Universidade Federal Fluminense

Relatório: Reações de Oxi-redução

Aluna: Patrícia Carvalho Souza

Professor: Antônio Florêncio

NiteróiNovembro – 2010

Introdução

Reações de Oxi-redução

As reações de redução e oxidação (conhecidas como redox) envolvem a transferência

de elétrons de uma molécula para outra. Como não podem existir elétrons livres em solução,

essas reações são sempre casadas. O processo de perda de elétrons é chamado de oxidação e

o processo de ganho de elétrons é chamado de redução.

Agentes Redutores e Oxidantes

Em uma reação redox, o agente oxidante é o composto que ganha elétrons e,

portanto, é reduzido através da reação (fazendo com que o outro composto se oxide). Por

outro lado, o agente redutor é o composto que perde elétrons através da reação e, portanto, é

oxidado através da reação (fazendo com que o outro composto se reduza).

Neste caso, o manganês está tendo seu nox reduzido, ou seja, está agindo como elemento oxidante. Já o Carbono está tendo seu nox aumentado, agindo como elemento redutor.

Potencial de Redução

Para avaliar quem se reduz ou se oxida preferencialmente em uma reação, basta que se consulte a tabela de potenciais de redução, que mostra os potenciais de cada composto em reação ao padrão, que é tomado como zero, o potencial de redução do íon H+:

2H+(aq) + 2e- H2(g) Eo= 0,00 V

Objetivos

Estudar as reações de oxi-redução utilizando a Tabela de Potenciais Padrão de

Redução. E o poder dos agentes oxidantes e redutores e a influência do meio

em que a reação ocorre.

Procedimento Experimental

Prática 1:

Pegaram-se seis tubos de ensaio que foram numerados de 1 a 6. E a cada um deles

adicionou-se 2,0 mL das seguintes soluções:

Tubos 1 e 2: Solução de Zn(NO3)2 – 0,5mol/L;

Tubos 3 e 4: Solução de CuSO4 – 0,5mol/L;

Tubos 5 e 6: Solução de Pb(NO3)2 – 0,5mol/L.

Posteriormente pedaços dos seguintes metais foram lixados para remoção da camada

externa (que já estava oxidada), e adicionados nos tubos:

Tubos 1 e 5: Cobre(Cu); Tubos 2 e 3: Chumbo(Pb); Tubos 4 e 6: Zinco(Zn).

Prática 2:

Pegou-se um tubo de ensaio e adicionou-se 2,0 mL de uma solução 0,5mol/L de CuSO 4

e um prego novo.

Prática 3:

Pegaram-se três tubos de ensaio. E a cada um deles adicionou-se 2,0mL de uma

solução 0,5 mol/L de KI e 5 gotas das seguintes soluções em ordem: KMnO4 - 0,01mol/L;

K2Cr2O7 – 0,5mol/L; Fe(NO3)3 – 0,5mol/L.Por último, adicionou-se 1 gota de uma solução

0,5mol/L de H2SO4 a cada um dos tubos.

Prática 4:

Pegaram-se dois tubos de ensaio. E a cada um deles adicionou-se 1,0mL de uma

solução 0,01 mol/L de KMnO4, e alguns cristais de Na2SO3. Ao primeiro adicionou-se também

1,0 mL de uma solução 0,5mol/L de NaOH, e ao segundo 1,0 mL de uma solução 0,5mol/L de

H2SO4.

Ao final de cada procedimento, observou-se o ocorrido, e os resultados foram anotados.

Resultados e Discussão

Prática 1:

Tubo 1: A única reação possível nesse caso, seria a redução do zinco(Zn), e a oxidação do

cobre(Cu). Porém como se pôde observar, nada ocorreu, e isso pode ser explicado com o

auxílio da tabela de potenciais de redução. Para essa reação teríamos:

Zn2+ + 2e- Zn0 E0 = -0,76 VCu2+ + 2e- Cu0 E0 = +0,34 V

Zn2+ + Cu0 Zn0 + Cu2+ E0 = -0,76 + (-0,34) = -1,1 V

O potencial global da reação é negativo, o que indica que essa reação não é

espontânea, logo, não ocorre. Para que ela ocorresse seria necessário que se fornecesse ao

sistema uma diferença de potencial maior que 1,1 V.

Tubo 2: A única reação possível nesse caso, seria a redução do zinco(Zn), e a oxidação do

chumbo(Pb). Porém como se pôde observar, nada ocorreu, e isso pode ser explicado com o

auxílio da tabela de potenciais de redução. Para essa reação teríamos:

Zn2+ + 2e- Zn0 E0 = -0,76 VPb2+ + 2e- Pb0 E0 = -0,13 V

Zn2+ + Pb0 Zn0 + Pb2+ E0 = -0,76 + 0,13 = -0,63 V

Como no primeiro experimento, o potencial também é negativo, portanto a reação

não ocorre ao menos que se forneça uma diferença de potencial maior que 0,63 V para o

sistema.

À esquerda tubo 1– à direita tubo 2.

Tubo 3: A única reação possível nesse caso, seria a redução do cobre(Cu), e a oxidação do

chumbo(Pb). Pôde-se observar uma pequena deposição de cobre sobre o pedaço de chumbo e

a diminuição da intensidade do tom azul da solução, devido à redução do Cu 2+ para Cu0 uma

vez que esse tom é característico do íon. Porém não houve muito mais que isso, e a possível

explicação para que a reação não tivesse ocorrido até o consumo completo de ambos é de que

apesar do pedaço de chumbo ter sido lixado bastante antes de sua utilização, ainda havia uma

camada bem considerável de óxido em sua volta, o que deixava apenas uma pequena parte do

Pb0 em contato com a solução. Tal reação era previsível como se pode concluir através das

reações e seus respectivos potenciais:

Cu2+ + 2e- Cu0 E0 = +0,34 VPb2+ + 2e- Pb0 E0 = -0,13 V

Cu2+ + Pb0 Cu0 + Pb2+ E0 = +0,34 + 0,13 = +0,47 V

Tubo 4: A única reação possível nesse caso, seria a redução do cobre(Cu), e a oxidação do

zinco(Zn). Tal reação é uma das reações redox mais conhecidas que existem, é a reação que

ocorre na chamada pilha de Daniell. Durante a reação foi observado que à medida que as

bolinhas de zinco eram consumidas, um sólido metálico (cobre) era formado a solução perdia

sua cor azulada que é característica do Cu2+. Observou-se também que o tubo de ensaio

esquentou bastante, caracterizando uma reação exotérmica, e houve também a formação de

bolhas. Tal reação era previsível como se pode concluir através das reações e seus respectivos

potenciais:

Cu2+ + 2e- Cu0 E0 = +0,34 VZn2+ + 2e- Zn0 E0 = -0,76 V

Cu2+ + Zn0 Cu0 + Zn2+ E0 = +0,34 -(- 0,76) = +1,1V

A ocorrência de um potencial positivo em ambas as reações globais são um indicativo de que

tais reações ocorrem de forma espontânea, neste caso, fornecendo uma DDP de 0,47 V e 1,1V

respectivamente.

À esquerda tubo 3– à direita tubo 4.

Tubo 5: A única reação possível nesse caso, seria a redução do Chumbo(Pb), e a oxidação do

Cobre(Cu). Porém como se pôde observar, nada ocorreu, e isso pode ser explicado com o

auxílio da tabela de potenciais de redução. Para essa reação teríamos:

Cu2+ + 2e- Cu0 E0 = +0,34 VPb2+ + 2e- Pb0 E0 = -0,13 V

Pb2+ + Cu0 Pb0 + Cu2+ E0 = -0,13 - 0,34 = -0,47 V

Como nos tubos 1 e 2, o potencial também é negativo, portanto a reação não ocorre

ao menos que se forneça uma diferença de potencial maior que 0,47 V para o sistema.

Tubo 6: A única reação possível nesse caso, seria a redução do Chumbo(Pb), e a oxidação do

zinco(Zn). Pôde-se observar o consumo das bolinhas de zinco e a deposição de cristais de

chumbo metálico no fundo do tubo de ensaio. A ocorrência da reação já era prevista com a

análise da tabela de potenciais.

Pb2+ + 2e- Pb0 E0 = -0,13 VZn2+ + 2e- Zn0 E0 = -0,76 V

Pb2+ + Zn0 Pb0 + Zn2+ E0 = -0,13 -(- 0,76) = +0,63 V

Tubo 6.

Prática 2:

Pôde-se observar a reação de oxidação do ferro e redução do cobre, que ficou

evidente pelo fato da superfície do prego se tornar avermelhada, enquanto que o tom azulado

da solução foi tornando-se mais fraco. Tal reação já era esperada como se pode perceber pela

análise dos potenciais de redução dos metais:

Cu2+ + 2e- Cu0 E0 = +0,34 VFe2+ + 2e- Fe0 E0 = -0,44 V

CuSO4(aq) + Fe(s) Cu(s) + FeSO4(aq) E0 = +0,34 –(-0,44) = +0,78V

Prego de ferro com uma camada de Cobre.

Prática 3:

Tubo 1: Pôde-se observar a oxidação do Iodo e a redução do manganês. A solução, que era um

roxo bem forte tornou-se marrom após a reação, caracterizando a presença de MnO2 (que

possui a coloração marrom). Com a adição do ácido, a reação que ocorre é a da formação do

íon manganês(Mn2+) que é incolor. O iodo se oxida a iodo molecular e posteriormente se junta

a outro íon I- para formar o triiodeto, segundo as reações: (2I - I2 +2e- / I- + I2 I3-). A

solução assume então um tom castanho claro, característica do íon triiodeto.

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)

3I-(aq) I3

-(aq) + 2e-

2MnO4-(aq) + 16H+

(aq) + 15I-(aq) 2Mn2+

(aq) + 5I3-(aq) + 8H2O(l) ∆E0 = 1,507 - 0,536 = +0,971V

À esquerda solução de KMnO4; À direita solução de MnO2 e I3-.

Tubo 2: Pôde-se observar a oxidação do Iodo e a redução do cromo. A solução, que era um

laranja bem forte tornou-se marrom escuro após a reação, isso ocorre, pois o íon Cr3+ possui

uma coloração esverdeada e a coloração do triiodeto é de um castanho claro, resultando assim

na coloração marrom.

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6e- 2Cr3+

(aq) + 7H2O(l)

3I-(aq) I3

-(aq) + 2e-

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 9I-

(aq) 2Cr3+(aq) + 3I3

-(aq) + 7H2O(l) ∆E0 = 1,232 - 0,536 = +0,696V

À esquerda solução de Cr3+ e I3-; À direita solução de K2Cr2O7.

Tubo 3: Pôde-se observar a oxidação do Iodo e a redução do ferro. A solução, que era amarela

tornou-se castanha após a reação, isso ocorre, pois o íon Fe2+ possui uma coloração verde e a

coloração do triiodeto é de um castanho claro, resultando assim na coloração castanho.

Fe3+(aq) + 1e- Fe2+

(aq)

3I-(aq) I3

-(aq) + 2e-

2 Fe3+(aq) + 3I-

(aq) 2 Fe2+(aq) + I3

-(aq) ∆E0 = 0,771 - 0,536 = +0,235V

À esquerda solução de Fe(NO3)3; À direita solução de Fe2+ e I3-.

Substituindo o Iodeto por Brometo seriam possíveis as seguintes reações:

Tubo 1:

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)

2Br-(aq) Br2(aq) + 2e-

2MnO4-(aq) + 16H+

(aq) + 10Br-(aq) 2Mn2+

(aq) + 5Br2(aq) + 8H2O(l) ∆E0 = 1,507 – 1,087 = +0,42V

Tubo 2:

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6e- 2Cr3+

(aq) + 7H2O(l)

2Br-(aq) Br2(aq) + 2e-

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6Br-

(aq) 2Cr3+(aq) + 3Br2(aq) + 7H2O(l) ∆E0 = 1,232 – 1,087 = +0,145V

Tubo 3:

Fe3+(aq) + 1e- Fe2+

(aq)

2Br-(aq) Br2(aq) + 2e-

2 Fe3+(aq) + 2Br-

(aq) 2 Fe2+(aq) + Br2 (aq) ∆E0 = 0,771 – 1,087 = -0,316V

Pode-se perceber que a última reação não ocorreria espontaneamente, pois seu

potencial é negativo.

Substituindo o Iodeto por Cloreto seriam possíveis as seguintes reações:

Tubo 1:

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)

2Cl-(aq) Cl2(aq) + 2e-

2MnO4-(aq) + 16H+

(aq) + 10Cl-(aq) 2Mn2+(aq) + 5Br2(aq) + 8H2O(l) ∆E0 = 1,507 – 1,36 = +0,147V

Tubo 2:

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6e- 2Cr3+

(aq) + 7H2O(l)

2Cl-(aq) Cl2(aq) + 2e-

Cr2O72-

(aq) + 14H+(aq) + 6Cl- (aq) 2Cr3+

(aq) + 3Cl2(aq) + 7H2O(l) ∆E0 = 1,232 – 1,36 = -0,128V

Tubo 3:

Fe3+(aq) + 1e- Fe2+

(aq)

2Br-(aq) Br2(aq) + 2e-

2 Fe3+(aq) + 2Cl-(aq) 2 Fe2+

(aq) + Cl2 (aq) ∆E0 = 0,771 – 1,36 = -0,589V

As reações dos tubos 2 e 3 não ocorreriam espontaneamente, pois seus potenciais são

negativos.

Pode-se notar que quanto mais eletronegativo o elemento, maior o potencial de

redução dos seus íons, evidenciando uma maior tendência de seus átomos se manterem como

íons (iodeto: ∆E0 = +0,536; brometo: ∆E0 = +1,087V; cloreto: ∆E0= +1,36V). O que pode ser

explicado pela força com que esses átomos atraem os elétrons excedentes de sua eletrosfera,

aumentando assim sua tendência a se manter no estado iônico e consequentemente

diminuindo o potencial da reação. Logo, quanto mais eletronegativo um átomo é mais

facilmente ele atrai um elétron excedente de sua eletrosfera.

Prática 3:

Tubo 1: Pôde-se peceber a redução do manganês e a oxidação do enxofre. A solução que era roxa, tornou-se marrom e houve também a formação de um precipitado marrom, que evidenciou a existência de MnO2 na solução.

SO32-

(aq) + 2OH-(aq) SO4

2-(aq) + H2O(l) + 2e-

MnO4-(aq) + 3e- + 2 H2O(l) MnO2(s) + 4 OH-

(aq)

2MnO4-(aq) + 3SO3

2-(aq) + H2O(l) 2MnO2(s) + 3SO4

2-(aq) + 2OH-

(aq) ∆E0 = 0,94 + 0,59 = 1,53V

Tubo 2: A reação também foi de oxidação do enxofre e redução do manganês. A solução que era roxa tornou-se incolor, evidenciando a presença do íon Mn2+ na solução.

SO32-

(aq) + H2O(l) SO42-

(aq) + 2H+(aq) + 2e-

MnO4-(aq) + 8H+

(aq) + 5e- Mn2+(aq) + 4H2O(l)

5SO32-

(aq) + 2MnO4-(aq) + 6H+

(aq) 5SO42-

(aq) + 2Mn2+(aq) + 3H2O(l) ∆E0 = 1,507 + 0,4 =1,907V

Percebe-se que apesar dos agentes oxidantes e redutores serem os mesmos, os produtos da reação de oxi-redução em meio ácido e básico, foram diferentes.

Observou-se também durante a reação que o manganês possui estágios de oxidação

diferentes. Isso foi evidenciado pelas mudanças de cores da solução, que partiu do roxo (Mn7+)

passando pelo verde (Mn6+) terminado incolor (Mn2+).

Conclusão

As reações de oxi-redução estão diretamente ligadas à diferença de potencial que é

gerada quando uma reação ocorre, mas também sofrem alterações dependendo da condição

do meio reacional. Observamos que quando uma reação redox é espontânea, essa possui um

potencial positivo e quando é não espontânea, possui um potencial negativo.

Tal fato é comprovado pela energia livre de Gibbs:

∆G = - n.F.E

Como n e F sempre resultam em um produto positivo, o valor de ∆E deve sempre ser

positivo para que o ∆G seja negativo resultando assim em uma reação espontânea. Se

tivermos um ∆E negativo obteríamos um produto final positivo e sabe-se que ∆G positivo é o

indicador de reação não espontânea.

Todo processo eletroquímico deve envolver tanto a oxidação quanto a redução. Em

algumas reações de oxi-redução os agentes oxidantes e os redutores podem estar em contato

direto um com o outro. Nessas reações os elétrons são transferidos diretamente do agente

redutor para o agente oxidante, e a energia existente nos elétrons não é aproveitada.

Bibliografia

RUSSEL, JONH B. Química geral. 2 ed. São Paulo: Ed. Makron Books, 1994.

http://www.universia.com.br/MIT/10/1018J/PDF/redoxhand2003.pdf 14/11/2010 – 10:20 am

http://www.ebah.com.br/slides-sobre-reacoes-redox-pdf-a7241.html 14/11/2010 – 12:45 pm