Determinação Oxiredução

INTRODUÇÃO

O estudo da extensão de reações de oxi-redução ou simplesmente equilíbrio “redox”, envolve o fenômeno de transferência de cargas. O principal objetivo é estabelecer fundamentos teóricos sobre a habilidade que uma substância tem de reagir como “doadora” ou “aceptora” de elétrons. [1]

Todos os metais se caracterizam pela tendência de perder um ou mais elétrons, formando íons carregados positivamente (cátions). Assim, a oxidação de metais corresponde sempre a um aumento do estado de oxidação, expresso por um número positivo +1, +2, +3, etc, conforme seja a quantidade de elétrons perdidos no processo oxidativo. O número de elétrons perdidos pelos elementos representativos dos metais e a carga dos cátions formados pela oxidação são sempre iguais ao número do grupo a que pertence o metal na tabela periódica; os do grupo I perdem um elétron e têm uma carga do cátion correspondente igual a +1, os do grupo II perdem dois elétrons e a carga do cátion é +2 e a +3 para o grupo III. Este número, portanto, é aquele respectivo ao número de elétrons da camada eletrônica mais externa do átomo; ou seja, o número dos elétrons de valência. Como os elétrons perdidos pelos metais não subsistem livremente, mas ligam-se a outros elementos, os não-metais, estes têm sempre o seu estado de oxidação diminuído, representado por um número negativo igual ao número de elétrons assimilados no processo. Dito de outra forma, para os não-metais o ganho de elétrons resulta em estados de oxidação negativos e formam íons carregados negativamente, os ânions. [2,3]

As reações oxidação são aquelas, através das quais o átomo de um elemento perde ou transfere elétrons para outros elementos; a carga do átomo desse elemento torna-se positiva, ou, o que é equivalente dizer, que aumentou seu estado de oxidação. Nas reações de oxidação, elétrons aparecem como produtos da reação, como por exemplo, na reação. [3]

Fe3+(aq) + e-  Fe2+(aq)

O Fé2+ foi oxidado, perdendo um elétron, ou aumentou o seu estado de oxidação de +2 para +3. [3]

A reação de redução é o oposto da de oxidação; nela elétrons são ganhos pelo átomo do elemento envolvido. A espécie, cujos átomos ganham elétrons, é dita reduzida; sua carga torna-se menos positiva. Neste tipo de reação, os elétrons aprecem como reagentes. Por exemplo, na reação:

Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)

o Cu foi reduzido; seu estado de oxidação foi reduzido, tornando-se sua carga menos positiva. As reações de oxi-redução, também chamadas reações redox, são aquelas nas quais ocorre tanto a oxidação, quanto a redução. A estequiometria dessas reações é tal que, todos os elétrons perdidos na oxidação são ganhos na redução; ou seja, a transferência de elétrons é implícita. As espécies aparecendo nas reações de oxi-redução são chamadas de reduzentes ou de oxidantes, conforme elas promovam a redução ou a

oxidação.[2,3]

Usando os exemplos acima, podemos dizer que temos iguais quantidades de ferro II, ferro III, cobre I e cobre II existindo em solução. Temos então a reação de oxi-redução:

Fe2+ + Cu2+ →Fe3+ + Cu+

Ela procedendo da esquerda para a direita, o Fe está transferindo elétron e o Cu ganhando; o Fe está se oxidando e o Cu se reduzindo. Se ela ocorre no sentido oposto, da direita para a esquerda, o Fe está sendo reduzido e o Cu oxidado. A questão importante é saber em que sentido ela está ocorrendo. De acordo com os estudos até aqui feitos neste curso, sabemos que a espontaneidade de uma transformação, no caso das reações acima indicadas, é definida pela 2ª Lei da Termodinâmica, a qual, em dadas circunstâncias, se expressa pela variação da energia livre de Gibbs.[1,2,3]

Objetivo Geral:

Estudar as reações de oxi-reduções.

Objetivos Específicos:

• Identificar a natureza das reações de oxi-redução.

• Montar uma tabela a partir de dados experimentais.

• Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução.

Materiais

- 4 tubos de ensaio pequenos

- 6 pipetas graduadas de 5mL ou frascos conta-gotas

- água clorada (hipoclorito de sódio)

- cobre metálico (lixar o fio antes)

- esponja de aço (bombril)

- magnésio metálico (fita)

- zinco metálico - ZnSO4 0,10 M

- CuSO4 0,10 M

- NaBr 0,10 M

- NaCl 0,10 M

- NaI 0,10 M

- FeCl3 0,10 M

- H2SO4 3,0 M

Procedimento:

Metais como agentes redutores.

1. Colocou-se 4 tubos de ensaio em um suporte de madeira e enumerou-se cada um de 1 a 4. No tubo 1 colocou-se um pedaço de cobre metálico; no tubo 2 fita de magnésio; no tubo 3 zinco metálico; no tubo 4 uma pequena bola de esponja de aço (± 0,5 cm de diâmetro).

2. Adicionou-se 20 gotas (± 0,5 mL) de CuSO4 0,1 mol/L em cada tubo. Usando conta-gotas.

3. Esperou-se 3 minutos e observou-se se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química.

Esse mesmo procedimento repetiu-se utilizando a solução de ZnSO4 (0.10M) e H2SO4 (3,0M).

Halogênios e Fe+3 como agente oxidante.

1. Enumerou-se 3 tubos de ensaio limpos. Colocou-se 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L no tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI)