OS REDUTORES E OXIDANTES

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO        

1.1 REDUTORES E OXIDANTES        

2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL        

2.1 Experimento 1        

2.2 Experimento 2        

2.3 Experimento 3        

2.4 Experimento 4        

2.5 Experimento 5        

3. RESULTADOS E DISCUSSÕES        

3.1 Experimento 1        

3.2 Experimento 2        

3.3 Experimento 3        

3.4 Experimento 4        

4. CONCLUSÃO        

REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA        

1. INTRODUÇÃO

Oxirredução refere-se ao processo em que há transferência de elétrons entre espécies químicas (átomos e/ou íons) de substâncias que reagem entre si. Essa palavra é a junção de “oxidação + redução”, que são processos opostos, mas complementares, ou seja, um sempre depende do outro para ocorrer.

Nessa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.

A perda de elétrons é chamada de oxidação. E o ganho de elétrons é chamado de redução.

Este processo de perda e ganho de elétrons alteram os números de oxidação dos elementos da seguinte forma:

Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento aumenta (pois ele perde elétrons).

Na redução, o número de oxidação(Nox) se reduz (pois o elemento ganha elétrons).

1.1 REDUTORES E OXIDANTES

O agente redutor é que provoca a redução, perdendo elétrons. Entretanto, perder elétrons significa se oxidar, podemos dizer então que:

O agente redutor se oxida (ou sofre oxidação). O agente oxidante provoca a oxidação, recebendo elétrons. O agente oxidante se reduz (ou sofre redução)

Resumidamente, temos:

[pic 1]

Nem todas as reações são de oxirredução. Nas reações de oxirredução sempre ocorre alguma mudança do número de oxidação de pelo menos dois elementos (o oxidante e o redutor). Nas reações sem oxirredução, nenhum elemento sofre mudança no número de oxidação (Nox).

Regras práticas para determinar o número de oxidação

• Os átomos dos elementos e das substâncias simples tem Nox = 0. Exemplos: Al, O2
• Nos compostos contendo hidrogênio, o átomo desse elemento tem geralmente Nox = + 1. A única exceção ocorre nos compostos do tipo LiH, NaH, nesses casos (hidretos), o hidrogênio fica com Nox = -1, por ser o átomo mais eletronegativo.
• O número de oxidação do oxigênio em seus compostos é, geralmente, igual a –2. Porém, se esse elemento estiver ligado ao flúor, o único átomo mais eletronegativo que o oxigênio, poderão acontecer os seguintes casos: em OF2, o oxigênio terá Nox = +2 e em O2F2, o oxigênio terá Nox = +1, na água oxigenada H2O2o Nox é igual a = -1 
• Os metais alcalinos (família IA) e a prata Ag tem sempre Nox = +1
• Os metais alcalinos terrosos (família IIA) e o zinco Zn tem sempre Nox = +2 
• Os halogênios (família 6A) em compostos binários apresentam sempre Nox = -1. 

Conforme pode ser visto por meio da equação a seguir, de forma resumida, a planta retira do solo apenas água (H2O) através da raiz para que, juntamente ao gás carbônico (CO2) absorvido pelas folhas e na presença de luz, seja capaz de produzir moléculas orgânicas, como a glicose e também o gás oxigênio:

+4 -2             +1 -2             +4 -1      -2          0
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) → C6H12O6(aq) + 6 O2(g)

Essa equação química já está balanceada e acima de cada elemento foram colocados os valores dos Nox para você observar o que aconteceu. Veja que no primeiro membro da equação o Nox do átomo de oxigênio era igual a -2, mas, no segundo membro, esse Nox aumentou para zero. Isso significa que o oxigênio foi a espécie química que sofreu oxidação, ou seja, perdeu elétrons, e o dióxido de carbono (CO2) foi o agente redutor.

Por outro lado, o Nox do hidrogênio da água (H2O) era +1 e passou para -1 na molécula de glicose (C6H12O6). Visto que seu Nox diminuiu, isso significa que o hidrogênio foi o elemento que sofreu redução, ou seja, ganhou elétrons, e a água foi o agente oxidante.

É importante lembrar que em toda reação de oxirredução que estiver devidamente balanceada, a quantidade de elétrons ganhos será a mesma de elétrons perdidos.

2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Foi sugerido 5 experimentos de corrosão, os quais serão descritos a seguir.

2.1 Experimento 1

Houve a inserção de aproximadamente 2 ml de sulfato de cobre no tubo de ensaio por meio de pipetas.No tubo em questão, adicionou-se uma pequena amostra de magnésio. A reação foi observada durante 15 minutos, onde em curtos espaços de tempo o tubo era agitado para uma melhor observação do fenômeno.

[pic 2][pic 3]

2.2 Experimento 2

Em outro tubo de ensaio foi inserido 2 ml de ácido nítrico concentrado, o qual localizava-se na capela pois libera vapores corrosivos. Na bancada, com o auxílio da pinça de madeira para segurar o tubo de ensaio e de uma pinça metálica para inserção no material sólido, adicionou-se uma apara de cobre e observou-se a reação por um período de tempo.

[pic 4][pic 5]

Obs.: Imagem do ácido Nítrico é meramente ilustrativa.

2.3 Experimento 3

Neste experimento, necessitou-se três tubos de ensaio; em cada um deles adicionou-se um composto diferente, onde continha aproximadamente 2 ml do solvente.

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