relatório referente ao experimento 8

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UFES - UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO 
CCE - Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
Disciplina: Química Geral Experimental 1 
Professor: Marcos Antonio Ribeiro 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO 08: VERIFICAÇÃO DA ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO DE 
ÓXIDO-REDUÇÃO 
 
 
 
 
 
 
Luizi Gabrieli Duarte da Silva 
Renata Madeira de Sá Silva 
 
 
 
 
 
VITÓRIA 
2018 
1.Introdução 
As reações Redox são aquelas que envolvem uma redução e oxidação simultâneas, sendo 
que existem termos importantes acerca do assunto que precisam ser compreendidos, como 
por exemplo, reagente redutor e oxidante, carga formal e número de oxidação (Nox), além 
do balanceamento inerente a este tipo de reação. Com isto, é possível compreender o 
funcionamento das pilhas. ​[1] 
A reação Redox é aquela em que existe transferência de elétrons entre os átomo envolvidos 
fazendo com que haja uma modificação do estado de oxidação, nessas reações as 
chamadas reduções são aquelas que recebem os elétrons transferidos e as oxidações são 
as que doam os elétrons.​[1] 
Os agentes redutores e oxidantes por sua vez, são os responsáveis pela redução e 
oxidação, respectivamente. Sendo então o átomo do agente redutor o que doa elétrons 
visando que o outro átomo envolvido os receba e passe por uma redução, já o átomo do 
agente oxidante é o inverso, ou seja, aquele que tem a capacidade de receber os elétrons 
visando que o outro átomo envolvido precise doá-los e com isso passe por uma oxidação. ​[2] 
Existe ainda a diferença entre a carga formal de um átomo e o número de oxidação (Nox) 
do mesmo que consiste em que, ao analisar a carga formal leva-se em consideração uma 
reação covalente em que não se considera a eletronegatividade, ou seja, admite-se que os 
elétrons estão divididos igualmente, enquanto o Nox é o contrário, isto é, admite que o 
elétron compartilhado esteja mais próximo do átomo com maior eletronegatividade. Já em 
reações iônicas não pode-se aplicar a carga formal, enquanto o Nox é sim aplicável. 
Adjunto a isso, têm-se também a diferença na representação de cada um, sendo que, a 
carga formal apresenta-se como X n​, e o Nox como X​n .​[2]
± ±
 
É preciso também compreender que o balanceamento deste tipo de reação, Redox, envolve 
não só os átomos constituintes, como também o quantitativo de elétrons e por conta disso é 
necessário a determinação do Nox. ​[2] 
Tendo em vista todos os conceitos utilizados é interessante notar que os mesmos se 
aplicam no funcionamento de pilhas, sendo que estas são constituídas de dois eletrodos e 
um eletrólito, onde o eletrodo é a superfície sólida condutora que possibilita a troca de 
elétrons e o eletrólito ou ​ponte salina é a solução eletrolítica condutora dos elétrons, ou 
seja, permissora da circulação dos mesmos. O resultado deste sistema é então a 
transformação de energia química em energia elétrica, que pode ser medida através da 
fórmula: 
E°cel = Eºred(catodo) – E°red(anodo). 
Com base nesse cálculo têm-se que se a E°cel>0: a reação no sentido indicado é 
espontânea e a pilha funcionará, se E°cel<0: a reação no sentido indicado não é 
espontânea e a pilha não funcionará e se E°cel=0: a reação está em equilíbrio e não há 
corrente elétrica fluindo no circuito.​[2] 
 
 2.Objetivo 
Este experimento tem como objetivo entender e aplicar os conceitos envolvidos nas reações 
de oxidação e redução, além de observar a espontaneidade dessas mesmas reações. 
 
3.Parte experimental 
3.1 Materiais 
1 multímetro,4 tubos de ensaio, uma placa de cobre, uma placa de zinco, um fio de cobre, 
 2 pregos(Fe), 3 béqueres de 100 mL, 1 tubo U para ponte salina , esponja de aço. 
3.2 Reagentes 
solução de nitrato de prata(AgNO​3​),solução de sulfato ferro II(FeSO​4​), solução de sulfato de 
cobre II (CuSO​4​), solução de ácido sulfúrico(H​2​SO​4​), solução de sulfato de zinco (ZnSO​4​), 
acetona e água destilada. 
3.3 Procedimento 
Primeiro é necessário enumerar quatro tubos de ensaio. Em seguida com o auxílio de uma 
proveta adicionar 2 mL de uma solução, que varia para cada tubo que foi-lhe designada. E 
após ter adicionado a solução são colocados pregos ou fios de cobre em seus respectivos 
tubos, para isso é importante ressaltar que os mesmos devem ter seu óleo removido com 
acetona, sendo que se houver oxidação deve-se passar uma esponja de aço, além disso 
também é necessário que o objeto fique parte imerso na solução e parte fora dela. 
Com isto, no primeiro tubo é adicionada a solução de sulfato de cobre II (CuSO​4​) e inserido 
um prego, no segundo é aditada a solução de sulfato de ferro II (FeSO​4​) e um pedaço de 
fio de cobre. No terceiro a solução utilizada é nitrato de prata (AgNO​3​) com um fio de cobre. 
Já no último, utiliza-se sulfato de estanho (H​2​SO​4​) e um prego. 
Por fim deve-se observar atentamente o estado inicial dos reagentes e os estados em que 
ficaram após dar início a reação, anotando todas nas observações. 
A segunda parte do experimento consiste em realizar a montagem da célula galvânica 
(seguindo as orientações do professor). Em seguida colocar 50 mL de solução de CuSO​4 
0,1 mol·L 1 em um béquer e 50mL de ZnSO​4 0,1 mol·L 1 em outro,insira um fio (ou placa) 
de zinco na solução de ZnSO​4 e um fio (placa) de cobre na solução de CuSO​4 e por último 
verificar e anotar a medida da diferença de potencial (ddp) por meio do voltímetro. 
 
4. Resultado e discussão 
 
No tubo 1 ocorreu o seguinte resultado por que na reação entre ferro e a solução de sulfato 
de cobre , ocorreu a oxidação do ferro e a redução do cobre. Assim, houve uma deposição 
de cobre sobre o ferro do prego, já que o prego é formado basicamente por ferro metálico e 
em contato com o cobre iônico (formado pela dissociação do sulfato de cobre) , a tendência 
do sistema é a passagem do cobre iônico para a forma metálica, já do ferro metálico para a 
forma iônica. A reação seria: Fe​(s)​ + CuSO​4​ ​(aq) ​→ FeSO​4(aq)​+ Cu​(s)​. 
 
Figura 1: Tabela de Padrão potencial de oxirredução 
Fonte: Google 
Tubos Tubo 1 Tubo2 Tubo 3 Tubo 4 
Início CuSO​4​+Fe 
 (prego) 
FeSO​4​+Cu 
(fio de cobre) 
AgNO​3​+Cu 
 (fio de cobre) 
H2SO​4​+Fe 
(prego) 
Fim Prego clareou, ficou meio 
rosado, quase da cor do cobre. 
 
 
Não houve 
reação 
Em volta do fio de 
cobre surgiu-se um 
acúmulo de um 
líquens prateado. 
O prego começou a se 
oxidar liberando bolhas 
 
 
Resultado 
Oxidação do Fe e redução do 
Cu 
(cor esverdeada proveniente 
do Ferro). 
 
Não houve 
reação 
Oxidação do Cu e 
redução do Ag (cor 
azulada proveniente 
do Cobre). 
Houve oxidação do Fe e 
redução do H​+ 
( bolhas). 
Pela tabela ​p​otencial padrão de redução e oxidação de algumas espécies, é possível se 
encontrar o potencial padrão ou fem das reações redox e verificar a sua espontaneidade.O 
ferro ao perder seus elétrons sofre oxidação, com isso tem potencial padrão de redução 
-0,44. Já o cobre ao ganhar elétrons sofre redução e seu potencial padrão de oxidação é 
-0,34. Ao se subtrair o potencial padrão de redução pelo potencial padrão de oxidação é 
possível se encontrar a fem (força eletromotriz) ou potencial padrão da reação: 
E° = E°red(processode redução) -E°red( processo de oxidação), sendo assim: 
E° = - 0,34 - (-0,44) E° = + 0,10 E°​>0 a reação é espontânea. → 
No tubo 2 houve a reação inversa do primeiro tubo, por isso não houve resultados. 
Já no terceiro tubo quando um fio de cobre metálico é mergulhado em uma solução de 
nitrato de prata, nota-se, com o passar do tempo,a formação de uma camada cinza sobre o 
cobre, e a solução, que inicialmente era incolor, vai ficando azulada. Essa cor azul é devido 
a formação de cátions cobre (Cu​2+​) que ficam dissolvidos na solução. Significando que o 
cobre metálico (Cu​0​) perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. Desse modo, ele 
sofreu uma oxidação (perda de elétrons – Nox aumenta) Cu​0​(s) → Cu​2(aq) + 2e-.Ao mesmo 
tempo, os íons prata (Ag​+​) que existiam na solução de nitrato de prata (AgNO​3​) receberam 
esses elétrons que o cobre perdeu e transformaram-se em prata metálica (Ag​0​), que se 
depositou no fio de cobre, dando aquela aparência de penugem sobre o cobre. Então os 
íons prata sofreram redução (ganha elétrons –Nox diminui ):2 Ag​(aq) + 2e- → 2Ag​
o​
(s)​. ​Visto 
que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de oxidação e de 
redução, esse é um exemplo de reação de oxirredução o, que é dada pela soma das duas 
semi reações acima:Cu​(s)​ + 2AgNO​3(aq)​ → Cu(NO​3​)​2(aq)​+ 2 Ag​(s)​.​[1] 
No quarto tubo houve a oxidação do ferro e a redução do ácido sulfúrico. 
Na segunda etapa do experimento percebe-se que ​conforme a oxidação e a redução 
ocorrem, os ânions migram no sentido do anodo (eletrodo em que ocorre a oxidação), e os 
cátions migram pro cátodo (eletrodo em que ocorre a redução). Ao se colocar uma placa de 
zinco em uma solução de sulfato de cobre, aparecerá sobre a superfície uma película do 
cobre metálico e poderá se detectar a presença do íon zinco na solução. A reação química 
que ocorre é expressa por: Zn​(s)​ + CuSO​4(aq)​ → ZnSO​4(aq)​ + Cu​(s)​. ​[3] 
Neste caso, o zinco metálico doa elétrons aos íons de cobre (ΙΙ). O zinco (Zn) oxida-se a 
Zn​2+ ou seja, ele perde dois elétrons, e o cobre (Cu​2+ ) é reduzido a Cu, ou seja, ganha dois 
elétrons. Ao se somar a equação de oxidação balanceada com a equação de redução 
balanceada igualando o número de elétrons ganhos e perdidos é possível se escrever a 
equação de oxirredução total. 
Zn → Zn​2+​ + 2e‾ Ânodo (semi-reação de oxidação) 
Cu​2+​ + 2e‾ → Cu Cátodo (semi-reação de redução) 
Zn + Cu​2+​ → Zn​2+​ + Cu Equação de oxirredução total 
Ao se montar uma célula voltaica com essa reação, ao invés de se colocar o zinco (Zn) 
diretamente em contato com o sulfato de cobre, coloca-o em contato com o Zn​2+ em um 
compartimento e o Cu em contato com o Cu​2+ em outro compartimento. A transferência de 
elétrons nesse caso ocorrerá por um fio conectado a placa de zinco e a placa de cobre. A 
ponte salina contendo a solução de KCl deverá ser construída para que as soluções 
permaneçam neutras. O voltímetro interligado entre os eletrodos foi calculado pela tabela de 
potencial padrão : 
E°cel = Eºred(catodo) – E°red(anodo) E°cel = 0,34 - (-0,76) E°cel = 1,10 V → → 
Porém foram feitas 3 medições, e em todas encontrados resultados diferentes, sendo eles 
respectivamente: ​1,050V, 1,046V, 1,045V, o que resulta em uma média de 1,047V. Isso 
pode ter ocorrido por conta de um chumaço de algodão que se soltou da ponte salina, 
deixando a solução não neutra. 
 
5. Conclusão 
Conclui-se que os resultados apresentados atingiram os objetivos tanto na primeira parte, 
onde pode identificar os reagentes oxidantes e os reagentes redutores e classificar as 
reações como sendo espontânea ou não por meio da tabela de potencial padrão. E na 
segunda parte foi desenvolvida a pilha de Daniell com sucesso apresentando um valor do 
fem 1,047V em média que se aproxima do valor esperado de 1,10V indicando que as 
concentrações foram próximas de 1 mol.L​-1​ e que a ponte salina foi bem executada. 
6. Referências bibliográficas 
[1]- Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006 
[2] - BRADY, J. E.; SENESE, F. Química: a matéria e suas transformações. 5 Edição. Rio 
de Janeiro: LTC, 2009. 
 
[3]- Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Burdge, J.R Química: A ciência central, 9ª Ed., 
Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005