Reações de Oxirredução

Introdução:

A eletroquímica é o campo da química que estuda as reações químicas

que produzem ou são causadas energia elétricas. Uma vez que todas as

reações eletroquímicas são reações de oxidação-redução (redox), iniciamos

nossa exploração desse assunto descrevendo mais detalhadamente as

reações de transferência de elétrons.

Em uma reação de oxidação-redução há transferência de elétrons entre um

agente redutor e um agente oxidante. As características essenciais de todas as

reações de transferência de elétrons são as seguintes:

Um reagente é oxidado e outro é reduzido

As extensões da oxidação e da redução devem se balancear.

O agente oxidante ( a espécie química que causa a oxidação) é

reduzido.

O agente redutor (a espécie química que causa a redução) é oxidado.

Os números de oxidação podem ser usados para determinar se uma

substância é oxidada ou reduzida. Um elemento é oxidado se o seu

número de oxidação aumenta. Na redução, o número de oxidação

diminui.

Esses aspectos das reações de óxido-redução, ou redox, são ilustrados

para a reação entre cobre metálico e íons prata.

Cu(s) + 2 Ag+(aq) → Cu2+

(aq) + 2 Ag(s)

Onde:

Cu(s): é oxidado, o número de oxidação aumenta; o Cu é o agente redutor.

Ag+(aq) : é reduzido, numero de oxidação diminui; o Ag+ é o agente oxidante.

A seguir apresenta-se a tabela de potenciais padrão de redução:

Objetivos:

Estudar as reações de oxi-redução utilizando a tabela de potenciais

padrão de redução.

Estudar o poder dos agentes oxidantes e redutores e a influência do

meio reacional.

Materiais e reagentes:

12 tubos de ensaio

Solução 0,1 mol/L de nitrato de zinco- Zn(NO3)2

Solução 0,5 mol/L de sulfato de cobre CuSO4

Solução 0,5 mol/L de nitrato de chumbo II Pb(NO3)2

Pequenos pedaços de Cu(s), Pb(s), Zn(s).

Um prego novo

5 gotas de solução de KMnO4 0,01mol/L

5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,5 mol/L

5 gotas de solução de Fe(NO3)3

Solução 0,5 mol/L de H2SO4

Solução 0,5 mol/L de KI

Solução 0,5 mol/L de NaOH

Cristais de sulfito de sódio –Na2SO3

Procedimento experimental:

Parte 1: Estudo das reações de oxi-redução.

1)

Preparou-se 6 tubos de ensaio e colocou-se em cada um:

Tubo 1- 2ml de sol. 0,1 mol/L de Zn(NO3)2 com um pequeno pedaço de

Cu(s).

Tubo 2- 2ml de sol. 0,1 mol/L de Zn(NO3)2 com um pequeno pedaço de

Pb(s)

Tubo 3 – 2 ml de sol .0,5 mol/L de CuSO4 com um pequeno pedaço de

Pb(s).

Tubo 4 - 2 ml de sol .0,5 mol/L de CuSO4 com um pequeno pedaço de

Zn(s).

Tubo 5 - 2 ml de sol .0,5 mol/L de Pb(NO3)2 com um pequeno pedaço de

Cu(s).

Tubo 6 - 2 ml de sol .0,5 mol/L de Pb(NO3)2 com um pequeno pedaço de

Zn(s).

Após esse experimento anotou-se os dados obtidos na seguinte tabela:

Cu2+ Pb2+ Zn2+

Cu xxxxxxxxxxxxxxx ∆E0= -0,46

reação

não espontânea

∆E0= -1,10

reação não

espontânea

Pb ∆E0= + 0,46

reação

espontânea

xxxxxxxxxxxxxxxx ∆E0= -0,64

reação

não espontânea

Zn ∆E0= +1,10

reação

espontânea

∆E0= + 0,64

reação é

espontânea

xxxxxxxxxxxxxxxx

2) Num tubo de ensaio foi colocado 2 mL de solução de CuSO4 0,5 mol.L-1 e

um prego novo (ferro).Observou-se a perda da coloração azul brilhante da

solução ao mesmo tempo em que o prego de ferro ficou com coloração

avermelhada e, com o passar do tempo foi ganhando massa. A razão deste

fato, é que os íons da solução vão se depositando lentamente na superfície

do ferro oxidando-o, uma vez que o ΔEº é positivo possibilitando que a

reação ocorra.

CuSO4(aq) + Fe(s) →FeSO4(aq) + Cu(s)

Cu+2 + 2 e- → Cuº Eº = +0,34 V

Fe+2 + 2 e- →Feº Eº = -0,44 V

Cu+2(aq) + Feº(s) → Cuº(s) + Fe+2

(aq)

ΔEº = Eºred – Eºoxi

ΔEº = 0,34 – (-0,44)

ΔEº = + 0,78 V.

Parte 2: Agentes Oxidantes e Agentes Redutores

1) Iodeto e agentes oxidantes

Colocou-se, em 3 tubos de ensaio os seguintes reagentes:

a) 5 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L + 2 ml + 2 ml

de KI 0,5 mol/l.

MnO4–(aq) + 4 H+

(aq) + 3 e– MnO2(aq) + 2 H2O(l) Eº = +1,69V I 2(s) + 2 e – 2 I – (aq) Eº = +0,535V2 MnO4

–(aq) + 8 H+

(aq) + 6 I–(aq) 2 MnO2(aq) + 3 I2(s) + 4 H2O(l)

Para fazer o balanço de carga para o somatório das equações deve-se multiplicar a primeira por 2 e a segunda por 3.

∆ Eº=¿Eºred – Eºoxi

∆ Eº=¿1,69 – (-0,535)∆ Eº=¿ + 2,225V

A princípio a solução apresenta uma cor roxa devido à presença do permanganato de potássio, mas após adicionar o iodeto de potássio e agitar o tubo de ensaio a solução mudou para um tom de marrom formando dióxido de

manganês. A mudança de cor evidencia que houve reação química o que comprovado também pelo ∆ Eº positivo.

2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI → 2 Mn2+ + 12 K+ +8 SO42- + 5I2 + 8 H2O

Solução inicial - violeta solução final- amarela

b) 5 gotas de K2Cr2O7 0,5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5mol/L + 2 ml de KI

0,5 mol/l.

Cr2O72-

(aq) + 14 H+(aq) + 6 e– 2 Cr3+

(aq) + 7 H2O(l) Eº = +1,33V

I 2(s) + 2 e – 2 I – (aq) Eº = +0,535V

Cr2O72-

(aq) + 14 H+(aq) +6 I–

(aq) 2 Cr3+(aq) + 3 I2(s) +7 H2O(l)

Neste caso deve-se multiplicar apenas a segunda equação por 2 para fazer o balanço de carga.

∆ Eº=¿Eºred – Eºoxi

∆ Eº=¿1,33 – (-0,535)

∆ Eº=¿ 1,865 V

Após a adição dos reagentes o líquido apresentou-se laranja passando a laranja escuro depois de agitar o tubo de ensaio, provando que a reação é produto-favorecida.

K2Cr2O7(aq) + 6 KI(aq) + 7 H2SO4 (aq) → 2Cr3+ + 8 K+ + 7 SO4-2 + 3I2 + 7 H2O

Solução inicial: laranja Solução final: laranja escuro

c) 5 gotas de Fe(NO3)3 0,5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5mol/L + 2 ml de KI

0,5 mol/l

Fe3+(aq) + e– Fe2+

(aq) Eº = 0,771V

I2(s) + 2 e – 2 I – (aq) Eº = +0,535V

2 Fe3+(aq) +2 I–

(aq) 2 Fe2+(aq) + I2(s)

Nesta situação há que se efetuar a multiplicação a fim de balancear as cargas.

∆ Eº=¿Eºred – Eºoxi

∆ Eº=¿ 0,771 – (-0,535)

∆ Eº=¿ 1,306 V

De uma cor amarelo bem claro a solução passou para um laranja escuro fomando o iodo depois de ser agitada.

2 Fe( NO3)3(aq) + 2 KI(aq) + H2SO4(aq) → 2 Fe2- + 2 K+ + 2 I- + 6 NO-3 +

SO4-2 + H2O

Solução inicial: amarelo claro Solução final: laranja

escuro

2) Influência do meio no poder oxidante e redutor

Tubo 1:

H2O + SO42-

(aq) + 2 e– SO32– + 2 OH–

(aq) Eº = -0,936VMnO4

–(aq) + 3 e – + 2 H 2O(l)

MnO 2(aq) + 4 OH – (aq) Eº = +0,59 V2 MnO4

–(aq) + 3 SO3

2-(aq) + 2 H2O(l) 2 MnO2(aq) + 3 SO3

2-(aq) + OH–

(aq)

∆Eº = Eºred – Eºoxi

∆Eº = 0,59 – (-0,936)∆Eº = 1,526V, logo a reação é espontânea, o que é

evidenciado pela mudança de cor da solução.

MnO4–(aq) + 4 H+

(aq) + 3 e– MnO2(aq) + 2 H2O(l) Eº = +1,69 VSO3

2- (aq) + 4 H + (aq) + 2 e – SO4

2-(aq) + 2 H2O Eº = +0,400 V

2 MnO4–(aq) + SO3

2-(aq) + 20 H+

(aq) 2 MnO2(aq) + 3 SO42-

(aq) + 10 H2O(l)

∆Eº = Eºred – Eºoxi

∆Eº = 1,69 – 0,400∆Eº = 1,29 V

Umavez que o∆Eº é positivo a reação é espontânea. Uma prova disso é que a solução de colorida passou a incolor.

Logo em solução ácida o permenganato de potássio tem maior poder de oxidação porque o KmnO4 se torna Mn2+ , enquanto em meio básico isso não ocorre.

Conclusão:

De acordo com as reações que foram feitas e com o que foi aprendido conclui-se que quando o ∆ Eº é positivo a reação é espontânea, ou seja, ela ocorre naturalmente, ao contrário de quando ele é negativo.

E em meio ácido o permanganato de potássio se torna um agente oxidante mais efetivo.

Bibliografia:

Kotz, John C. & Treichel Jr., Paul M. – Química geral e Reações químicas – tradução técnica Flávio Maron Vichi – São Paulo : Cengage Learning, 2009