Relatório Reações de Oxido-Redução

Relatório Reações de Oxido-Redução

instituto FEDERAL DE EDUCAÇÃO, ciência e TECNOLogia DE GOIÁS

COORDENAÇÃO DA ÁREA DE QUÍMICA

Marília Mesquita Correia de Queiroz

Vinícius Rodrigues Moreira

REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO

Goiânia, 2016.

REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO

Relatório de aula prática experimental apresentado à Coordenação de Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás, sob orientação da Profa. Dra. Jacqueline Maria Barbosa Vitorette.

Goiânia, 2016.

  1. Identificação

    1. Experiência: Reações de óxido-redução.

    2. Data: experimentos realizados no dia 23 de Janeiro de 2016.

    3. Alunos(as): Marília Mesquita Correia de Queiroz e Vinícius Rodrigues Moreira

    4. Orientadora: Profa. Dra. Jacqueline Maria Barbosa Vitorette.

    5. Local/Execução: Laboratório de Química do Instituto Federal de Goiás – Campus Goiânia.

    6. Curso/Instituição: Curso de Bacharelado em Química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia de Goiás.

  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, e dessa forma, o 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.

Nos processos de óxido-redução, o aumento ou diminuição do NOX é proveniente de uma transferência de elétrons de um átomo a outro. O agente oxidante provoca a oxidação de uma substância, sofrendo redução, enquanto que o agente redutor provoca a redução da outra substância, reduzindo-se.

  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. Materiais e Métodos

    1. Material

  • 10 Tubos de ensaio;

  • 1 Estante para tubos de ensaio.

    1. Reagentes Utilizados

  • Solução de KMnO4 0,1 mol L-1;

  • Solução de H2SO4 3,0 mol L-1;

  • Água oxigenada P.A. (peróxido de hidrogênio);

  • Solução de FeSO4 0,5 mol L-1;

  • Solução de NH4SCN 0,5 mol L-1;

  • Metais: Al, Zn, Cu, Fe, Mg;

  • Solução de HCl 1,0 mol L-1;

  • Solução de NaOH 1,0 mol L-1.

    1. Métodos

1. Colocar 2 ml de solução de permanganato de potássio (KMnO4) 0,1 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar 1 ml de solução ácido sulfúrico (H2SO4) 3,0 mol L-1 e 2 ml de peróxido de hidrogênio (H2O2). Agitar e observar a reação.

2. Colocar 2 ml de solução de FeSO4 0,5 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar 1 ml de solução H2SO4 3,0 mol L-1 e 2 ml de H2O2. Agitar e observar a reação. Posteriormente, adicionar nesse mesmo tubo algumas gotas de NH4SCN. Observar e anotar os resultados obtidos.

3. Colocar 2 ml de solução de HCl 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de alumínio. Observar a coloração do gás desprendido e anotar o tempo para que a reação ocorra completamente.

4. Colocar 2 ml de solução de HCl 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de zinco metálico. Observar a coloração do gás desprendido e anotar o tempo para que a reação ocorra completamente.

5. Colocar 2 ml de solução de HCl 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de cobre metálico. Observar a reação.

6. Colocar 2 ml de solução de HCl 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de ferro metálico. Observar a coloração do gás desprendido e anotar o tempo para que a reação ocorra completamente.

7. Colocar 2 ml de solução de HCl 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de fita de magnésio. Observar a coloração do gás desprendido e anotar o tempo para que a reação ocorra completamente.

8. Colocar 3 ml de de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de alumínio. Observar a reação e anotar o tempo em que ela ocorre.

9. Colocar 3 ml de de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de cobre metálico. Observar a reação e anotar o tempo em que ela ocorre.

10. Colocar 3 ml de de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol L-1 em um tubo de ensaio e em seguida adicionar um pedaço de ferro metálico. Observar a reação e anotar o tempo em que ela ocorre.

  1. Resultados e Discussões

1º Experimento  Foi adicionado 2 ml de solução de KMnO4 em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se 1 ml de H2SO4 e 2 ml de H2O2. Observou-se que a coloração arroxeada proveniente do permanganato desapareceu rapidamente com a adição do peróxido de hidrogênio. Foi observado também que na reação houve um grande desprendimento de gás e liberação de calor, enquanto o H2O2 era adicionado.

Reações: 2KMnO4 + 3 H2SO4 + 5 H2O2  2 MnSO4 + K2SO4 + 5 O2 + 8 H2O

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

2MnO42-(aq)  2MnO4-(aq)+ 2e-

Redução (Cátodo)

H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e-  2H2O(l)

Global

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

Agentes:

  • Agente oxidante: H2O2 (Peróxido de Hidrogênio);

  • Agente redutor: MnO42- (Permanganato).

2º Experimento  Foi colocado 2 ml de FeSO4 em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se 1 ml de solução H2SO4e 2 ml de H2O2. Posteriormente, foi adicionado no mesmo tubo algumas gotas de NH4SCN. Ocorreu uma reação de complexação, resultando num líquido vermelho que com a agitação passou a apresentar um aspecto amarelado- alaranjado.

Reações: 2FeSO4 + H2 SO4 + H2O2  Fe2(SO4)3 + 2 H2O

Fe3+ + 6NH4 SCN Fe(SCN)63- + 6NH4+

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

2Fe2+(aq)  2Fe3+(aq) + 2e-

Redução (Cátodo)

H2O2(aq) + 2H+ +2e-  2H2O(aq)

Global

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

Agentes:

  • Agente oxidante: O (Oxigênio);

  • Agente redutor: Fe (Ferro).

3º Experimento  Foi colocado 2 ml de HCl em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de alumínio metálico. Após 40 segundos, aproximadamente, a reação começou a ocorrer e a cor que era transparente (em decorrência do ácido) passou para prateada. Houve desprendimento de gás e de calor durante a reação. Após a conclusão da reação, a solução era homogênea e de cor prateada.

Reações: 2Al(s) + 6 HCl(aq)  2 AlCl3 + 3 H2(g)

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

Al0(s)  Al3+(aq) + 3e-

Agentes:

  • Agente oxidante: H (hidrogênio);

  • Agente redutor: Al (alumínio).

4º Experimento  Foi colocado 2 ml de HCl em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de zinco metálico. Houve desprendimento de gás durante a reação.

Reação: Zn(s) + HCl(aq)  ZnCl2(aq) + H2(g)

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

Zn0(s)  Zn2+(aq) + 2e-

Agentes:

  • Agente oxidante: H (hidrogênio);

  • Agente redutor: Zn (zinco).

5º Experimento  Foi colocado 2 ml de HCl em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de cobre metálico.

O ácido clorídrico (HCl) em contato com o Cobre(Cu) não reagiu.

Cu(s) + HCl(l)  não reagiu

O comportamento do cobre pode ser explicado com base na fila eletroquímica, pois a mesma mostra que o cobre tem baixa tendência de oxidação, o ácido clorídrico não é um forte agente oxidante sendo incapaz de reagir com o Cobre.

Pode-se ressaltar que o cobre não é capaz de substituir o hidrogênio do ácido. Os resultados literários indicam que a reatividade de certos metais são determinados com a combinação de extremas condições: eletropositividade (tendência de um átomo perder elétrons), concentração do ácido, temperatura, superfície de contato, interferem na velocidade da reação.

6º Experimento  Foi colocado 2 ml de HCl em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de ferro metálico. Essa reação não se completou pois não houve tempo necessário para que a mesma ocorresse completamente, em decorrência do tempo restrito da aula experimental. Porém, segundo a literatura, o ferro sofreria oxidação, segundo a reação abaixo:

Fe(s) + HCl(aq)  FeCl3(aq) + H2(g).

Agentes:

  • Agente oxidante: H (hidrogênio);

  • Agente redutor: Fe (ferro).

7º Experimento  Foi colocado 2 ml de HCl em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se fita de magnésio. Houve desprendimento de gás e a reação se completou em aproximadamente 45 segundos.

Reação: Mg(s) + HCl(aq)  MgCl2(aq) + H2(g)

Reação

Equação Química

Oxidação (Ânodo)

Mg0(s)  Mg2+(aq) + 2e-

Agentes:

  • Agente oxidante: H (hidrogênio);

  • Agente redutor: Mg (magnésio).

8º Experimento  Foi colocado 2 ml de NaOH em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de alumínio metálico. Houve desprendimento de gás durante a reação.

Reação: Al(s) + NaOH(aq)  NaAl(OH)4(aq) + H2(g)

Agentes:

  • Agente oxidante: H (hidrogênio);

  • Agente redutor: Al (alumínio)

9º Experimento  Foi colocado 2 ml de NaOH em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de cobre metálico. A solução de Hidróxido de Sódio reagiu com o Cobre formando um precipitado de coloração azul, que é característico do Hidróxido de Cobre(II), Cu(OH)2, o qual é insolúvel em excesso de reagente.

Reação: Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2

Agentes:

  • Agente oxidante: Cu (cobre)

  • Agente redutor: H (hidrogênio);

10º Experimento  Foi colocado 2 ml de NaOH em um tubo de ensaio e em seguida adicionou-se um pedaço de ferro metálico. Não ocorreu reação pois o tempo da aula experimental foi insuficiente para que a reação ocorresse, devido à baixa concentração de hidróxido de sódio utilizado.

  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.

Pelos experimentos realizadps, pode-se perceber que 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. Dessa forma, notou-se também que o metal mais reativo presente na reação é sempre quem sofre oxidação e quem atua como agente redutor; este perde elétrons e o seu respectivo nox aumenta. De forma análoga, o agente oxidante da reação sofre redução, provoca a oxidação, ganha elétrons e seu respectivo nox diminui.

  1. Referências

Disponível em:

http://www.ufjf.br/nupis/files/2010/10/aula-3-Redox1.pdf

http://www.qieducacao.com/2010/12/reacoes-de-oxido-reducao.html

Consultado dia 29 de Janeiro de 2016.

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