Relatório poder oxidante e redutor - Tatiana da Silva de Jesus

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Instituto Federal da Bahia
Poder Oxidante e Redutor
Autora: Tatiana da Silva
Relatório de Aula Prática
Salvador, Outubro de 2020.
TATIANA DA SILVA DE JESUS
Poder Oxidante e Redutor 
Relatório a prática de poder oxidante e redutor apresentadas como requisito para obtenção de nota parcial da disciplina de Química Geral (QUI 511), pelo curso de Engenharia Química no Instituto Federal da Bahia, ministrada pela docente Márcia. 
Salvador, Outubro de 2020.
1. OBJETIVOS
	Analisar através da prática os fatores que afetam o poder oxidante e o poder redutor de alguns metais e halogênios. 
2. INTRODUÇÃO
	As reações redox formam a terceira das classes principais das reações químicas, nelas ocorre a combinação da oxidação e da redução, no qual existe a perda de elétrons quando se oxida e o ganho de elétrons quando se reduz. Em uma reação de oxirredução os elétrons são transferidos de um agente redutor para um agente oxidante, logo ao mesmo tempo que um elemento cede elétrons, outro irá recebê-los e assim, o número total de elétrons recebidos é igual ao total de elétrons perdidos.[1]
	Muitas reações comuns, como combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo dos alimentos e a extração dos metais em minérios parecem completamente diferente, mas ao examinar essas reações ao nível molecular, sob óptica de um químico, pode-se ver que elas são exemplos de único processo químico, redox.[2]
	
3. MATERIAIS E REAGENTES 
Tabela 1. Materiais e equipamentos
	Materiais e equipamentos
	Quantidades
	Capacidade
	Placa de Petri
	01
	---
	Tubo de ensaio
	02
	---
	Proveta 
	01
	50 mL
	Estante
	01
	---
	Conta-gotas
	02
	---
	Pinça metálica
	01
	---
	Lixa
	01
	---
	Papel de filtro
	01
	---
Tabela 2. Reagentes
	Reagentes
	Concentração
	Sódio metálico
	---
	Solução de cloro
	---
	Solução aquosa KI
	0,1 mol/L
	Fita de magnésio
	---
	Solução de fenolftaleína
	---
4 . PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
EXPERIMENTO 1
1. Em uma placa de Petri colocou-se 20 mL de água destilada e  2 gotas de fenolftaleína;
2. Com uma pinça retirou-se o sódio metálico do recipiente onde ele está imerso em querosene e colocou-se sobre um pedaço de papel de filtro;
3. Com uma espátula, cortou-se um pequeno fragmento de sódio e colocou-se no béquer com água e fenolftaleína e observou-se.[3]
 	EXPERIMENTO 2
1. Tomou-se um pedaço de 2 a 3 cm de fita de magnésio e lixou-se;
2. Em um tubo de ensaio, colocou-se 5 mL de água destilada e  2 gotas de   fenolftaleína. Observou-se a cor dessa solução;
3. Colocou-se a fita de magnésio limpa no tubo de ensaio preparado no item 2 e observou-se.[3]
	EXPERIMENTO 3
1. Tomar um tubo de ensaio e colocar cerca de 2 mL de solução aquosa de iodeto;
2. Adicionou-se água de cloro gota a gota e observou-se a coloração. [3]
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
EXPERIMENTO 1
Em uma placa de petri foi adicionado água destilada e duas gotas de fenolftaleína, observou-se que não houve mudança neste processo, como pode ser observado em imagem abaixo: 
Figura 1: Água destilada e fenolftaleína. 
Ao ser adicionado o sódio metálico na placa de petri contendo água destilada e fenolftaleína, observou que a elevada reatividade do sódio metálico provocou a mudança na coloração de incolor para rosa e uma liberação rápida de gás hidrogênio, isso ocorre devido a formação de uma base que neste caso é o hidróxido de sódio e essa coloração é visível devido a utilização da fenolftaleína que será o indicador desta reação. Neste processo a liberação de hidrogênio ocorre devido seu deslocamento causado pela grande reatividade do metal em questão, neste caso o sódio (metal alcalino tem o poder de deslocar o hidrogênio) e essa reação é denominada na literatura como deslocamento de hidrogênio[1][2]. Abaixo a imagem mostra a coloração rosada indicando a formação do hidróxido de sódio:
Figura 2: Água destilada, sódio metálico e fenolftaleína. 
	A reação que ocorreu demonstrou que o agente redutor que neste caso é sódio metálico provocou a redução do agente oxidante que é o íon hidroxila presente na água fazendo com que houvesse a perda de seus elétrons e consequentemente o aumento do nox do sódio. Já o agente oxidante(íon hidroxila) provocou a oxidação do sódio(agente redutor), fazendo com que houvesse o ganho de elétrons do mesmo e consequentemente a diminuição do nox do íon hidroxila da molécula de água como observado na reação abaixo:
Figura 3: Processo de oxirredução do sódio com íons hidroxila.
2 Na(s) + 2 H2O (l) ---› 2 NaOH (aq) + H2 (g)
	EXPERIMENTO 2
	O experimento iniciou-se com o processo de lixamento da fita de magnésio, este processo é de fundamental essência para eficiência da reação, pois os átomos de magnésio só reage quando é exposto e o processo de lixar a fita faz com que a camada de óxido seja removida. 
	Após a remoção da camada de MgO(s) da fita de magnésio, colocou-se a mesma no tubo de ensaio contendo 5 mL de água e 2 gotas fenolftaleína e notou-se a mudança de coloração para rosa e presença de bolhas, constatando a liberação de hidrogênio no processo, sendo também uma reação de deslocamento de hidrogênio, assim como a do experimento 1. Vale salientar que a cor rosa indicou a presença do hidróxido de magnésio que é uma base e a fenolftaleína agiu como indicador desta reação. Lembrando-se que a velocidade como que ocorreu este processo é lenta, pois na literatura informa que metais alcalinos-terrosos não possuem a mesma reatividade que os metais alcalinos, porém a reação ocorre[1][2]. As imagens abaixo demonstrou o processo de como ocorreu a reação:
Figura 4: Água destilada, fita de magnésio e fenolftaleína. 
A reação que ocorreu demonstrou que o agente redutor que neste caso é magnésio provocou a redução do agente oxidante que é o íon hidroxila presente na água fazendo com que houvesse a perda de seus elétrons e consequentemente o aumento do nox do magnésio. Já o agente oxidante(íon hidroxila) provocou a oxidação do magnésio(agente redutor), fazendo com que houvesse o ganho de elétrons do mesmo e consequentemente a diminuição do nox do íon hidroxila da molécula de água como observado na reação abaixo:
Figura 5: Processo de oxirredução do magnésio e íon hidroxila.
	EXPERIMENTO 3
	O experimento constou-se em colocar em um tubo de ensaio 2mL de solução aquosa de iodeto de potássio e foi sendo adicionado gota a gota de água de cloro, observando-se assim a mudança de coloração amarelo no início das adições e após mais acréscimo de gotas da água de cloro houve a mudança para uma coloração acastanhada, caracterizando-se assim a formação de iodo, como observado na imagem abaixo:
Figura 6: Iodeto de potássio e primeira gota de cloro. Figura 7: Iodeto de potássio e várias gotas de cloro.
 Nesta reação ocorreu o processo de deslocamento de halogênio, no qual houve cloro deslocou os íons iodeto, isto ocorreu pois os íons cloreto são mais reativos que os íons iodeto, como demonstrado abaixo[1][2]:
Figura 8: Reação química balanceada.
A reação que ocorreu demonstrou que o agente redutor que neste caso é o cloro provocou a redução do agente oxidante que é o iodo fazendo com que houvesse a perda de seus elétrons e consequentemente o aumento do nox do cloro. Já o agente oxidante(iodo) provocou a oxidação do cloro(agente redutor), fazendo com que houvesse o ganho de elétrons do mesmo e consequentemente a diminuição do nox da molécula de iodo, como observado na reação abaixo:
Figura 9: Processo de oxirredução do iodo e cloro.
6. CONCLUSÃO
De acordo com os experimentos realizados no laboratório foi observado e assimilado como ocorrem as reações químicas de oxirredução e o melhor entendimento quando se trata de agente redutor e agente oxidante.
Concluiu-se que através dos experimentos, foi possível uma melhor compreensão das afirmações teóricas estudadas sobre poder oxidante e redutor dos metais e halogênios. 
7. REFERÊNCIAS 
[1] ATKINS, Peter – Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente – Editora Bookman – Terceiraedição – Porto Alegre – 2006 – Páginas 92 à 96;
[2] CHANG, Raymond – Química Geral Conceitos Essenciais – Editora AMGH Ltda. – Quarta edição – Porto Alegre – 2010 – Páginas 105 a 113;
[3] Roteiro da prática disponibilizado pela docente do curso.