Reações De Oxirredução

Relatório: Reações de Oxirredução

I-Introdução

A oxidação dos metais, o funcionamento da bateria de um carro, o processo envolvido na fotografia, a forma como os organismos vivos produzem e utilizam energia, são apenas alguns exemplos de um tipo muito comum e importante de reação química: as reações de oxirredução (redox). Nessas reações há transferência de elétrons entre substâncias fazendo com que o número de oxidação (Nox) de uma substância aumente enquanto o Nox de outra substância diminui. Assim, nas reações de oxirredução, a substância que ganha elétrons, sofre redução e é chamado de agente oxidante, enquanto que e a substância que perde elétrons, sofre oxidação e é chamado de agente redutor. A redução e a oxidação ocorrem simultaneamente.

O termo, oxidação, foi derivado da observação de que quase todos os elementos reagiram com o oxigênio para formar compostos chamados, óxidos. Um exemplo típico é a corrosão ou oxidação do ferro. A oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons.

Redução foi o termo originalmente usado para descrever a remoção de oxigênio a partir de minérios de metal, que "reduziu" o minério de metal para metal puro. A redução pode ocorrer quando uma substância perder oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons.

Uma das formas mais práticas e interessantes de entender como funcionam as reações de oxirredução é através da corrosão. A corrosão é um processo resultante da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. A primeira associação que se faz é com a ferrugem, a camada de cor marrom-avermelhada que se forma em superfícies metálicas. Apesar da estreita relação com os metais, esse fenômeno ocorre em outros materiais, como concreto e polímeros orgânicos, entre outros. Este fenômeno pode causar a destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais, através de um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico. A corrosão eletroquímica é uma das mais comuns e constituiu uma ferramenta excelente para o estudo das reações redox. Esse tipo de corrosão é um processo espontâneo, passível de ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito, onde acontecem, simultaneamente, reações anódicas e catódicas. É mais freqüente na natureza e se caracteriza por realizar-se necessariamente na presença de água, na maioria das vezes a temperatura ambiente e com a formação de uma pilha de corrosão. Como exemplo, tem-se a formação da ferrugem:

Reação anódica (oxidação): Fe → Fe2+ + 2e- (1)

Reação catódica (redução): 2H2O + 2e- → H2+ 2OH- (2)

Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica, enquanto os íons OH– direcionam-se para a anódica. Assim, em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido ferroso:

Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2 (3)

Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação:

3Fe(OH)2 → Fe3O4 + 2H2O+ H2 (4)

Por sua vez, caso o teor de oxigênio seja elevado, tem-se:

2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2Fe(OH)3 (5)

2Fe(OH)3 → Fe2O3.H2O + 2H2O (6)

Assim, o produto final da corrosão, ou seja, a ferrugem, consiste nos compostos Fe3O4 (coloração preta) e Fe2O3.H2O (coloração alaranjada ou castanho-avermelhada).

Outro exemplo desse tipo de corrosão ocorre quando se colocam dois metais diferentes ligados na presença de um eletrólito. Na Figura 1, tem-se o exemplo de uma pilha galvânica, onde a área anódica (Fe) sofre o desgaste. O eletrólito é uma solução condutora ou condutor iônico que envolve simultaneamente as áreas anódicas e catódicas. A intensidade do processo de corrosão é avaliada pela carga ou quantidade de íons que se descarregam no catodo ou pelo número de elétrons que migram do anodo para o catodo, sendo que a diferença de potencial da pilha (ddp) será mais acentuada quanto mais distantes estiverem os metais na tabela de potenciais de redução. (Anexo 1)

Figura 1: Pilha de corrosão eletroquímica com dois eletrodos diferentes.1

II – Objetivo

II.1. Objetivo geral

Apresentar por meio de reações químicas os conceitos de oxidação e redução.

II.2. Objetivo específico

Observar em cada etapa da prática realizada em laboratório os processos de oxidação e redução, de modo a compreender a ação dos agentes oxidantes e redutores, a força do oxidante e do redutor e suas implicações com a tabela de potencias de redução.

III – Experimental

III.1.: Célula Galvânica. A pilha de Daniell.

Em dois becheres de 50 mL, colocar, respectivamente, 25 mL de solução 1,0 mol/L de ZnSO4 e 25 mL de solução 1,0 mol/L de CuSO4. Introduzir no becher com solução de sulfato de zinco um bastão zinco e no becher com solução de sulfato de cobre um bastão de cobre. Ligar as soluções dos dois becheres por meio de uma ponte salina – tudo em U com solução saturada de K2SO4. Ligar os eletrodos a um voltímetro. Repetir a ponte salina e observar o voltímetro. Escrever as semi-reações responsáveis pela transferência de elétrons. Indicar o anodo e o catodo da pilha. Quais as funções da ponte salina?

III.2.: Força do redutor e do oxidante e a espontaneidade das reações.

2.1 Em três tubos de ensaio, colocar 1 mL de solução 0,1 mol/L de KI e 5 gotas de solução de ácido sulfúrico concentrado. Ao tudo (1), adicionar 5 gotas de KMnO4 0,2 mol/L, ao tubo (2) adicionar 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,1 mol/L e ao tudo (3), adicionar 5 gotas de solução de FeCl3. Observar se ocorre reação, caso necessário aquecer levemente.

2.2 Repetir o procedimento anterior usando, ao invés de KI, 1 mL de solução de KBr 0,1 mol/L.

2.3 Repetir mais uma