EXPERIMENTAL 10 - REAÇÕES QUIMICAS DE OXIDO-REDUÇÃO

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RESUMO
Com o experimento realizado foi possivel observar as reações onde pode se presenciar reações de oxido-redução dos compostos.
OBJETIVO
Observar reações de oxidação e redução entre metais e soluções iônicas.
Observar que a oxidação e a redução são processos diferentes, mas que ocorrem simultaneamente.
INTRODUÇÃO
Uma reação química na qual um ou mais elementos têm alterados seus números de oxidação; são reações com óxido-redução. Uma reação de óxido-redução ocorre quando um ou mais elementos sofrem alterações em seus números de oxidação durante uma reação química, ou seja, são reações que envolvem troca de elétrons entre diferentes espécies químicas. 
Número de oxidação, ou nox, é o número de elétrons que um átomo ganha ou perde em uma reação de óxido-redução. Se o átomo ganha elétrons seu nox será negativo, se perde será positivo. 
Chama-se agente redutor o elemento que oxida, ou seja, aumenta o nox e o agente oxidante é o que reduz, ou seja, diminui o nox.
Em suma, oxidação nada mais é do que aumentar o número de Nox. O que acontece porque o elemento cede elétrons. Sofre uma oxidação. E redução o número de Nox diminui. Sofreu redução. O elemento, portanto, recebeu elétrons.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Vide o roteiro da aula prática 10, página 38 e 39.
MATERIAL E REAGENTE		
	
	Lâmina de Zinco
	
	Proveta 50 mL
	01
	Zinco em pó
	
	Pipeta graduada 5 mL
	01
	Tubo de ensaio
	02
	Termômetro
	01
	Pera
	01
	Solução de Sulfato de Cobre 1 mol/L
	
	Bastão de vidro
	01
	Solução de Permanganato de Potássio
	
	Vidro de relógio
	01
	Ácido Sulfúrico concentrado
	
	Béquer 100 mL
	01
	Peróxido de Hidrogênio
	
	Erlemeyer 125 mL
	01
	Hidróxido de Sódio 6 mol/L
	
	Erlemeyer 250 mL
	01
	Palha de aço
	01
RESULTADOS E DISCUSSÕES
O experimento foi dividido em 4 etapas:
1- Mediu-se 50 mL de solução de sulfato de cobre em uma proveta e transferiu-se para um béquer. Sua temperatura inicial foi de 28°C com a coloração padrão de sulfato de cobre que é azul.Em seguida foi acrescentado zinco em pó; 
Zn(s) + Cu2+(SO4)-2(aq) → Zn+2(SO4)-2(aq) + Cu(s)
E pôde ser observado a mudança de coloração para um verde escuro com uma tonalidade de marrom no fundo, esse marrom dá-se a decantação do cobre(Cu) e houve um acrescimo de sua temperatura para 34°C. Essa mudança de temperatura ocorre devido a transferência de elétrons que libera energia em forma de calor, logo, essa reação é exotérmica.
2- Em outra solução de sulfato de cobre foi acrescentado uma lâmina de zinco e foi observado a formação de bolhas o que significa que oxidou;
Zn(s) + Cu2+(SO4)-2(aq) → Zn+2(SO4)-2(aq) + Cu(s).
Na superfície da lâmina obteve a formação das bolhas e começou a mudar para uma coloração mais escura. Isso ocorre porque quando se coloca uma fita de zinco em uma solução que contêm íons Cu2+, a solução azul vai se descolorindo lentamente e o metal se deposita sobre o zinco. Isso mostra que nessa solução o zinco(Zn) reduz o Cu+2 e o cobre(Cu) oxida os íons Zn+2.
3- Em um erlenmeyer de 125 mL foi adicionado 3 mL de uma solução de permanganato de potássio ( KmMO4), que apresenta a coloração violeta, e adicionado 5 mL de ácido sulfúrico(H2SO4) até que a solução ficasse homogênea. A coloração apresentada foi um preto café/marrom e houve um aquecimento da solução, podendo-se concluir que é uma solução exotérmica. 
2KMnO4(aq) + H2SO4(aq) → Mn2O7(aq) + K2SO4(aq) + H2O(l)
Em seguida foi adicionado 3 gotas de peróxido de hidrogênio( H2O2) e foi observado a mudança de coloração para incolor e a diminuição de temperatura. Ao adicionar o peróxido observa-se também a formação de um gás, esse gás é o oxigênio (O2)
2KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) + 5H2O2(aq) → 2Mn2O4(aq) + K2SO4(aq) + 8H2O(l) + 5O2(g)
4- Em um erlenmeyer de 250 mL foi adicionado 3 mL de uma solução de permanganato de potássio ( KmMO4), foi adicionado 5 mL de uma solução de hidróxido de sódio ( NaOH) e não houve alteração de colação. Após o acrescimo do peróxido de hidrogênio a cor observada foi um preto café/marrom, houve aparecimento de espuma e com um tempo o aparecimento de precipitado.
KMO4(aq) + NaOH(aq) + H2O2(aq) → MnO2(aq) + O2(g) + KOH(aq) + Na2O(aq) + H2O(l)
Essa diferença entre o terceiro experimento e o quarto deve-se ao potencial hidrogênionico (pH), onde, na primeira solução apresenta-se em meio ácido explicando a mudança de sua coloração e no segundo caso em meio básico onde a coloração permaneceu constante, dentre outros fatores.
CONCLUSÃO
Com o experimento foi possível observar as reações de oxido-redução de determinados compostos. As reações de oxido- redução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham elétrons são os agentes oxidantes. A soma da reação de oxidação com a reação de redução resulta na reação global de oxirredução e utilizando uma tabela de potenciais de redução ou oxidação é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não. Pode-se traçar um comparativo das espécies envolvidas no experimento. 
	
BIBLIOGRAFIA
Russel, J.B. Química Geral. Ed. McGraw-Hill, São Paulo,1982
Brady, J. E., Huminster, G.E. Química Geral, ED. LTC, São Paulo 1986.
Slaubaugh, Wendel, H. e Pearsons, Sheran, D., (1974), Química Geral: Trad. Caldas Alcides – Ed. Univ. de Brasília.
Atkins e Jones,Princípios de Química, 5. Ed., Porto Alegre, Bookman, 2012.
http://www.qieducacao.com/2010/12/reacoes-de-oxido-reducao.html. Acesso 25 de Janeiro de 2016.
http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/. Acesso 25 de Janeiro de 2016.