Relatório Oxirredução

Relatório Oxirredução

Universidade do Estado de Santa Catarina - UDESC

Centro de Educação Superior do Alto Vale do Itajaí - CEAVI

Departamento de Engenharia Sanitária

Relatório de

Química Experimental – Procedimento VIII

Oxirredução

Data de realização do experimento: 26/09/2013

Acadêmico: José Guilherme

Assinatura:

Acadêmico: Emanuel Fusinato

Assinatura:

Data de elaboração do relatório: 08/10/2013

Ibirama, 08 de Outubro de 2013.

  1. Objetivo

Verificar, experimentalmente, a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de óxido-redução.

  1. Introdução

As reações de oxirredução são as reações de transferência de elétrons. Esta transferência se produz entre um oxidante e um redutor. A espécie que perde elétrons, é a que sofre oxidação e é considerada o agente redutor, então terá seu aumento em seu NOX. Portanto a espécie que ganhar elétrons sofrerá redução e será o agente oxidante, seu NOX diminui.

Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte em uma espécie oxidada, e a relação que guarda com seu precursor fica estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, diz que quando uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido. Também é muito importante ressaltar sobre a tabela de reações redox que indica a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzido.

A prata, o alumínio e o cobre não têm a sua corrosão muito intensa, porque ao se oxidarem eles naturalmente formam uma espécie de película protetora que impede que o restante do material sofra a corrosão.

Reações de oxirredução são necessárias para o funcionamento das pilhas. Nas pilhas, há a migração de íons de um lado para o outro até o ponto de equilíbrio, ou seja, naturalmente o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo procurará o equilíbrio.

ELETRODO

REAÇÃO

PÓLO

LAMINA

SOLUÇÃO

Ânodo

Oxidação

Pólo Negativo (-)

Corrói

Concentra

Cátodo

Redução

Pólo Positivo (+)

Aumenta

Dilui

Para a montagem de uma pilha, precisamos saber qual metal perderá elétrons, e qual ganhará, e para calcular isso, seguimos a base do conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação. O potencial de redução e de oxidação é medido em volt (V) e é representado pelo símbolo E° (BROW; LEMAY; BURSTEN, 2005). Pode ser calculado por:

3. Materiais e Métodos

3.1 Material

  • Tubos de ensaio

  • Estante para tubos de ensaio

  • Tripé de amianto

  • Bico de Busen

  • Becker de 50 mL

  • Pipetas de 5 ou 10 mL graduadas

  • Magnésio em fita

3.2 Reagentes Utilizados

  • Clorofórmio – CHCl3

  • Dióxido de manganês sólido – MnO2

  • Álcool etílico – C2H5OH

  • Água oxigenada – H2O2

  • Solução de tiocianato de amônio 0,5 M

  • Ácido clorídrico – HCl

  • Solução de sulfato de cobre 0,5 M – CuSO4

  • Solução de iodeto de potássio 0,5 M – KI

  • Solução de permanganato de potássio 0,1 M – KMnO4

  • Solução de dicromato de potássio 0,1 M – K2Cr2O7

  • Ácido nítrico concentrado – HNO3

  • Solução de ácido sulfúrico 3 M – H2SO4

  • Solução de hipoclorito de sódio

  • Cobre sólido

    1. Métodos

1. Colocar 2 mL de solução de sulfato de cobre em um tubo de ensaio.

Adicionar uma pequena tira de magnésio à solução.

Observar durante 15 minutos.

Agitar.

Escrever a semi-reação de oxidação.

Escrever a semi-reação de redução.

Escrever a equação global.

Que substância sofreu oxidação? E redução?

2. Colocar 2 mL de solução de KMnO4 em um tubo de ensaio.

Adicionar 1 mL de solução de H2SO4.

Adicionar 2 mL de H2O2.

Observar.

3. Colocar 2 mL de ácido nítrico HNO3 concentrado em um tubo de ensaio.

Adicionar uma apara de cobre. Observar a coloração do gás desprendido.

4. Colocar 8 mL de solução de K2

Cr2O7 em um Becker de 50 mL.

Adicionar 4 mL de solução de H2SO4.

Adicionar 4 mL de álcool etílico.

Fazer um aquecimento brando, com auxílio do bico de Busen e tela de amianto, até que ocorra a mudança de coloração.

Sentir o odor dos vapores desprendidos.

5. Coloque 1 a 2 mL de hipoclorito de sódio NaClO em um tubo de ensaio.

Acrescente cinco gotas de ácido sulfúrico diluído a cada um dos tubos.

Adicione duas ou três gotas de solução de iodeto de potássio. Agite os tubos e observe a formação de iodo elementar.

Acrescente 1 a 2 mL de diclorometano ou clorofórmio para a extração do iodo (observe que o diclorometano ou clorofórmio não é solúvel em água).

Anote os resultados.

6. Colocar 2 mL de solução FeSO4 em um tubo de ensaio.

Adicionar 1 mL de H2SO4.

Adicionar 2 mL de H202.

Observar.

Adicionar nesse tubo algumas gotas de solução NH4SCN.

Observar a mudança de cor.

  1. Resultados e Discussões

1º Experimento  Colocamos 2 mL de solução de CuSO4 em um tubo de ensaio. Adicionamos uma tira de Mg na solução. Observamos a reação, onde foi formado um líquido com coloração negra.

Reações:

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

Mg0(s)  Mg2+(aq) + 2e-

red = -2,36 V

Redução (Cátodo)

Cu2+(aq) + 2e-  Cu0(s)

red = +0,34 V

Global

Mg0(s) + Cu2+(aq)  Mg2+(aq) + Cu0(s)

cel = +2,70 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 diminuiu de +2 para 0

  • Agente redutor: Mg (Magnésio) - nox aumentou de 0 para +2

2º Experimento  Colocamos 2 mL de KMnO4 em um tubo de ensaio. Adicionamos de H2O2. Observamos que na reação houve um grande desprendimento de gás e liberação de calor, enquanto adicionavamos H2O2. Após isso, adicionamos 1 mL de ácido sulfúrico, mas não observamos nenhuma alteração. Deveríamos ter adicionado o ácido sulfúrico antes para potencializar a reação entre KMnO4 e H2O2.

Reações:

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

2MnO42-(aq)  2MnO4-(aq)+ 2e-

red = +0,56 V

Redução (Cátodo)

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e-  2H2O(l)

red = +1,78 V

Global

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2MnO42-(aq)  2H2O(l) + 2MnO4-(aq)

cel = +1,22 V

Agentes:

  • Agente oxidante: H2O2 (Peróxido de Hidrogênio);

  • Agente redutor: MnO42- (Permanganato).

3º Experimento  Colocamos 2 mL de HNO3 concentrado em um tubo de ensaio. Adicionamos uma apara de Cobre. Observamos o desprendimento de um gás marrom (NO2). Formou-se um líquido verde (Cu).

Reações:

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

Cu0(s)  Cu+(aq) + e-

red = +0,52 V

Redução (Cátodo)

NO3-(aq) + 2H+(aq) + e-  NO2(g) + H2O(l)

red = +0,80 V

Global

Cu(s) + 2H+(aq) + NO3-(aq)  Cu+(aq) + NO2(g) + H2O(l)

cel = +0,28 V

Agentes:

  • Agente oxidante: N (Nitrogênio);

  • Agente redutor: Cu (Cobre).

4º Experimento  Adicionamos 8 mL de K2Cr2O7 em um becker de 50 mL. Adicionamos 4 mL de solução de H2SO4. Observamos que a cor ficou mais escura. Adicionamos 4 mL de álcool etílico. Após isso aquecemos brandamente a solução no bico de búsen. Observamos uma mudança na coloração. A solução ficou com uma cor característica azulada.

Reações:

Agentes:

  • Agente oxidante: Cr (Cromo), nox variou de +6 para +3;

  • Agente redutor: C (Carbono), nox variou de -1 para +3.

5º Experimento  Adicionamos 2 mL de NaClO em um tubo de ensaio. Adicionamos 5 gotas de ácido sulfúrico e 2 mL de KI. Agitamos a solução e observamos a precipitação de Iodo elementar. Acrescentamos 2 mL de clorofórmio. Observamos o surgimento de um sistema bifásico, onde acreditamos que a fase inferior era composta de Iodo e a fase superior era composta NaClO e um pouco de I-.

Reações:

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

2I-(aq)  I2(s) + 2e-

red = +0,54 V

Redução (Cátodo)

ClO-(aq) + H2O + 2e-  Cl-(aq) + OH-(aq)

red = +0,89 V

Global

ClO-(aq) + H2O + 2I-(aq)  I2(s) + Cl-(aq) + OH-(aq)

cel = +0,35 V

Agentes:

  • Agente oxidante: Cl (Cloro);

  • Agente redutor: I (Iodo).

6º Experimento  Colocamos 2 mL de FeSO4 em um tubo de ensaio, onde adicionamos 1 mL de H2SO4 e 2 mL de H2O2 e agitamos a solução. Adicionamos algumas gotas de NH4SCN, onde ocorreu uma reação de complexação, resultando num líquido vermelho que com a agitação passou a apresentar um aspecto amarelado.

Reações:

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

2Fe2+(aq)  2Fe3+(aq) + 2e-

red =-0,44 V

Redução (Cátodo)

H2O2(aq) + 2H+ +2e-  2H2O(aq)

red =+1,78 V

Global

2Fe2+(aq) +H2O2(aq) + 2H+  2Fe3+(aq) + 2H2O(aq)

red =

Agentes:

  • Agente oxidante: O (Oxigênio);

  • Agente redutor: Fe (Ferro).

  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 ou oxidação é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não.

  1. Referências

http://pt.wikipedia.org/wiki/Rea%C3%A7%C3%A3o_de_oxirredu%C3%A7%C3%A3o (Acessado em 08/10/2013)

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