Reações em oxidação e redução (com fotos)

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FUNDAÇÃO TÉCNICO – EDUCACIONAL SOUZA MARQUES
COORDENAÇÃO DE QUÍMICA LABORATÓRIO DE QUÍMICA
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
DICIPLINA: EXPERIMENTAÇÃO BÁSICA II
RIO DE JANEIRO
08/11/2016
LABORATÓRIO DE QUÍMICA
EXPERIMENTAÇÃO BÁSICA II
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO
Segundo relatório apresentado à coordenação de química como requisito parcial para obtenção do GQ2 na disciplina de Experimentação Básica II.
	CURSO:
	ENGENHARIA CIVIL – 2° PERÍDO
	DATA DE RELIZAÇÃO DA EXPERIÊNCIA:
	01/11/2016
	TURMA:
	E321C
	GRUPO:
	B2 e B1
	PROFESSOR:
	PAULO ASSIS BONAN
	
COMPONENTES
DO GRUPO:
	GABRIELLA ALBUQUERQUE
	
	FERNANDA GOMES
	
	EVERTON MACIEL
	
	FELIX JOSÉ
OBJETIVOS
O aluno deve ser capaz de associar as definições descritas, aos exemplos específicos correspondentes aos efeitos determinados na prática.
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RESUMO
 Nesse relatório serão apresentadas reações de oxidação e redução de experimentos realizados no laboratório, juntamente com observações feitas e explicadas.
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SUMÁRIO
· Introdução teórica.............................................................................................5
· Materiais e reagentes........................................................................................6
· Procedimento de prática..................................................................................7
· Conclusão..........................................................................................................8
· Fotos das reações...........................................................................................10
· Referências......................................................................................................11
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1. INTRODUÇÃO TEÓRICA
A oxidação de uma substância é o fenômeno de perda de elétrons ao longo de uma reação, onde o Número de Oxidação (NOX) aumenta. Essa substância oxidada é chamada de agente redutor, pois ela sofre a oxidação e provoca uma redução.
A redução de uma substância é o fenômeno contrário a oxidação. É o ganho de elétrons em uma redução, onde o NOX da substância diminui. Com isso, ela é chamada de agente oxidante, pois ela sofre a redução e provoca uma oxidação.
Existe também um outro caso, chamado Oxi-redução ou redox. Que é quando ocorre uma transferência de elétrons. 
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2. MATERIAIS E REAGENTES
· Pipeta graduada;
· Tubo de ensaio;
· Ácido sulfúrico (H2SO4);
· Ácido nítrico (HNO3);
· Ácido clorídrico (HCl);
· Solução de permanganato de potássio (KMnO4);
· Solução de Sulfato de cobre (CuSO4);
· Solução de nitrato de prata (AgNO3);
· Solução de nitrato de chumbo (Pb(NO3)2);
· Peróxido de hidrogênio (H2O2);
· Cobre (Cu), Ferro (Fe) e Zinco (Zn) – Metal;
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3. PROCEDIMENTO DE PÁTICA
3.1. Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml da solução de CuSO4 e em seguida um pedaço de ferro.
3.2. Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml das de AgNO3 e em seguida um pedaço de Cobre. 
3.3. Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml da solução de Pb(NO3)2 e em seguida um pedaço de Zinco.
3.4. Adicionar a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml de ácido clorídrico e em seguida um pedaço de Ferro.
4. 
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4. CONCLUSÃO
4.1. Adicionando a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml da solução de CuSO4 e em seguida um pedaço de ferro, teremos:
Ocorre a deposição do cobre metálico na superfície do ferro devido a diferença de potencial. O cobre possui um potencial de oxidação maior que o ferro, logo o ferro perde elétrons e o cobre diminui o nox.
Reação balanceada:
Ocorre liberação de gás e troca de cor.
Cálculo de potencial da pilha:
E° pilha = E° cátodo – E° anodo
= 0,337 - ( -0,440)
= +0,777 v
Reação espontânea
Pilha galvânica 
4.2. Adicionando a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml das de AgNO3 e em seguida um pedaço de Cobre, podemos notar que:
Ocorre a deposição da prata 
na superfície do cobre.
Reação balanceada:
Cálculo de potencial da pilha:
E° pilha = E° cátodo – E° anodo
= 0,80 - ( - 0,34)
=+1,14 v
Reação espontânea
Pilha galvânica 
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4.3. Adicionando a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml da solução de Pb(NO3)2 e em seguida um pedaço de Zinco, veremos que:
Ocorre a deposição da Prata.
Reação balanceada:
Ocorre mudança de cor.
Cálculo de potencial da pilha:
E° pilha = E° cátodo – E° anodo
= - 0,13 - 0,76
= - 0,89 v
Reação não espontânea
Pilha eletrolítica 
4.4. Adicionando a um tubo de ensaio aproximadamente 2ml de ácido clorídrico e em seguida um pedaço de Ferro, teremos:
Ocorre liberação de gás.
O Ferro está corroendo.
Reação balanceada:
Solução em tom amarelado.
Cálculo de potencial da pilha:
E° pilha = E° cátodo – E° anodo
= 0 - ( - 0,44)
=+0,44 v
Reação espontânea
Pilha galvânica 
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5. FOTOS DAS REAÇÕES
Reação 4.1
Reação 4.2
Reação 4.3
Reação 4.4
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6. REFERÊNCIAS
· BROWN, Theodore L et al. Química: a ciência central. 9. Ed. São Paulo: Pearson Hall, 2005.
· EBBING, Darrell D. Química Geral. 5. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 1998.
· GENTIL, Vicente. Corrosão / Vicente Gentil. 5. Ed. Rio de Janeiro: LTC, 2007.
· USBERCO e SALVADOR. Química Essencial. 4. Ed. São Paulo: Saraiva, 2007.