relatório prática6

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NOME: ISABELA TOWNSEND DE ABREU
CUSO: QUÍMICA
MATRÍCULA: 14214070128
POLO: ANGRA DOS REIS 
Química 1
Aula Prática 6
Reações de Oxirredução
Introdução
Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.
A perda de elétrons é chamada de oxidação. O ganho de elétrons é chamado de redução.
Ao preparamos uma pilha galvânica utilizamos uma reação espontânea de oxirredução. 
2-Parte Experimental
Materiais utilizados: balança analítica, béquer, algodão, tubo em U, tubo de ensaio, pipeta, voltímetro, Erlenmeyer, borracha, balão volumétrico, grampo, borracha.
2.1 Célula Galvânica
 Pilha de Daniell: 
Foi utilizada uma solução de Sulfato de Cobre (CuSO4)) e uma solução de Sulfato de Zinco (ZnSO4). Ligando um metal ao outro por onde os elétrons irão passar, colocou-se o voltímetro neste caso para medir corrente elétrica. Concluímos uma pilha com duração de mile de segundos, onde houve um desequilíbrio iônico. Utilizamos a Tabela de Potenciais-padrão para localizarmos o Zn e o Cu. Utilizamos a tabela verificamos que:
 1M 25ml(ZnSO4) K2SO4 11,5g 100g 4,0 
 1M 25m(CuSO4) (CuSO4) X 	50g = 5,75
Cu2+ + 2ē ________Cu Eº (v) = 0,34V Zn2+ + 2ē ________ Zn Eº (v) = - 0,76V 
Com base na tabela acima termos uma percepção de quem vai sofrer o processo de redução e o de oxidação. Sabendo que a pilha é um processo espontâneo, a variação de Eº, ou seja, a diferença potencial tem que ser positiva, sabe que na pilha ∆E > 0. Calculando o ∆E= Eoxi + Ered. Para que ∆E dê positivo, precisamos inverter o Zn, com isso o Zn irá oxidar. O Zn irá perder elétrons, irá ceder 2ē. Passará o Eoxi para + 0,76V. Fazendo a equação onde ∆E= Eoxi + Ered.
Eoxi = + 0,76V (ânodo) ∆E = +1,10V 
Ered = + 0,34 (cátodo) 
O processo basicamente consiste na perda de íons pelo (Cu) está diminuindo a quantidade de íons positivos e no (Zn) está aumentando a quantidade de íons positivos criando um desequilíbrio iônico e a pilha não funciona. Assim, Daniell a fim de resolver o problema criou a ponte salina, com um tubo em U, colocou uma solução de sal, de preferência não reativa, como por exemplo, cloreto de potássio o (KCl(aq)) , formando 2k+ + SO42-. Dando fim ao desequilíbrio iônico, aumentando o tempo de duração da pilha. Após certo o tempo à placa de Zn sofrerá corrosão, aumentando a massa do Cu, criando um efeito de elétron da posição. A Pilha de Daniell é composta por um eletrodo negativo (ânodo) que cede elétrons para o eletrodo positivo chamado de cátodo. O ânodo é uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, enquanto que o cátodo é uma placa de cobre mergulhada em uma solução de cobre. Colocamos uma solução de Sulfato de Zinco e calculamos o peso molar é 287,5g e da mesma maneira o do Sulfato de Cobre que é 249g. Foi preparado uma solução de 50ml.
2.2 Influência do meio na força do oxidante e do redutor 
 Utilizando uma solução de 0,1M de KI, 1M NaOH, 0,1M K2Cr2O7. Cada composto foi pesado e colocado em um tubo de ensaio com a da solução Kl e adicionamos aproximadamente 5 gotas de NaOH, utilizando um conta gotas e alcalinizamos. Foi adicionado o Dicromato na solução, com cor laranja, que passou para Cromato de cor amarela. Na mesma solução adicionamos aproximadamente 5 gotas de ácido sulfúrico, havendo uma nova mudança de cor, passando de amarelo para esverdeado, foi observado que ocorreu uma reação exotérmica onde houve uma dissolução do Iodo, precipitando no fundo do tubo de ensaio.
2.3 O uso da equação iônica para expressar a oxirredução
 Após termos pesado da as soluções colocamos cada uma em tubos de ensaio. Em um tubo de ensaio colocamos um pouco da solução de permanganato adicionamos gotas de ácido sulfúrico e em seguida colocamos um pouco de ácido oxidado, agitamos a solução aonde teve uma virada, o manganês (violeta) +7 passando para +2 (incolor). E no ácido oxidado teria umas bolinhas de gás carbônico, o ácido oxidado vai a gás carbônico. Em um outro tubo colocamos um pouco de permanganato (violeta), adicionamos gotas de hidróxido de sódio e com isso estamos alcalinizando a solução, em seguida colocamos um pouco de cristais sulfito de sódio, homogeneizamos a solução. 
2.4 Influencia do meio na redução do MnO4-
A solução de permanganato possui cor violeta intensa e reações que envolvem consumo deste íon são facilmente monitoradas pela cor da solução. Na presença de redutores apropriados, o íon permanganato é reduzido rapidamente.
Realizamos soluções de permanganato começando por +7 (violeta), +6 (verde), +4 (marrom),+ 2 (ficando incolor). As variações eletrônicas foram realizadas através da adição do ácido sulfúrico (H2SO4).
 2.5 Reações com peróxido de hidrogênio
 Foi colocada em um tubo de ensaio um pouco de permanganato e dilui-se em água. Adicionamos aproximadamente 5 gotas de ácido sulfúrico e o peróxido de hidrogênio (água oxigenada), ocorreu uma rápida mudança de cor desprendendo um gás (oxigênio). Com isso o manganês +7 passou para manganês +2. 
Em outro tubo de ensaio foi colocado um pouco de Fe+2 e de NaOH para alcalinizar e homogeneizamos a solução. A solução apresentou uma cor verde escuro, adicionamos um pouco de peróxido de hidrogênio, após uma homogeneização a solução passou do verde para cor castanho, de Fe+2 para Fe+3, ficando um aglomerado formando hidróxido férrico.
3-Conclusão:
A prática realizada foi de grande importância. Haja vista que, a partir dela, foi possível a observação de várias reações onde pode se presenciar a oxidação dos compostos.
Notou-se, também a capacidade que alguns elementos têm de oxidar ou reduzir outros elementos. A partir daí pode traçar um comparativo das espécies envolvidas no experimento.
4- Bibliografia
http://www.mundoeducacao.com/quimica/reacoes-oxirreducao.htm
http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-oxirreducao.htm
http://www.quimica.ufpr.br/fsnunes/cq136/Experimentos%20PDF/CQ136%20Reac%E3o%20entre%20%E1cido%20ox%E1lico%20e%20permangatato.%20Fatores%20cin%E9ticos....pdf