Relatorio de química

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Campus Paralela
 
 
 
 
2º Experimento – PROPRIEDADES OXIDANTE E REDUTORA
 
 
 
 
 
Discente: Sibere Reis Silva - Engenharia Química 
 E - Engenharia Química 
 
 
Disciplina/Semestre: Química Aplicada à Engenharia / 1º semestre 
Docente: Drª. Ângela Costa
 
 
 
Salvador-BA
2018
 Sumario 0 
 
Introdução 01
 
Objetivos 02
Fluxograma 03
 
Material 04 
Procedimento 05
 
Resultado, Discussão e Observações 06
Conclusão 07
Referências Bibliográficas 08
RESUMO
Na classificação das reações químicas, os termos oxidação e redução abrangem um amplo e diversificado conjunto de processos. Muitas reações de oxirredução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese. Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxirredução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, consequentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.
 
 INTRODUÇÃO
Força redutora deve ser interpretada como a tendência de um elemento sofrendo oxidação, cedendo elétrons, provocando a redução em outra espécie química. Força oxidante é interpretada como a tendência de um elemento sofrendo redução, recebendo elétrons, provocando a oxidação em outra espécie química. São transformações que envolvem a transferência de elétrons, e que ocorrem simultaneamente. Isto é, enquanto ocorre a oxidação, ocorre também a redução, e vice-versa. É característica dos metais ceder elétrons, caracterizando-os, em sua maioria, como agentes de força redutora. Eles também possuem boa condutividade elétrica e de calor, geralmente apresentando cor prateada ou amarelada, um alto ponto de fusão e de ebulição e uma elevada dureza. Um metal pode ser definido também como um elemento químico que forma aglomerados de átomos com caráter metálico. Num metal cada átomo exerce apenas uma fraca atração nos elétrons mais externos, da camada de valência, que podem então fluir livremente, proporcionando a formação de íons positivos (ou cátions) e o estabelecimento de ligações iônicas com não metais. Os elétrons de valência são também responsáveis pela alta condutividade dos metais. Os metais são um dos três grupos dos elementos distinguidos por suas propriedades de ionização e de ligação, junto com os metaloides e os não metais. A maioria dos metais é quimicamente estável, com a exceção notável dos metais alcalinos e alcalinos terrosos. Os metais apresentam grande diversidade de propriedades físicas e químicas, conforme a pressão, temperatura e outras variáveis. Os átomos dos ametais possuem energia de ionização elevadas e afinidades eletrônicas grandes. Os elementos existem mais frequentemente sob forma de moléculas relativamente pequenas, em todas as fases. Nos seus compostos, os são metais, com exceção do flúor, apresentam estados tanto positivos como negativos, mas os últimos tendem a ser mais estáveis na maioria das circunstâncias. Eles recebem elétrons, caracterizando-os, em sua maioria, como de força oxidante. A oxidação pode ocorrer sob três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Enquanto a Redução é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Este experimento procurará explicar como ocorrem estas reações em alguns elementos químicos, e demonstrar as mudanças que ocorrem durante os processos de oxidação e redução.
OBJETIVOS
 Acumular conhecimentos à cerca das reações químicas de oxidação e redução; 
 Relacionar as propriedades de oxidação e redução com alguns elementos químicos observados; 
 Buscar informação quanto ao caráter antioxidante da vitamina C; 
 Verificar a relação entre a energia de ionização e a afinidade eletrônica entre as forças de redução e oxidação.
Este relatório tem como objetivos: Acumular conhecimentos à cerca das reações químicas de oxidação e redução; relacionar as propriedades de oxidação e redução com alguns elementos químicos observados; buscar informação quanto ao caráter antioxidante da vitamina C; e verificar a relação entre a energia de ionização e afinidade eletrônica entre as forças de redução e oxidação
FLUXOGRAMA
Água destilada= 10 ml
Fenolftaleína= 2 ou 3gotas
MATERIAIS UTILIZADOS E REAGENTES
Vidrarias e diversos: 
- Béquer.
- Proveta. 
- Pipeta. 
- Tubo de ensaio. 
- Lixa. 
- Pissete (contendo água destilada). 
Reagentes e soluções: 
-Sódio metálico.
-Fita de magnésio.
-Solução de fenolftaleína 0,1%.
-Solução aquosa de cloro.
-Solução aquosa de iodeto.
-Solução etanólica de iodo. 
-Solução de ácido ascórbico (vitamina C). 
 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1ª Parte 
Em um béquer de 100 ml colocamos 10 ml de água destilada e 2 ou 3 gotas de fenolftaleína, depois adicionamos um pedaço de 1 a 2cm de fita de magnésio lixado.
2ª Parte (realizada pela professora na capela) 
Em um béquer de 100 ml adicionou-se 10 ml de água destilada e 2 gotas de fenolftaleína, depois completou com um pedaço bem pequeno de sódio metálico.
3ª parte
Colocamos num tubo de ensaio cerca de 2 ml de solução aquosa de iodeto, depois adicionamos ao tubo preparado no item 1, 3 gotas de água de cloro. 
4ª Parte 
Colocamos 1 ml de uma solução 1 % de ácido ascórbico (vitamina C) num tubo de ensaio, depois adicionamos cerca de 2 ml de solução etanoica de iodo ao tubo do item 1. Por fim transferimos a solução resultante do item 2 para outro tubo de ensaio e adicionamos 3 gotas de água de cloro
TABELA DE DADOS EXPERIMENTAIS
 
	EXPERIMENTO
	CORES OBSERVADAS
	1º
	Rosa/Magenta
	2º
	Rosa Intenso/ Magenta/Carmim
	3º
	Castanho amarelado
	4º
	Castanho
RESULTADOS, DISCUSSÃO E OBSERVAÇÕES
As forças de oxidação e redução são transformações que envolvem a transferência de elétrons. A oxidaçãoe a redução ocorrem juntas na mesma reação química, e a transferência de elétrons entre substâncias faz com que o número de oxidação de uma substância aumente enquanto o da outra diminui. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante. Observamos a aplicação destas reações no desenvolvimento de novas baterias, na prevenção a corrosões, na produção industrial de Cl2, F2, Al, Cu, NaOH. Há também a importância na compreensão das reações de interesse biológico. 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. Durante os experimentos, foram observadas diversas reações, anotadas por ordem de realização conforme o procedimento experimental anterior;
1ª parte: Após a fita de magnésio ser colocada no béquer com a água destilada e fenolftaleína, foi observado que ao redor da fita a solução tornou-se magenta (rosa forte), e houve uma liberação mínima de gás. A reação a fita de magnésio com a água é relativamente lenta, mas sempre reagindo. Teoricamente, há uma efervescência, constatando a liberação de H2 e 
forma-se uma base Mg(OH)2 que é visto pela coloração rosa do indicador Fenolftaleína. O Magnésio só reage se for exposto, e após remoção da camada superficial de óxido. Constata-se então que os resultados esperados foram obtidos, e o porquê de termos tido que lixar a fita de magnésio. 
Energia de Vaporização/sublimação do magnésio metálico, que é sólido à temperatura ambiente. Mg(s)→Mg(g) (ΔH SUB= +148 kJ/mol). 
Mg(s) + 2H2O (l)→Mg(OH)2(aq) + H2(g) Oxigênio causou oxidação do Magnésio, ou o magnésio reduziu o oxigênio. 
2ª parte: (realizada pela professora na capela) Essa etapa foi realizada pela professora, pois o sódio possui um alto potencial de reatividade. Quando o pequeno pedaço de sódio foi adicionado ao béquer com a fenolftaleína foi observada uma reação muito forte e rápida, onde ocorreu uma intensa liberação de vapor, e uma coloração rosada muito forte. Teoricamente, há uma efervescência, constatando a liberação de H2 e forma-se uma base (NaOH) que é vista pela coloração rosa do indicador fenolftaleína. Constata-se então que os resultados esperados foram obtidos. 
Energia de Vaporização(sublimação) do sódio metálico, que é sólido à temperatura ambiente. Na (s) → Na (g) (ΔHSUB = +107,8 kJ/mol).
Na + H2O  NaOH + H2 - As moléculas de hidrogênio e oxigênio causaram a oxidação do sódio, que é agente redutor e por isso se oxida.
3ª parte: No tubo de ensaio com solução aquosa de iodeto foi adicionado 3 gotas de água de cloro, então nota-se claramente a mudança de cor que ocorre de amarelo para castanho. 
2KI(aq) + Cl2(aq) → 2KCl + I2(aq) - Iodeto é um médio agente redutor, enquanto o Cloro é agente oxidante. O iodeto oxidou e o cloro reduziu:
I2 (aq) + 2e- → 2I (aq) E°red= +0,54 v 
Cl2 (aq) + 2e- → 2Cl (aq) E°red= +1,36 v
4ª Parte: Após colocado 1ml de ácido ascórbico no tubo de ensaio foi adicionado as 2 ml de solução etanoica de iodo, notamos assim, uma cor alaranjada tipo ferrugem. No mesmo tubo de ensaio foi adicionado 3 gotas de cloro, nota-se uma mistura semelhante a água e o óleo, mas quando agitado torna-se incolor. 
C6H8O6 + I2 → C6H6O6 + 2I- + 2HO Ácido ascórbico é um redutor, portanto deve reduzir o iodo (I2) para iodeto (I-). Visualmente notamos que a cor castanho escuro (do iodo em solução com solventes polares como água e etanol) deve desaparecer (o iodeto é incolor). Por sua vez, como o cloro (Cl2) é um oxidante mais forte (com potencial de redução maior) que o iodo, vai oxidar o iodeto e a solução incolor voltará a ser castanho devido ao iodo produzido. 
Porém, neste experimento houve uma alteração nos resultados, pois um dos reagentes (água de cloro) estava fora dos padrões, e a cor real que deveria ser observada era o castanho ao final da mistura. O objetivo esperado durante o procedimento em laboratório não foi satisfatório, mas após consultas ficou esclarecido o ocorrido.
Metais e água: Metais alcalinos, como o sódio, fazem reação muito violenta com a água, mesmo a frio. Metais alcalino-terrosos, como o magnésio, fazem reação branda com a água, a frio. O magnésio faz reação muito lenta com a água fria; com a água quente é mais rápida, porém branda.
TÓPICOS DISCUTIDOS
 6.1. Os objetivos foram alcançados? Justifique se SIM ou NÃO
. 
Sim, pois todos os experimentos foram realizados com sucesso. 
Obs.: Em todas as etapas desse experimento foi possível observar essas reações, alcançando assim o objetivo dessa aula pratica no laboratório que era de observar as propriedades de oxidação e redução entre alguns elementos, porém houve apenas um exceção durante a 4ª parte do experimento onde o resultado obtido (sem coloração – incolor)não foi o esperado (coloração castanho).
6.2. Explicar os principais fenômenos observados no experimento.
No 1º experimento, observamos uma cor rosa ao jogar a fita de magnésio na água destilada com fenolftaleína. 
No 2º experimento, 
No 3º experimento, ao fazer a mistura observamos a cor castanho alaranjado. 
No 4º experimento, observamos que a quando misturamos as substâncias e a agitamos, torna-se incolor. Mas com o passar do tempo, e formos adicionando a medida certa, ela fica com uma cor alaranjada, tipo ferrugem. 
6.3. Pesquisar os valores das energias de sublimação para o sódio (Na) e magnésio (Mg) e calcular as energias das reações (parciais) envolvendo os metais utilizando o ciclo da página 10 e os valores tabelados na página 11. 
 
Calor de sublimação do sódio = 108,5Kj/mol 
 HNa = Hf Na – Hi Na H 
 Na = 4.600 - 500 H 
 Na = 4.100 Kj/mol 
Calor de sublimação do magnésio = 148 KJ/mol 
 H Mg = Hf Mg - Hi Mg H 
 Mg = 7700 – 1450 - 750 H 
 Mg = 5510 Kj/mol
6.4. Pesquisar a fórmula estrutural da fenolftaleína e das suas formas ácida e básica, além de suas respectivas colorações. Buscar explicações para essas diferenças. 
 
Sua coloração muda de incolor em meio ácido para rosa em soluções básicas. Se a 
concentração do indicador é particularmente forte, ela poderá apresentar-se como púrpura. Em soluções fortemente básicas (pH maior que 12), a coloração rosa da fenolftaleína submete-se lentamente a uma reação de descoloração e torna-se incolor novamente.
Solução de fenolftaleína: Esta solução é um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza originando íons. Os íons liberados são H+ e OH- que estabelecem um equilíbrio em meio aquoso.
Quando se adiciona fenolftaleína em uma solução incolor, esta ao entrar em contato com uma base ou ácido muda de cor. Exemplo: se adicionarmos solução de fenolftaleína em um meio ácido ela fica incolor, pois o aumento da concentração de H+ desloca o equilíbrio. Por outro lado, se o meio for básico, a solução de fenolftaleína se torna rósea (rosa claro a rosa escuro).
Existem teorias para explicar o porquê os indicadores ácido-base mudam de coloração. Uma delas, a teoria iônica dos indicadores, que tem como base a teoria da dissociação eletrolítica iônica dos indicadores, a qual diz que eles são bases ou ácidos fracos. Segundo esta, os indicadores são bases ou ácidos fracos cuja cor das moléculas não-dissociadas difere da cor dos respectivos íons. Os que indicam ácidos possuem H ionizável na estrutura e em meio ácido (pH<7) sua molécula é forçada a manter seus Hidrogênios por conta do efeito do íon comum, então a molécula não está ionizada e permanece incolor. Quando esse meio está básico (pH>7) os cátions H+do indicador são fortemente atraídos pelos ânions OH- da base para formar água, então os Ânions do indicador os quais possuem coloração diferente de quando estão presos à molécula, permanecem livres exibindo sua coloração rósea. No entanto, a teoria iônica dos indicadores não oferece explicações sobre o mecanismo pelo qual as cores são produzidas ou deixam de existir.
Outra teoria que explica a mudança de coloração dos indicadores ácido-base é a Teoria Cromófora, a qual diz que essa coloração se deve à presença de ligações duplas ou certos grupos de átomos na molécula do indicador. Indicadores básicos, no entanto, tornar-se-ão menos sensíveis aos íons H+, assim, as zonas de transição tendem a ser deslocadas para valores mais baixos de pH (maior concentração de íons H+). Então o equilíbrio existente na mudança de coloração da fenolftaleína é entre os íons H+ e OH- em meio aquoso. (2)
6.5. Explicar as diferenças observadas nas reações apresentadas pelo Mg e pelo Na com a água baseando-se nas suas respectivas energias de ionização. 
Magnésio I. 
 Calor de sublimação do magnésio = 148 Kj/mol II. 
1ª energia de ionização do magnésio = 738 Kj/mol III. 
2ª energia de ionização do magnésio = 1450 Kj/mol IV. 
 Calor de hidratação do magnésio = - 1925 Kj/mol 
H de redução = I + II + III + IV 
H de redução = 148 Kj/mol + 738 Kj/mol + 1450 Kj/mol – 1925 Kj/mol 
H de redução = 411 Kj/mol 
Sódio I. 
 Calor de sublimação do sódio = 108,5 Kj/mol II. 
1ª energia de ionização do sódio = 496 Kj/mol III. 
 Calor de hidratação do sódio = - 404 Kj/mol 
H de redução = I + II + III 
H de redução = 108,5 Kj/mol + 496 Kj/mol– 404 Kj/mol 
H de redução = 200,5 Kj/mol
6.6. A partir das respectivas reações químicas entre Mg e Na em água e das explicações do item 3, discutir o caráter redutor de cada um deles, identificando para cada reação os agentes redutores e oxidantes. 
A reação de oxidação do magnésio é muito lenta e requer uma pequena quantidade de 
para começar. Precisa de uma pequena energia de ativação, através do aquecimento com um isqueiro. Neste momento, quando a reação começou é muito difícil de parar.
 
6.7. Fazer os mesmos cálculos do item 6.3 usando o ciclo da página 11 para os ametais Cl e I. Explicar as diferenças observadas de acordo com o item 6.3, baseando-se agora na afinidade eletrônica de cada um. Discutir o caráter oxidante de cada um, identificando para cada reação os agentes redutores e oxidantes.
CORRIGIR
Cálculos das energias das reações: 
 
Energia da reação do Mg. 
 
ΔHR= ΔHSUB+ ΔHI+ ΔHHID 
ΔHR= 148 + (740+1450) + (- 1921) 
ΔHR= 417 KJ.mol-1 
 
Energia da reação do Na. 
 
ΔHR= ΔHSUB+ ΔHI+ ΔHHID 
ΔHR= 107 + 500 + (- 406) 
ΔHR= 201 KJ.mol-1.
6.8. Pesquisar a fórmula estrutural da Vitamina C e do seu produto de oxidação. Fazer 
o balanceamento da reação entre a Vitamina C e a solução etanoica de iodo, 
identificando os agentes oxidante e redutor.
Teoricamente: O ácido ascórbico é um redutor, portanto deve reduzir o iodo (I2) para
iodeto (I-). Visualmente notamos que a cor castanha escura (do iodo em solução com 
solventes polares como água e etanol) deve desaparecer (o iodeto é incolor). Por sua 
vez, como o cloro (Cl2) é um oxidante mais forte (com potencial de redução maior) que 
o iodo, vai oxidar o iodeto e a solução incolor voltará a ser castanho devido ao iodo 
produzido. 
O ácido ascórbico em solução aquosa possui uma facilidade excepcional para ser 
oxidado, portanto essa característica faz com que ele seja um ótimo antioxidante. Isso significa que ele protege outras espécies químicas de se oxidarem, em razão do seu próprio sacrifício.
INCOMPLETA
C6H8O2 + I2 C6H6O6 + 2HI 
6.9. Os dados e observações obtidos estão de acordo com o esperado teoricamente? Justifique. 
Em todas as etapas desse experimento foi possível observar essas reações, alcançando
assim o objetivo dessa aula prática no laboratório que era de observar as propriedades de oxidação e redução entre alguns elementos. 
6.10. Pesquisar a aplicação dos princípios deste experimento no dia-a-dia (na residência, na indústria...) 
A medição do potencial de redução e oxidação também é muito utilizada em processos
industriais, em tratamento d'água e em laboratórios. Uma grande aplicação para esta tecnologia é o controle de cloro na água potável, industrial, de torres de resfriamento ou de efluentes. 
Na medicina e na indústria, um dos agentes redutores mais conhecidos é a vitamina C,
cujo nome químico é ácido L-ascórbico ou simplesmente ácido ascórbico. Um exemplo disso se dá quando ele é adicionado em alimentos, principalmente nas frutas.
6.11. Tecer comentários sobre a relevância do conteúdo deste experimento no seu curso.
O experimento realizado é de demasiada importância num curso de engenharia, já que
nos dá uma ideia de que tipos de materiais se oxidam mais facilmente, e outros que podem causar a oxidação e de que formas essas reações podem ocorrer. E no relativo a alterações no meio e prejuízos que um oxidante ou redutor poderia causar num ambiente, em seres vivos e materiais de trabalho. 
 
CONCLUSÃO 
 
.
Com a realização dos experimentos foi possível observar as reações e aprender sobre elas com a produção deste relatório. Aprendemos que reações de oxirredução são aquelas onde há transferência de elétrons e variação do NOX, que é basicamente a carga dos elementos. Entendemos os conceitos de agente redutor (sofre oxidação, perde elétrons) que promove a redução do outro e agente oxidante (sofre redução, ganha elétrons) que promove a oxidação do outro. Pudemos observar as reações dos Metais com ácidos durante o procedimento reforçando nosso aprendizado desse conteúdo. A alta reatividade do Sódio metálico foi comprovada na prática com a observação da reação do mesmo com água, e a fenolftaleína mostrou, com coloração rósea, que a solução resultante era mesmo Hidróxido de Sódio.
Conclui-se que quando um átomo absorve energia, os elétrons podem ser transferidos de um nível para outro mais afastado do núcleo. Se a sua energia for suficientemente alta, será possível arrancar o elétron do átomo em questão, o transformando num íon positivo. Os metais de modo geral, possuem baixos potenciais de ionização e baixa afinidade eletrônica, ou seja, eles perdem elétrons facilmente; enquanto os ametais possuem altos potenciais de ionização e alta afinidade eletrônica e seus elétrons são difíceis de serem arrancados. Foi possível também entender o tipo de equilíbrio iônico existente no indicador ácido-base da fenolftaleína, através da resolução das questões. Isso permitiu também compreendermos os conceitos de óxidos ácidos e básicos enriquecendo nosso estudo acadêmico.
BIBLIOGRAFIA CONSULTADA 
 
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm
http://www.fisica.net/quimica/resumo14.htm#Ox
http://www.rc.unesp.br/ib/bioquimica/aula10oxido.pdf
http://www.cecimig.fae.ufmg.br/wp-content/uploads/2007/10/monografia-finalsimone.pd
https://educador.brasilescola.uol.com.br/estrategias-ensino/atividade-pratica-sobre-acao-vitamina-c-como-agente-redutor.htm
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/acido-ascorbico-vitamina-c-como-agente-redutor.htm
http://www.casa-jasmim.com/pag%20vitamina%20C.htm
http://74.125.113.132/search?q=cache:7qns-CSXV_0J:domfeliciano-sec.dyndns.org/gilber/arquivos/pol.%2520AQ%2520m%C3%B3dulo%2520II%25202004.doc+relatorio+poder+oxidante+redutor+%C3%A1cido+asc%C3%B3rbico+rea%C3%A7%C3%A3o&cd=3&hl=pt-BR&ct=clnk&gl=br
LISTA DE ABREVIATURAS E SIGLAS 
 
KJ/mol: mil Joule por cada mol de partículas/átomos/moléculas - neste caso 
falamos em mol de molécula. 
ΔH SUB: Energia/entalpia de Sublimação 
ΔH I: Energia de Ionização 
ΔH HID: Energia de Hidratação 
ΔHR: Energia da Reação
.