reações com transferencias de eletrons

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA MARIA
CENTRO DE CIÊNCIAS NATURAIS E EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QMC 1082- INSTRUMENTAÇÃO APLICADA A PROCESSOS QUÍMICOS II
 
Reações com transferência de elétrons
Pablo Garcez
Thaís dos Santos
Santa Maria, RS.
03 de Abril de 2018
INTRODUÇÃO
 As reações químicas que envolvem transferência de elétrons de uma espécie para outra são denominadas reações de oxirredução, ou reações redox. A transferência de elétrons em reações redox dá-se de um agente redutor a um oxidante, isto é, a espécie que perde elétrons sofre o processo de oxidação e consequentemente aumenta seu NOX, enquanto a espécie que recebe elétrons sofre a redução e diminui seu NOX.
 Uma espécie química ao ceder elétrons ao meio, converte-se a uma espécie oxidada e a relação que guarda com seu precursor são estabelecidos através do par redox; Analogamente, quando uma espécie recebe elétrons do meio, converte-se em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido. 
 As reações do tipo oxirredução, constituem processos muito importantes na manutenção da vida, pois envolvem reações relacionadas á fotossíntese, a fisiologia do corpo humano, ás células a combustível e purificação dos metais, logo com grande aplicabilidade em nossos cotidiano e participação em diversos processos fisiológicos e bioquímicos. 
 Abaixo são mostradas algumas reações e figuras (1,2) respectivamente, estas representam as reações de oxirredução:
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s)
Figura 1. Demonstração visual da reação que ocorre quando uma fita de cobre é imersa em uma solução de nitrato de prata. Fonte: FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química, volume único. 4ª edição, Ed. Moderna, São Paulo, 2005.
 Na figura 1A uma fita de cobre encontra-se mergulhada em uma solução de nitrato de prata (AgNo3). Em 1B observa-se que ao longo da reação a fita torna-se prateada e a solução torna-se azulada, isso ocorre porque a mesma é uma reação de deslocamento e a coloração azulada da solução é resultante dos íons cobre e prata que antes estavam em solução e acabaram sendo deslocados pelo o fio de cobre da fita, devido a maior reatividade do elemento cobre quando comparado a seu íon de prata. 
 
Figura 2. Aspecto visual da reação de zinco e ácido clorídrico. Fonte: http://fphoto.photoshelter.com/image/I0000fVD0.349GYs.
 Na figura 2, observa-se a reação do zinco na presença de ácido clorídrico, ao mergulharem-se pedaços de zinco metálico em uma solução de HCl diluído os íons H+(aq) provenientes desta solução, em contato com o zinco recebem elétrons do mesmo e formam gás hidrogênio [H2(g)], por este motivo formam-se bolhas gasosas na superfície do metal. Este processo gera a corrosão da lâmina do metal porque os elétrons cedidos para o H+(aq) fazem com que os átomos de zinco se transformem em Zn2+ e migrem para solução.
 A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, assim quanto mais eletropositivo o elemento, consequentemente mais reativo será o metal, os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons logo, formam íons positivos com mais facilidade. Em síntese ao reagir um metal com íon corresponde, quando a reatividade do metal for maior que a do íon a reação ocorre de forma espontânea; enquanto se a reatividade do íon for menor que a do metal a reação não ocorre.
 Abaixo é mostrado o esquema que simboliza a ordem de reatividade dos metais e ametais, ou seja, os elementos que se situam á esquerda são mais reativos que os situados á direita. 
Figura 3. Fila de reatividade dos metais e ametais. Fonte: Mundo Educação, Reações de simples troca.
 
OBJETIVO
Visualizar a ocorrência de reações com transferência de elétrons; escrever as equações relativas ás reações de deslocamento (com transferência de elétrons); executar reações de deslocamento envolvendo metais; aplicar a sequência de reatividade dos metais para fazer a previsão de reações de deslocamento.
MATERIAIS E MÉTODOS
 3.1 Materiais
13 tubos de ensaio
 Pipeta de Pasteur
 Solução de HCl 1 molL-1
 Solução de ZnSO4 1 molL-1
 Solução de CuSO4 1 molL-1
 Fenolftaleína 
 Água deionizada 
 Pedaços de ferro, cobre, alumínio, zinco e magnésio
Métodos
Primeira Bateria: faça reagir ferro com as seguintes soluções.
 
Adicionar a solução de ZnSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de HCl em um tubo de ensaio
Adicionar um pedaço de ferro metálico em cada tubo de ensaio e observar as reações.
Segunda Bateria: faça reagir cobre com as seguintes soluções.
Adicionar a solução de ZnSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de HCl em um tubo de ensaio
Adicionar um pedaço de cobre metálico em cada tubo de ensaio e observar as reações.
Terceira Bateria: faça reagir o alumínio com as seguintes soluções. 
Adicionar a solução de ZnSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de HCl em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de CuSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar um pedaço de alumínio em cada tubo de ensaio e observar as reações.
Quarta Bateria: faça reagir o zinco com as seguintes soluções.
Adicionar a solução de HCl em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de CuSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar um pedaço de zinco em cada tubo de ensaio e observar as reações.
Quinta Bateria: faça reagir o magnésio com as seguintes soluções.
Adicionar a solução de HCl em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de CuSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar a solução de ZnSO4 em um tubo de ensaio
Adicionar água e gotas de fenolftaleína em um tubo de ensaio
Adicionar um pedaço de magnésio em cada tubo de ensaio e observar as reações.
DISCUSSÃO DOS RESULTADOS
 De acordo com a série de reatividade, as reações podem ser consideradas espontâneas quando o metal em questão é mais reativo que o íon metálico da solução a qual ele é exposto. Isto pode ser notado na relação abaixo, onde os metais da esquerda são mais reativos (como o Césio e o Rubídio) e os metais da direita são menos reativos (metais nobres, por exemplo): 
Cs > Rb > K > Na > Ba > Li > Ser > Ca > Mg > Al > Mn > Zn > Cr > Fe > Ni > Pb> H > Sb > Cu > Hg > Ag > Pt > Au.
 
 As amostras dos metais utilizados foram:
Para o ferro: lã de aço
Para o cobre: fio condutor de eletricidade
Para o alumínio: papel alumínio e latas de refrigerante
Para o zinco: zinco metálico laboratorial
Para o magnésio: fita de magnésio
 Abaixo estão listadas as baterias e os reagentes e soluções utilizadas com suas respectivas reações de oxidação e redução e as observações obtidas durante as reações.
Primeira Bateria
Reação do ferro com sulfato de zinco:
Fe(s) + ZnSO4(aq) ↔FeSO4(aq) + Zn(s)
Semicélula de oxidação: Fe0 → Fe+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: Zn+2 + 2 elétrons → Zn0
 Não foram observados modificações no metal ou na solução, fato que é constatado pela série de reatividade, pois o ferro é menos reativo que o zinco.
Reação do ferro com ácido clorídrico: 
Fe(s) + 2HCl(aq) ↔ FeCl2(aq) + H2(g)
Semicélula de oxidação: Fe0 → Fe+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: 2H+ + 2 elétrons → H20
 Foi observada a liberação de gás (H2) logo após a adição da solução, fato que é justificado pela reatividade do ferro ser maior que a do hidrogênio, logo, a reação é espontânea.
Segunda Bateria
Reação do cobre com sulfato de zinco:
Cu(s) + ZnSO4(aq) ↔ CuSO4(aq) + Zn(s)
 Semicélula de oxidação: Cu0 → Cu+2 +2 elétrons
 Semicélula de redução: Zn+2 + 2 elétrons → ZnO
 Como a reação não é espontânea, não foi observado alterações no metal ou na solução.
 • Reação do cobre com ácido clorídrico:
Cu(s) + 2HCl(aq) ↔ CuCl2(aq) + H2(g)
 Semicélula de oxidação: Cu0 → Cu+2 +2 elétrons
Semicélula de redução: 2H+ + 2 elétrons → H2
 O fio de cobre tornou-se mais brilhoso, embora a reação sejaclassificada como não espontânea.
Terceira Bateria (papel alumínio)
Reação do alumínio com sulfato de zinco:
2Al(s) + 3ZnSO4(aq) ↔ Al2(SO4)3(aq) + 3Zn(s)
 Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 6 elétrons
 Semicélula de redução: 3Zn+2 + 6 elétrons → 3Zn0 
 A reação é considerada espontânea, no entanto, não ocorreu modificação visível.
 • Reação do alumínio com ácido clorídrico:
2Al(s) + 6HCl(aq) ↔ 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 3 elétrons
Semicélula de redução: 3H+ + 3 elétrons → 3H0
 No primeiro momento não foi observada modificação, após 10 minutos foi notada a liberação de gás hidrogênio.
Reação do alumínio com sulfato cúprico:
2Al(s) + 3CuSO4(aq) ↔ Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
 
 Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 6 elétrons
 Semicélula de redução: 3Cu+2 + 6 elétrons → 3Cu0
 Embora a reação seja espontânea, não foi observada nenhuma alteração no aspecto do metal ou da solução.
Terceira Bateria (lata de refrigerante)
Reação do alumínio com sulfato de zinco:
2Al(s) + 3ZnSO4(aq) ↔ Al2(SO4)3(aq) + 3Zn(s)
 Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 6 elétrons
 Semicélula de redução: 3Zn+2 + 6 elétrons → 3Zn0 
 A reação é considerada espontânea, no entanto ocorreu a mínima formação de bolhas. 
 • Reação do alumínio com ácido clorídrico:
2Al(s) + 6HCl(aq) ↔ 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 3 elétrons
Semicélula de redução: 3H+ + 3 elétrons → 3H0
 No primeiro momento não foi observada modificação, após 10 minutos foi notada a formação de bolhas aderidas ao material.
Reação do alumínio com sulfato cúprico:
2Al(s) + 3CuSO4(aq) ↔ Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
 
 Semicélula de oxidação: 2Al0 → 2Al+3 + 6 elétrons
 Semicélula de redução: 3Cu+2 + 6 elétrons → 3Cu0
 Embora a reação seja espontânea, não foi observada nenhuma alteração no aspecto do metal ou da solução.
Quarta Bateria
Reação do zinco com ácido clorídrico:
Zn(s) + 2HCl(aq) ↔ ZnCl2(aq) + H2(g)
Semicélula de oxidação: Zn0 → Zn+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: 2 H+ + 2 elétrons → H2
 A reação é espontânea, justificando a formação bolhas, devido à liberação do gás hidrogênio.
Reação do zinco com sulfato cúprico
Zn(s) + CuSO4(aq) ↔ ZnSO4(aq) + Cu(s)
Semicélula de oxidação: Zn0 → Zn+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: Cu+2 + 2 elétrons → Cu0
 A reação é considerada espontânea, justificando a formação de um precipitado de Cu, e este se depositou no Zn e também houve uma alteração de cor no Zn.
Quinta Bateria
Reação de magnésio com ácido clorídrico
Mg(s) + 2HCl(aq) ↔ MgCl2(aq) + H2(g)
Semicélula de oxidação: Mg0 → Mg+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: 2 H+ + 2 elétrons → H20
 Nesta reação houve dissolução total da fita de magnésio, e também a formação de bolhas e fervura devido ao desprendimento do gás hidrogênio, fato previsto pela reatividade dos compostos envolvidos.
Reação de magnésio com sulfato cúprico
Mg(s) + CuSO4(aq) ↔ MgSO4(aq) + Cu(s)
Semicélula de oxidação: Mg0 → Mg+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: Cu+2 + 2 elétrons → Cu0
 A reação espontânea resultou em material particulado em solução, proveniente da fita de magnésio.
Reação de magnésio com sulfato de zinco
ZnSO4(aq) + Mg(s) ↔ MgSO4(aq) + Zn(s)
Semicélula de oxidação: Mg0 → Mg+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: Zn+2 + 2 elétrons → Zn0
 Foi observada a formação de bolhas, devido ao desprendimento do gás hidrogênio.
Reação de magnésio com água e fenolftaleína
1ª etapa: H2O(l) + Mg(s) ↔ MgO(aq) + H2(g)
Semicélula de oxidação: Mg0 → Mg+2 + 2 elétrons
Semicélula de redução: H2+ + 1 elétron → H20
2ª etapa: MgO(aq) + H20(l) ↔ Mg(OH)2(aq)
 Ambas reações são espontâneas, houve formação de gás e em seguida o magnésio se depositou na fita a qual que obteve coloração rosa. O óxido formado é de um metal alcalino terroso, justificando sua reatividade com a água, a partir disso o óxido de magnésio reage com a água e forma hidróxido de magnésio, uma base. 
 Isto pode ser constatado pela adição do indicador fenolftaleína, que tem seu ponto de viragem em pH alcalino, por esse motivo foi observada a coloração rosa em torno da fita do metal. Pode-se verificar que em todas as reações que envolviam o ácido clorídrico como solução houve liberação do gás hidrogênio, exceto para o metal cobre, pois a reação não é espontânea.
 CONLUSÕES
 Através desta prática foi possível rever alguns conceitos básicos sobre reações de transferência de elétrons e oxirredução, além de avaliar se as reações ocorreram espontaneamente com base na sequência de reatividade.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
HARRIS, DANIEL C. Análise Química Quantitativa, 7ª. Ed., Livros Técnicos e Científicos, 2008.
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; WEAVER, Gabriela C. Química Geral e Reações Químicas. v. 2. Trad. FM Vichi, S A V. 
São Paulo: CL 2011