Relatório equilíbrio de oxiredução

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO - UFMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS SOCIAIS, SAÚDE E TECNOLOGIA - CCSST 
CURSO DE ENGENHARIA DE ALIMENTOS 
DISCIPLINA: QUÍMICA ANALÍTICA QUALITATIVA 
DOCENTE: PAULO ROBERTO DA SILVA RIBEIRO 
DATA DA PRÁTICA: 21/10/19 
 
 
 
AMANDA ANIELLE REIS SILVA 
YASMIM MENEZES DO NASCIMENTO 
 
 
 
PRÁTICA 7: EQUILÍBRIO DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPERATRIZ-MA 
2019 
RESUMO 
A pratica consiste em realizar as reações de oxido- redução utilizando-se diversas 
combinações de soluções como Cloreto férrico e iodeto de potássio, identificando as reações na 
maioria das vezes pela coloração da solução ao adicionar uma solução qualquer, utilizou-se o 
processo de centrifugação para separação de fases quando necessário, observou-se também o 
estado de equilíbrio e a perturbação do mesmo em reações reversíveis. 
 
1 INTRODUÇÃO 
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, a tendência de perder ou 
doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera um tema de estudo na química, 
conhecido como eletroquímica. Reações de oxirredução tanto podem gerar corrente elétrica, 
como serem iniciadas por uma corrente elétrica. Esta última recebe o nome especial de 
eletrólise, e a primeira é responsável pelos dispositivos conhecidos como pilhas, baterias e 
acumuladores. Em uma reação de oxirredução há transferência de elétrons entre as espécies 
químicas envolvidas, esta transferência se produz entre um oxidante e um redutor. Isso pode 
ser percebido por meio do número de oxidação (NOX)de cada elemento, a espécie que perde 
elétrons, é a que sofre oxidação e é considerada o agente redutor, então terá aumento em seu 
NOX. Portanto a espécie que ganhar elétrons sofrerá redução e será o agente oxidante, tendo 
seu NOX diminuído. (SKOOG,2006) 
As reações de oxirredução podem ser vistas de um a maneira análoga ao conceito de 
Brønsted-Lowry para as reações ácido-base. Ambas envolvem a transferência de uma ou mais 
partículas de um doador para um receptor, quando um ácido doa um próton, ele se torna a base 
conjugada que é capaz de aceitar um próton. No caso da oxirredução, quando um agente redutor 
doa um elétron, ele se torna um agente oxidante que então pode aceitar um elétron. A 
transferência de elétrons que ocorre durante a reação redox pode também ser usada para 
produzir energia na forma de eletricidade. O aparato experimental usado neste caso é chamado 
célula eletroquímica. Uma célula eletroquímica é u m dispositivo que utiliza reações de 
oxirredução para produzir a Inter conversão de energia química e elétrica. Existem dois tipos 
de células eletroquímicas: as células galvânicas, nas quais energia química é convertida em 
energia elétrica, e as células eletrolíticas, nas quais energia elétrica é convertida em energia 
química. (VOGEL; AFONSO, 2000) 
Quando a reação ocorre de forma espontaneamente é denominada de cela galvânica ou 
voltaica. Neste caso a transferência de elétrons não o corre diretamente entre os reagentes, mas 
por um condutor metálico externo. De forma simples, pode -se comparar o fluxo de elétrons 
provocado por uma célula voltaica ao flux o de água em uma queda d’água. Deste modo ocorre 
com os elétrons, como a energia potencial é mais alta no anodo que no catodo, eles fluem 
espontaneamente de um circuito externo do anodo para o catodo. (MOORE, 1976). 
 
2 OBJETIVO 
Interpretar a perturbação de um equilíbrio de precipitação ou de complexação devido à 
oxidação ou redução das espécies presentes. 
 
3 MATERIAIS 
3.1 Vidrarias: 
 Tubos de ensaios 
 Béquer de 50 mL 
 Pipeta graduada 1 e 5 mL – (Incerteza: ± 0,1) 
 
3.2 Utensílios: 
 Papel Toalha 
 Pisseta com água destilada 
 Pipeta de Pasteur ou conta-gotas 
 Espátula; 
 Isqueiro; 
 Lamparina com álcool 70%. 
 
 
3.3 Reagentes: 
 Solução de Cloreto Férrico (FeCl3) 0,1 mol/L-1; 
 Solução de Tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,1 mol/L-1; 
 Solução de Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol/L-1; 
 Solução de Cloreto de Potássio (KCl) 0,1 mol/L-1; 
 Clorofórmio (CHCl3); 
 Solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 3,0 mol/L-1; 
 Solução de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 mol/L-1; 
 Solução de Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,2 mol/L-1; 
 Solução de Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3,00 mol/L-1; 
 Cristais de Sulfito de Sódio (Na2SO3) ISOFAR 96,0 %; 
 Solução de Sulfato de Ferroso (FeSO4) 0,1 mol/L-1; 
 Solução de Peróxido de Hidrogênio (H2O2) 10% mol/L-1. 
 
3.4 Equipamentos: 
 Centrífuga DAIKI 80-2B. 
 
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
4.1 Equilíbrio de óxido-redução: 
Identificou-se 8 tubos de A até G. 
No Tubo A: Adicionou-se 1 mL de solução de Cloreto Férrico (FeCl3) 0,1 mol/L-1 e 1 mL de 
uma solução de Tiocianato de amônio (NH4SCN) 0,1 mol/L-1, em seguida, separou-se a solução 
em dois tubos de ensaio A1 e A2, logo após no tubo A1 adicionou-se 0,5mL de solução de 
Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol/L-1 e no tubo A2 adicionou-se 0,5mL da solução de Cloreto de 
Potássio (KCl) 0,1 mol/L-1, agitou e observou-se. Subsequentemente adicionou-se nos tubos A1 
e A2, 1mL de Clorofórmio (CHCl3), agitou e observou-se possíveis reações. 
Identificou-se dois tubos de ensaio como B1 e B2 e adicionou-se 1mL de solução de Cloreto 
Férrico (FeCl3) 0,1 mol/L-1 em cada um. Em seguida, adicionou-se 0,5mL de uma solução de 
Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol/L-1 no tubo B1 e 0,5mL de solução de Cloreto de Potássio (KCl) 
0,1 mol/L-1 no tubo B2, por fim adicionou-se 0,5mL de clorofórmio em cada um, agitou e 
observou-se possíveis reações. 
No Tubo C: adicionou-se ao tubo de ensaio 0,5mL de uma solução de Cloreto Férrico (FeCl3) 
0,1 mol/L-1, mais 0,5mL de uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 3,0 mol/L-1, observou-
se possíveis reações e logo após levou-se o tubo de ensaio a centrifuga (DAIKI 80-2B) com 
rotação de 2000 RPM, retirou-se o sobrenadante e ao resíduo adicionou-se gota a gota de 
solução de Iodeto de Potássio (KI) 0,1 mol/L-1, por fim, adicionou-se 0,5mL de clorofórmio 
agitou e observou-se as possíveis reações. 
No Tubo D: adicionou-se 5 gotas de uma solução de Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) 0,1 
mol/L-1 mais 5 gotas de uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 3,0 mol/L-1 e agitou-se. 
Logo após, adicionou-se ao mesmo 10 gotas de uma solução de Iodeto de Potássio (KI) 0,1 
mol/L-1, agitou e observou-se possíveis reações. 
No Tubo E: adicionou-se 1 mL de uma solução de Permanganato de Potássio (KMnO4) 0,2 
mol/L-1, mais 0,5mL de uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH) 3,0 mol/L-1 , em seguida, 
adicionou-se cristais de Sulfito de Sódio (Na2SO3) ISOFAR 96,0 %, observou-se possíveis 
reações, logo após aqueceu-se o tubo de ensaio utilizando uma lamparina de vidro com álcool, 
e observou-se a reação, por fim fez o mesmo procedimento acima utilizando agora uma solução 
de Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3,00 mol/L-1. 
No Tubo F: adicionou-se 1 mL de uma solução de Sulfato de Ferroso (FeSO4) 0,1 mol/L-1 
mais gotas de Hidróxido de Sódio (NaOH) 3,0 mol/L-1 e 1mL de uma solução de Peróxido de 
Hidrogênio (H2O2) 10% mol/L-1, e observou-se a reação. 
No Tubo G: adicionou-se 1mL de água destilada, mais 3 gotas de uma solução de 
permanganato de potássio 0,2 mol/L-1, mais 3 gotas de uma solução de Ácido Sulfúrico 3,00 
mol/L-1 e 3 gotas de uma solução de Peróxido de Hidrogênio 10% mol/L-1, por fim aqueceu-se 
e observou-se a reação. 
 
5 RESULTADOS E DISCURSSÕES 
5.1 Equilíbrio de óxido-redução: 
Tubo A1 e A2 : No instante em que o Tiocianato de amônio entrou em contato com o cloreto 
férrico, a solução apresentou-se uma coloração vermelho-sangue. Segundo a literatura a 
coloração vermelho-sangue surgiu atravésda reação entre os íons de Ferro (Fe+3) com o íon 
Tiocianato (SCN-). 
FeCl3(aq) + NH4SCN(aq)  [Fe(SCN)]+2(aq) + NH4(aq) + 3Cl-(aq) 
Ao adicionar Iodeto de potássio no tubo A1 houve dissolução da solução formada, logo após 
com a adição de Clorofórmio houve a formação de três fases de coloração a mais clara pra mais 
escura, deixando evidente a fase orgânica. Já no tubo A2 ao adicionar Cloreto de potássio não 
houve mudança na coloração, ao adicionar Clorofórmio no mesmo ocorreu a formação bifásica 
tendo uma com aparência liquida e outra com aparência oleosa, de fundo transparente e topo de 
vermelho-sague. 
Tubo B1 e B2: Notou-se no tubo B1 que o iodo presente na reação sofre oxidação, enquanto o 
ferro sofre redução, resultando numa solução com duas fases e ao adicionar o clorofórmio nota-
se a formação de um precipitado na fase orgânica. No tubo B2 houve a dissolução da solução 
tornando-se mais clara e formando uma fase amarelada e outra transparente de aparência 
límpida, duas fases heterogêneas. 
Tubo C: Ao adicionar Hidróxido de sódio ao Cloreto Férrico observou-se uma solução de 
coloração alaranjada com precipitado. Após retirar da centrifuga percebeu-se o precipitado 
depositado no fundo do tubo de ensaio. Ao adicionar Iodeto de potássio não houve nenhuma 
reação o mesmo ocorreu após a adição do clorofórmio havendo apenas a formação de três fases 
sendo que o hidróxido de ferro III ficou localizado no meio das outras duas. 
Tubo D: Na reação do Dicromato de potássio com Hidróxido de sódio observou-se que a 
solução apresentou uma coloração amarelada característica da solução de cromato de potássio. 
Não ocorreu nenhuma reação ao adicionar o iodeto de potássio. 
Tubo E: Ao adicionar Hidróxido de sódio ao Permanganato de potássio não houve nenhuma 
reação, após adicionar cristais de Sulfito de Sódio observou-se que a solução apresentou 
coloração verde escuro e liberação de calor caracterizando uma reação exotérmica. Após 
aquecer a solução observou-se a mudança de coloração de verde para marrom. 
Repetindo o procedimento com Ácido sulfúrico em vez do hidróxido de sódio houve a mudança 
de coloração para marrom e com o aquecimento a solução ficou transparente. 
No Tubo F: Com adição do hidróxido de sódio ao sulfato ferroso observou-se uma precipitação 
e a mudança a coloração para verde lodo, em seguida com a adição de peróxido de hidrogênio 
houve a formação de duas fases com sobrenadante transparente. 
No Tubo G: Ao adicionar ácido sulfúrico e peróxido de hidrogênio ao permanganato de 
potássio ao aquecer ocorreu uma reação de combustão, a reação ficou mais acentuada pela 
adição de peróxido de hidrogênio, cada vez mais transparente. 
 
 
6 CONCLUSÃO 
A partir da prática realizada foi possível a observação de várias reações onde podem se 
presenciar a oxidação dos compostos. Além de notar a capacidade que alguns elementos têm 
de oxidar ou reduzir outros elementos, essas reações podem causar coloração desconhecida e 
precipitados, e com aquecimento de algumas soluções observou-se a dissolução desses 
precipitados. A partir daí é possível traçar um comparativo das espécies envolvidas no 
experimento. Tendo como base as tabelas de potenciais de eletrodo padrão de redução 
encontradas facilmente na literatura. 
 
REFERÊNCIAS 
SKOOG, D. A. Fundamentos de Química Analítica. 8 ed. São Paulo: Pioneira Thomson 
Learning, 2006. 
 
VOGEL, A. I.; AFONSO, J. C. Análise química quantitativa. Grupo Gen-LTC, 2000. 
8521625790. 
 
MOORE, Walter J. traduzido por JORDAN, Tvo. Físico-química. Edgard Blucher: São Paulo, 
1976. 4° edição. 
SP, 1994. 
 
ANEXOS: 
I. IMAGENS 
 
Figura 1. Soluções de Oxi-redução 
 
II. EXERCÍCIOS 
1. Descreva as características das reações de oxirredução. 
Oxirredução é uma reação química em que há a ocorrência de oxidação e redução de átomos de 
substâncias (espécie química) presentes no processo. 
Oxidação: É a perda de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. 
Redução: É o ganho de elétrons por parte de um átomo de uma espécie química. 
Assim, durante uma reação de oxirredução, os elétrons transitam da espécie que os perde em 
direção à espécie que vai recebê-los, o que resulta na formação de uma corrente elétrica (energia 
elétrica). 
2. Descrever e todas as reações envolvidas nos experimentos da aula prática, 
apresentando as constantes de equilíbrio. 
FeCl3 + 3 NH4SCN → Fe (SCN)3 + 3NH4Cl 
𝐤𝐞𝐪 = 
[𝑵𝑯𝟒𝑪𝒍]𝟑[𝑭𝒆(𝑺𝑪𝑵)𝟑]
[𝑭𝒆𝑪𝒍𝟑][𝑵𝑯𝟒𝑺𝑪𝑵]𝟑
 
FeCl3 + 3 NaOH → Fe(OH)3 + 3 NaCl 
𝐊𝐞𝐪 = 
[𝐅𝐞(𝐎𝐇)𝟑][𝐍𝐚𝐂𝐥]𝟑
[ 𝐅𝐞𝐂𝒍𝟑][ 𝐍𝐚𝐎𝐇]𝟑
 
K2Cr2O7 + 2 NaOH → Na2Cr2O7 + 2 KOH 
𝐊𝐞𝐪 =
[𝐍𝒂𝟐𝐂𝒓𝟐𝐎𝟕][𝐊𝐎𝐇]𝟐
[𝑲𝟐𝐂𝒓𝟐𝐎𝟕][𝐍𝐚𝐎𝐇]𝟐
 
FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2 
𝐊𝐞𝐪 =
[𝐍𝐚𝟐𝐒𝐎𝟒][𝐅𝐞(𝐎𝐇)𝟐]
[𝐅𝐞𝐒𝐎𝟒][𝐍𝐚𝐎𝐇]𝟐
 
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + O2 + H2O 
𝐤𝐞𝐩 =
[𝐌𝐧𝐒𝐎𝟒][𝐊𝟐𝐒𝐎𝟒][𝐎𝟐][𝐇𝟐𝐎]
[𝐊𝐌𝐧𝐎𝟒][𝐇𝟐𝐎𝟐][𝐇𝟐𝐒𝐎𝟒]
 
3. Qual o número de oxidação do cromo, do potássio e do oxigênio no dicromato de 
potássio (K2Cr2O7)? 
K2=+1.2=+2 
Cr2=+6.2=+12 12+2=14 14-14=0 
O7=-2.7=-14 
4. Dada a equação: 
 
Pede-se: 
a) Faça o balanceamento e acerte os coeficientes da equação pelo método de oxirredução. 
O2 = ∆Nox = 2 → 2 será o coeficiente de MnSO4 
MnSO4 = ∆Nox = 5→ 5 será o coeficiente de O2 
KMnO4 + H2SO4 +H2O2 → K2SO4 +H2O + 5O2+ 2 MnSO4 
2 KMnO4 + 5 H2O2 + 3 H2SO4 → 2 MnSO4 + 1 K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O 
 
b) Destaque o agente redutor e o agente oxidante desta reação?