pratica de oxido redução(1)

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ENSAIOS DE ÓXIDO-REDUÇÃO
Lab. de Química Inorgânica – Profª Francisca
Objetivos
Montar uma pilha de Daniell.
Estudar experimentalmente a eletrólise de uma solução aquosa de KI.
Estudar as reações químicas relacionadas com a oxidação do ferro.
Introdução teórica
TEMA: Eletroquímica
	Eletroquímica é o ramo da química que estuda as interações entre a química e a eletricidade. O ponto principal da eletroquímica é a geração de eletricidade a partir de reações químicas espontâneas e também o uso da eletricidade para forçar reações químicas não-espontâneas acontecerem.
	Reações químicas como revelação de fotografias usam reações químicas em solução que envolve a transferência de elétrons.
	Todas as reações químicas que envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias em processo são conhecidas como reações de oxidação.
	Numa reação de oxirredução há sempre uma substância que ganha e outra de perde elétrons. Oxidação é a perda de elétrons e redução é o ganho de elétrons. Uma reação redox é uma combinação de oxidação e redução.
	
Número de oxidação
	O número de oxidação de um átomo pode ser considerado representante do número de elétrons ganhados, perdidos ou compartilhados desigualmente por um átomo. O número de oxidação pode ser zero, positivo ou negativo. Quando o número de oxidação de um átomo é zero, o átomo tem, atribuído a ele, o mesmo número de elétrons que existem no átomo neutro livre. Quando o número de oxidação é positivo, o átomo tem menos elétrons atribuídos a ele do que existem no átomo neutro. Quando o número de oxidação for negativo, o átomo tem mais elétrons atribuídos a ele do que existem no átomo neutro. (HEIN, 1996 p. 404)
	O número de oxidação de um átomo que tenha ganhado ou perdido elétrons para formar um íon é o mesmo que a carga positiva ou negativa do íon. No composto iônico NaCl, os números de oxidação são facilmente estabelecidos como +1 para o íon Na+ e 
-1 para o íon Cl- . O íon Na+ tem um elétron a menos do que o átomo neutro de Na, e o íon Cl- tem um elétron a mais do que o átomo neutro de Cl. No MgCl2 dois elétrons foram transferidos do átomo de Mg para os átomos de Cl; assim, o número de oxidação do Mg é igual a +2.
	Nas substâncias ligadas covalentemente, onde os elétrons são compartilhados entre dois átomos, os números de oxidação são atribuídos através de um sistema baseado nas eletronegatividades relativas. Para as moléculas covalentes simétricas, tais como H2 e Cl2 , a cada átomo é atribuído um número de oxidação zero, uma vez que o par de elétrons ligantes está igualmente compartilhado entre dois átomos idênticos, dos quais nenhum é mais eletronegativo do que o outro.
	Quando a ligação covalente envolve dois átomos diferentes, os elétrons ligantes são compartilhados de maneira desigual, porque o elemento mais eletronegativo exerce maior atração sobre eles. Nesse caso, os números de oxidação são determinados atribuindo-se ambos os elétrons ao elemento mais eletronegativo.
	Assim, nos compostos com ligações covalentes, tais como NH3 e H2O, os pares de elétrons são compartilhados de maneira desigual entre os átomos e são atraídos em direção aos elementos mais eletronegativos, N e O. Esse compartilhamento desigual faz com que os átomos de N e O sejam negativos em relação aos átomos de H. Ao mesmo tempo isso torna os átomos de H positivos em relação aos átomos de N e O. No H2O, os dois pares de elétrons compartilhados são atribuídos ao átomo de O, dando a este dois elétrons a mais do que ao átomo de O neutro. Ao mesmo tempo, cada átomo de H passa a ter um elétron a menos do que o átomo neutro de H. Portanto, ao átomo de O se atribui o número de oxidação -2 e a cada átomo de H o número de oxidação +1. No NH3 os três pares de elétrons compartilhados são atribuídos ao átomo de N, dando a eles três elétrons a mais do que no átomo neutro de N. Além disso, cada átomo de H tem um elétron a menos que o átomo neutro. Portanto, ao átomo de N se atribui um número de oxidação -3 e a cada átomo de H um número de oxidação +1. 
	Atribuir os números corretos aos elementos é essencial para o equilíbrio de reações de oxirredução.
	Para encontrar o número de oxidação de um elemento num composto utilize as seguintes etapas:
Etapa 1 – Escreva o n úmero de oxidação de cada átomo conhecido abaixo do átomo na fórmula;
Etapa 2 – Multiplique cada número de oxidação pelo número de átomos do elemento no composto;
Etapa 3 – Escreva uma equação indicando a soma de todos os números de oxidação no composto. Lembre-se de que a soma de todos os números de oxidação num composto deve ser igual a zero.
Exemplo 1: Determine o número de oxidação do carbono no dióxido de carbono:
 CO2
Etapa 1: -2
Etapa 2: (-2)2
Etapa 3: C + (-4) = 0
C = +4 (número de oxidação do carbono)
Exemplo 2: Determine o número de oxidação do enxofre no ácido sulfúrico:
 H2SO4
Etapa 1: +1 -2
Etapa 2: 2(+1) = 2 4(-2) = -8
Etapa 3: +2 + S + (-8) = 0
 S = +6
Agora é com você:
Determine o número de oxidação de cada elemento no KNO3 e no SO42- .
K+ +NO3‾‾( KNO3; 2K+ + SO4‾(K2SO4
Equilibrando equações de oxirredução
Um método sistemático para o equilíbrio das equações de oxirredução se baseia na transferência de elétrons entre os agentes oxidantes e redutores. Considere a equação:
Na0 + Cl20 Na+ + Cl-
Nessa reação, o sódio metálico perde um elétron por átomo quando se transforma num íon sódio. Ao mesmo tempo, o gás cloro ganha um elétron por átomo. Uma vez que o cloro é diatômico, são necessários dois elétrons por molécula para formar um íon cloreto a partir de cada átomo. Esses elétrons são fornecidos pelos dois átomos de sódio. Passo a passo, a reação pode ser escrita como duas semi-reações, a semi-reação de oxidação e a semi-reação de redução:
 2Na0 2Na+ + 2e- (semi-reação de oxidação)
Cl02 + 2e- 2Cl-_________ (semi-reação de redução)
2Na0 + Cl20 2Na+Cl- (reação global)
Quando se adicionam, algebricamente, duas semi-reações, cada uma contendo o mesmo número de elétrons, estes se cancelam. Nessa reação não há excesso de elétrons; os dois elétrons perdidos pelos átomos de sódio são utilizados pelo cloro.
Células eletrolíticas 
Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica (também são chamadas de pilhas). Nela ocorre uma reação química espontânea para gerar uma corrente elétrica.
Uma célula galvânica consiste de dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. O eletrólito é tipicamente uma solução aquosa de um composto iônico. O uso de ponte salina (local por onde ocorre a migração de íons de uma solução para outra) é desnecessária quando se trata de um único eletrólito.
Em uma célula galvânica, a oxidação ocorre em um eletrodo, e a espécie oxidada perde elétrons para o eletrodo. A redução ocorre no outro eletrodo, onde a espécie que sofre redução coleta os elétrons do eletrodo.
Com esse movimento de elétrons, a energia da reação espontânea pode ser usada para realizar trabalho ou simplesmente ser dissipada como calor.
O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo. O eletrodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo. Um exemplo de célula galvânica é a pilha de Daniell estudada numa de nossas práticas de laboratório.
Eletrólise
	A eletrólise é o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo uso da corrente elétrica. Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica. Especificamente, os dois eletrodos usualmente estão no mesmo compartimento, e há somente um tipo de eletrólito.
	Para forçar uma reação e, um sentido não-espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial.
Referências Bibliográficas: 
ATKINS, P. e JONES, L. Princípios de Química.Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre : Bookman, 2001
HEIN, M. e ARENA, S. Fundamentos de Química Geral. Rio de Janeiro, 1998.
III – Materiais e reagentes
	Bico de Bunsen
	Provetas
	Fenolftaleína
	Espátula
	Béquer
	Garra metálica
	Etiquetas
	Tubo em U
	Solução 1M de Cu(NO3)2-nitrato de cobre 
	Solução de Cromato de potássio (K2Cr2O4) a 1%
	Solução 1M de KNO3 – nitrato de potássio
	Solução 1M de Zn(NO3)2 nitrato de zinco
	Solução 1 m de KI-iodeto de potássio
	amido
	
	Voltímetro 
	Eletrodo de Zn e Cu
	Fios elétricos
	
	
	
	Tubos de ensaio
Parte experimental
 Pilha de Daniell
Colocar 250 mL de solução de Cu(NO3)2 no béquer e introduzir o eletrodo de Cu.
Ligar o eletrodo de Cu ao terminal positivo do voltímetro.
Colocar 250 mL de solução de Zn(NO3)2 no béquer, introduzir o eletrodo de Zn.
Ligar o eletrodo de Zn ao terminal negativo do voltímetro.
Encher o tubo U com KCl e colocar algodão para tampá-lo (ponte salina).
Colocar a ponte salina dentro dos dois béquers.
Anotar a tensão.
Eletrolise de uma solução aquosa de KI utilizando eletrodos inertes (grafite)
Colocar solução de KI no tubo em U até ¾ do seu volume.
Ligar a fonte de corrente contínua e deixar a eletrolise ocorrer durante 2 a 3 minutos e anotar os fenômenos ocorridos.
 Adicionar 4 gotas de fenolftaleína ao eletrodo onde se formam bolhas de gás.
Adiciona 4 gotas de amido no eletrodo onde se formou a solução marrom escuro.
Anotar as observações.
Dados Obtidos 
Pilha de Daniell:
	
O procedimento foi realizado corretamente como descrito acima. 
Com ponte Salina: Na solução de nitrato de cobre foi colocado o ponto de cobre e na solução de nitrato de zinco o ponto de zinco, onde foi obtida a seguinte tensão:
Cu(NO3)2 = T1=10,034 V
Na solução de cobre foi inserido o ponto de zinco e na solução de zinco foi inserido o ponto de cobre, onde foi obtida a seguinte tensão:
 Zn(NO3)2 = T2= 0,835 V
A tensão T2 é menor que T1, pois os eletrodos de cobre e zinco foram invertidos de suas soluções respectivas deixando de formar uma pilha, mas sim uma reação de oxirredução direta, diminuindo o potencial elétrico 
Sem ponte salina: Foi retirada a ponte salina entre as soluções de cobre e zinco, onde foi feito o mesmo procedimento com os pontos de cobre e zinco, foi observado que não existia tensão alguma.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
Eletrolise 
No eletrodo onde estava formando bolhas foram inseridas gotas de fenoftaleina conforme o procedimento descreve, notou-se a coloração rosa forte, indicando a formação de uma base, no caso KOH (Hidróxido de potássio). No outro eletrodo foram inseridas gotas de amido, onde foi observada uma coloração roxa escuro, coloração que indica formação de I2 (Iodo).
Conclusão 
	Foi possível observar no experimento da pilha de Daniel a oxidação do zinco e redução do cobre isso porque o cobre tem um menor potencial de oxidação em relação ao zinco, foi observado também e importância da ponte salina no circuito da pilha, onde a mesma tem função de manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo.
	
	Foi possível também observar a ação de eletricidade na reação de decomposição do Iodeto de potássio (KI) formando hidróxido de potássio (KOH) e Iodo (I2). 
Questionário:
Qual a função da ponte salina?
Numa pilha há o ânodo ou polo negativo de onde migram os elétrons em direção ao cátodo, ou polo positivo. No caso apresentado, o ânodo é o zinco metálico (da placa - Zn0) e o cátodo, os cátions de cobre  (Cu2+). Com o passar do tempo, essa transferência de elétrons fará com que ambas as soluções percam sua neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando as soluções instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha.
Assim, para eliminar esses excessos, usa-se a ponte salina ou uma placa de porcelana porosa, que permite a migração dos íons de uma solução para a outra. Desse modo, os íons permanecem em equilíbrio e a pilha continua funcionando.
Pesquisar sobre a formação da ferrugem.
O ferro em contato com o oxigênio  presente na água e no ar se oxida e desta reação surge à ferrugem, que provoca, pouco a pouco, a deterioração da peça original.
A reação que ocorre na formação da ferrugem, é uma reação de óxido-redução, que acontece da seguinte, resultando na equação geral:
Fe(s) -> Fe2+ + 2e- (oxidação do ferro)
O2 + 2H2O + 4e- -> 4OH-  (redução do oxigênio)
2Fe + O2 + 2H2O -> 2Fe(OH)2 (equação geral)
Com a ferrugem o material atacado se deteriora facilmente, em regiões praianas há uma maior possibilidade de ocorrer a reação de oxido-redução, devido a grande quantidade de sais.