Baixe Relatório Oxirredução e outras Provas em PDF para Química experimental, somente na Docsity! Universidade do Estado de Santa Catarina - UDESC Centro de Educação Superior do Alto Vale do Itajaí - CEAVI Departamento de Engenharia Sanitária Relatório de Química Experimental – Procedimento VIII Oxirredução Data de realização do experimento: 26/09/2013 Acadêmico: José Guilherme Assinatura: Acadêmico: Emanuel Fusinato Assinatura: Data de elaboração do relatório: 08/10/2013 Ibirama, 08 de Outubro de 2013. 1. Objetivo Verificar, experimentalmente, a tendência que apresentam as substâncias químicas à oxidação e à redução, bem como os produtos de uma reação de óxido- redução. 2. Introdução As reações de oxirredução são as reações de transferência de elétrons. Esta transferência se produz entre um oxidante e um redutor. A espécie que perde elétrons, é a que sofre oxidação e é considerada o agente redutor, então terá seu aumento em seu NOX. Portanto a espécie que ganhar elétrons sofrerá redução e será o agente oxidante, seu NOX diminui. Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte em uma espécie oxidada, e a relação que guarda com seu precursor fica estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, diz que quando uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido. Também é muito importante ressaltar sobre a tabela de reações redox que indica a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzido. A prata, o alumínio e o cobre não têm a sua corrosão muito intensa, porque ao se oxidarem eles naturalmente formam uma espécie de película protetora que impede que o restante do material sofra a corrosão. Reações de oxirredução são necessárias para o funcionamento das pilhas. Nas pilhas, há a migração de íons de um lado para o outro até o ponto de equilíbrio, ou seja, naturalmente o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo procurará o equilíbrio. ELETRODO REAÇÃO PÓLO LAMINA SOLUÇÃO Ânodo Oxidação Pólo Negativo (-) Corrói Concentra Cátodo Redução Pólo Positivo (+) Aumenta Dilui Para a montagem de uma pilha, precisamos saber qual metal perderá elétrons, e qual ganhará, e para calcular isso, seguimos a base do conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação. O potencial de redução e de oxidação é medido em volt (V) e é representado pelo símbolo E° (BROW; LEMAY; BURSTEN, 2005). Pode ser calculado por: 3. Materiais e Métodos 3.1 Material Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) Mg0(s) Mg2+(aq) + 2e- Eºred = -2,36 V Redução (Cátodo) Cu2+(aq) + 2e- Cu0(s) Eºred = +0,34 V Global Mg0(s) + Cu2+(aq) Mg2+(aq) + Cu0(s) Eºcel = +2,70 V O potencial da célula (Eºcel) é calculado pela diferença do potencial de redução do cátodo e do potencial de redução do ânodo: Agentes: • Agente oxidante: Cu (Cobre) – nox diminuiu de +2 para 0 • Agente redutor: Mg (Magnésio) - nox aumentou de 0 para +2 2º Experimento Colocamos 2 mL de KMnO4 em um tubo de ensaio. Adicionamos de H2O2. Observamos que na reação houve um grande desprendimento de gás e liberação de calor, enquanto adicionavamos H2O2. Após isso, adicionamos 1 mL de ácido sulfúrico, mas não observamos nenhuma alteração. Deveríamos ter adicionado o ácido sulfúrico antes para potencializar a reação entre KMnO4 e H2O2. Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) 2MnO42-(aq) 2MnO4-(aq) + 2e- Eºred = +0,56 V Redução (Cátodo) H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- 2H2O(l) Eºred = +1,78 V Global H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2MnO42-(aq) 2H2O(l) + 2MnO4-(aq) Eºcel = +1,22 V Agentes: • Agente oxidante: H2O2 (Peróxido de Hidrogênio); • Agente redutor: MnO42- (Permanganato). 3º Experimento Colocamos 2 mL de HNO3 concentrado em um tubo de ensaio. Adicionamos uma apara de Cobre. Observamos o desprendimento de um gás marrom (NO2). Formou-se um líquido verde (Cu). Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) Cu0(s) Cu+(aq) + e- Eºred = +0,52 V Redução (Cátodo) NO3-(aq) + 2H+(aq) + e- NO2(g) + H2O(l) Eºred = +0,80 V Global Cu(s) + 2H+(aq) + NO3-(aq) Cu+(aq) + NO2(g) + H2O(l) Eºcel = +0,28 V Agentes: • Agente oxidante: N (Nitrogênio); • Agente redutor: Cu (Cobre). 4º Experimento Adicionamos 8 mL de K2Cr2O7 em um becker de 50 mL. Adicionamos 4 mL de solução de H2SO4. Observamos que a cor ficou mais escura. Adicionamos 4 mL de álcool etílico. Após isso aquecemos brandamente a solução no bico de búsen. Observamos uma mudança na coloração. A solução ficou com uma cor característica azulada. Reações: Agentes: • Agente oxidante: Cr (Cromo), nox variou de +6 para +3; • Agente redutor: C (Carbono), nox variou de -1 para +3. 5º Experimento Adicionamos 2 mL de NaClO em um tubo de ensaio. Adicionamos 5 gotas de ácido sulfúrico e 2 mL de KI. Agitamos a solução e observamos a precipitação de Iodo elementar. Acrescentamos 2 mL de clorofórmio. Observamos o surgimento de um sistema bifásico, onde acreditamos que a fase inferior era composta de Iodo e a fase superior era composta NaClO e um pouco de I-. Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) 2I-(aq) I2(s) + 2e- Eºred = +0,54 V Redução (Cátodo) ClO-(aq) + H2O + 2e- Cl-(aq) + OH-(aq) Eºred = +0,89 V Global ClO-(aq) + H2O + 2I-(aq) I2(s) + Cl-(aq) + OH-(aq) Eºcel = +0,35 V Agentes: • Agente oxidante: Cl (Cloro); • Agente redutor: I (Iodo). 6º Experimento Colocamos 2 mL de FeSO4 em um tubo de ensaio, onde adicionamos 1 mL de H2SO4 e 2 mL de H2O2 e agitamos a solução. Adicionamos algumas gotas de NH4SCN, onde ocorreu uma reação de complexação, resultando num líquido vermelho que com a agitação passou a apresentar um aspecto amarelado. Reações: Reação Equação Química Eº Oxidação (Ânodo) 2Fe2+(aq) 2Fe3+(aq) + 2e- Eºred =-0,44 V Redução (Cátodo) H2O2(aq) + 2H+ +2 e- 2H2O(aq) Eºred =+1,78 V Global 2Fe2+(aq) + H2O2(aq) + 2H+ 2Fe3+(aq) + 2H2O(aq) Eºred = Agentes: • Agente oxidante: O (Oxigênio); • Agente redutor: Fe (Ferro). 5. Conclusão Na natureza as reações de oxirredução são muito comuns. Para a indústria, o estudo da oxirredução é de extrema importância visto que todos os aparelhos eletrônicos portáteis utilizam algum tipo de pilha ou bateria. Outro ponto é o objetivo de evitar que a corrosão atinja estruturas metálicas pela oxidação, principalmente a corrosão do aço que é muito utilizado na construção civil. As reações de oxirredução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham elétrons são os agentes oxidantes. A soma da reação de oxidação com a reação de redução resulta na reação global de oxirredução e utilizando uma tabela de potenciais de redução ou oxidação é possível calcular seu potencial e verificar se ela é espontânea ou não.