Experiência 06- OXIDAÇÃO - REDUÇÃO__________________________________ OXIDAÇÃO – REDUÇÃO 1. Objetivos No 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. Introdução Nas 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. 4Fe( s ) 3O2( g ) 2Fe2 O3( 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 ) 3H 2( 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 ) 2Fe( aq) 3CO2( g ) +3 +2 0 +4 Agente redutor: CO Agente oxidante: Fe2O3 Redução Oxidação 2FeBr3( aq) 3Cl 2( g ) 2FeCl3( aq) 3Br2(l ) +3 -1 0 +3 -1 0 Oxidação Redução Agente redutor: FeBr3(aq) Agente oxidante: Cl2 o metal A é um agente redutor melhor do que o metal B.REDUÇÃO__________________________________ F2 2 Br 2 F Br2 0 -1 -1 0 Redução Oxidação O flúor é reduzido enquanto o brometo é oxidado para a sua forma de elemento. Quando estiver investigando a reatividade do magnésio metálico. uma de oxidação e outra de redução. Neste método uma reação redox é dividida em duas semireações. Estes óculos possuem lentes de vidro que ficam escuras quando expostas ao sol. A mesma coisa é feito no processo de redução: Cu 2 Cu 0 Cu 2 2 e Cu 0 Para se obter a equação iônica total as duas semi-reações deverão ser consideradas. é a dos óculos com lentes fotocromáticas. Assim. Na segunda parte da experiência você determinará a atividade oxidante relativa do Br2. 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 Al 0 3Cu 2 2 Al 3 3Cu 0 Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e cobre (II) é reduzido a cobre elementar. Cl2. para que o número de elétrons cedidos e recebidos sejam iguais. e a redução do íon cobre (II) requer dois elétron por íon cobre (II). Isso demonstra que o flúor é um oxidante mais ativo do que o brometo (ver tabela potenciais de eletrodos padrão em anexo). Como oxidação do alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio que é formado. 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. Nota importante: Magnésio metálico reage com a água vagarosamente para formar hidróxido de magnésio e gás hidrogênio. Se a forma elementar do metal A não passa para a solução.Experiência 06 Na reação: .OXIDAÇÃO . a semi-reação do alumínio deverá ser multiplicada por 2 e a semi-reação do cobre por 3: 3 Cu 2 6 e 3 Cu 0 2 Al 0 2 Al 3 6 e 3 Cu 2 2 Al 0 3 Cu 0 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. procure ver se alguma reação ocorre além da formação de bolhas na sua superfície. Semi-Reação 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 semi-reação. . H. Na primeira parte desta experiência você irá determinar as forças redutoras do Cu. Al0 Al+3 + 3e. Fe. I2 e Fe+3.. 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. então o metal B é um agente redutor melhor do que A. Mg e Zn. 0 mol/L Resíduos 1. os íons Cu+2 migram para a superfície do cristal onde eles aceitam um elétron da prata. ocorre a transferência de elétrons do íon Cl.1 mol/L CuSO4 0. Isso será possível quando o preço do vidro fotocromático baixar. Como resultado.para o cloro formado o íon Cu+2 e cloreto.0 mol/L é extremamente corrosivo e causa queimaduras na pele e mucosas. lave as partes atingidas com bastante água. estes cristais não bloqueiam a luz visível. O íon prata volta a formar o cristal de cloreto de prata e as lentes ficam claras novamente. Quando o vidro está claro. 3. Os átomos de prata migram para a superfície dos cristais de cloreto de prata e se agregam em pequenos cristais coloidais de prata metálica. Quando a pessoa que está usando um desses óculos vem de fora para dentro de casa.1 mol/L FeCl3 0. O resíduo neutralizado (Na2SO4 e água) pode ser descartado na pia. NaCl. Use guarda pó. quando exposto à luz do sol que contém ultravioleta. e muitas outras aplicações virão.1 mol/L NaI 0. Um vidro fotocromático contém cristais de cloreto de prata entre os tetraedros de sílica. Imagine você quando os automóveis tiverem pára-brisas fotocromáticos? Seria bem mais tranqüilo viajar de automóvel mesmo contra o sol. Cuidados O ácido sulfúrico 3.para o íon Ag+ produzindo átomos de prata e cloro: Luz Cl Cl 0 e Ag e Ag 0 Os átomos de prata juntam-se formando pequenas partículas de prata. 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. mas eles absorvem comprimentos de onda mais curtos da luz ultravioleta. Os resíduos de CuSO4 e ZnSO4 podem ser colocados nos recipientes identificados para ser encaminhados para tratamento. isto é.Experiência 06 .1 mol/L NaBr 0. Os resíduos de ácido sulfúrico devem ser neutralizados ao final de cada aula pelo monitor. Cu 2 Ag 0 Cu 0 Ag Os óculos de lentes fotocromáticas são um exemplo do resultado de pesquisas na obtenção de novos materiais que nos propiciam maior conforto. 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. eles absorvem luz visível escurecendo as lentes. Consiste de sílica e uma variedade de aditivos. Alguns íons Cu+ estão presentes com os cristais de cloreto de prata para reagir com os Cu Cl 0 Cu 2 Cl átomos de cloro liberados. que absorvem e refletem a luz escurecendo a lente. Deve ser manuseado com muito cuidado.OXIDAÇÃO . Cada íon Cu+ libera 1e. não apresenta uma estrutura cristalina. Neste tipo de vidro. 2. .1 mol/L H2SO4 3.1 mol/L NaCl 0. NaI e FeCl3 podem ser descartados na pia. Em caso de acidente. Os resíduos de NaBr. 3.REDUÇÃO__________________________________ O vidro é uma substância amorfa. 1 mol/L no tubo 1. 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0.5 mL) de ZnSO4 0. 2. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia. 1. A seguir adicione 10 gotas (± 0. estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações. Lave os tubos de ensaio. 6. Se houve reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Repita o procedimento do item 1. Ao terminar descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de H2SO4. . Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não constitui uma mudança de coloração. Observe qualquer mudança de cor. 11. a seguir adicione 10 gotas (± 0. descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de ZnSO4. Procedimento . 10 gotas de cloreto de sódio (NaCl) 0. O ferro (III) oxidou algum dos haletos? Anote suas observações na folha de dados. estes sais não são tóxicos ao meio ambiente nestas concentrações.Experiência 06 4. e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0. 3. Repita o procedimento do item 1. escreva “aparentemente não ocorreu”. no tubo 4 uma pequena bola de esponja de aço (± 0. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química. 9. no tubo 2 fita de magnésio. aproximadamente 10 gotas (± 0.5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0.1 mol/L em cada tubo. Descarte o conteúdo de cada tubo de ensaio com os pedacinhos metálicos utilizados no béquer coletor de resíduos de CuSO4.1 mol/L no tubo 3.5 mL).1 mol/L no tubo 1. 12. Adicione 10 gotas (± 0. Ao terminar. Cuidado ao manusear o ácido sulfúrico é extremamente corrosivo. e 10 gotas de iodeto de sódio (NaI) 0. Lave os tubos de ensaio. B. Obs: A reação com o ferro é lenta. Coloque 10 gotas (± 0.1 mol/L no tubo 3. o suficiente para cobrir o metal.OXIDAÇÃO .5 mL) de brometo de sódio (NaBr) 0. 7. Proceda de acordo com o item 3. acrescente 10 gotas de água clorada recentemente preparada em cada um dos tubos e descreva o que ocorreu na folha de dados. Lave os tubos de ensaio. no tubo 3 zinco metálico.5 mL) de CuSO4 0.1 mol/L em cada tubo. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Use conta-gotas. Lave os tubos de ensaio. 8. Halogênios e Fe+3 como agente oxidante. Use contagotas. 5. Use o conta-gotas.5 mL) de H 2SO4 3. Lave todo o material. 10. Coloque 10 gotas (± 0. Caso contrário. Obs: Para reduzir a produção de resíduos químicos use uma quantidade mínima de cada solução.REDUÇÃO__________________________________ A.1 mol/L no tubo 2. Metais como agentes redutores. Proceda de acordo com o item 3. Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico. 4.1 mol/L no tubo 2. As soluções dos tubos de ensaio podem ser desprezadas na pia.5 cm de diâmetro). Enumere 4 tubos de ensaio 1 à 4. Adicione 10 gotas de FeCl3 0.1 mol/L a cada um dos três tubos.0 mol/L em cada tubo. REDUÇÃO__________________________________ 1.OXIDAÇÃO . 4. quando necessário. Cl2. começando pelo melhor agente oxidante.ou H2O. Escreva as equações de semi-reações de oxidação e redução e a equação iônica total para as reações: a) ferro (III) + iodeto b) cloro + iodeto 5. Questionário . 2. Escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a reação iônica total para as reações: a) sulfato de cobre + zinco b) ácido sulfúrico + magnésio 3. Mg. Zn. escreva as equações das semi-reações de oxidação e redução e a equação iônica completas adicionando H+. I 2 SO 2 (em solução ácida) a) H 2 SO 4 HI Zn 2 N 2 (em solução ácida) b) Zn NO 3 Cl ClO 3 c) Cl 2 (em solução básica) . Coloque Br2. I2 e Fe+3 em ordem de suas reatividades. Para as reações abaixo. Fe) e o hidrogênio em ordem decrescente de ação redutora começando pelo melhor agente redutor. Coloque os quatro metais (Cu. OH.Experiência 06 5. ZnSO4 + Zn0 8.OXIDAÇÃO . Fe+3 + Br2.Experiência 06 . CuSO4 + Cu0 2. quando o ferro metálico reagir formará Fe (II). H2SO4 + Zn0 12. CuSO4 + Zn0 4. Halogênio e Fe+3 como agentes oxidantes. CuSO4 + Fe0 5. Para as reações abaixo (1-12). Se a reação ocorreu. 2 Fe+3 + 2I4. Equação Balanceada 1. H2SO4 + Fe0 B. Assuma que. escreva “a reação não foi observada”. Se a reação não foi observada experimentalmente. assuma que.REDUÇÃO__________________________________ FOLHA DE DADOS Equipe:__________________________________________________ Turma:_______ __________________________________________________ Data:___/___/___ A. CuSO4 + Mg0 3. Se a reação não foi observada experimentalmente. complete e balanceie a equação. Fe+3 + Cl3. ZnSO4 + Cu0 6. Cl2 + 2Br5. ZnSO4 + Fe0 9. complete e balanceie a equação. Equação Balanceada 1. escreva “a reação não foi observada”. Cl2 + 2I- . Se a reação ocorreu. ZnSO4 + Mg0 7. H2SO4 + Cu0 10. Fe+3 é reduzido a Fe+2 quando ele reage. H2SO4 + Mg0 11. Cl2 + Cl6. Cr(s) Zn2+ (aq) + 2e. Pb(s) + SO42Cd2+ (aq) + 2e.77 +0. Ni(s) Co2+ (aq) + 2e.76 -1. Cu(s) SO42.76 -2.25 -0. Mg(s) Na+ (aq) + e.OXIDAÇÃO .71 -2. 2I-(aq) NiO2(aq) + 4H+(aq) + 3e. H2SO3(aq) + H2O 2H+ (aq) + 2e.17 0. Cl2(g) + 2H20 MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e.80 +0. Mn2+(aq) + 4H20 PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e.Experiência 06 . Zn(s) 2H2O (aq) + 2e. Fe(s) Cr3+ (aq) + 3e.23 +1.36 +1. Ni(s) Ni2+ (aq) + 2e.42 +1.46 +1.96 +0. H2(g) + 2OH-(aq) Mg2+ (aq) + 2e.49 +0.+ 4H+(aq) + 2e.37 -2.00 -0.63 +1. Fe2+(aq) I2(s) + 2e.71 -0. Ag(s) Fe3+(aq) + e. Br-(aq) + 3H2O Au3+ (aq) + 3e. H2(g) Sn2+ (aq) + 2e. K(s) Li+ (aq) + e.35 +0.44 -0. Ni(OH)2(s) + 2OH-(aq) Cu2+(aq) + 2e. Na(s) Ca2+ (aq) + 2e. Pb2+(aq) + 2H2O BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6e.28 -0. PbSO4(s) + H2O 2HOCl(aq) + 2H+(aq) + 2e.66 -2.44 +1. Ca(s) K+ (aq) + e. 2Br-(aq) NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e NO(g) + 2H2O Ag+(aq) + e.54 +0.92 -3.07 +0.36 -0. 2FPbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+ + 2e.14 -0.05 .87 +1. Cd(s) Fe2+ (aq) + 2e. 2Cl-(aq) O2(g) + 4H+(aq) + 4e. 25ºC Semi-reação F2(g) + 2e. Co(s) PbSO4 (s) + 2e.69 +1. Li(s) E° (V) +2.REDUÇÃO__________________________________ Anexo 1 Potenciais padrão de redução.51 +1. Au(s) Cl2 (g) + 2e. 2H2O Br2 (aq) + 2e.40 -0.