpreendente. Calculadoras, brinquedos, lâmpadas, rádios e muitos outros objetos eletroeletrônicos utilizam pilhas alcalinas para funcionarem. Outros processos como revelação fotográfica, fotossíntese, respiração, assim como os testes de glicose na urina ou de álcool no ar expirado são outros exemplos de reações que envolvem a transferência de elétrons.
MATERIAIS: 
12 un Becker 150mL; Bombril
REAGENTES:
Zn SO4 IN; CuSO4 IN; Pb(NO3)2 IN; Ag NO3 0, IN; 
Placas metálicas: Zn, Cu, Fe 
DESCRIÇÃO DA PRÁTICA
Adicionou-se em 3 beckers a solução de sulfato de Zinco (ZnSO4) 0,5 mol/L, em 3 beckers outros adicionou-se a solução de sulfato de Cobre (CuSo4) 0,1 mol/L, em 3 beckers outros a solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) 0,5 mol/L e em 3 outros a solução de nitrato de prata (AgNo3) 0,5 mol/L. 
No béquer contendo a solução sulfato de Zinco (ZnSO4) colocou-se as placas de Zinco, cobre e ferro (previamente lixada com a palha de aço) e também respectivamente nas outras soluções. 
 
RESULTADOS
Sulfato de Zinco (ZnSO4) 
Teoricamente:
Cu0(s)+ Zn2+(aq) → não ocorre reação espontânea
Essa reação só ocorrerá se fornecermos energia ao sistema, pois a transferência de elétrons de um átomo de metal menos reativo para o cátion de um metal mais reativo não é espontânea.
Sulfato de Cobre (CuSO4)
A intensidade da cor azulada da solução de sulfato de cobre é devido à presença de íons cobre II (Cu2+). Então, a diminuição da coloração, significa que esses íons “desaparecem” da solução;
Teoricamente colocando-se uma lâmina de ferro em uma solução de sulfato de cobre (II), verifica-se que a lâmina de ferro fica recoberta por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela (solução de sulfato de ferro II). Ocorre, pois, de acordo com a equação abaixo, a reação de deslocamento entre o elemento químico ferro (Fe) e o sulfato de cobre (CuSO4), formando-se o sulfato de ferroso (FeSO4) e o metal cobre (Cu).
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
A ocorrência desta reação faz-nos concluir que o metal ferro é mais reativo do que o metal cobre, pois o ferro é capaz de deslocar o cobre de seu composto inicial.
Teoricamente se colocarmos uma placa de zinco em uma solução de sulfato de cobre, que contém cátions cobre II, o zinco irá oxidar, doando elétrons para o cobre, que irá reduzir:
Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2 elétrons
Cu2+(aq) + 2 elétrons → Cu0(s)
Zn0(s)+ Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s)
Nesse caso, temos dois metais, o cobre e o zinco, porém o zinco tem maior tendência de doar elétrons, por isso ele é que sofrerá a oxidação.
Nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
Nitrato de prata (AgNo3)
DISCUSSÃO
Aparentemente não houve reação nos três primeiros experimentos.
Na solução de sulfato de zinco (ZnSO4) observou-se que na presença de cobre e do ferro como agente redutor aparentemente não houve reação, pois, o cobre e o ferro são menos reativo que o zinco. Utilizando o zinco como agente redutor, não houve reação, pois, se trata do mesmo elemento, assim com o cobre na solução de sulfato de cobre (CuSO4) e o ferro na solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2)
Já na solução de nitrato de prata (AgNO3), aparentemente não houve reação com ferro, mas houve reação com o cobre e com o zinco, pois, os valores de potencial de reação são maiores que zero (E0 > 0,00 V):
Cu(s) + 2AgNO3(aq)–> Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
Zn(s) + 2AgNO3(aq) ----> Zn(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
CONCLUSÃO
O experimento prático permitiu a observação e comprovação das condições em que as reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. Quando numa reação temos dois metais, um no estado reduzido e outro no estado oxidado, a espontaneidade da reação se dará de forma que aquele que tiver o maior potencial de redução fique no estado reduzido. A espontaneidade dessas reações pode ser explorada na construção de pilhas e baterias. Lembrando que a discussão foi baseada nos resultados obtidos nessa prática, podendo haver erros durante o procedimento que podem ter causado reações ou não reações diferentes das esperadas.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Eletroquímica - Pilhas – Disponível em: 
https://descomplica.com.br/blog/quimica/resumo-pilha/, ACESSADO EM 13/11/2017
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
http://www.dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a8_reativ_metais.pdf
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas.	"Ordem de reatividade dos metais"; Brasil Escola. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/ordem-reatividade-dos-metais.htm>. Acesso em 15 de novembro de 2017