IFSC - Química Geral - Prática 03 - Oxidação

MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
SECRETARIA DE EDUCAÇÃO PROFISSIONAL E TECNOLÓGICA
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE SANTA CATARINA
CAMPUS JOINVILLE
Química Geral
Prática 03 – Oxidação-Redução
Os experimentos a serem realizados seguem o roteiro que está disponível no livro Szpoganicz, Bruno;
Debacher, Nito. A.; Stadler Eduardo. Experiências de Química Geral. 2. ed. - Florianópolis - SC:
Fundação do Ensino da Engenharia em Santa Catarina, 2005.
01. OBJETIVOS
No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de:
- Identificar a natureza das reações de oxidação-redução.
- Montar uma tabela a partir de dados experimentais.
- Escrever equações para as semirreações de oxidação e redução.
02. INTRODUÇÃO
Nas reações de oxidação-redução elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por exemplo,
na formação da ferrugem, Fe2O3, óxido de ferro (III), elétrons são transferidos do ferro para o
oxigênio.
4Fe(s)
0
+ 3O2(g) 2Fe2O3(s)
0
+3 -2
O Fe que tinha número de oxidação (NOX) = 0 quando estava na forma metálica cedeu 3 e- ao
oxigênio do ar ficando cada átomo de Fe+3 e cada átomo de oxigênio -2. Originalmente os termos
oxidação e redução referiam-se à combinação ou remoção do oxigênio de uma substância, implicando
no aumento ou diminuição do NOX dessa substância. Atualmente sabe-se que a oxidação ou redução é
devido ao ganho ou a perda de elétrons. Por exemplo, o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento
(lâmpadas comuns) pode ser preparado pela redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio a
1200°C:
WO3(s)+ 3H2(g) W(s) + 3H2O(g)
+6
0
0
+1
O tungstênio é reduzido e seu NOX passa de +6 para zero.
Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem
simultaneamente nas reações químicas. Agentes oxidantes são substâncias que oxidam outras
substâncias e, portanto, ganham elétrons sendo reduzidas. Agentes redutores são substâncias que
reduzem outras substâncias, logo elas perdem elétrons sendo oxidadas.
Fe2O3(aq) + 3CO(g) 3CO2(g)+ 2Fe(s)
+3
+2
+40
Oxidação
Redução
Agente redutor: CO
Agente oxidante: Fe2O3
2FeBr3(aq) + 3Cl2(g) 2FeCl3(aq) + 3Br2(l)
+3 -1
0
+3-1 0
Redução
Oxidação
Agente redutor: FeBr3(aq)
Agente oxidante: Cl2(g)
Na reação:
F2+ 2Br -Br2 +2F0
-1
0
-1
Oxidação
Redução
O flúor é reduzido enquanto o brometo é oxidado para a sua forma de elemento. Isto demonstra que
o flúor é um oxidante mais ativo do que o brometo (ver tabela de potenciais de eletrodos padrão).
Na primeira parte dessa experiência você irá determinar as forças redutoras do Cu, Fe, H, Mg e Zn.
Lembre-se que se a forma elementar do metal A perde elétrons para o metal B que se deposita e A
passa para a solução, o metal A é um agente redutor melhor do que o metal B. Se a forma elementar
do metal A não passa para a solução, então o metal B é um agente redutor melhor do que A.
Nota importante: Magnésio metálico reage com a água vagarosamente para formar hidróxido de
magnésio e gás hidrogênio. Quando estiver investigando a reatividade do magnésio metálico, procure
ver se alguma reação ocorre além da formação de bolhas na sua superfície.
Na segunda parte da experiência você determinará a atividade oxidante relativa do Br 2, Cl2, I2 e
Fe .
+3
Semirreação ou Meia Reação
Um dos dois métodos mais comuns para balancear uma reação redox e também elucidar os
processos individuais que ocorrem nos dois eletrodos de uma bateria ou uma célula eletrolítica é
chamado método de semirreação. Neste método uma reação redox é dividida em duas semirreações,
uma oxidação e uma de redução.
Uma moeda de alumínio colocada numa solução de sulfato de cobre (II) rapidamente fica com uma
camada de cobre à medida que o alumínio passa para a solução de acordo com a equação:
2Al° + 3Cu+2 ↔ 2Al+3 + 3Cu°
Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e o cobre (II) é reduzido a cobre elementar. O
processo de oxidação, Al° → Al+3 é primeiro balanceado de acordo com as massas e então elétrons são
adicionados para o balanço das cargas, Al° Al+3 + 3e-.
A mesma coisa é feito no processo de redução:
Cu+2 → Cu°
Cu+2 + 2e- → Cu°
Para se obter a equação iônica total as duas semirreações deverão ser consideradas. A oxidação do
alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio que é formado e a redução do íon cobre (II) requer
dois elétrons por íon cobre (II). Assim, para que o número de elétrons cedidos sejam iguais, a
semirreação do alumínio deverá ser multiplicada por 2 e a semirreação do cobre por 3:
3Cu+2 + 6e- → 3Cu°
2Al° → 2Al+3 + 6e3Cu+2 + 2Al° ↔ 3Cu° + 2Al+3
Este método funciona muito bem para reações redox complexas quando o balanceamento por
simples verificação torna-se difícil.
Lentes Fotocromáticas: Um exemplo de reação de transferência de elétrons utilizada para o nosso
conforto, é a dos óculos com lentes fotocromáticas. Estes óculos possuem lentes de vidro que ficam
escuras quando expostas ao sol. O vidro é uma substância amorfa, isto é, não apresenta uma estrutura
cristalina. Consiste de sílica e uma variedade de aditivos. A unidade básica tem a forma estrutural de
um tetraedro que consiste de um átomo de silício (em negrito) ligado covalentemente com quatro
átomos de oxigênio (pequenos círculos) (Figura 01). Os tetraedros são unidos entre si por átomos de
oxigênio que são compartilhados.
Um vidro fotocromático contém cristais de cloreto de prata entre os tetraedros de sílica. Quando o
vidro está claro, estes cristais não bloqueiam a luz visível (raio A), mas eles absorvem comprimentos
de onda mais curtos da luz ultravioleta.
Figura 01. Representação esquemática de uma lente fotocromática. A unidade básica é um tetraedro,
que consiste de: um átomo de silício (●) e quatro átomos de oxigênio (○).
Neste tipo de vidro, quando à luz do sol que contém luz ultravioleta, ocorre a transferência de
elétrons do íon Cl- para o íon Ag+ produzindo átomos de prata e cloro:
luz
Cl-→ Cl0+ eAg+ + e- → Ag0
Os átomos de prata juntam-se formando pequenas partículas de prata, que absorvem e refletem a
luz escurecendo a lente. Alguns íons Cu+ estão presentes com os cristais de cloreto de prata para reagir
com os átomos de cloro liberados.
Cu++ Cl0 → Cu+2+ ClCada íon Cu+ libera 1e- para o cloro formando o íon Cu+2 e cloreto. Os átomos de prata migram
para a superfície dos cristais de cloreto de prata e se agregam em pequenos cristais coloidais de prata
metálica. Como resultado, eles absorvem luz visível (raio B) escurecendo as lentes.
Quando a pessoa que está usando um desses óculos vem de fora para dentro de casa, os íons Cu+2
migram para a superfície do cristal eles aceitam um elétron da prata. O íon prata volta a formar o
cristal de cloreto de prata e as lentes ficam claras novamente.
Cu+2+ Ag0 → Cu0 + Ag+
Os óculos de lentes fotocromáticas são um exemplo do resultado de pesquisas na obtenção de
novos materiais que nos propiciam maior conforto. Imagine você quando os automóveis tiverem parabrisas fotocromáticos? Seria bem mais tranquilo viajar de automóvel mesmo contra o sol. Isto será
possível quando o preço do vidro fotocromático baixar, e muitas outras aplicações virão.
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Química Geral
Prática 03 – Oxidação-Redução
01. MATERIAIS
Vidraria e materiais diversos
14 tubos de ensaio pequenos
Água clorada (hipoclorito de sódio),
Cobre metálico
Zinco metálico
Bombril
Soluções
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
04. PROCEDIMENTOS
A. Metais como agentes redutores.
1. Enumere 3 tubos de ensaio 1 à 3.
 Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico;
 Tubo 2 zinco metálico;
 Tubo 3 uma pequena bola de Bombril (0,5 cm de diâmetro).
2. Adicione 10 gotas (0,5 ml) de CuSO4 0,10 M em cada tubo, o suficiente para cobrir o metal
3. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no
sólido) indicando reação química. Se houver reação escreva a equação balanceada na folha de
dados. Caso contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”.
4. Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (0,5 ml) de ZnSO4 0,1 M em cada
tubo.
5. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no
sólido) indicando reação química. Se houver reação escreva a equação balanceada na folha de
dados. Caso contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”.
B. Halogênios e Fe+3 como agente oxidante.
6. Enumere 3 tubos de ensaios limpos.
 Coloque 10 gotas (0,5 ml) de brometo de sódio (NaBr) 0,10 M no tubo 1;
 10 gotas (0,5 ml) de cloreto de sódio (NaCl) 0,10 M no tubo 2;
 10 gotas (0,5 ml) de iodeto de sódio (Nal) 0,10 M no tubo 3.
Adicione 10 gotas (0,5 ml) de FeCl3 0,10 M a cada um dos 3 tubos.
Observe qualquer mudança de cor. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não
constitui uma mudança de coloração. O ferro (III) oxidou algum dos haletos? Anote as suas
observações na folha de dados.
7. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Teste 10 gotas (0,5 ml) de cada haleto do item 6 com 10 gotas
(0,5 ml) de água clorada.
Anote as suas observações na folha de dados.
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Prática 03 – Oxidação-Redução
Equipe: ________________________________________________ Turma: _______
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a) Para as reações abaixo, assuma que, quando o ferro metálico reagir formará Fe(II).
Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada
experimentalmente escreva “a reação não foi observada”.
Equação balanceada
1.
CuSO4 + Cu0
2.
CuSO4 + Zn0
3.
CuSO4 + Fe0
4.
ZnSO4 + Cu0
5.
ZnSO4 + Zn0
6.
ZnSO4 + Fe0
7.
H2SO4 + Fe0
b) Halogênios e Fe3+ como agentes oxidantes.
Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada
experimentalmente, escreva “a reação não foi observada”. Assuma que Fe3+é reduzido a Fe2+ quando
ele reage.
Equação balanceada
1. Fe3++ Br2. Fe3++ Cl3. Fe3++ I4. Cl2+2Br5. Cl2+ Cl6. Cl2+ I-