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Relatorio De Inorganica - Oxidação E Redução

Estudo detalhado da oxidação e redução de alguns elementos

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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. ----------------------- Figura 1: Meia-reação de oxidação Figura 2: Reação de oxidação do Fe Figura 3: Equação de Figura 4: Meia-reação de oxidação