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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/ Acadêmico: José Guilherme Assinatura:
Acadêmico: Emanuel Fusinato Assinatura:
Data de elaboração do relatório: 08/10/
Ibirama, 08 de Outubro de 2013.
- 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.
- 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
- Colocar 2 mL de solução de KMnO 4 em um tubo de ensaio. Adicionar 1 mL de solução de H2SO (^) 4. Adicionar 2 mL de H2O (^) 2. Observar.
- Colocar 2 mL de ácido nítrico HNO 3 concentrado em um tubo de ensaio. Adicionar uma apara de cobre. Observar a coloração do gás desprendido.
- Colocar 8 mL de solução de K 2 Cr (^) 2O 7 em um Becker de 50 mL. Adicionar 4 mL de solução de H2SO (^) 4. 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.
- 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.
- Colocar 2 mL de solução FeSO 4 em um tubo de ensaio. Adicionar 1 mL de H2SO4. Adicionar 2 mL de H202. Observar. Adicionar nesse tubo algumas gotas de solução NH (^) 4SCN. Observar a mudança de cor.
- Resultados e Discussões
1º Experimento Colocamos 2 mL de solução de CuSO 4 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 Eº Oxidação (Ânodo) Mg^0 (s) Mg2+(aq) + 2e-^ Eºred = -2,36 V Redução (Cátodo) Cu 2+(aq) + 2e-^ Cu (^0) (s) Eºred = +0,34 V Global Mg (^0) (s) + Cu 2+(aq) Mg 2+(aq) + Cu (^0) (s) Eºcel = +2,70 V
O potencial da célula (Eº (^) cel) 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 +
2º Experimento Colocamos 2 mL de KMnO 4 em um tubo de ensaio. Adicionamos de H2O (^) 2. Observamos que na reação houve um grande desprendimento de gás e liberação de calor, enquanto adicionavamos H2O (^) 2. 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 KMnO 4 e H (^) 2O2. Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) 2MnO 4 2-(aq) 2MnO 4 - (aq) + 2e-^ Eºred = +0,56 V Redução (Cátodo) H2O (^) 2(aq) + 2H+(aq) + 2e -^ 2H (^) 2O (^) (l) Eºred = +1,78 V Global H (^) 2O2(aq) + 2H+(aq) + 2MnO 4 2-(aq) 2H (^) 2O (^) (l) + 2MnO 4 - (aq) Eºcel = +1,22 V
Agentes:
- Agente oxidante: H2O 2 (Peróxido de Hidrogênio); - Agente redutor: MnO 4 2-^ (Permanganato).
3º Experimento Colocamos 2 mL de HNO 3 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:
Global ClO - (aq) + H (^) 2O + 2I-(aq) I (^) 2(s) + Cl-(aq) + OH-(aq) Eºcel = +0,35 V
Agentes:
- Agente oxidante: Cl (Cloro); - Agente redutor: I (Iodo).
6º Experimento Colocamos 2 mL de FeSO 4 em um tubo de ensaio, onde adicionamos 1 mL de H (^) 2SO 4 e 2 mL de H2O 2 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 Eº Oxidação (Ânodo) 2Fe 2+(aq) 2Fe 3+(aq) + 2e- Eºred =-0,44 V Redução (Cátodo) H (^) 2O (^) 2(aq) + 2H+^ +2 e -^ 2H (^) 2O (^) (aq) Eºred =+1,78 V Global 2Fe 2+(aq) + H (^) 2O2(aq) + 2H+^ 2Fe 3+(aq) + 2H2O (^) (aq) Eºred =
Agentes:
- Agente oxidante: O (Oxigênio); - Agente redutor: Fe (Ferro).
- (^) 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.
- Referências http://pt.wikipedia.org/wiki/ Rea%C3%A7%C3%A3o_de_oxirredu%C3%A7%C3%A3o (Acessado em 08/10/2013)
