Relatório de Química Geral- Oxirredução

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INSTITUTO FEDERAL DO NORTE DE MINAS GERAIS 
CAMPUS MONTES CLAROS 
ENGENHARIA QUÍMICA 
QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL 
 
 
 
 
 
 
RELATÓRIO 12: OXIRREDUÇÃO 
 
 
 
 
Ana Carolina de Castro Fernandes Alves 
Rita de Cássia Maia Pereira 
Rosilanny Soares 
 
 
Relatório dirigido à Disciplina de 
Química Geral Experimental como parte 
 dos requisitos básicos de avaliação. 
 
 
 
 
 
Montes Claros- MG 
Novembro de 2013. 
 
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SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO --------------------------------------------------------------------------03 
2. OBJETIVO----------------------------------------------------------------------------------04 
3. MATEIRAIS E MÉTODOS--------------------------------------------------------------05 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO---------------------------------------------------------07 
5. CONCLUSÕES------------------------------------------------------------------------------11 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS--------------------------------------------------12 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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INTRODUÇÃO 
Reações de oxirredução são uma grande variedade de processos importantes 
como a corrosão, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. Estas 
reações envolvem a transferência de elétrons de uma substância para outra (BRADY, 
J.E; HUMISTON, 1986). 
A oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à 
substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde 
elétrons(RUSSEL,1992). 
 A redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando 
uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons 
(OHWELLER,1967). 
 Quanto a reação de oxirredução, sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas 
na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de Reação redox ou oxido-
redução. Oxirreduções são reações que transferem elétrons entre substâncias fazendo 
com que o número de oxidação (nox) de uma substância aumente enquanto o nox de 
outra substância diminui (OHWELLER, 1967). 
A atividade oxidante dos elementos químicos aumenta com o aumento da 
eletronegatividade. Sendo, assim, para os halogênios o flúor o oxidante mais forte. Suas 
propriedades redutoras apresentam-se muito fracas, sendo o iodo, em comparação com 
os outros halogênios, um redutor mais forte (SKOOG, et al 2006). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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OBJETIVOS 
• Assimilar o conceito de oxidação e redução; 
• Trabalhar com a tabela de potenciais de redução; 
• Promover reações de oxirredução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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MATERIAIS E REAGENTES 
Béquer de 100 ml, Magnésio, MgCl2 0,1 mol/L, Esponja de aço, Pb(NO3)2 0,05mol/L, 
Tubos de ensaio, CuSO4 0,1 mol/L, Chumbo, Zinco , ZnSO4 0,1mol/L, Cobre, FeSO4 
0,1 mol/L, Bico de Bunsen, Tela de amianto; 
 
MÉTODO 
 Com o objetivo de compreender e caracterizar o conceito de oxirredução foi feita a 
seguinte experiência química descrita abaixo das quais serão divididas em cinco 
processos semelhantes. 
• Solução de Mg2+ 
 Prepararam-se cinco tubos de ensaio e colocou-se em cada um destes uma solução 
de 0,1 M de cloreto de magnésio(MgCl2). Posteriormente foi colocado em cada um 
destes tubos pequenos pedaços dos seguintes sólidos metálicos: magnésio, esponja de 
aço, chumbo e zinco. Deixou-se o sistema em repouso por alguns instantes e logo após 
foi observado se em cada tubo de ensaio houve ou não reação dos metais especificados 
acima com a solução de MgCl2. E em seguida foram anotados os resultados obtidos. 
• Solução de Zn2+ 
 Prepararam-se cinco tubos de ensaio e colocou-se em cada um destes uma solução 
de 0,1 M de sulfato de zinco(ZnSO4) . Posteriormente foi colocado em cada um destes 
tubos pequenos pedaços dos seguintes sólidos metálicos: magnésio, esponja de aço 
(representando o Fe), chumbo e zinco. Deixou-se o sistema em repouso por alguns 
instantes e logo após foi observado se em cada tubo de ensaio houve ou não reação dos 
metais especificados acima com a solução de ZnSO4 . E em seguida foram anotado os 
resultados obtidos . 
• Solução de Fe2+ 
 Prepararam-se cinco tubos de ensaio e colocou-se em cada um destes uma solução 
de 0,1 M de sulfato ferroso(FeSO4). Posteriormente foi colocado em cada um destes 
tubos pequenos pedaços dos seguintes sólidos metálicos: magnésio, esponja de aço, 
chumbo e zinco. Deixou-se o sistema em repouso por alguns instantes e logo após foi 
 
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observado se em cada tubo de ensaio houve ou não reação dos metais especificados 
acima com a solução de FeSO4 . E em seguida foi anotado os resultados obtidos. 
• Solução de Pb2+ 
 Prepararam-se cinco tubos de ensaio e colocou-se em cada um destes uma 
solução de 0,05 M de nitrato de chumbo II (Pb(NO3)2). Posteriormente foi colocado em 
cada um destes tubos pequenos pedaços dos seguintes sólidos metálicos: magnésio, 
esponja de aço, chumbo e zinco. Deixou-se o sistema em repouso por alguns instantes e 
logo após foi observado se em cada tubo de ensaio houve ou não reação dos metais 
especificados acima com a solução de Pb(NO3)2 . E em seguida foi anotado os 
resultados obtidos . 
• Solução de Cu2+ 
 Prepararam-se cinco tubos de ensaio e colocou-se em cada um destes uma solução 
de 0,1 M de sulfato de cobre II(CuSO4). Posteriormente foi colocado em cada um destes 
tubos pequenos pedaços dos seguintes sólidos metálicos: magnésio, esponja de aço, 
chumbo e zinco. Deixou-se o sistema em repouso por alguns instantes e logo após foi 
observado se em cada tubo de ensaio houve ou não reação dos metais especificados 
acima com a solução de CuSO4. E em seguida foi anotado os resultados obtidos . 
• Solução de Cu2+ 
 Para comprovar que a velocidade da reação química quando essa ocorria, desse 
experimento é proporcional a temperatura da qual o sistema é submetido. Para tal 
verificação procedeu-se da seguinte forma: colocou-se em um béquer certa quantidade 
de uma solução sulfato sulfuroso de 0,1mol. de Cu2+(aq). Presente na solução de 
CuSO4. Adicionou-se a essa solução um pedaço de zinco metálico. Levou-se o béquer a 
fervura utilizando como transmissor da fonte de calor um bico de Bunsen e como 
suporte para aquecer o sistema uma tela de amianto. E observou-se o que ocorreu. 
Segundo os resultados experimentais observados segue abaixo a discursão deste 
procedimento. 
 
 
 
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RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Em cinco tubos de ensaio contendo cerca de 2 ml de cloreto de magnésio 
(MgCl2 0,1 mol/L) cada, foram adicionados os metais: Mg, Zn, Fe, Pb e Cu. Deixando 
os tubos em repouso por alguns instantes, verificou-se que nenhuma reação ocorreu, 
visto que os metais possuem maior potencial de redução que o magnésio, por isso o íon 
Mg2+ não consegue deslocar os elétrons dos mesmos para que se reduza a Mg0. 
O mesmo procedimento foi feito adicionando os mesmos metais (após terem 
sido lavados) acima mencionados à cinco tubos de ensaio contendo sulfato de 
zinco(ZnSO4 0,1 mol/L). Neste caso houve reação entre a solução e o metal Mg, visto 
que o zinco possui um potencial de redução maior que o magnésio, deslocando portanto 
seus elétrons e se reduzindo a Zn0, conforme as reações: 
Zn2+ +2e- →Zn0 
Mg0 →Mg2+ + 2e- 
Somando as equações que representam tais reações tem-se: 
Zn2+ + Mg0 →Zn0 + Zn2+ 
Nessa reação o zinco reduziu e o magnésio oxidou. Portanto o zinco é o agente 
oxidante e o magnésio, agente redutor. Como o potencial de redução do zinco é menor 
que dos demais metais, as outras reações não ocorreram. 
Posteriormente, adicionou-se os mesmos metais previamente lavados à cinco 
tubos de ensaio contendo sulfato ferroso(FeSO4 0,1 mol/L). Neste caso houve reações 
entre a solução e os metais Mg e Zn, visto que o ferro possui um potencial de redução 
maior que o magnésio e zinco, deslocando portanto seus elétronse se reduzindo a Zn0, 
conforme as reações: 
Fe2+ +2e- →Fe0 
Mg0 →Mg2+ + 2e- 
_______________________ 
Fe2+ + Mg0 →Fe0 + Mg2+ 
Nessa reação o ferro reduziu e o magnésio oxidou. Portanto o ferro é o agente 
oxidante e o magnésio, agente redutor. 
 
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Fe2+ +2e- →Fe0 
Zn0 →Zn2+ + 2e- 
 _______________________ 
Fe2+ + Zn0 →Fe0 + Zn2+ 
Nessa reação o ferro reduziu e o zinco oxidou. Portanto o ferro é o agente 
oxidante e o zinco, agente redutor. Como o potencial de redução do ferro é menor que 
dos demais metais(Pb e Cu), as outras reações não ocorreram. 
Uma solução de Pb(NO3)2 foi adicionada à cinco tubos de ensaio aos quais 
foram colocados os mesmos metais. Após alguns instantes, verificou –se que ocorreu 
reação entre a solução acima citada com os metais Mg, Zn. Isso se deu pelo fato do 
potencial de redução do chumbo ser maior que dos dois metais. O potencial de redução 
do chumbo também é maior que do ferro, porém, a reação não ocorreu. As reações que 
de fato ocorreram são representadas pelas equações: 
Pb2+ +2e- →Pb0 
Mg0 →Mg2+ + 2e- 
________________________________ 
Pb2+ + Mg0 →Pb0 + Mg2+ 
Nessa reação o chumbo reduziu e o magnésio oxidou. Portanto o chumbo é o 
agente oxidante e o magnésio, agente redutor. 
Pb2+ +2e- →Pb0 
Zn0 →Zn2+ + 2e- 
Somando as equações que representam tais reações tem-se: 
Pb2+ + Zn0 →Pb0 + Zn2+ 
Nessa reação o chumbo reduziu e o zinco oxidou. Portanto o chumbo é o agente 
oxidante e o zinco, agente redutor. 
O mesmo procedimento se deu usando a solução de sulfato cuproso(CuSO4 0,1 
mol/L). nesse caso, o cobre tendo o maior potencial de redução entre os metais usados 
na prática, conseguiu deslocar os elétrons de todos os metais, oxidando-os. A solução 
apresenta uma coloração azulada devido aos íons cobre Cu2+. Após alguns instantes, no 
 
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decorrer da reação, a intensidade da coloração diminui devido à redução dos íons à Cu0, 
ou seja, a solução fica mais diluída. 
As reações ocorridas são representadas pelas equações: 
Cu2+ +2e- →Cu0 
Mg0 →Mg2+ + 2e- 
________________________ 
Cu2+ + Mg0 →Cu0 + Mg2+ 
Nessa reação o cobre reduziu e o magnésio oxidou. 
Cu2+ +2e- →Cu0 
Zn0 →Zn2+ + 2e- 
____________________ 
Cu2+ + Zn0 →Cu0 + Zn2+ 
Nessa reação o cobre reduziu e o zinco oxidou. 
Cu2+ +2e- →Cu0 
Fe0 →Fe2+ + 2e- 
_________________ 
Cu2+ + Fe0 →Cu0 + Fe2+ 
Nessa reação o cobre reduziu e o ferro oxidou. 
Cu2+ +2e- →Cu0 
Pb0 →Pb2+ + 2e- 
_____________________ 
Cu2+ + Pb0 →Cu0 + Pb2+ 
Nessa reação o cobre reduziu e o chumbo oxidou. 
O quadro abaixo mostra os potenciais de redução dos metais utilizados na prática: 
 
 
 
 
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Quadro 1- potenciais-padrão de redução de algumas semi- reações. 
SEMIRREAÇÃO E°/V 
Cu2+ +2e- →Cu0 0,340 
Pb2+ +2e- →Pb0 -0,126 
Fe2+ +2e- →Fe0 -0,440 
Zn2+ +2e- →Zn0 -0,763 
Mg2+ +2e- →Mg0 -2,37 
 
Uma solução de CuSO4 , colocada em um béquer até a metade de sua 
capacidade, foi levada à fervura com um pedaço de zinco metálico. A oxidação do zinco 
ocorreu de forma mais rápida do que aquela que se procedeu à temperatura ambiente, 
visto que, como já estudamos em outras práticas, a temperatura aumenta a velocidade 
das reações. 
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) 
Nessa reação, o zinco oxidou e o cobre reduziu. Portanto, o cobre atua como 
agente oxidante e o zinco como agente redutor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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CONCLUSÃO 
 Diante dos fatos ocorridos na prática, percebe-se que quanto maior o 
potencial padrão de redução, menor a reatividade do metal, portanto, o magnésio, que 
apresenta o menor potencial de redução entre todos os metais utilizados na experiência, 
se oxida mais facilmente tornando-se Mg2+ , ou seja, cedendo elétrons provocando a 
redução dos íons das soluções. Já o cobre, que entre os metais usados possui o maior 
potencial de redução, está mais propenso a atuar-se como agente oxidante, sendo 
portanto, mais facilmente reduzido, ou seja, é o menos reativo. 
 Tem-se a seguir a ordem crescente de potencial de redução e ao mesmo tempo a 
ordem decrescente de reatividade dos metais utilizados na prática: 
Mg<Zn<Fe<Pb<Cu 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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REFERÊNCIAS 
 
BRADY,J.E; HUMISTON, G.E. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: Livros Técnicos 
e Científicos, 1986, v. 2. 
OHWELLER, O. A. Química Analítica Quantitativa. 2 ed. v 2.Livros Técnicos e 
Cientificos, Rio de Janeiro, 1967. 
RUSSEL, J. B., Química Geral, 2 ed, Makron Books do Brasil: Rio de Janeiro 1992, v. 
1 e 2. 
SKOOG, D. A.; et al. Fundamentos de Química Analítica. 8 ed. Tradução Marco 
Tadeu Grassi. Revisão Técnica Célio Pasquini. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 
2006.