AULA OXIRED

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Nome: Mariane Yasmin Souza Magela RA: 608017 
 
Planejamento de aula 
Tema: Equilíbrio e titulação de óxido redução 
Duração: 3h30 horas 
Objetivo: Ao final desta aula, o aluno deverá compreender como funciona o 
equilíbrio numa reação e óxido redução assim como a sua titulação, apresentar os 
principais agentes oxidantes e redutores; escolher o indicador mais apropriado para 
titulação redox; construir a Curva de Titulação ao longo da titulação redox; e 
descrever as titulações envolvendo iodo, permanganato, dicromato e cério (IV) como 
titulante. 
Pré-requisitos: É necessário que aluno saiba os fundamentos básicos de uma 
reação de óxido redução, como número de oxidação, agente oxidante e agente 
redutor, entre outros. 
 
1º Momento: Introdução (1h) 
 
Nesse momento para introduzir a aula serão relembrados alguns conceitos 
sobre as reações de oxirredução como: 
 São reações que envolvem transferência de carga; 
 A oxidação é um processo que resulta na perda de elétrons pelas 
substâncias (átomos, íons ou moléculas); 
 Quando um elemento é oxidado seu estado de oxidação fica mais 
positivo; 
 O agente oxidante aceita elétrons e é reduzido durante o processo; 
 A redução é um processo que resulta em ganho de elétrons pelas 
substâncias; 
 Quando um elemento é reduzido seu estado de oxidação se torna mais 
negativo ou menos positivo; 
 O agente de oxidação perde elétrons e se oxida no processo; 
 A oxidação e a redução sempre ocorrem simultaneamente; 
 Forma oxidada e forma reduzida estão em equilíbrio; 
 Definições de número de oxidação, eletrodo, potencial de eletrodo, 
potencial padrão, eletrodo padrão de hidrogênio e potencial padrão; 
 As representações das reações em semicélulas facilitam a visualização 
dessa transferência de elétrons. Exemplo (descrito na lousa): 
Equação Global: 2Fe3++Sn2+→2Fe2++Sn4+ 
Semicélulas: 2 Fe3++2e-→2Fe2+ 
 Sn2+ → Sn4+ +2e- 
→ Agora um exercício deve ser aplicado a fim de verificar o desenvolvimento 
do aluno na aula até aquele instante e sanar as possíveis dúvidas 
Exercício: Represente as semicélulas da reação de oxirredução a seguir e 
identifique o número de oxidação das espécies, espécie reduzida, espécie oxidada, 
agente redutor e o agente oxidante. 
Fe+Cu2+→Fe
2++Cu 
 
Logo em seguida a explicação prossegue com os seguintes tópicos: 
 
 Normalmente uma reação representada em uma semicélula é 
reversível mesmo que o processo não seja espontâneo ele ainda sim pode ocorrer. 
 Os sistemas redox podem ser classificados em duas categorias: 
- Sistemas redox simples: Aqueles em que somente elétrons são trocados 
entre as formas oxidada e reduzida da substância 
(aOx +ne ↔bRed),onde a e b são coeficientes estequiométricos e n o número 
de elétrons, se a=b tem-se um sistema redox homogêneo, nos outros casos ele é 
definido como não homogêneo. 
- Sistemas combinados redox e ácido-base: Envolve não só a transferência 
de elétrons como de prótons (íons hidrônio) que são transferidos como em qualquer 
sistema ácido-base. Estes são uma combinação da fase redox e a fase ácido-base. 
Exemplo (descrito na lousa): 
BrO-3+ 6H
++ 6e-↔Br-+3H2O 
 
Foi definida e classificada uma célula eletroquímica e sua aplicabilidade, Por 
fim, foram descritas a equação de Nernst, a constante de equilíbrio e apresentados 
outros equilíbrios que afetam o equilíbrio redox. 
 
2º Momento: Equilíbrio das equações de óxido redução (1h) 
 
Para falar de equilíbrio nas equações deve-se mostrar ao aluno a importância 
de determinar primeiramente o número de elétrons liberados pelo agente redutor e 
capturados pelo agente oxidante para que não haja confusão. 
Nesta parte retoma-se a ideia de semicélula, pois as conhecendo fica mais 
simples essa determinação. Exemplo (descrito na lousa): 
2MnO4
-+5H2O2+6H
+→2Mn2++5O2+8H2O 
Semicélulas 
H2O2↔ O2+ 2H
++2e- 
MnO4
-+8 H++5 e-↔ Mn2++ 4 H2O 
Observa-se no início que 5 moléculas de peróxido de hidrogênio liberam dez 
elétrons que, por sua vez, serão captados por dois íons permanganato. 
De modo geral para equilibrar uma equação de óxido redução, deve-se 
observar: 
1. Definir os produtos da reação; 
2. Expressar as equações das reações de semicélula dos estágios de 
oxidação e redução; 
3. Multiplicar cada equação de semicélula por um fator tal que ambas as 
equações contenham o mesmo número de elétrons; 
4. Por fim, somar essas equações e cancelar as substâncias que 
aparecem em ambos os termos da equação resultante. 
 
Para elucidar melhor estes aspectos: 
 
Exemplo (descrito na lousa): Os íons bromato podem ser reduzidos pelos 
íons iodetos em meio ácido. Expresse a equação da reação. 
 Resolução: 
 
1. Sabemos que os produtos da reação são: íons brometo, iodo e, 
provavelmente, água. 
2. Expressando as reações da semicélula: 
BrO3
-+6H++6e-→Br-+3H2O (I) 
 2I-→I2+2e
- (II) 
3. Somando (I) + 3x (II) temos: 
BrO3
-+6H++6e-+6 I-→ Br-+3H2O+3 I2+6e
- 
Simplificado: 
BrO3
-+6H++6 I-→ Br-+3H2O+3 I2 
Obs: É importante falar sobre os agentes importante de oxidação e redução e 
suas respectivas reações. Eles são: Permanganato de potássio, dicromato de 
potássio, ácido nítrico, halogênios, água-régia, peróxido de hidrogênio, dióxido de 
enxofre, ácido iodídrico e cloreto de estanho. 
 
3º momento: Teoria da titulação de oxidação e redução (1h30) 
 
A titulação de oxidação redução (redox) baseia-se nas reações de oxidação e 
redução. É empregada na determinação de espécies capazes de exibir em dois ou 
mais estados de valência. Isto porque conforme o estado de valência que se 
encontram, são passiveis de oxidação ou redução. 
Estes métodos fazem uso de soluções padrões de agentes oxidantes (mé- 
todos oxidimétricos) ou de agentes redutores (redutimétricos). 
A reação na volumetria de oxidação e redução deve ser quantitativa (o padrão 
só deve reagir com a amostra e vice-versa) e deve ser rápida (as que forem muito 
lentas podem ser aceleradas por calor ou em presença de catalisador). 
O ponto final (PF) da titulação de oxidação e redução é identificado com 
auxilio de indicadores. Desta forma, é muito importante uma escolha adequada do 
indicador. Na detecção do PF são empregados, conforme a reação, auto-
indicadores, indicadores específicos (ex, amido) e indicadores de oxida- ção e 
redução. A curva dando a variação do potencial com o volume do reagente 
adicionado durante a titulação é conhecida como curva de titulação. Nesta o 
potencial da reação é monitorada ao longo da reação. 
 
Curva de titulação 
 
A curva de titulação de oxidação e redução representa a variação dopotencial 
do sistema em função do volume do titulante. 
O potencial varia com o logaritmo de um termo de concentrações na 
equação de Nernst. 
O potencial do sistema no ponto de equivalência (PE) pode ser calculado 
a partir dos potenciais padrões, E0, dos sistemas envolvidos, aplicando 
a equação de Nernst. Uma reação redox é considerada completa, 
quando o PE a razão entre as concentrações da forma oxidada e da forma 
reduzida for >103 
. 
O indicador ideal é aquele que possui o valor de E0 
 Intermediário entre o valor de E0 da amostra e o E0 da solução padrão. Além 
disso, deve possuir na forma oxidada cor diferente da forma reduzida. Os processos 
de oxidação e redução devem ser reversíveis. A primeira reação deve ocorrer entre 
a amostra e o reagente titulante, após o termino da reação (PE) a reação entre o 
titulante e o indicador é necessária. É importante saber que para fazer uma 
determinação por oxi-redução é necessário que a diferença entre os E0 dos sistemas 
envolvidos seja igual ou superior a 0,35V. 
 
Métodos de titulação redox 
 
Ex: Perganometria 
 
Este nome é dado ao conjunto de técnicas titulométricas empregando o íon 
permanganato como agente oxidante, tendo como reação fundamental, três 
processos REDOX clássicos: 
 
Essa diversidadede comportamento REDOX, dependente do meio iônico 
pode ser explicada por meio do diagrama a seguir: 
 
 
Outros sistemas: 
 
-Fe(CN)6
4- / Fe(CN)6
3- (redutor do permanganato em meio fortemente alcalino) 
-Iodato em meio ácido (a análise de índices, tais como de insaturação em 
compostos 
orgânicos, especialmente de óleos) 
-Bromato em meio ácido (determinação de hidrazina, N2H4, um redutor que 
tem 
importantes aplicações tecnológicas) 
-Hipoclorito de cálcio (análise de amônia) 
-Persulfato de potássio em meio ácido 
-Peróxido de hidrogênio em meio ácido 
-Peróxido de hidrogênio em meio ácido 
-Ácido perclórico 
-Água de cloro e água de bromo como reagentes pré-oxidantes 
-Fe(II) 
-Tiossulfato de sódio 
-Oxalato de sódio 
-Entre outros 
 
Exemplo: Titulação de 100,0 mL de uma solução 0,100 mol/L de Fe2+ com 
uma solução 0,0200 mol L-1 de KMnO4 em meio de ácido sulfúrico 0,5 mol L-1. 
 
Considere a temperatura da titulação como sendo 25 °C. 
A indicação do ponto final das reações pode ocorrer de três formas diferentes: 
1) Auto-indicação do ponto final na qual o reagente é fortemente corado, 
havendo a mudança de coloração e indicando o excesso de titulante no meio. 
2) Uso de indicadores específicos que consistem em substâncias que reagem 
especificamente com as espécies participantes da reação. 
3) Indicadores de oxirredução que são substâncias que se deixam oxidar ou 
reduzir reversivelmente com a mudança de coloração. 
 
Avaliação 
Como forma de avaliação será pedido para que cada aluno pesquise outros 
três tipos de titulação de óxido-redução para ser discutido na próxima aula. 
 
Referências 
VOGEL, A. I. Análise Química Quantitativa. 6ª Ed., LTC Editora, Rio de Janeiro, 
1981.