O Departamento de Química Fundamental

Universidade Federal Rural Do Rio De Janeiro[pic 1]

Instituto de Química

Departamento de Química Fundamental

IC675 – Química Geral Experimental

RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA 8

REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Nicole Nunes Ramos - 20200015931

Thayane Souza de Andrade - 20220019974

Professores: Gustavo Bezerra da Silva e Jorge Luiz da Silva Grossi

Seropédica – RJ

Agosto/2022

1 – INTRODUÇÃO

     As reações de oxirredução são processos químicos onde ocorre a mudança de número de nox das moléculas quando os elétrons são transferidos. É um processo muito importante para ser estudado na eletroquímica, pois estão envolvidas na geração de energia elétrica. Um bom exemplo para esse tipo de reação é na oxidação do ferro, que forma a ferrugem. Ela também tem papel fundamental em sistemas bioquímicos, pois há transferência de energia em organismos vivos, como a fotossíntese.

     Para que uma reação seja considerada oxirredução precisa ter a presença de uma espécie oxidante, que perde elétrons, e uma espécie redutora, que ganha elétrons, e que ocorre de forma simultânea. À medida que uma espécie oxida, outra reduz.

     O agente redutor é uma espécie que provoca redução na outra presente na reação, enquanto o agente oxidante é a que provoca oxidação com a que está reagindo. O nox, que é a carga elétrica do elemento que participa da ligação química se altera, aumentando no agente redutor e diminuindo no agente oxidante.

     Para escrever essas reações redox é importante observar os processos de reação e oxidação separadamente, e podemos fazer essas observações com a meias-reações. As meias-reações expressam as duas contribuições (oxidação e redução) de uma reação redox completa. Vamos usar como exemplo a reação de prata com zinco, como nas pilhas voltaicas:

     A oxidação do Zinco é escrita da seguinte maneira:[pic 2][pic 3]

     Na meia equação de oxidação, os elétrons perdidos aparecem no lado direito da seta.

     E a redução da prata representada abaixo:[pic 4]

     Nesse caso, para demonstrar o ganho de elétrons da prata, esses elétrons apareceram no esquerdo da seta. Assim, podemos perceber que o Zinco está sendo o agente redutor e Prata o agente oxidante.

2 – OBJETIVOS

• Conhecer as reações de oxidação e redução, identificar os agentes oxidantes e redutores, utilizar a Tabela de Potenciais Padrão de Redução.
• Avaliar o poder dos agentes redutores e oxidantes e a importância do meio reacional.

3 – EXPERIMENTAL

1. Estudo das reações de oxirredução

1. Foram preparados 6 tubos de ensaio limpos e enumerados e foram adicionados:

• Tubo 1: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de Zn(NO3)2 + 1,0 mL de água destilada + um pedaço de Cu(s);

• Tubo 2: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de Zn(NO3)2 + 1,0 mL de água destilada + um pedaço de Pb(s);

• Tubo 3: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de CuSO4 + 1,0 mL de água destilada + um pedaço de Pb(s);

• Tubo 4: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de CuSO4 + 1,0 mL de água destilada + uma ponta de espátula de Zn(s) em pó;

• Tubo 5: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de Pb(CH3COO)2 + 1,0 mL de água destilada + um pedaço de Cu(s);

• Tubo 6: 1,0 mL de uma solução 1,0 mol.L–1 de Pb(CH3COO)2 + 1,0 mL de água destilada + uma ponta de espátula de Zn(s) em pó.

Após observação, foi anotado se as reações foram ou não espontâneas.

1. Agentes Oxidantes e Redutores

1. Haletos e agentes oxidantes

     Foram separados 3 tubos de ensaios e colocado em cada um:

• Tubo 1: 5 gotas de permanganato de potássio 0,1 mol.L–1 + 1 gota de ácido sulfúrico 3,0 mol.L–1 + 1,0 mL de iodeto de potássio 1,0 mol.L–1;

• Tubo 2: 5 gotas de dicromato de potássio 0,1 mol.L–1 + 1 gota de ácido sulfúrico 3,0Mol.L–1 + 1,0 mL de iodeto de potássio 1,0 mol.L–1;

• Tubo 3: 5 gotas de nitrato de ferro (III) (ou nitrato férrico) 0,1 mol.L–1 + 1 gota de ácido sulfúrico 3,0 mol.L–1 + 1,0 mL de iodeto de potássio 1,0 mol.L–1.

     Após observação, foram escritas as equações químicas de cada reação utilizando a Tabela de Potenciais de Redução, e realizado a previsão para as três reações acima, substituindo o iodeto pelo brometo e depois pelo cloreto e verificando em quais casos as reações são favoráveis.

1. Água oxigenada como redutor

     Em um tubo de ensaio foi adicionado cerca de 1,0 mL de solução 0,1 mol.L–1 de permanganato de potássio e 2,0 mL de água destilada. Depois, foram acrescentadas 5 gotas de ácido sulfúrico 3,0 mol.L–1. Lentamente, o peróxido de hidrogênio 3% (v/v) até descorar a solução. Após o processo, foram anotadas as equações químicas das reações.

1. Influência do meio no poder oxidante e redutor

     Dois tubos de ensaios foram separados e colocado em cada tubo:

• Tubo 1: 1,0 mL de permanganato de potássio 0,1 mol.L–1 + 1,0 mL de hidróxido de potássio 1,0 mol.L–1 + alguns cristais de sulfito de sódio;

• Tubo 2: 1,0 mL de permanganato de potássio 0,1 mol.L–1 + 1,0 mL de ácido sulfúrico 3,0 mol.L–1 + alguns cristais de sulfito de sódio.

     E anotadas as equações químicas das reações.

4 – RESULTADOS E DISCUSSÕES

1. Estudo das reações de oxirredução

a)  Quando um metal é corroído, cada átomo de metal perde elétrons, formando um cátion que pode ser combinado com um ânion para formar um composto iônico. (BROWN, 2016).  A corrosão dos metais são reações de oxirredução que podem ou não serem espontâneas, sendo assim, foram testadas algumas reações de corrosão envolvendo os metais: cobre, chumbo e zinco. O quadro abaixo mostra quais das reações se mostraram espontâneas e quais não se mostraram espontâneas: