Relatório 12 - Reações de oxirredução

Relatório 12 - Reações de oxirredução

Regional Goiânia - Campus Samambaia

Química Licenciatura

Transformações Químicas

Professor Fabiano Molinos

Reações de Oxirredução

Amanda A. A. Morais

Fernanda Amorim Esteves

03 de junho de 2015

  1. Objetivos.

Verificar, experimentalmente, os conceitos de oxidação e redução, agente oxidante e agente redutor, e suas implicações com a tabela de potenciais de redução (apresentada no Anexo I), bem como os produtos de uma reação de oxirredução.

ELETRODO

REAÇÃO

PÓLO

LAMINA

SOLUÇÃO

Ânodo

Oxidação

Pólo Negativo (-)

Corrói

Concentra

Cátodo

Redução

Pólo Positivo (+)

Aumenta

Dilui

  1. Materiais e Reagentes.

  • Tubos de ensaio;

  • Béquer de 250 mL;

  • Pregos;

  • Fios de cobre;

  • Pavio de papel;

  • Solução de sulfato de cobre (CuSO4);

  • Solução de nitrato de prata (AgNO3);

  • Solução de brometo de sódio (NaBr);

  • Solução de iodeto de sódio (NaI);

  • Clorofórmio (CHCL3);

  • Água de cloro (NaClO);

  • Solução de iodo (I2);

  • Solução de cloreto de potássio (KClO3);

  • Solução de hidróxido de sódio 1 mol/L (NaOH);

  • Dicromato de amônio [(NH4)2Cr2O7];

  • Etanol (C2H6O).

  1. Métodos.

  • Parte 1

Colocou-se um prego em um tubo de ensaio e, logo após, este foi coberto pela solução de sulfato de cobre. Deixou-se em repouso.

  • Parte 2

Foi colocado alguns fios de cobre em um tubo de ensaio e este foi coberto com a solução de nitrato de prata. Foi deixado em repouso.

  • Parte 3

Foi colocado, inicialmente, um prego em um tubo de ensaio que foi coberto pela solução de nitrato de prata, aguardou-se. Contudo para que esta reação ocorresse seria necessário maior tempo, então, foi colocado pedaços de clipes no tubo de ensaio com a solução de nitrato de prata e foi, novamente, aguardado.

  • Parte 4

  • Enumerou-se 3 tubos de ensaio;

  • No primeiro tubo, colocou-se 20 gotas, cerca de 1 mL, de solução de NaBr.

  • No segundo tubo, foi colocado 20 gotas de solução de NaI;

  • No terceiro tubo, colocou-se 10 gotas de solução de NaBr e 10 gotas de NaI;

  • Em cada tubo, adicionou-se 1 mL de clorofórmio e 10 gotas de água de cloro;

  • Agitou-se vigorosamente.

  • Parte 5

  • Parte 6

  1. Resultados e Discussão.

1º experimento → após deixado em repouso, observou-se a mudança de coloração de azul para branco e a formação de um precipitado de cobre (apresentado na figura 1, Anexo I).

Reações:

Reação

Equação química

Eo

Oxidação (Ânodo)

Fe0(aq) → Fe+2(aq) + 2 e-

Eored = - 0,44 V

Redução (Cátodo)

Cu+2(aq) + 2 e- → Cu0

Eored = + 0,34 V

Global

Cu+2(aq) + Fe0(aq) → Fe+2(aq) + Cu0(s)

Eored = + 0,78 V

O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:

Agentes:

  • Agente oxidante: Cu (Cobre) – Nox reduziu de +2 para 0.

  • Agente redutor: Fe (Ferro) - Nox aumentou de 0 para +2.

2º experimento → após o repouso, observou-se a formação de cristais de prata em todo fio de cobre e a coloração da solução tornou-se azul por causa da liberação dos íons de prata, assim como mostrado na Figura 1 do Anexo 1.

Reações:

Reação

Equação química

Eo

Oxidação (Ânodo)

Cu0 → Cu+2 + 2 e-

Eored = - 0,34 V

Redução (Cátodo)

2 Ag+ + 2 e- → 2 Ag0

Eored = + 1,6 V

Global

2 Ag+ + Cu0 → Ag0 + Cu+2

Eored = + 1,94 V

Obs.: após realização das equações, percebe-se que o nitrato (NO3) é um íon espectador.

O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:

Agentes:

  • Agente oxidante: Ag (Prata) – Nox reduziu de +1 para 0.

  • Agente redutor: Cu (Cobre) - Nox aumentou de 0 para +2.

3º experimento → depois de esperado o repouso, foi observado a formação de um precipitado e a cor da solução era levemente esverdeada.

Reações:

Reação

Equação química

Eo

Oxidação (Ânodo)

Fe0 → Fe+2 + 2 e-

Eored = + 0,44 V

Redução (Cátodo)

2 Ag+ + 2 e- → Ag0

Eored = + 1,6 V

Global

Fe0 + 2 Ag+ → Fe+2 + Ag0

Eored = + 1,16 V

O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo:

Agentes:

  • Agente oxidante: Ag (Prata) – Nox reduziu de +1 para 0.

  • Agente redutor: Fe (Ferro) - Nox aumentou de 0 para +2.

4º experimento → após repouso, observou-se que em todos os tubos de ensaio as soluções eram bifásicas, assim como mostrado na Imagem 2 do Anexo 1.

No primeiro tubo de ensaio, aconteceu a seguinte reação:

NaBr(aq) + CHCl3(aq) + NaClO(aq)

A partir da observação do tubo de ensaio e do valor das densidades das soluções (dclorofórmio= 1,49 g/mL, dágua de cloro= 1,05 g/mL, dbrometo de sódio= 3,21 g/mL), tem-se que a solução mais densa é o brometo de sódio e a menos densa é uma mistura de clorofórmio e água de cloro. No segundo tubo, ocorreu a seguinte reação:

NaI(aq) + CHCl3(aq) + NaClO(aq)

Sabe-se que o iodeto apresenta uma coloração amarelo claro e é solúvel em clorofórmio, então, passa a ter a coloração violeta, no tubo é a parte mais densa. Sendo assim, a parte menos densa é formada pela água de cloro. No terceiro tubo, tem-se a seguinte reação:

NaBr(aq) + NaI(aq) +CHCl3(aq) + NaClO(aq)

Com base nas informações obtidas nos dois primeiros tubos de ensaio, presume-se que a parte mais densa, que apresenta coloração violeta, é formada pelo iodeto e clorofórmio e parte menos densa, que apresenta coloração alaranjada, é formada por brometo e água de cloro.

  1. Conclusão.

Na natureza, as reações de oxirredução são muito comuns. Para a indústria, o estudo da oxirredução é de extrema importância visto que todos os aparelhos eletrônicos portáteis utilizam algum tipo de pilha ou bateria. Outro ponto é o objetivo de evitar que a corrosão atinja estruturas metálicas pela oxidação, principalmente a corrosão do aço que é muito utilizado na construção civil.

As reações de oxirredução 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 é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não.

  1. Referências.

        1. Princípios de Química – Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição; Atkins, Peter e Jones, Loretta, 2002;

        2. Transformações Químicas – Apostila para as aulas práticas; Fabiano Molinos de Andrade e Rafael Pavão de Chagas;

        3. Química a Ciência Central, 9ª edição, Editora Pearson Pretice Hall; Brown, T. L., Lemay H. E. e Bursten, B. E, 2007.

        4. http://www.dqi.iq.ufrj.br/tabela_de_potenciais.pdf

        5. http://www.colegioweb.com.br/eletroquimica-i-pilhas/tabela-de-potenciais-padrao-de-reducao.html

  1. Anexo 1.

Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

Tabela 1 - Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

Figura – Experimento 1.

Figura – Experimento 4.

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