Relatório de Química Experimental

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Relatório de Química Experimental – Reações de oxirredução
Aluna: Bruna Almeida Pinto
Prática do dia 24 de Outubro de 2014
- Pilha de Daniel:
Faça um esquema da pilha
Escreva as semi reações e a reação global
Zn2+(aq)+2e- Zn(s) E0= -0,76 V
Cu2+(aq)+ 2e- Cu(s) E0=+0,34 V
= Zn(s)+ Cu2+ Zn2+(aq) + Cu(s) E=1,1 V
Explicar qual a espécie química é oxidado e qual é reduzida.
O zinco metálico tem menor potencial de redução que o cobre, por isso ele perde dois elétrons que são conduzidos para o eletrodo de cobre. Com isso, o zinco metálico (Zn0(s)) sofre oxidação e se transforma no cátion zinco (Zn2+(aq)) que fica na solução. É por isso que a placa de zinco vai perdendo massa com o passar do tempo e a quantidade de cátions Zn2+ aumentam na solução de sulfato de zinco. Portanto, a placa de zinco é o polo negativo da pilha, onde ocorre a oxidação, sendo denominado de ânodo.
O cobre metálico tem maior potencial de redução que o zinco, por isso ele recebe os dois elétrons que o zinco perdeu. Com isso, os cátions cobre (Cu2+(aq)), que estavam na solução de sulfato de cobre, sofrem redução e se transformam em cobre metálico (Cu0(s)), que se deposita na placa. É por isso que, com o passar do tempo, a massa da placa de cobre vai aumentando. Além disso, a cor azul da solução de sulfato de cobre se deve à presença dos íons Cu2+.Visto que eles vão diminuindo em solução, a sua cor vai se tornando transparente com o passar do tempo. Dessa maneira, a placa de cobre é o polo positivo da pilha, onde ocorre a redução, sendo denominado de cátodo.
Explicar que espécie é o agente redutor e qual é o agente oxidante
Cu2+ é o agente oxidante, se reduz de Cu2+ Cu0
Zn0 é o agente redutor, se oxida de Zn0 Zn2+
Explicar qual eletrodo é o anodo e qual é o catodo.
A placa de zinco é o anodo, onde ocorre à oxidação e a placa de cobre é o catodo, onde ocorre a redução.
Explicar a polaridade de cada eletrodo.
A placa de zinco é o polo negativo da pilha, e a placa de cobre é o polo positivo da pilha.
Explicar qual o sentido do fluxo de elétrons no circuito externo. Se a ponte salina da pilha fosse de KNO3 , pra que compartimento migrariam os íons de NO3- ?
Os elétrons circulam do eletrodo de menor potencial de redução para o de maior potencial de redução. No caso da pilha de Daniel, os elétrons vão do eletrodo de zinco para o eletrodo cobre.
Se a ponte salina fosse de nitrato, os ânions das soluções de zinco e cobre também haveria de ser o nitrato. Para ocorrer o equilíbrio de cargas iônicas, tem de ser o mesmo íon para a solução de zinco, para a solução de cobre e pra ponte salina. Então, não haveria migração de íons nitrato. No caso da pilha proposta, os três compartimentos são sulfato e os íons sulfato migram do Becker de sulfato de cobre pra o Becker de sulfato de zinco, promovendo o equilíbrio de cargas iônicas.
Qual o potencial da pilha teórico e o experimental. Compara-los e explicar.
O potencial teórico é de 1,10 V e o experimental é de 1,05 V, essa diferença se dá pelas perdas de potencial elétrico no sistema através da resistência do multímetro e na conexão dentre os fixos, que havia o uso de uma fita isolante para conectar dois fios.
- Outros experimentos:
Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações
Escrever as reações:
MnO4-(aq) + 8H+ (aq) + 5e- Mn2+ (aq) + H2O E0=+1,51 V
X2+ 2e- 2X-
= 2 MnO4- (aq) + 10 X-(aq) + 16 H+(aq) 2 Mn2+(aq) + X2(aq) + 8 H2O(l)
Cr2O72-(aq) + 14H+ (aq) + 6e- Cr3+ (aq) + 7H2O E0=+1,33 V
X2+ 2e- 2X-
=Cr2O72- (aq) + 6 X- (aq) + 14 H+ (aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 X2(aq) + 7 H2O(l)
Fe3+ (aq) + e- Fe2+ (aq) E0=+0,77 V
X2+ 2e- 2X-
=2 Fe3+ (aq) + 2 X- (aq) X2 (aq) + 2 Fe2+ (aq)
Onde X é Cloro, Bromo ou Iodo
Justificar eletroquimicamente o resultado.
Iodo:
2 MnO4- (aq) + 10 I-(aq) + 16 H+(aq) 2 Mn2+(aq) + I2(aq) + 8 H2O(l) E=0,98 V
Violeta Marrom
Manganês +7 indo a manganês +2.
Cr2O72- (aq) + 6 I- (aq) + 14 H+ (aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 I2(aq) + 7 H2O(l) E=0,80 V
Laranja Marrom avermelhado
Cromo +6 indo a cromo +3
2 Fe3+ (aq) + 2 I- (aq) I2 (aq) + 2 Fe2+ (aq) E=0,24 V
Amarelo Laranja avermelhado
Ferro +3 indo a Ferro +2
Bromo:
2 MnO4- (aq) + 10 Br-(aq) + 16 H+(aq) 2 Mn2+(aq) + Br2(aq) + 8 H2O(l) E=0,44 V
Manganês +7 indo a manganês +2.
Roxo Marrom
Cr2O72- (aq) + 6 Br- (aq) + 14 H+ (aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 Br2(aq) + 7 H2O(l) E=0,26 V
Não foi visualizada mudança de cor, embora o potencial indique.
Cromo +6 indo a Cromo +3
2 Fe3+ (aq) + 2 Br- (aq) Br2 (aq) + 2 Fe2+ (aq) E=-0,30 V
Não ocorre espontaneamente. Então a mudança de cor não foi visualizada.
Cloro:
2 MnO4- (aq) + 10 Cl-(aq) + 16 H+(aq) 2 Mn2+(aq) + Cl2(aq) + 8 H2O(l) E=0,15 V
Violeta Roxo
Manganês +7 indo a manganês +2.
Cr2O72- (aq) + 6 Cl- (aq) + 14 H+ (aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 Cl2(aq) + 7 H2O(l) E= -0,036 V
Não ocorre espontaneamente. Então a mudança de cor não foi visualizada.
2 Fe3+ (aq) + 2 Cl- (aq) Cl2 (aq) + 2 Fe2+ (aq) E=-0,59 V
Não ocorre espontaneamente. Então a mudança de cor não foi visualizada.
Escrever todas as observações experimentais:
I2 é roxo.
Cl2 é esverdeado.
Br2 é alaranjado.
MnO4- é violeta
Cr2O72- é laranja.
Cr3+ é verde.
Fe3+ é vermelho tijolo.
Fe2+ é verde.
No item acima(b), vemos a sobreposição das cores das espécies em solução.
Responder as perguntas da apostila: O que podemos concluir sobre o comportamento químico dos halogênios?
Os halogênios são fortes agentes oxidantes, facilmente se reduzem.
Influência do meio na força do oxidante e do redutor.
Escrever as reações:
Cr2O72- (aq) + 2 OH-(aq) 2 CrO4- (aq) + H2O(l) 
Cr2O72-(aq) + 14H+ (aq) + 6e- Cr3+ (aq) + 7H2O E0=+1,33 V
I2 (s) + 2e- 2I- (aq) E0=+0,53 V
=Cr2O72- (aq) + 6 I- (aq) + 14 H+(aq) 2 Cr3+ (aq) + 3 I2 (aq) + 7 H2O(l) E=0,80 V
Justificar eletroquimicamente o resultado
O dicromato(6+) vai a cromo 3+, reduz. E0=+1,33
O iodeto (-1) vai a iodo(0), oxida. E0=+0,53
Escrever todas as observações experimentais
Ao alcalinizar o dicromato, esse foi do laranja amarelo.
Ao acidificar a solução acima, foi do amarelo a um castanho avermelhado.
Ao adicionar éter de petróleo, percebe-se a formação de duas fases, uma reage indicando a presença de Iodo.
Responder as perguntas da apostila: Como identificar o iodo no ensaio acima?
Através da formação de um anel dentre as fases orgânica e aquosa, que indica a presença de Iodo através da cor violeta.
Que outros métodos de identificação de iodo você conhece?
Iodometria, método quantitativo.
Uso de amido que forma um complexo azul escuro com o iodo, mas não reage com o iodeto.
O uso da equação iônica para expressar a oxirredução
Escrever as reações:
MnO4-(aq) + 8H+ (aq) + 5e- Mn2+ (aq) + H2O E0=+1,51 V
2CO2(g)+ H2O+2H+(aq) H2C2O4(aq) E0= -0,481
2 MnO4- (aq) + 5 C2O42-(aq) + 16 H+ (aq) 2 Mn2+ (aq) + 10 CO2 (g) + 8 H2O(l) E=1,99 V
Justificar eletroquimicamente o resultado:
Manganês +7 indo a manganês +2 reduz.
O oxalato tem o carbono com nox +3 e no ácido carbônico, o carbono tem nox +4,oxida.
Escrever todas as observações experimentais:
Com o aquecimento a solução foi de violeta para incolor. A adição do ácido oxálico, permitiu a redução do MnO4- 2 Mn2+ (aq) 
Responder as perguntas da apostila: E se em vez de ácido oxálico usássemos oxalato de sódio ou de amônio?
A reação com uma solução de oxalato ocorreria mais rapidamente, pois o íon oxalato já estaria em solução não sendo fruto de uma ionização, como ocorre com o ácido oxálico, cujo pka é muito baixo, visto que é um ácido fraco.
Influência do meio na redução do íon permanganato
Escrever as reações:
Justificar eletroquimicamente o resultado
Em meio básico, o manganês +7 vai a manganês +6e por aquecimento vai a manganês +4. Ocorrendo uma redução.
Em meio ácido, o manganês +7 vai a +2 em uma única etapa. Ocorrendo uma redução também.
Escrever todas as observações experimentais
Em meio básico, a solução violeta (MnO4- )foi para verde(MnO42-). Depois do aquecimento foi para castanho(MnO2 ).
Em meio ácido, a solução violeta (MnO4- )foi para incolor(Mn2+). 
Propriedades redutoras e oxidantes do peróxido de hidrogênio
Escrever as reações:
a)Fe3+ (aq) + e- Fe2+ (aq) E0=+0,77 V
H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2e- 2H2O E0=1.77 V
 2Fe2+(aq) + 3 H2O2 (aq) 2Fe(OH)3 E= 1,00V
b) MnO4-(aq) + 8H+ (aq) + 5e- Mn2+ (aq) + H2O E0=+1,51 V
H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2e- 2H2O E0=+1,77 V
= 5H2O2(aq)+ 2KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) K2SO4(aq)+ 2MnSO4(aq) + 8H2O(l)+ 5 O2(g) E=+0.26
Justificar eletroquimicamente o resultado
a) O ferro é oxidado de +2 para +3. Então o peróxido é o agente oxidante nessa reação.
b) O manganês é reduzido de +7 para +2. Então o peróxido é o agente redutor nessa reação.
Escrever todas as observações experimentais
a)A solução de sulfeto férrico II é verde clara com adição de base ocorre à precipitação do hidróxido de ferro II; A adição de peróxido de hidrogênio dá um tom esverdeado a toda a solução indicando a presença de hidróxido de ferro III. 
b) A solução de MnO4- violeta vai para Mn2+incolor, indicando que em meio ácido o peróxido de hidrogênio age como oxidante.