Relatório 12 - Reações de oxirredução

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Regional Goiânia - Campus Samambaia
Química Licenciatura
Transformações Químicas
Professor Fabiano Molinos
Reações de Oxirredução
Amanda A. A. Morais
Fernanda Amorim Esteves
03 de junho de 2015
Objetivos.
	Verificar, experimentalmente, os conceitos de oxidação e redução, agente oxidante e agente redutor, e suas implicações com a tabela de potenciais de redução (apresentada no Anexo I), bem como os produtos de uma reação de oxirredução.
	ELETRODO
	REAÇÃO
	PÓLO
	LAMINA
	SOLUÇÃO
	Ânodo
	Oxidação
	Pólo Negativo (-)
	Corrói
	Concentra
	Cátodo
	Redução
	Pólo Positivo (+)
	Aumenta
	Dilui
Materiais e Reagentes.
Tubos de ensaio;
Béquer de 250 mL; 
Pregos;
Fios de cobre;
Pavio de papel;
Solução de sulfato de cobre (CuSO4);
Solução de nitrato de prata (AgNO3);
Solução de brometo de sódio (NaBr);
Solução de iodeto de sódio (NaI);
Clorofórmio (CHCL3);
Água de cloro (NaClO);
Solução de iodo (I2);
Solução de cloreto de potássio (KClO3);
Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L (NaOH);
Dicromato de amônio [(NH4)2Cr2O7];
Etanol (C2H6O).
Métodos.
Parte 1
Colocou-se um prego em um tubo de ensaio e, logo após, este foi coberto pela solução de sulfato de cobre. Deixou-se em repouso.
Parte 2
Foi colocado alguns fios de cobre em um tubo de ensaio e este foi coberto com a solução de nitrato de prata. Foi deixado em repouso.
Parte 3
Foi colocado, inicialmente, um prego em um tubo de ensaio que foi coberto pela solução de nitrato de prata, aguardou-se. Contudo para que esta reação ocorresse seria necessário maior tempo, então, foi colocado pedaços de clipes no tubo de ensaio com a solução de nitrato de prata e foi, novamente, aguardado.
Parte 4
Enumerou-se 3 tubos de ensaio;
No primeiro tubo, colocou-se 20 gotas, cerca de 1 mL, de solução de NaBr.
No segundo tubo, foi colocado 20 gotas de solução de NaI;
No terceiro tubo, colocou-se 10 gotas de solução de NaBr e 10 gotas de NaI;
Em cada tubo, adicionou-se 1 mL de clorofórmio e 10 gotas de água de cloro;
Agitou-se vigorosamente.
Parte 5
Parte 6
Resultados e Discussão.
1º experimento → após deixado em repouso, observou-se a mudança de coloração de azul para branco e a formação de um precipitado de cobre (apresentado na figura 1, Anexo I).
Reações:
	Reação
	Equação química
	Eo
	Oxidação (Ânodo)
	Fe0(aq) → Fe+2(aq) + 2 e-
	Eored = - 0,44 V
	Redução (Cátodo)
	Cu+2(aq) + 2 e- → Cu0
	Eored = + 0,34 V
	Global
	Cu+2(aq) + Fe0(aq) → Fe+2(aq) + Cu0(s)
	Eored = + 0,78 V
O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:
	Agentes:
Agente oxidante: Cu (Cobre) – Nox reduziu de +2 para 0.
Agente redutor: Fe (Ferro) - Nox aumentou de 0 para +2.
2º experimento → após o repouso, observou-se a formação de cristais de prata em todo fio de cobre e a coloração da solução tornou-se azul por causa da liberação dos íons de prata, assim como mostrado na Figura 1 do Anexo 1.
Reações:
	Reação
	Equação química
	Eo
	Oxidação (Ânodo)
	Cu0 → Cu+2 + 2 e-
	Eored = - 0,34 V
	Redução (Cátodo)
	2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag0
	Eored = + 1,6 V
	Global
	2 Ag+ + Cu0 → Ag0 + Cu+2
	Eored = + 1,94 V
Obs.: após realização das equações, percebe-se que o nitrato (NO3) é um íon espectador.
O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:
		
Agentes:
Agente oxidante: Ag (Prata) – Nox reduziu de +1 para 0.
Agente redutor: Cu (Cobre) - Nox aumentou de 0 para +2.
3º experimento → depois de esperado o repouso, foi observado a formação de um precipitado e a cor da solução era levemente esverdeada.
Reações:
	Reação
	Equação química
	Eo
	Oxidação (Ânodo)
	Fe0 → Fe+2 + 2 e-
	Eored = + 0,44 V
	Redução (Cátodo)
	2 Ag+ + 2 e- → Ag0
	Eored = + 1,6 V
	Global
	Fe0 + 2 Ag+ → Fe+2 + Ag0
	Eored = + 1,16 V
O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:
	Agentes:
Agente oxidante: Ag (Prata) – Nox reduziu de +1 para 0.
Agente redutor: Fe (Ferro) - Nox aumentou de 0 para +2.
4º experimento → após repouso, observou-se que em todos os tubos de ensaio as soluções eram bifásicas, assim como mostrado na Imagem 2 do Anexo 1. 
No primeiro tubo de ensaio, aconteceu a seguinte reação:
	NaBr(aq) + CHCl3(aq) + NaClO(aq) → 
	A partir da observação do tubo de ensaio e do valor das densidades das soluções (dclorofórmio= 1,49 g/mL, dágua de cloro= 1,05 g/mL, dbrometo de sódio= 3,21 g/mL), tem-se que a solução mais densa é o brometo de sódio e a menos densa é uma mistura de clorofórmio e água de cloro.
	No segundo tubo, ocorreu a seguinte reação:
	NaI(aq) + CHCl3(aq) + NaClO(aq) →
	Sabe-se que o iodeto apresenta uma coloração amarelo claro e é solúvel em clorofórmio, então, passa a ter a coloração violeta, no tubo é a parte mais densa. Sendo assim, a parte menos densa é formada pela água de cloro.
	No terceiro tubo, tem-se a seguinte reação:
	NaBr(aq) + NaI(aq) +CHCl3(aq) + NaClO(aq) →
	Com base nas informações obtidas nos dois primeiros tubos de ensaio, presume-se que a parte mais densa, que apresenta coloração violeta, é formada pelo iodeto e clorofórmio e parte menos densa, que apresenta coloração alaranjada, é formada por brometo e água de cloro.
Conclusão.
 Na natureza, as reações de oxirredução são muito comuns. Para a indústria, o 	estudo da oxirredução é de extrema importância visto que todos os aparelhos 		eletrônicos portáteis utilizam algum tipo de pilha ou bateria. Outro ponto é o 		objetivo 	de evitar que a corrosão atinja estruturas metálicas pela 			oxidação, principalmente a 	corrosão do aço que é muito utilizado na 			construção civil. 
 As reações de oxirredução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As 	substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham 		elétrons são 	os agentes oxidantes. A soma da reação de oxidação com a 		reação de redução resulta 	na reação global de oxirredução e utilizando uma 		tabela de potenciais de redução é 	possível calcular seu potencial e verificar 		se ela é espontânea ou não.
Referências.
Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição; Atkins, Peter e Jones, Loretta, 2002;
Transformações Químicas – Apostila para as aulas práticas; Fabiano Molinos de Andrade e Rafael Pavão de Chagas;
Química a Ciência Central, 9ª edição, Editora Pearson Pretice Hall; Brown, T. L., Lemay H. E. e Bursten, B. E, 2007.
http://www.dqi.iq.ufrj.br/tabela_de_potenciais.pdf
http://www.colegioweb.com.br/eletroquimica-i-pilhas/tabela-de-potenciais-padrao-de-reducao.html
Anexo 1.
Tabela de Potenciais-Padrão de Redução
	Tabela 1 - Tabela de Potenciais-Padrão de Redução
Figura 1 – Experimento 1.
Figura 2 – Experimento 4.