RELATORIO QUIMEXP OXIRREDUÇÃO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
QUÍMICA EXPERIMENTAL
RELATÓRIO DA PRÁTICA DE  REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO 
Alunos: Abraão Zuza 
Deborah Duarte
1. INTRODUÇÃO
   Em uma reação de oxirredução ocorre transferência de elétrons entre os elementos químicos envolvidos na reação. Esta transferência é produzida entre um elemento oxidante e outro redutor, e pode ser percebido pelo NOX, ou número de oxidação de cada elemento. Aquele que perde elétrons é o elemento que sofre a oxidação e, portanto, é considerado o agente redutor. Seu NOX sofrerá aumento. Do elemento que ganha elétrons se diz que ele sofre redução, sendo, então, o agente oxidante, com NOX diminuído. 
   Esta transferência de elétrons ocorrida durante uma redução de oxirredução pode ser aproveitada para produção de energia elétrica. Uma célula eletroquímica é um dispositivo que realiza a interconversão de energia química em energia elétrica através das reações de oxirredução. Estas células eletroquímicas são de dois tipos: i) as células galvâncias convertem energia química em energia elétrica e ii) as células eletrolíticas fazem o contrário, convertendo energia elétrica em energia química.
   Conforme diz a apostila utilizada nesta aula, o fluxo de elétrons numa reação de oxirredução pode ser comparada ao fluxo de água em uma queda dágua. A diferença de potencial entre o topo da queda dágua e o rio abaixo é análoga a diferença de potencial que existe entre o ânodo (agente oxidante) e o cátodo (agente redutor). Por isso os elétrons fluem espontaneamente num circuito eterno do ânodo para o cátodo.
   Sabe-se, também, que a atividade oxidante aumenta de acordo com o aumento da eletronegatividade. Entre os halogênios, o flúor é o oxidante mais forte, e suas propriedades redutoras são muito fracas. Em contrapartida, o iodo é um redutor mais forte. 
   O cloro se apresenta em estado gasoso em condições normais, o iodo em estado sólido, e o bromo em estado líquido. Uma característica importante dos halogênios é o seu poder como agente oxidante, o que significa que são elementos que aceitam mais um elétron em sua configuração a fim de atingir um arranjo eletrônico mais estável. Sendo assim, o átomo adquire neste processo uma carga elétrica negativa e se torna um íon Cl2, Br2, I2.
2. OBJETIVOS
   Apresentação dos conceitos de oxirredução, agente redutor, agente oxidante, força dos agentes, tanto o redutor quanto o oxidante, equações das reações e suas implicações    com a tabela dos potenciais de redução. 
3. MATERIAIS
   Béquer
   Espátula
   Tubos de ensaio
   Pipeta granulada
   Placa de aquecimento
   Proveta
   Tubo em U
   Voltímetro
   Ácido oxálico a 0,1 mol/L-1 (H2C2O4)
   Ácido sulfúrico a 3,0 e a 18 mol/L-1 (H2SO4)
   Água destilada
   Bastão de cobre e de zinco
   Brometo de Potássio a 0,1 mol/L-1 (KBr)
   Cloreto de Ferro a 0,1 mol/L-1 (FeCl3)
   Cloreto de Sódio a 0,1 mol/L-1 (NaCl)
   Cristais de Sulfito de Sódio (Na2SO3)
   Dicromato de Potássio a 0,1 mol/L-1 (K2Cr2O7)
   Hidróxido de Sódio a 1,0 e a 6,0 mol/L-1 (NaOH)
   Iodeto de Potássio a 0,1 mol/L-1(KI)
   Permanganato de Potássio a 0,2 mol/L-1(KMnO4)
   Peróxido de Hidrogênio a 10% (H2O2)
   Sulfato de Cobre a 1,0 mol/L-1 (CuSO4)
   Sulfato de Ferro a 0,1 mol/L-1 (Fe2(SO4)3)
   Sulfato de Potássio em solução saturada (K2SO4)
   Sulfato de Zinco a 1,0 mol/L-1 (ZnSO4)
Experimento 1: Célula Galvânica. A pilha de Daniel
Em dois becheres foram colocados, respectivamente, 25 mL de solução 1,0 mol/L de ZnSO4 e 25 mL de solução 1,0 mol/L de CuSO4. Introduziu-se no becher com solução de sulfato de sinco um bastão de zinco e no becher com solução de sulfato de cobre um bastão de cobre. Ligou-se as duas soluções com uma ponte salina (tubo em U com solução saturada de K2SO4). Ligou-se os eletrodos a um voltímetro e observou o resultado.
O valor obtido no voltímetro foi 1,14V.
Seguem abaixo as semi reações:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)                     E0=+0,34V
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s)                      E0=-0,76V 
Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq)         E0=1,10V
Como o potencial de redução do zinco metálico é menor que o do cobre, ele perde dois eletrons que vão para o eletrodo de cobre e dessa maneira o zinco sofre oxidação e o cobre redução. Logo o eletrodo de zinco é o anodo e o de cobre é o cátodo. Com o passar do tempo essa transferência de eletrons faz com que haja excesso de íons nas soluções, interrompendo precocemente o funcionando da pilha, por isso usa-se a ponte salina que permite a migração dos íons de uma solução pra outra e assim a pilha continua funcionando com os íons permanecendo em equilíbrio.
Experimento 2: Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações.
Foram colocados em 3 tubos de ensaio, 1,0mL da solução de KI 0,1mol/L e 5 gotas de solução de H2SO4 concentrado. Ao primeiro tubo adicionou-se 5 gotas de solução de KMnO4 0,2mol/L, ao segundo 5 gotas de K2CrO7 0,1mol/L e ao terceiro 5 gotas de solução de FeCl3 0,1 mol/L. Observou-se ocorrido. Repetir o procedimento mais duas vezes, usando ao inves de KI, solução de KBr 0,1 mol/L e solução de NaCl 0,1mol/L.
Seguem abaixo as reações: 
2MnO-4(aq)+10X- (aq)+16H+(aq)→2Mn2+(aq)+X2(aq)+8H2O(l)
Cr2O72-(aq)+6X- (aq)+14H+(aq)→2Cr3+(aq)+3X2(aq)+7H2O(l) 2Fe3+(aq)+2X- (aq)→X2(aq)+2Fe2+(aq)
Obs: X- é o halogeneto (I-, Br-, Cl-).
Na primeira parte do experimento, utilizando KI, o primeiro tubo passou de coloração violeta para marrom. O segundo pasdou de laranja para marrom avermelhado e o terceiro de amarelo para laranja avermelhado. Nos 3 tubos houve a redução do Mn, Cr e do Fe respectivamente.
Na segunda parte do experimento, utilizando KBr, o tubo 1 passou da coloração roxa para marrom, o tubo 2 de laranja para marrom avermelhado e o tubo 3 não houve mudança de cor. No tubo 3 foi o unico onde não houve reação pois o E0 é negativo logo nao ocorre espontaneamente.
Na terceira parte do experimento, utilizando NaCl, a coloração do tubo 1 passou de violeta para roxo, a dos tubos 2 e 3 não houveram mudanças nas cores. Nos tubos 2 e 3 nao houveram reação pois o E0 é negativo, logo não ocorre espontaneamente. 
A partir dos resultados é possível observar que, em ordem decrescente, a força redutora dos halogenetos é: I- > Br- > Cl- e a força oxidante: MnO4- > CrO72- > Fe3+.
Experimento 3: Influência do meio na força do oxidante e do redutor
   Colocou-se 5 gotas de solução de K2Cr2O7 a 0,1  mol/L-1 e alcalinizou-se a solução com a adição de 5 gotas de solução de NaOH a 1,0 mol/L-1 e, em seguida, adicionou-se 10 gotas da solução de KI a 0,1 mol/L-1. Observou-se o resultado e acidificou-se a solução com a adição de 5 gotas de H2SO4 a 18 mol/L-1. A solução foi aquecida levemente na placa de aquecimento em banho-maria, observou-se e tomou-se nota do resultado obtido.
   Quando o dicromato foi alcalinizado, a solução foi do laranja ao amarelo. De acordo com a reação abaixo, não houve mudança no número de oxidação do Cr.
Ao  alcalinizar o  d icromato,  esse f oi  do  laranja am arelo.  De a cordo  com a 
seguinte equação, não houve mudança no número de oxidação
Cr2O72- (aq) + 2 OH-(aq)→  2 CrO42- (aq) + H2O (l)
   Quando a solução foi acidulada, a solução do dicromato ganhou uma coloração acastanhada, e depois um vermelho intenso, quase arroxeado (indicativo da presença do iodo), e formou  precipitado. Percebe-se que o cromo foi um agente oxidante e sofreu redução de Cr6+ para Cr3+.
   Cr2O72- (aq) + 6 I- (aq) + 14 H+ (aq) →2 Cr3+ (aq) + 3 I2 (aq) + 7 H2O (l)
   Obs: O uso de alguns carboidratos como amido, amilose e amilopectina, formam um complexo de cor azulada ou então avermelhada.
Experimento 4: Uso da equação iônica para expressar a oxirredução
   Misturou-se em um tubo de ensaio 0,5 mL de água destilada e 5 gotas de solução de KMnO a 0,2 mol/L-1, e 5 gotas de H2SO4 concentrado. Em seguida, foram adicionadas 10 gotas de H2C2O4 a 0,1 mol/L-1 e observou-se o resultado. Com o aquecimento a soluçãoformou duas fases, uma incolor e outra escura, sendo que a solução borbulhava devido a formação de gás carbônico. Ao misturar a solução, esta ficou completamente incolor, apesar de continuar a produzir gás carbônico. A adição do H2C2O4 permitu a redução do MnO4- para Mn2+(aq). 
   Obs: Se o oxalato de amônio fosse usado no lugar no ácido oxálico, a reação ocorreria mais rapidamente, pois o íon oxalato já estaria em solução, não sendo produto de uma ionização como a que ocorreu com o ácido oxálico, que tem pka baixo, uma vez que é um ácido fraco.
Experimento 5: Influência do meio na redução do íon permanganato.
Em um tubo de ensaio colocou-se 1mL de solução de KMnO4, 0,5 mL de NaOH 6,0 mol/L e alguns cristais de Na2SO3. Observou-se o ocorrido. Aqueceu ligeiramente e observou a mudança na coloração. Repetiu-se o procedimento, substituindo o NaOH por H2SO4 3,0 mol/L, aqueceu e observou o resultado. 
Em meio básico a solução foi da coloração violeta para verde e em seguida marrom e no meio ácido foi da coloração violeta para incolor. 
Seguem abaixo as reações: 
Em meio básico:
2MnO- (aq)+SO2-(aq)+2OH- (aq)→2MnO2-(aq)+SO2-(aq)+H O(l) 
2MnO-4(aq)+3SO32-(aq)+2H2O(l)→2MnO2(s)+3SO42-(aq)+OH- (aq) 
Pela reação é possivel observar que em meio básico o Mn sai do nox +7 para o nox +6 e com o aquecimento ele vai para o nox +4, ou seja, ocorre uma redução. Isso explica a mudança na coloração, o MnO4- é violeta, MnO4-2 é verde e o MnO2 é castanho.
Em meio ácido:
2MnO- (aq)+5SO2-(aq)+6H+(aq)→2Mn2+(aq)+5SO2-(aq)+3H O(l)
Pela reação é possível ver que o Mn vai de +7 direto para +2, ocorrendo uma redução. Tambem explica a mudança de coloração, pois o Mn2+ é incolor. 
Experimento 6: Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio
   1,0 mL de uma solução de FeSO4 a 0,1 mol/L-1 foi adicionada num tubo de ensaio com algumas gotas de NaOH a 6,0 mol/L-1 até que a solução formou um precipitado. Em seguida, gotejou-se 1,0 mL de H2O2 a 10% e observou-se o resultado. Em um segundo tubo de ensaio adicionou-se 1,0 mL de água destilada, junto com 3 gotas de KMnO4 a 0,1 mol/L-1, 3 gotas de H2SO4 a 0,1 mol/L-1, e 3 gotas de H2O2 a 10%.
   A solução formou um precipitado preto que, posteriormente ficou marrom a medida em que uma liberação de gás diluiu o precipitado. A equação da reação envolvida é a seguinte:
   2 FeSO4 + 4 NaOH + H2O2 → 2 Fe(OH)3 + 2 Na2SO4
O segundo tubo de ensaio formou duas fases, violeta e incolor e em seguida ficou completamente incolor, com liberação de gás.
   Neste experimento o ferro é oxidado de 2+ para 3+, sendo que o peróxido é o agente oxidante. No segundo tubo de ensaio o manganês é reduzido de 7+ para 2+, sendo assim, o peróxido é um agente redutor nesta reação, onde a solução ficou completamente incolor.
4. CONCLUSÃO 
A partir dos experimentos, foi possível entender o funcionamento de uma célula galvânica e como a força de do agente oxidante e redutor influenciam em uma reação e na sua espontaneidade. Além disso, foi possível ver como o meio no qual ocorre a reação influencia no produto gerado e algumas propriedades dos agentes. O estudo das reações de oxirredução é muito importante pois elas são muito comuns e estão presentes em diversas áreas. 
5. BIBLIOGRAFIA 
RUSSEL, J. B., Química Geral, 2 ed, Makron Books do Brasil: Rio de Janeiro1992, v. 1 e 2.
SKOOG, D. A.; et al. Fundamentos de Química Analítica. 8 ed. Tradução Marco Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006.