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OXIDAÇÃO-REDUÇÃO. REAÇÕES DE TRANFERÊNCIA DE ELÉTRONS
Karenn Silveira Fernandes*
*
[email protected]
ÍNDICE
Objetivos.................................................................
....................................3
Introdução................................................................
...................................4
Parte
Experimental..............................................................
........................6
Resultado e
Discussão.................................................................
...............8
Conclusão.................................................................
.................................14
Referências
Bibliográficas............................................................
.............15
OBJETIVO
Estudar algumas reações químicas envolvendo transferência de elétrons
de um agente redutor para um agente oxidante. Estabelecer uma tabela
química qualitativa de pares redox para sete pares, misturando a forma
oxidada de um par com a forma reduzida de outro e observando se ocorre uma
reação.
INTRODUÇÃO
As reações de redução e oxidação (conhecidas como redox) envolvem a
transferência de elétrons (e-) de uma molécula para outra. O processo de
perda de elétrons é chamado de oxidação e o processo de ganho de elétrons é
chamado de redução. [1]
Quando uma substância é oxidada, o número de oxidação de pelo menos
um de seus átomos aumenta (torna-se mais positivo), pois são perdidos
elétrons. Do mesmo modo, quando uma substância é reduzida, o número de
oxidação de pelo menos um de seus átomos diminui (torna-se mais negativo),
pois elétrons são ganhos.
Em alguma reação redox, a substância ou espécie que ganha elétrons é
chamada agente oxidante, e aquela que perde elétrons, agente redutor.
Fe: aumenta o número de oxidação (de 0 para 2)
perde elétrons (dois por átomo)
é oxidado (pelo H+)
é o agente redutor (reduz H+ a H2)
H+: diminui o número de oxidação (de +1 para 0)
ganha elétrons (um por íon)
é reduzido (pelo Fe)
é o agente oxidante (oxida Fe em Fe2+) [2]
Os potenciais de oxidação-redução podem ser usados com grande
vantagem na explicação de reações de oxidação-redução. O potencial de
redução se relaciona com a energia livre através da equação:
(onde é a variação da energia livre de Gibbs, n a valência do íon, F
o Faraday e o potencial padrão do eletrodo). Sabemos que a reação não
ocorrerá se a variação de energia livre de Gibbs for positiva e, assim, a
termodinâmica nos poupa o trabalho de testar a reação.
Considere o processo de corrosão que pode ocorrer quando uma chapa de
ferro galvanizado é riscado (ferro galvanizado é ferro revestido com uma
camada de zinco para evitar o enferrujamento). As semi-reações e os
correspondentes potenciais de oxidação são mostrados abaixo:
Como possui o maior valor de e como , o valor de
será mais negativo para essa semi-reação. Portanto, a dissolução do
Zn é mais favorecida energeticamente, de modo que ela deve ocorrer em
detrimento da dissolução do ferro.
Quando o ferro galvanizado for riscado, é possível que o ar venha a
oxidar o ferro. Entretanto, o assim produzido será imediatamente
reduzido a ferro metálico pelo zinco, e dessa forma o ferro não
enferrujará. [3]
"Tabela 1: Alguns potenciais de redução padrão, "
"em solução ácida a 25 ºC "
"Metais de transição "
" "
" "
"-0,76 "
" "
"+0,35 "
" "
"+0,77 "
" "
"-0,44 "
PARTE EXPERIMENTAL
1. UMA SÉRIE QUALITATIVA DE REAÇÕES REDOX PARA COBRE, ZINCO, FERRO E SEUS
ÍONS.
Mergulhou-se, em 3 tubos de ensaio distintos, pequenos pedaços de
cobre, zinco e ferro em 3ml de soluções sulfato dos outros metais – isto é,
Cu com sulfato de zinco e ferro; Zn com sulfato de cobre e ferro; Fe com
sulfato de cobre e zinco.
As soluções de ferro foram recém-preparadas dissolvendo-se 0,1g de
FeSO4 . 7H2O em 3ml de água. Preparou-se uma tabela com os pares redox das
reações realizadas.
2. O PAR ÍON HIDROGÊNIO/HIDROGÊNIO
Colocou-se um pequeno pedaço de cobre, zinco e ferro em 3 tubos de
ensaio separados. Adicionou-se HCl 6M, o suficiente para cubrir o metal.
Observou-se a reação. Caso não houvesse uma reaç!ao visível, aqueceu-se a
solução suavemente, tendo o cuidado de não confundir as bolhas de ebulição
com alguma outra reação.
Anotou-se os dados e os plotou em uma tabelas de pares redox.
3. O PODER OXIDANTE DOS HALOGÊNIOS
Em 1 tubo de ensaio, misturou-se 3ml de solução 0,1M de KBr, 1ml de
hexano e algumas gotas de I2 em metanol. Observou-se a reação.
Em outro tubo de ensaio, colocou-se 3ml de solução 0,1M de KI, 1ml de
hexano e algumas gotas de água de Br2. Observou-se a reação e anotou-se as
observações. Organizou-se os dados em uma tabela de pares redox.
4. O PAR ÍON FERRO (III)/ÍON FERRO (II)
Adicionou-se 1ml de FeCl3 0,1M a 2ml de KBr 0,1M e de KI 0,1M em
tubos de ensaio diferentes. Adicionou-se 1ml de hexano a cada tuo de
ensaio, agitou-se, e observou-se a cor da camada do hexano, verificando
qualquer evidência de formação de halogênio livre.
Preparou-se duas novas misturas de reções, não adicionando o hexano,
e adicionou-se a cada uma um pouco de solução de K3Fe(CN)6.
5. REAÇÃO DE HALOGÊNIOS COM METAIS
Algumas aparas de cobre foram colocadas em um tubo de ensaio com água
de bromo, em outro utbo com cobre metálico, foi adicionado 6ml de iodo em
metanol.
Foi transferido 2ml da solução da reação Cu/Br2, em dois tubos de
ensaio, no primeiro, adicionou-se mais 6 gotas de AgNO3 e observou-se a
reação. No segundo tubo, adicionou-se também 1ml de NH4OH 6M e observou-se.
Em outro dois tubos, adicionou-se 2ml de solução de Cu/I2 e 5 gotas
de AgNO3 0,1M, e no segundo tubo adicionou-se também mais 5 gotas de NH4OH
6M, observou-se a reação.
RESULTADO E DISCUSSÃO
1. UMA SÉRIE QUALITATIVA DE REAÇÕES REDOX PARA COBRE, ZINCO, FERRO E SEUS
ÍONS
Misturou-se pequenos pedaços de Cu, Zn e Fe metálico com 3ml de
solução 0,1M de íons de outros metais. A ordem e as reações, ocorridas ou
não, em cada experimento segue-se abaixo na tabela:
"Tabela 2: Mistura de Cu, Zn e Fe com "
"soluções de íons de outros metais "
"Cu "Zn2+ "Nenhuma Reação "
" "Fe2+ "Nenhuma Reação "
"Zn "Cu2+ " "
" "Fe2+ " "
"Fe "Cu2+ " "
" "Zn2+ "Nenhuma Reação "
Nas reações entre o Cu e o Zn2+, Cu e o Fe2+ e Fe e o Zn2+, não
ocorre nenhuma reação, por causa do não favorecimento do sentido de reação,
de acordo com os valores dos potenciais de redução de cada meia-reação.
De acordo com a Tabela 1, o para a redução do Cu é +0,35,
enquanto o do Zn é -0,76. Como possui valor de negativo, e
, o valor de será positivo para essa semi-reação. Portanto, tal
reação não ocorrerá.
O mesmo acorre para as outras duas reações. O , de cada íon que
deveria ser reduzido é negativo, acarretando, portanto, em um valor
positivo para a variação de energia livre de Gibbs, impossibilitando, dessa
forma, a reação. Ver tabela 1.
Com esses dados, é possível afirmar que o zinco é um agente redutor
mais forte do que o ferro, que por sua vez, é mais forte do que o cobre,
nos possibilitando, a formação de uma pequena tabela de pares redox:
Tabela 3: Pares redox de Fe, Cu, Zn e seus íons
"Agente "Cu2+/Cu "
"redutor "Fe2+/Fe "
"mais "Zn2+/Zn "
"forte " "
" " "
2. O PAR ÍON HIDROGÊNIO/HIDROGÊNIO
Pos-se para reagir em três tubos de ensaio diferentes, pequenos
pedaços de Fe, Zn e Cu com 2ml de uma solução 6M de HCl, em cada.
Observou-se que não houve reção entre o íon H+ e Cu, já que não houve
desprendimento de H2, mesmo após um breve aquecimente da solução. Esse fato
pode ser explicado, por causa do de oxidação do Cu, cujo valor é -0,35
(ver tabela 1)(Os valores tabelados são de redução, para oxidação, basta
inverter as reações descritas, logo, troca-se o sinal). Como , o valor
de será positivo para essa semi-reação. Portanto, tal reação não
ocorrerá.
Mas, ao entrar em contato com o Fe e o Zn, o íon hidrogênio do HCl,
foi reduzido, sendo possível a observação de desprendimento do gás H2.
Observou-se também que a reação do HCl com o Zn foi muita mais rápida em
relação a solução com o ferro. Tal fato pode ser explicado ao se observar
os valores do de oxidação de cada metal. Ver tabela 1.
O valor do de oxidação do Zn é +0,76, enquanto o do Fe é +0,44.
Por possuir um de oxidação muito maior do que o do Fe, a reação com o
Zn, foi mais favorecida termodinamicamente, ocorrendo, portanto, mais
rápido com uma maior liberação de H2.
Com tais dados, é possível adicionar a tabela 3, o par redox H+/H2,
acima do par redox do metal que melhor o reduziu, logo, tem-se a tabela a
seguir:
Tabela 4: Pares redox
"Agente "Cu2+/Cu "
"redutor "Fe2+/Fe "
"mais "H+/H2 "
"forte "Zn2+/Zn "
" " "
3. O PODER OXIDANTE DOS HALOGÊNIOS
Em dois tubos de ensaio distintos, colocou-se 3ml de uma solução 0,1M
de KBr e de KI, com 1ml de hexano adicionado em cada tubo. Logo após, cada
amostra foi tratada com o outro halogênio livre – KI com algumas gotas de
água de Br2 e KBr com algumas gotas de I2 em metanol.
Observou-se que na reação do bromo com o íon iodeto, houve o
aparecimento de uma cor amarelada na camada hexânica que antes era incolor,
indicando a redução do Br2 para Br-. Na reação do iodo com o íon brometo, a
camada hexânica tornou-se arroxeada, mas com uma fina camanda amarela logo
abaixo dessa. Indicando a presença do íon I-, mas em menos quantidade
também há o íon Br-.
Com essas observações experimentais e também, tomando mão da tabela
periódica, é possível deduzir que o bromo tem uma maior afinidade
eletrônica em relação ao iodo, já que esse está no período 4 e o iodo no 5,
logo, a reação de redução deste elemento é mais favorável, tornando-o um
agente oxidante mais forte do que o iodo. Portanto, o iodo é um agente
redutor mais forte que o bromo, sendo possível construir uma tabela de
pares redox para esses halogênios
Tabela 5: Pares redox de Br e I
"Agente "Br/Br- "
"redutor"I2/I- "
"mais " "
"forte " "
" " "
4. O PAR ÍON FERRO (III)/ ÍON FERRO (II)
Adicionou-se 1ml de FeCl3 0,1M a 2ml de KBr e KI ambos a 0,1M em
tubos de ensaio diferentes. Acrescentou-se mais 1ml de hexano a cada tubo,
agitou-se a observou-se as reações.
Experimentalmente, não observou-se nenhuma evidência de reação do
FeCL3 com o KBr, tendo em vista, que a camada hexânica não ficou amarelada,
como o ocorrido no experimento anterior, quando há a presença de Br- livre
em solução. Houve apenas o aparecimento de uma fina camada amarela, podendo
ser proveniente do cloreto férrico.
Quando misturou-se KI com FeCL3, observou-se que a camada hexânica,
coloriu-se parcialmente em rosa, indicando a presença do íon iodeto, logo,
houve a presença de halogênio livre, ou seja, o íon iodeto foi foi reduzido
a I2, de acordo com a reação a seguir:
Figura 5: Reação de óxido-redução do Fe e I
É possível então, inserir o par redox Fe3+/Fe2+ na tabela 5, formando
uma nova tabela de pares redox dos halogênios. Acrescentando o par redox
Fe3+/Fe2+ acima do metal que ele melhor reagiu, acarretando na seguinte
tabela:
Tabela 6: Pares redox de halogênios
"Agente "Br2/Br- "
"redutor"Fe3+/Fe2+ "
"mais "I2/I- "
"forte " "
" " "
5. REAÇÃO DE HALOGÊNIOS COM METAIS
Fez-se uma solução de Cu/Br2, e colocou-se 2-3ml dessa solução em
dois tubos de ensaio. Em um tubo, adicionou-se nitrato de prata e observou-
se a formação de precipitado, o que indica a presença de Br-. No segundo
tubo de ensaio, foi adicionado NH4OH, acarretando na mudança de coloração
para azul claro, evidenciando a presença do íon Cu2+. Sendo, portanto,
possível concluir que o metal cobre reagiu com o bromo.
Em outros dois tubos de ensaio, adicionou-se 2-3ml de uma solução de
Cu/I2, previamente preparada. Ao primeiro tubo, adicionou-se nitrato de
prata, causando o aparecimento de um precipitado, ou seja, havia a presença
de I-. No segundo tubo, adicionou-se NH4OH, observando-se a mudança de
coloração, mas não para a cor azul característica do cobre, mostrando que
não havia a presença do íon Cu2+.
O Br oxidou o cobre, mostrando-se, portanto, uma agente oxidante mais
forte que o Cu, ou, um agente redutor mas fraco que o cobre, em
contrapartida, o iodo, não oxidou o cobre, logo, ele é um fraco agente
oxidante, mais fraco que o bromo e o cobre, ou, um agente redutor mais
forte que o Br e o Cu.
Observando a tabela 4, podemos prevê como o Fe e o Zn, seriam oxidados
ou não pelo bromo e pelo iodo. O Fe e o Zn seriam oxidados pelo iodo, e tal
reação ocorreria muito mais rápido se o bromo fosse o agente oxidante, já
que ele é o mais forte dos elementos da tabela. Combinando a tabela 4 com a
6 é possível montar uma tabela final, como segue-se a seguir:
Tabela 4: Agentes redutores e oxidantes
"Agen"Br2/Br- "Agente"
"te "Cu2+/Cu "oxidan"
"redu"Fe3+/Fe2+ "te "
"tor "I2/I- "mais "
"mais"Fe2+/Fe "forte "
"fort"H+/H2 "F"
"e "Zn2+/Zn "f "
"F " " "
"[pic" " "
"]f " " "
" " " "
CONCLUSÃO
Uma tabela contendo as tendências relativas dos vários elementos e
íons, deste relatório, para perder ou ganhar elétrons, é mostrada na tabela
4.
Tabela 4: Agentes redutores e oxidantes
"Agen"Br2/Br- "Agente"
"te "Cu2+/Cu "oxidan"
"redu"Fe3+/Fe2+ "te "
"tor "I2/I- "mais "
"mais"Fe2+/Fe "forte "
"fort"H+/H2 "F"
"e "Zn2+/Zn "f "
"F " " "
"[pic" " "
"]f " " "
" " " "
O par redox Zn2+/Zn, se mostrou, sendo o agente redutor mais forte dos
elementos estudados neste relatório e o agente oxidante mais forte, o par
Br2/Br-.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] http://www.universia.com.br/MIT/10/1018J/PDF/redoxhand2003.pdf,
visitado em 14/04/10
[2] RUSSEL, J.B. QUÍMICA GERAL. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994.
Vol.1.
[3] LEE, J.D. QUÍMICA INORGÂNICA NÃO TÃO CONCISA. São Paulo: Edgard
Blucher, 1999.
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Figura 1: Meia-reação de oxidação
Figura 2: Reação de oxidação do Fe
Figura 3: Equação de
Figura 4: Meia-reação de oxidação