Experiência 06 - OXIDAÇÃO - REDUÇÃO__________________________________

OXIDAÇÃO – REDUÇÃO

1. ObjetivosNo final dessa experiência o aluno deverá ser capaz de:

Identificar a natureza das reações de oxi-redução. Montar uma tabela a partir de dados experimentais. Escrever equações para as semi-reações de oxidação e redução.

2. IntroduçãoNas reações de oxi-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.

4 Fe( s)+3O2(g )⃗2 Fe2O3( s) 0 0 +3 –2

O ferro que tinha número de oxidação igual a zero quando estava na forma metálica cedeu 3 elétrons (e-) ao oxigênio do ar ficando cada átomo de ferro como Fe+3 e cada átomo de oxigênio como O-2.

Originalmente o termo oxidação e redução referia-se à combinação ou remoção do oxigênio de uma substância, implicando no aumento ou diminuição do número de oxidação de uma 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)+3H 2O(g ) +6 0 0 +1

O tungstênio é reduzido e seu número de oxidação passa de +6 para zero.

Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente nas reações químicas ordinárias.

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( s )+3CO(g )⃗2 Fe(aq )+3CO 2(g ) +3 +2 0 +4

Agente redutor: COAgente oxidante: Fe2O3

2 FeBr3(aq )+3Cl2( g)⃗ 2 FeCl3(aq )+ 3 Br2( l) +3 -1 0 +3 -1 0

Agente redutor: FeBr3(aq)

Agente oxidante: Cl2

Redução Oxidação

ReduçãoOxidação

Experiência 06 - OXIDAÇÃO - REDUÇÃO__________________________________Na reação:

F2+ 2Br− ⃗ 2 F− + Br 2 0 -1 -1 0

O flúor é reduzido enquanto o brometo é oxidado para a sua forma de elemento. Isso demonstra que o flúor é um oxidante mais ativo do que o brometo (ver tabela potenciais de eletrodos padrão em anexo).

Na primeira parte desta 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 Br2, Cl2, I2 e Fe+3.

Semi-Reação ou Meia ReaçãoUm 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 semi-reação. Neste método uma reação redox é dividida em duas semi-reações, uma de oxidação e outra de redução.

Uma moeda de alumínio colocada em uma solução de sulfato de cobre (II) rapidamente fica com uma camada de cobre a medida que o alumínio passa para a solução de acordo com a equação:

2 Al0+ 3Cu+2 → 2 Al+ 3 + 3Cu0

Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e cobre (II) é reduzido a cobre elementar.

O processo de oxidação, Al0 Al+3 é primeiro balanceado de acordo com as massas e então elétrons são adicionados para o balanço das cargas, Al0 Al+3 + 3e- .A mesma coisa é feito no processo de redução:

Cu+2 → Cu0

Cu+2 + 2 e−→ Cu0

Para se obter a equação iônica total as duas semi-reações deverão ser consideradas. Como oxidação do alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio que é formado, e a redução do íon cobre (II) requer dois elétron por íon cobre (II). Assim, para que o número de elétrons cedidos e recebidos sejam iguais, a semi-reação do alumínio deverá ser multiplicada por 2 e a semi-reação do cobre por 3:

3 Cu+2 + 6 e−→ 3 Cu0

2 Al0 → 2 Al+ 3+ 6 e−

3 Cu+2 +2 Al0↔ 3 Cu0+2 Al+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.

ReduçãoOxidação

Experiência 06 - OXIDAÇÃO - REDUÇÃO__________________________________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 ligado covalentemente com quatro átomos de oxigênio. 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, mas eles absorvem comprimentos de onda mais curtos da luz ultravioleta.

Neste tipo de vidro, quando exposto à luz do sol que contém ultravioleta, ocorre a transferência de elétrons do íon Cl- para o íon Ag+ produzindo átomos de prata e cloro:

Cl− L⃗uz Cl0+e−

Ag++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++ Cl0⃗ Cu+ 2+ Cl−

Cada íon Cu+ libera 1e- para o cloro formado 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 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 onde 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+ Ag0⃗ 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 pára-brisas fotocromáticos? Seria bem mais tranqüilo viajar de automóvel mesmo contra o sol. Isso será possível quando o preço do vidro fotocromático baixar, e muitas outras aplicações virão.

3. Materiais

- 4 tubos de ensaio pequenos- 6 pipetas graduadas de 5mL ou frascos conta-gotas- água clorada (hipoclorito de sódio)- cobre metálico (lixar o fio antes)- esponja de aço (bombril)- magnésio metálico (fita)- zinco metálico

- ZnSO4 0,1 mol/L- CuSO4 0,1 mol/L- NaBr 0,1 mol/L- NaCl 0,1 mol/L- NaI 0,1 mol/L- FeCl3 0,1 mol/L- H2SO4 3,0 mol/L

Resíduos1. Os resíduos de CuSO4 e ZnSO4 podem ser colocados nos recipientes identificados para ser

encaminhados para tratamento. 2. Os resíduos de NaBr, NaCl, NaI e FeCl3 podem ser descartados na pia.3. Os resíduos de ácido sulfúrico devem ser neutralizados ao final de cada aula pelo monitor. O

resíduo neutralizado (Na2SO4 e água) pode ser descartado na pia.

CuidadosO ácido sulfúrico 3,0 mol/L é extremamente corrosivo e causa queimaduras na pele e mucosas. Deve ser manuseado com muito cuidado. Em caso de acidente, lave as partes atingidas com bastante água. Use guarda pó.

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4. Procedimento

A. Metais como agentes redutores.

Obs: Para reduzir a produção de resíduos químicos use uma quantidade mínima de cada solução, aproximadamente 10 gotas (± 0,5 mL), o suficiente para cobrir o metal.

1. Enumere 4 tubos de ensaio 1 à 4. Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico; no tubo 2 fita de magnésio; no tubo 3 zinco metálico; no tubo 4 uma pequena bola de esponja de aço (± 0,5 cm de diâmetro).

2. Adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de CuSO4 0,1 mol/L em cada tubo. Use conta-gotas.

3. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química. Se houve reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Caso contrário, escreva “aparentemente não ocorreu”.

4. Descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de CuSO4. Lave os tubos de ensaio.

5. Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de ZnSO 4 0,1 mol/L em cada tubo. Use o conta-gotas. Proceda de acordo com o item 3.

6. Ao terminar, descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de ZnSO4. Lave os tubos de ensaio.

7. Repita o procedimento do item 1. A seguir adicione 10 gotas (± 0,5 mL) de H2SO4 3,0 mol/L em cada tubo. Cuidado ao manusear o ácido sulfúrico é extremamente corrosivo. Use conta-gotas. Proceda de acordo com o item 3. Obs: A reação com o ferro é lenta.

8. Ao terminar descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de H2SO4. Lave todo o material.

B. Halogênios e Fe+3 como agente oxidante.

9. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Coloque 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L no tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol/L no tubo 3. Adicione 10 gotas de FeCl3 0,1 mol/L a cada um dos três 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 suas observações na folha de dados.

10. Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia, estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

11. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Coloque 10 gotas (± 0,5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0,1 mol/L no tubo 1; 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0,1 mol/L no tubo 2; e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0,1 mol/L no tubo 3, acrescente 10 gotas de água clorada recentemente preparada em cada um dos tubos e descreva o que ocorreu na folha de dados.

12. Lave os tubos de ensaio. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia, estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.

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5. Questionário

1. Coloque os quatro metais (Cu, Zn, Mg, Fe) e o hidrogênio em ordem decrescente de ação redutora começando pelo melhor agente redutor.

2. Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a reação iônica total para as reações:

a) sulfato de cobre + zincob) ácido sulfúrico + magnésio

3. Coloque Br2, Cl2, I2 e Fe+3 em ordem de suas reatividades, começando pelo melhor agente oxidante.

4. Escreva as equações de semi-reações de oxidação e redução e a equação iônica total para as reações:

a) ferro (III) + iodetob) cloro + iodeto

5. Para as reações abaixo, escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a equação iônica completas adicionando H+, OH- ou H2O, quando necessário.

a) H2 SO4+ HI⃗ I2+ SO2 (em solução ácida)

b) Zn + NO3− ⃗ Zn+ 2+ N2 (em solução ácida)

c) Cl2 ⃗ Cl−+ ClO3−

(em solução básica)

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FOLHA DE DADOS

Equipe:__________________________________________________ Turma:_______ __________________________________________________Data:___/___/___

A. Para as reações abaixo (1-12), 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 + Mg0

3. CuSO4 + Zn0

4. CuSO4 + Fe0

5. ZnSO4 + Cu0

6. ZnSO4 + Mg0

7. ZnSO4 + Zn0

8. ZnSO4 + Fe0

9. H2SO4 + Cu0

10. H2SO4 + Mg0

11. H2SO4 + Zn0

12. H2SO4 + Fe0

B. Halogênio e Fe+3 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, Fe+3 é reduzido a Fe+2 quando ele reage.

Equação Balanceada1. Fe+3 + Br-

2. Fe+3 + Cl-

3. 2 Fe+3 + 2I-

4. Cl2 + 2Br-

5. Cl2 + Cl-

6. Cl2 + 2I-

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Anexo 1

Potenciais padrão de redução, 25ºC

Semi-reação E° (V)F2(g) + 2e- 2F- +2.87

PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+ + 2e- PbSO4(s) + H2O +1.69

2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e- Cl2(g) + 2H20 +1.63MnO4

-(aq) + 8H+(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H20 +1.51PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e- Pb2+(aq) + 2H2O +1.46BrO3

-(aq) + 6H+(aq) + 6e- Br-(aq) + 3H2O +1.44Au3+ (aq) + 3e- Au(s) +1.42Cl2 (g) + 2e- 2Cl-(aq) +1.36

O2(g) + 4H+(aq) + 4e- 2H2O +1.23Br2 (aq) + 2e- 2Br-(aq) +1.07

NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e NO(g) + 2H2O +0.96

Ag+(aq) + e- Ag(s) +0.80Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) +0.77

I2(s) + 2e- 2I-(aq) +0.54NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e- Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) +0.49

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) +0.35SO4

2- + 4H+(aq) + 2e- H2SO3(aq) + H2O +0.172H+ (aq) + 2e- H2(g) 0.00Sn2+ (aq) + 2e- Ni(s) -0.14Ni2+ (aq) + 2e- Ni(s) -0.25Co2+ (aq) + 2e- Co(s) -0.28

PbSO4 (s) + 2e- Pb(s) + SO42- -0.36

Cd2+ (aq) + 2e- Cd(s) -0.40Fe2+ (aq) + 2e- Fe(s) -0.44Cr3+ (aq) + 3e- Cr(s) -0.71Zn2+ (aq) + 2e- Zn(s) -0.76

2H2O (aq) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq) -1.66Mg2+ (aq) + 2e- Mg(s) -2.37

Na+ (aq) + e- Na(s) -2.71Ca2+ (aq) + 2e- Ca(s) -2.76

K+ (aq) + e- K(s) -2.92Li+ (aq) + e- Li(s) -3.05