Experimentos de Oxirredução em Química Inorgânica

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Igor Roque da Silveira		201710206
João Antonio Tavares Barboza 	201710810
João Paulo Rodrigues da Silva	201711154
Pedro Micael de Castro Caputo	201710204
Prática I – Química Inorgânica Experimental 
Oxirredução
Professor: Jonas Leal Neto	
LAVRAS
OUTUBRO / 2017
INTRODUÇÃO
Oxirredução é uma reação química onde ocorre redução e oxidação simultaneamente das espécies químicas envolvidas. Oxidação é um processo na qual uma substância química perde elétrons, ou seja, o Nox aumenta. Redução é o processo contrário da oxidação, onde uma substância recebe elétrons, dessa forma reduzindo seu Nox. (HAGE & CARR, 2012)
As reações redox estão presentes no cotidiano, como a combustão do carvão e formação de ferrugem em um portão de ferro e também tem grande importância industrial, como na transformação do minério de ferro (Fe2O3) em ferro metálico (Fe). É possível associar as reações redox, às baterias e pilhas, na qual uma reação química gera uma corrente elétrica. (USBERCO & SALVADOR, 2012)
Fe2O3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
Frequentemente a transferência de elétrons é acompanhada pela transferência de átomos, como no exemplo abaixo:
CuSO4(aq) + Fe(s) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Agente oxidante é toda substância que sofre redução (recebe elétrons) e é aquela que induz outra substância a oxidar. Agente redutor é toda substância que sofre oxidação (perde elétrons) e é aquela que induz a outra a reduzir.(SHRIVER & ATKINS,2008)
Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)2 (aq) + Ag(s)
 ↓ ↓
 Agente Oxidante Agente Redutor
OBJETIVO
	Realizar reações do tipo “Oxirredução” e analisar mudanças macroscópicas que ocorrem nas reações, tais como: mudança de cor, aquecimento, formação de gases, mudanças de odores etc.
Parte Experimental
Materiais usados nos experimentos foram:
· Tubos de ensaios 
· Pipetas graduadas 
· Pipetas de Pasteur 
· Suportes para tubo de ensaio 
Os reagentes utilizados foram: 
· 
· Solução CuSO4 .5H2O a 5% 
· Solução de H2O2 10V 
· Solução de KBr a 0,1% 
· Solução de H2SO4 a 0,5% 
· HNO3 concentrado 
· Cobre metálico
· Barra de ferro (prego)
· HCl concentrado
· KMnO4 sólido 
· KMnO4 0,0 mol/L.
Procedimento
1- Adicionamos 3 mL de solução de sulfato de cobre II em um tubo de ensaio e introduzimos um prego (ferro) na solução e vimos as alterações ocorridas . 
2- Adicionamos em tubo de ensaio 2 mL de água oxigenada 10 V , 1 mL de ácido sulfúrico 0,5% e agitamos o tubo . Após isso foram adicionadas 5 gotas de permanganato de potássio 0,1 mol/L , agitado e observado.
3- Em um tubo de ensaio colocamos alguns cristais de permanganato de potássio. Após isso adicionamos gota a gota 1mL de HCl concentrado. Observou e anotou
4- Usamos novamente o tubo de ensaio utilizado no experimento 1 , raspamos o prego com uma espátula dentro desse tubo e adicionamos algumas gotas de ácido nítrico concentrado. 
5- Refizemos o item 4 utilizando um pedaço de fio de cobre ao invés do resíduo do prego , e foi obtido um resultado semelhante , porém mais intenso 
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Itens 1, 5 e 6
Adicionamos um prego a uma solução de sulfato de cobre II, em um tubo de ensaio. A velocidade da reação é baixa, e levam-se alguns minutos para que se possam observar alguns resultados. O sulfato de cobre II é um líquido de coloração azul, e o prego inicialmente possui uma tonalidade prata, característica do ferro metálico. Com o decorrer do experimento, nota-se tanto que a solução estava perdendo um pouco de sua coloração, como também o prego ganhava uma tonalidade marrom. A reação é descrita pela equação:
(1) Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
O cobre, presente no sulfato de cobre II, possui nox +2, e o cobre presente nos reagentes possui nox igual a 0. Logo o cobre sofre uma redução, um ganho de elétrons, este fenômeno o torna o agente oxidante da reação. O ferro presente nos reagentes possui nox 0, e o ferro presente no sulfato de ferro II possui nox 2+, assim, sofrendo uma oxidação, uma perda de elétrons, se tornando o agente redutor. A interação do agente redutor com o agente oxidante pode ser observada no experimento. O cobre após sofrer a redução se prende ao prego, o que ocasionou na coloração marrom do prego. A formação de FeSO4, e a diminuição de CuSO4 na solução, deixa a solução cada vez mais clara.
Para confirmar que a presença de cobre na superfície do prego, tiramos com cuidado os resíduos do prego, e os colocamos em outro tubo de ensaio, e neste tubo de ensaio, adicionamos algumas gotas de ácido nítrico. A reação é descrita pela equação:
(2) 3Cu + 8HNO3 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Como a reação é feita em um sistema aberto, a formação de NO, em contato com O2 que está presente no ambiente, formará NO2 (gasoso), descrito pela equação:
(3) 2NO + O2 2NO2
O gás de NO2 é um gás de coloração marrom, sendo assim perceptível a olho nu. No final do experimento, podemos notar a formação deste gás. A mesma reação (2) foi feita utilizando um fio de cobre ao invés do resíduo presente no prego, e os resultados foram semelhantes, com a diferença de que a quantidade de cobre agora é maior, e é possível perceber ainda mais a formação do gás NO2.
Item 2
Reagimos iodeto de potássio com água de bromo, formando brometo de potássio e Iodo, descrito pela equação:
(4) 2KI + Br2 2KBr + I2
O iodo presente no iodeto de potássio possui nox -1, e o iodo formado nos produtos possui nox igual a 0, sofrendo uma oxidação, uma perda de elétrons, sendo o iodo o agente redutor. O bromo inicialmente tinha um nox igual a 0, e o bromo presente nos produtos em forma de brometo de potássio possui nox -1, sofrendo uma redução, um ganho de elétrons, o tornando o agente oxidante da reação. Em teoria, o I2 deveria precipitar, pois sendo um composto apolar, é insolúvel em água, porém o excesso de KI proporciona excesso de íons iodeto na solução. O iodo é um elemento cujo raio atômico é relativamente grande, logo a molécula I2 possui uma nuvem eletrônica com bastante mobilidade. A aproximação de um íon iodeto com uma molécula de I2 gera um dipolo induzido, permitindo a formação de um íon I3-, solúvel em água.
Iˉ + I2 I3ˉ
Logo, para a correção deste fenômeno é adicionado clorofórmio. O clorofórmio é uma molécula apolar, e possibilita a dissolução do I2. No final do experimento, é adicionado 2 gotas de amido. O amido na presença de iodo faz com que a solução ganhe uma coloração violeta intensa. É possível notar a formação desta coloração a cada gota de amido que é adicionada.
Item 3
Reagimos em um tubo de ensaio água oxigenada volume 10 com ácido sulfúrico e permanganato de potássio, descrito pela equação:
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 K2SO4 + 2	MnSO4 + 8H2O + 5O2
Podemos analisar uma redução do Mn onde seu nox inicial era +7 e nos produtos +2, sendo o agente redutor, e oxidação do oxigênio no peróxido (água oxigenada), onde seu nox inicial era -2 e nos produtos igual a 0. Na observação do experimento, é possível notar a presença de espuma na solução, justificando a formação de O2 gasoso.
Item 4
Reagimos permanganato de potássio em forma sólida com ácido clorídrico concentrado, descrito pela reação:
2KMnO4 +16HCl 2MnCl2 + 5Cl2 + 2KCl + 8H2O
Analisando a equação podemos estimar que houvesse uma redução do Mn, onde seu nox passa de +7 para +2, sendo o Mn o agente oxidante da reação, e uma oxidação do Cl, onde seu nox varia de -1 para 0, sendo o Cl o agente redutor da reação. No decorrer da experiência, é possível notar um odor intenso, característico da formação de Cl2 na reação.
 
CONCLUSÃO
	As principais características observadas foram as mudanças de cores e de odores. Visto que, alguns reagentes ou produtos possuem características marcantes que os definem. Como é o caso do Cl2 com um odor bem forte e do NO2 que tem uma coloração marrom escura.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· HAGE, David S.; CARR, James D. Química analítica e análise quantitativa.São Paulo, SP: Pearson, 2012
· SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 4. ed. Porto Alegre, RS: Bookman, 2008. 
· USBERCO, João; SALVADOR, Edgar. Química Essencial. 4. ed São Paulo, SP Editora Saraiva, 2012.