METODOLOGIA E RESULTADOS OBTIDOS

1. ESTUDO DAS REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

Foram preparados 6 tubos de ensaio limpos e secos e todos numerados de 1

a 6. Em cada tubo de ensaio foram adicionados cerca de 2 mL de

determinada solução seguindo a orientação correta da apostila, além de um

pequeno pedaço metálico de modo que a organização foi semelhante a:

Tubo 1: solução de Zn(NO3)2 + Cu

Tubo 2: solução de Zn(NO3)2 + Pb

Tubo 3: solução de CuSO4 + Pb

Tubo 4: solução de CuSO4 + Zn

Tubo 5: solução de Pb(NO3)2 + Cu

Tubo 6: solução de Pb(NO3)2 + Zn

É possível determinar em quais tubo há ou não uma reação de oxirredução

levando em conta apenas aspectos observacionais, porem apenas isso não é capaz

de explicar o porquê da reação ocorrer ou não. Buscando justificar tal fato recorre-se

a tabela de potenciais-padrão de redução e obtém-se as seguintes informações:

Cu2+(aq) + 2e- Cu0

(s), onde E0= + 0,34 V

Pb2+(aq) + 2e- Pb0

(s), onde E0= - 0,13 V

Zn2+(aq) + 2e- Zn0

(s), onde E0= - 0,76 V

Reciprocamente:

Cu0(s) Cu2+

(aq) + 2e-, onde E0= - 0,34 V

Pb0(s) Pb2+

(aq) + 2e-, onde E0= + 0,13 V

Zn0(s) Zn2+

(aq) + 2e-, onde E0= + 0,76 V

O experimento consiste basicamente na combinação simples da semi-reação

de redução de um dos três metais em questão com a semi-reação de oxidação dos

outros dois metais. Assim apenas as reações globais eletroquimicamente favoráveis

ocorrerão. Veja:

No tubo 1: Zn2+(aq) + Cu0

(s) Não ocorre reação

No tubo 2: Zn2+(aq) + Cu0

(s) Não ocorre reação

No tubo 3: Cu2+(aq) + Pb0

(s) Cu0(s) + Pb2+

(aq)

Pois Cu2+(aq) + 2e- Cu0

(s), onde E0= + 0,34 V

Pb 0 (s) Pb 2+ (aq) + 2e - , onde E 0 = + 0,13 V

Cu2+(aq) + Pb0

(s) Cu0(s) + Pb2+

(aq), onde ΔE0= + 0,50 V

Em comparação aos outros tubos onde houve de fato um reação de

oxirredução, a observação de ocorrência de reação já que esta é a que,

experimentalmente, ocorre mais lentamente.

No tubo 4: Cu2+(aq) + Zn0

(s) Cu0(s) + Zn2+

(aq)

Pois Cu2+(aq) + 2e- Cu0

(s), onde E0= + 0,34 V

Zn 0 (s) Zn 2+ (aq) + 2e - , onde E 0 = + 0,76 V

Cu2+(aq) + Zn0

(s) Cu0(s) + Zn2+

(aq), onde ΔE0= + 1,10 V

Foi observada a formação de uma “película” metálica com a cor característica

do metal cobre (Cu0). Agitando o tubo é possível separar a película de cobre do

pedaço de zinco.

No tubo 5: Pb2+(aq) + Cu0

(s) Não ocorre reação

No tubo 6: Pb2+(aq) + Zn0

(s) Pb0(s) + Zn2+

(aq)

Pois Pb2+(aq) + 2e- Pb0

(s), onde E0= - 0,13 V

Zn 0 (s) Zn 2+ (aq) + 2e - , onde E 0 = + 0,76 V

Pb2+(aq) + Zn0

(s) Pb0(s) + Zn2+

(aq), onde ΔE0= + 0,63 V

Foi observada a formação de cristais de chumbo (Pb0) no entorno do pedaço

de zinco. Agitando o tubo de ensaio foi possível separar os cristais de chumbo do

pedaço de zinco, porém não de forma tão simples quanto com a película de cobre

do tubo 4.

Em outro tubo de ensaio foram adicionados 2 mL de solução 0,5 M de sulfato

de cobre (CuSO4) e, em seguida, um prego de ferro novo (Fe) foi imerso na

solução. Após pequeno espaço de tempo foi observado que o prego, antes

brilhoso pela ausência de óxido em sua superfície, mostrava-se agora

avermelhado, uma característica marcante da aparição de cobre metálico (Cu)

na superfície do prego. Deduz-se que houve reação entre o ferro metálico

com o cobre iônico, gerando ferro iônico e cobre metálico, processo o qual

descrito pela seguinte equação de oxirredução:

Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+

(aq) + Cu(s)

2. Agentes oxidantes e agentes redutores

2.1. Iodeto e agente oxidantes

Foram separados ter tubos de ensaio, numerados de 1 a 3. No tubo 1 foram

adicionadas 5 gotas de solução de KMnO4 0,001 M + 5 gotas de H2SO4 0,5M (o tubo

apresentou a coloração roxa, típica de uma solução de permanganato de potássio).

No tubo 2 foram adicionadas 5 gotas de solução de K2Cr2O7 0,5 M + 5 gotas de

H2SO4 0,5M (a solução apresentou coloração laranja por ser uma solução de

dicromato) e no tubo 3 foram adicionadas 5 gotas de solução de Fe(NO3)3 0,5 M + 5

gotas de H2SO4 0,5M.

Preparados os três tubos, todos receberam 1 mL de solução de iodeto de

potássio (KI) 0,5 M. Houve reação química nos três tubos.

No tubo 1:

MnO4–(aq) + 4 H+

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

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

2 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.

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.

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

Solução inicial - violeta solução final- amarela

No tubo 2:

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.

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

No tubo 3:

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.

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