ELETROQUÍMICA: Reações De Oxi-redução E Oxidação Da Palha De aço

2. INTRODUÇÃO TEÓRICA

Quando numa reação química ocorre transferência de elétrons, a ela dá-se o nome de reação de oxidação-redução, reação de oxido-redução ou simplesmente de reação redox.

O processo de oxidação envolve a perdade elétrons por parte de uma substancia, enquanto quea redução envolve um ganho de elétrons para a espécie química em consideração. Esta perda ou ganho de elétrons para a espécie química em consideração. Esta perda ou ganho de elétrons, formalmente, é indicada pela variação do numero de oxidação das varias espécies envolvidas na reação considerada.

Para melhor esclarecimento, considerem-se os processos abaixo:

a) Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0, o numero de oxidação do zinco varia de 0 para +2; o numero de oxidação do íon cobre variou de +2 para 0. Este é o caso em que íons “simples” estão envolvidos.

Em qualquer reação de oxido-redução, o numero de elétrons perdidos pela espécie química que sofre oxidação deve ser igual ao numero de elétrons ganhos pela espécie que sofre redução, de moo a se manter a neutralidade de carga do meio.

Agentes oxidantes: reduzem-se; retiram elétrons das sustâncias redutoras; tem seus números de oxidação diminuídos na reação.

Agentes redutores: oxidam-se; fornecem elétrons às substancias oxidantes; tem seus números de oxidação aumentados na reação.

Vejamos, em primeiro lugar, a reação entre magnésio e oxigênio, que produz oxido de magnésio. Essa reação usada em fogos de artifícios para produzir faíscas brancas. Ela é também usada, menos agradavelmente, em munição traçadora e em dispositivos incendiários. A reação entre o magnésio e o oxigênio é um exemplo clássico de reação de oxidação, que, no sentido original do termo, significa “reação com oxigênio”. Durante a reação, os átomos de Mg do magnésio solido perdem elétrons para formar íons Mg2+ e os átomos O do oxigênio molecular ganham elétrons para formar íons O2-.

2Mg(s)+O2(g) 2Mg2+(s)+2O2-(g), como 2MgO(s).

Uma reação semelhante acontece quando magnésio reage com o cloro para produzir cloreto de magnésio:

2Mg(s)+Cl2(g) Mg2+(s)+2Cl(s), como MgCl2(s).

Como o padrão de reação é o mesmo, faz sentido interpretar a segunda reação como uma “oxidação” do magnésio embora o oxigênio não esteja envolvido. Nos dois casos, há o aspecto comum da perda de elétrons do magnésio e sua transferência para outro reagente. Os químicos definem oxidação como a perda de elétrons, desconsiderando as espécies para os quais os elétrons migram.

Originalmente, o nome redução referia-se a extração de um metal de seu oxido, comumente pela reação com hidrogênio, carbono ou monóxido de carbono. Um exemplo é a reação do oxido de ferro III pelo monóxido de carbono na produção de aço:

Fe2O3(s) + 3CO(g) 2Fe (l) + 3CO2(g)

Nessa reação, um óxido de um elementoconverte-se no elemento livre, o oposto da oxidação. Na redução do oxido de ferro III, os íons Fe3+ de Fe2O3são convertidos em átomos Fe, com carga zero, ao ganhar elétrons para neutralizar as cargas positivas. Este é o padrão comum a todas as reduções: em uma redução,um átomo ganha elétrons de outra espécie. Como a oxidação e a redução estão sempre juntas, os químicos utilizam o termo reações redox, isto é, reações de oxidação-redução,sem separar as reações de oxidação das reações de redução. Oxidação é a perda de elétrons, redução é o ganhode elétrons.

A oxidação é produzida por um agente oxidante, uma espécie que contem um elemento que se reduz. A redução é produzida por um agente redutor, uma espécie que contem um elemento que se oxida.

3. OBJETIVO

Observação de ocorrência ou não da reação de oxi-redução nos metais de cobre e ferro quando imersos em soluções de sulfato de ferro, sulfato de cobre e nitrato de prata.

Observação das transformações químicas envolvidas no processo da queima da palha de aço.

4. PARTE EXPERIMENTAL

4.1. MATERIAIS E REAGENTES

REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO. OXIDAÇÃO DA PALHA DE AÇO.

• fio de cobre • palha de aço

• tubos de ensaio • vidro relógio

• FeSO4 0,1 moL-1. • Balança

• Prego • Fósforo

• CuSO4 0,1 moL-1 • Pinça

5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

5.1. Reações de Oxi-redução.

Inicialmente colocou-se um pedaço de fio de cobre, previamente lixado,num tubo de ensaio contendo 3mL de FeSO4 0,1 moL-1. Deixe em repouso.

Em seguida, colocou-se um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3mL de solução CuSO40,1 moL-1. Deixe em repouso.

Colocou-se um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo com 3mL de AgNO30,1 moL-1. Deixou-se em repouso.

Atenção: voltou-se a observar cada tubo de ensaio depois de ter concluído a próxima parte experiência. Anotaram-se as observações.

5.2. Oxidação da palha de aço.

Pesou-se um vidro relógio e anotou-se sua massa. Cortou-se uma amostra da palha de aço e anotou-se a massa do vidro de relógio com a palha de aço. Calculou-se por diferença da massa da palha, a qual deve ficar entre 0,0300 e 0,0400g.

Com o auxilio de pinça e fósforos, queimou a palha cuidadosamente. Anotou-se novamente a massa da palha queimada com o vidro de relógio e novamente por diferença calculou-se a massa de palha queimada.

6. RESULTADOS E DISCUSSÃO

6.1. Reações de Oxi-redução.

Observou-se no tubo de ensaio 1, que não houve alteração nenhuma quando o fio de cobre foi imerso em solução de FeSO4, pois o potencial de redução do Cu2+ é maior do que o do Fe2+, então quem reduziu foi o cobre e quem oxidou foi o ferro, por isso que não