Química I Prática 6 Reações de Oxirredução

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO 
Fundação CECIERJ/Consórcio CEDERJ 
 
Licenciatura em Química 
 
 
 
Química I 
 
 
 
Prática 6 – Reações de Oxirredução 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Professora: Jucimar Jorgeane de Souza 
Aluno: Roberto Ricardo Rangel 
Matrícula: 19214070100 
 
 
Nova Iguaçu – RJ 
2019.2 
 
 
1 
 
 
1 – INTRODUÇÃO 
 
As reações denominadas reações de oxidação-redução, oxirredução ou redox 
são consideradas reações de transferência de elétrons, com variação do número de 
oxidação (Nox). A oxidação refere-se a perda de elétrons, contrariamente à redução que 
se refere ao ganho de elétrons que são transferidos do átomo oxidado para o átomo 
reduzido [CHANG & GOLDSBY, 2013]. 
 
 
Zn0 (s) + 2 H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g) 
 
 
Uma semi-reação é uma maneira conceitual de vermos a reação de oxidação ou 
redução quando consideradas separadamente [ATKINS & JONES, 2012], mas em toda 
reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem ocorrer. A substância que torna 
possível que outra seja oxidada é chamada agente oxidante ou oxidante. O agente 
oxidante remove elétrons de outra substância. E de forma análoga, um agente redutor ou 
um redutor é uma substância que fornece elétrons, fazendo assim com que outra 
substância seja reduzida [BROWN; LEMAY & BURSTEN, 2005]. Os tipos gerais das 
reações redox são: 
 
A. Reações de combinação, quando duas ou mais substâncias se combinam formando um 
só produto: 
 
S (s) + O2
 (g) SO2 (g) 
 
B. Reações de decomposição, de forma contrária a anterior ocorre a quebra de um 
composto formando dois ou mais produtos: 
 
2 HgO (s) 2 Hg (l) + O2 (g) 
 
C. Reações de combustão, onde uma substância reage com oxigênio produzindo uma 
chama (calor e luz): 
 
C3H8 (g) + 5 O2 (g) 3 CO2 (g) + 4 H2O (l) 
 
oxidação 
(perda de elétrons) 
(ganho de elétrons) 
redução 
0 +4 0 -2 
0 +2 0 -2 
-2 -2 0 
2 
 
 
D. Reações de deslocamento, onde um íon, ou átomo, de um composto é substituído por 
um íon, ou átomo, de outro composto. Podendo ser deslocamento de hidrogênio, de um 
metal ou de um halogênio. Uma forma de prever esse deslocamento é consultar uma tabela 
com a série eletroquímica ou série de atividades (Figura 1). 
 
2 Na (s) + 2 H2O
 (l) 2 NaOH (aq) + H2 (g) 
 
V2O5 (s) + 5 Ca
 (l) 2 V (l) + 5 CaO (s) 
 
Cl2 (g) + 2 KBr (aq) 2KCl (aq) + Br2 (l) 
 
Figura 1 – Série de atividade para os metais 
Li → Li
+
 + e
–
 
Reagem com água fria para 
produzir H2 
K → K
+
 + e
–
 
Ba → Ba
2+
 + 2 e
–
 
Ca → Ca
2+
 + 2 e
–
 
Na → Na
+
 + e
–
 
Mg → Mg
2+
 + 2 e
–
 
Reagem com vapor de água 
para produzir H2 
Al → Al
3+
 + 3 e
–
 
Zn → Zn
2+
 + 2 e
–
 
Cr → Cr
3+
 + 3 e
–
 
Fe → Fe
2+
 + 2 e
–
 
Cd → Cd
2+
 + 2 e
–
 
Co → Co
2+
 + 2 e
–
 
Reagem com ácidos para 
prozuzir H2 
Ni → Ni
2+
 + 2 e
–
 
Sn → Sn
2+
 + 2 e
–
 
Pb → Pb
2+
 + 2 e
–
 
2H
+
 → H2 + 2 e
–
 
Cu → Cu
2+
 + 2 e
–
 
Não reagem com água ou 
ácidos para produzir H2 
Ag → Ag
+
 + e
–
 
Hg → Hg
2+
 + 2 e
–
 
Pt → Pt
2+
 + 2 e
–
 
Au → Au
3+
 + 3 e
–
 
Adaptado de: CHANG & GOLDSBY, 2013. 
 
E. Reações de desproporcionamento são um tipo especial de reação redox onde um 
elemento é reduzido e oxidado simultaneamente: 
 
2 H2O2 (aq) 2 H2O (l) + O2 (g) 
 
0 0 +1 0 +1 
+5 +2 0 0 
0 0 -1 -1 
-2 0 -1 
A
u
m
e
n
to
 d
o
 p
o
d
e
r 
re
d
u
to
r 
3 
 
 
O poder relativo de uma semi-reação de oxidação ou redução pode ser determinado 
peloo potencial de meia célula, que é o potencial da meia reação relativa ao potencial de 
uma meia reação na qual o íon hidrogênio (1 mol L–1) é reduzido ao gás hidrogênio (sob a 
pressão de 100 kPa em uma superfície de platina). A esta semi-reação é atribuído um 
potencial padrão (E0) igual a zero. Para que uma reação redox seja espontânea, a soma de 
seus potenciais de redução de meia célula deve ser positiva [RAYNER-CANHAM & 
OVERTON, 2010]. 
 
2 H+ (aq) + 2 e– H2 (g) E
0 = 0.00 V 
 
 
2 – OBJETIVOS 
 
− Capacitar o aluno para a compreensão de reações de oxirredução; 
− Capacitar o aluno para o uso de tabelas de potencial de oxirredução assim como de 
suas respectivas equações iônicas. 
 
 
3 – RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
3.1. Experimento 1 
 
Ao se adicionar um pedaço de fio de cobre não ocorreu reação, pois o cobre metálico 
(Cu0) não desloca o cátion cobre (Cu2+). Mas ao se colocar um prego (Fe0) na mesma 
solução de sulfato de cobre (CuSO4) pode-se observar a diminuição da coloração azul da 
solução e a deposição de material castanho (Cu0) sobre o prego. Indicando que o ferro pode 
deslocar o cobre, como indica a serie de atividade e os potenciais de redução. 
 
Fe (s) + CuSO4 (aq) CuSO4 (aq) + Cu
0 (s) (molecular) 
Fe (s) + Cu2+ (aq) Fe2+ (aq) + Cu0 (s) (iônica) 
 
Oxidação: Fe ⇌ Fe2+ + 2 e E0 = 0,44 V 
Redução: Cu2+ + 2 e ⇌ Cu E0 = 0,34 V 
——————————————————— 
Global: Fe + Cu2+ ⇌ Fe2+ + Cu E0 = 0,78 V 
 
4 
 
 
3.2. Experimento 2 
 
A mudança de cor é uma das evidências que permite identificar a ocorrência das 
reações químicas, neste caso reações de oxirredução. No início da experiência a solução 
com o íon permanganato (MnO4–) tem a coloração violeta. Após ser vertida na solução de 
sacarose e hidróxido de sódio, aos poucos, transforma-se em manganato (VI) (MnO4
2-), que 
é verde, rapidamente em manganato (V) (Mn2O4
3-), azul, e posteriormente em dióxido de 
manganês (MnO2), que é marrom, mas por estar diluído aparentava a coloração amarela 
clara (Figura 2). A reação para no MnO2, pois em meio básico o óxido de manganês (IV) é a 
espécie mais estável termodinamicamente [RAYNER-CANHAM & OVERTON, 2010]. 
 
Figura 2 – Cores e estados de oxidação dos íons manganês 
 
Adaptado de: ATKINS & JONES, 2012. 
 
Esta transformação química ocorre porque quando a sacarose é adicionada a uma 
solução contendo íons hidroxila (OH-), se torna um agente redutor cedendo elétrons ao íon 
permanganato. Ocorrem reações onde os grupos funcionais álcool da sacarose doam 
elétrons, sendo oxidados. Isto dá origem a grupos carboxílicos, no caso de álcoois primários 
(sob a forma de carboxilato devido ao meio alcalino) e grupos cetônicos, no caso de álcoois 
secundários [PROLONGO & PINTO, 2018]: 
 
 
H
OH
R
OH2
O
RR' R'
2 2e-2OH- + ++
+7
 
+6
 
+5
 
+4
 
+3
 
+2
 
0
 
MnO4
– MnO4
2– *MnO4
3– MnO2
 Mn2O3
 Mn(OH)2
 Mn 
0,56 0,93 0,146 -0,234 -1,56 0,27 
0,60 
0,59 
-0,044 
0,34 
Meio Básico 
*sofre desproporção
 
álcool secundário 
cetona 
5 
 
 
1ª Etapa: álcool primário → aldeído R—CH2OH + 2 OH
− R—CHO + 2 H2O + 2 e
− 
2ª Etapa: aldeído → ácido carboxílico R—CHO + 3 OH− R—COO− + 2 H2O + 2 e
− 
 
3.3. Experimento 3 
 
 Ao ser colocado em um tubo de ensaio contendo cerca de 3 mL de ácido clorídrico 
(HCl) concentrado, um pedaço de palha de aço, ocorreu sua dissolução com aquecimento da 
solução formada e aumento de temperatura. Pois segundo a série de atividade o ferro desloca 
o hidrogênio e somando-se os potenciais de redução de meia célula de cada semi-reação tem-
se que esta reação é favorável: 
 
Fe (s) + 2 HCl (aq) FeCl2 (aq) + H2 (g) (molecular) 
Fe (s) + 2 H+ (aq) Fe2+ (aq) + H2 (g) (iônica) 
 
Oxidação: Fe ⇌ Fe2+ + 2 e E0 = 0.447 V 
Redução: 2 H+ + 2 e ⇌ H2 E
0 = 0.000 V 
——————————————————— 
Global: Fe + 2 H+ ⇌ Fe2+ + H2 E
0 = 0.447 V 
 
 
4 – REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
ATKINS, P. & JONES, L. Princípios de Química − Questionando a Vida Moderna e o Meio 
Ambiente, 5ª Edição. Bookman. Porto Alegre, 2012 
 
BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, B. E. Química − A Ciência Central, 9ª Edição. 
Pearson Prentice Hall. São Paulo, 2005. 
 
CHANG, R. & GOLDSBY, K. A. Química, 11ª Edição. AMGH Editora Ltda. Porto Alegre, 2013. 
 
PROLONGO, M. & PINTO, G. Colourful Chemistry: Redox Reactions with Lollipops. Science 
in School. Issue 43, 29/03/2018. <https://www.scienceinschool.org/content/colourful-chemistry-redox-reactions-lollipops> 
 
RAYNER-CANHAM, G. & OVERTON, T. Descriptive Inorganic Chemistry, Fifth Edition. W. 
H. Freeman and Company. New York. 2010.