IFBA-INSTITUTO FEDERAL DA BAHIA

LICENCIATURA EM QUÍMICA

QUÍMICA EXPERIMENTAL II

DANIELLE FÉLIX

PODER OXIDANTE E REDUTOR

FABIANA BARBOSA

MATEUS CARAPIÁ

SHEILA SILVA

PORTO SEGURO, Junho de 2013

PODER OXIDANTE E REDUTOR

Relatório apresentado à disciplina

Química Experimental II ministrada

pela Profª Danielle Félix como

requisito parcial de avaliação

Semestre 2013.1

PRÁTICA 7: REALIZADA EM 05/06 /2013

INTRODUÇÃO

Fenômenos ou reações de oxidação são chamados abreviadamente de

oxirredução, oxi-red ou redox, dos mais importantes na Química e dos mais frequentes no

cotidiano.

As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas reações de

oxirredução. Algumas delas são muito importantes no mundo que nos cerca e estão

presentes nos processos que permitem a manutenção da vida.

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.

Quando uma substância é oxidada, o número de oxidação de 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 um de seus átomos diminui (torna-se mais

negativo), pois elétrons são ganhos.

Entende-se por número de oxidação (NOX), a carga que um átomo adquire quando

participa de uma ligação e que ajuda a entender como os elétrons estão distribuídos entre

as espécies que participam de uma molécula de um composto iônico.

Nos íons simples, o número de oxidação é a carga elétrica real do íon. Nos

compostos covalentes, o número de oxidação é carga elétrica que o átomo teoricamente iria

adquirir se houvesse a ruptura da ligação covalente, ficando o eletro com o átomo mais

eletronegativo.

OBJETIVOS

•Analisar os fatores que afetam o poder redutor de alguns metais

•Analisar os fatores que afetam o poder oxidante de alguns halogênios

•Evidenciar a ação antioxidante da vitamina C em amostras reais

MATERIAL E REAGENTES

Materiais Reagentes

Tubo de ensaio Limalha de ferro (esponja de aço)

Pinça metálica Tiras de alumínio (Papel alumínio)

Pipeta Pasteur ou conta-gotas Solução de HCl 50% v/v

(ou ácido muriático)

Pipeta graduada 5 mL Solução aquosa de KI

Béquer 50mL Solução de cloro (água sanitária)

Estante para tubo de ensaio Solução de iodo

Pera Vitamina C (ácido ascórbico) P.A 0,3g

Amostra de suco industrializado

Suco da fruta de laranja

METODOLOGIA

Experimento 1

Adicionou-se 5 mL da solução de HCl em um tubo de ensaio, em seguida um

pequeno pedaço da limalha de ferro (espoja de aço) foi colocado dentro do tubo. Observou-

se o resultado, sendo feita as devidas anotações.

Experimento 2

Em um tubo de ensaio foi adicionado 5 mL da solução de HCl, e adicionado ao

tubo um pequeno pedaço de tira de alumínio (Papel alumínio). Foram feitas as observações

e os resultados foram registrados.

Experimento 3

Adicionou-se 2 mL de solução aquosa de iodeto de potássio ao tubo de ensaio,

posteriormente, foi acrescentado ao tubo 6 gotas de água de cloro, agitou-se a solução e

foram feitas observações em relação à coloração da solução.

Experimento 4

Em um tubo de ensaio adicionou-se uma pequena porção de vitamina “C”. Em

seguida acrescentou cerca de 2 mL da solução de iodeto de potássio ao tubo, após agitar a

solução, foi adicionado 10 gotas de água de cloro. O resultado foi observado para

posteriormente ser comparado com o experimento3.

Experimento 5

Foram retirados 2 mL de uma amostra de suco industrializado de goiaba (Maratá)

e adicionado ao tubo de ensaio, em seguida foi colocado 4 gotas da solução de Iodo, até a

amostra do tubo “escurecer”.

Experimento 6

Em um tubo de ensaio foi adicionado 2 mL da amostra de suco da fruta de laranja,

sendo acrescentadas ao tubo 4 gotas da solução de iodo, até a amostra do tubo

“escurecer”.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Experimento 1

Após a imersão da limalha de ferro no tubo de ensaio contendo a Solução de HCl

50% v/v, observou-se formação progressiva de bolhas (H2), posteriormente o cheiro exalado

característico cloreto de ferro II (FeCl2), não houve alteração na coloração. A reação foi de

Simples Troca ou deslocamento e é expressa pela fórmula balanceada a seguir.

Fe +2HCl → FeCl2 + H2

Respectivos Nox’s (XNox) Fe0 + 2H+Cl- → Fe+2Cl2- + H20

(Houve variação do Nox do Fe (0→+2) e do H (+1→0))

Experimento 2

Ao ser submerso na Solução de HCl 50% v/v, o papel alumínio utilizado reagiu

progressivamente após 3 segundos, o tempo para iniciar a reação é devido á degradação do

Óxido de Alumínio (Al2O3) que se forma na superfície e só possibilita a reação do Alumínio

metálico após sua corrosão pelo ácido.

Após ser colocada a tira de Alumínio na solução de HCl 50% vv, houve imediata

liberação de H2(g), logo após, uma aceleração na liberação de H2(g) seguido de

aquecimento liberando energia (exotérmica), parte da solução foi expelida para fora do tubo,

houve também alteração na coloração de incolor para cinza grafite. A reação foi de Simples

Troca e é expressa pela fórmula balanceada a seguir.

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Respectivos Nox’s (XNox) 2 Al0 + 6 H+Cl-→ 2 Al+3Cl3- + 3 H20

(Houve variação do Nox do Al (0→+3) e do H (+1→0))

Experimento 3

Com a adição da água sanitária (NaClO) à Solução Iodeto de Potássio (KI), pode

ser observada a reação ocorrendo no primeiro gotejamento. Houve a formação de uma

coloração amarelo-ouro no meio aquoso, sem formação de bolhas ou outros fenômenos que

indicam uma reação, exceto pela mudança de coloração.

A reação foi de Simples Troca e é expressa pela fórmula balanceada a seguir.

NaClO + KI → NaI + KClO

Respectivos Nox’s (XNox) Na+CI+O-2 + K+I- → Na+I- + K+Cl+O-2

(Não Houve Variação do Nox dos elementos)

Descobrindo o Nox do Cl na espécie química NaClO:

NaClO→ NOX : Na= +1,O= -2, Cl=?

Cl + 1 + (-2) = 0

Cl -1 = 0

Nox Cl = +1

Experimento 4

Após a mistura da Vitamina C (C6H8O6) com a solução de Iodeto de Potássio (KI),

nada ocorreu, pode-se afirmar que não houve reação. Quando a água de cloro é adicionada

à solução de iodeto de potássio e vitamina “C” a reação não ocorre, devido ao caráter

antioxidante da vitamina “C”. O ácido ascórbico se oxida facilmente, por isso em reações de

oxi-redução, como a que ocorre entre o iodeto e o cloro, ele atua como antioxidante, já que

ele oxida no lugar da espécie que iria ser oxidada em sua ausência.

C6H8O6 + KI → NÃO OCORRE REAÇÃO

Respectivos Nox’s (XNox) C6+2\3 H8+O6

-2 + K+I- → NÃO OCORRE REAÇÃO

Descobrindo o Nox Médio do C na espécie química C6H8O6:

C6H8O6→ NOX: H= +1, O= -2, C=?

(C(Nox)) + 8 + (-12) = 0

(C(Nox)) -4 = 0

C = +4 →Nox (C\6)= +4\6 ou +2\3

Experimento 5 e 6

Após a mistura de 4 gotas de solução de Iodo ao suco de goiaba industrializado

(Maratá) em um tubo de ensaio e repetindo o experimento substituindo o suco

industrializado por suco de laranja extraído da fruta diretamente, observou-se o

escurecimento das amostras, pode-se concluir que houve uma imediata reação entre a

solução de Iodo molecular que possui poder reativo razoável e o C6H8O6 presente nos

sucos.

A reação de decomposição está balanceada e expressa a seguir.

C6H8O6 + I2 → 2I- + C6H6O6 + 2H

Respectivos Nox’s (XNox) C6+2\3 H8+O6

-2 + I20 → 2I- + C6

+H6+O6

-2 + 2H0

(Houve variação do Nox do C (+2\3→+1), I (0→-1) e dos H liberados (+1→0).

CONCLUSÃO

Com a realização dos experimentos pode-se observar o poder reativo dos metais e

ametais como visto na literatura. Nas reações realizadas diversos fenômenos (reação

exotérmica, alteração de coloração, odores e formação de bolhas) foram identificados a fim

de confirmar que houve transformação de matéria devido o poder reativo dos reagentes

oxidantes e redutores.

Foi possível identificar também, os motivos que acarretam uma reação, a partir da

fila de reatividade dos elementos, além da impossibilidade da reação entre o iodeto de

potássio (KI) e a vitamina C, devido ao seu caráter anti-oxidante.

REFERÊNCIAS

ATKINS, Peter e JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o

Meio Ambiente; tradução Ricardo Bicca de Alencastro. 3ª Edição. Editora Bookman. Porto

Alegre, 2006.

Feltre, Ricardo, 1928. – Química/ Ricardo Feltre. – 6. ed. – São Paulo : Moderna, 2004

Nobrega, Olímpio Salgado. Química, volume único / Olímpio Salgado Nobrega, Eduardo

Roberto da Silva, Ruth Hashimoto da Silva ; ilustrações Fernando Nunes de Araújo. – 1. ed.

– São Paulo : Ática, 2005.

QUESTIONÁRIO

1) O que você observou quando o fragmento de alumínio e limalha de ferro entrou em

contato com a solução de HCl?

Experimento I: A reação ocorrida é a seguinte

Fe (s) + 2 HCl (aq) → FeCl2(aq) + 2H(g): Inicialmente houve imediata liberação de H2(g),

através de bolhas, posteriormente o cheiro exalado característico cloreto de ferro II (FeCl2),

não houve alteração da cor.

Experimento II: A reação ocorrida é a seguinte:

2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3 H2(g)

Após ser submersa a tira de Alumínio na solução de HCl 50% vv, houve imediata liberação

de H2(g), logo após, uma aceleração na liberação de H2(g) seguido de aquecimento

liberando energia(exotérmica), parte da solução foi expelida para fora do tubo, houve

também alteração na coloração de incolor para cinza grafite.

2) Discuta a transformação química que ocorre quando os metais entram em contato

com a solução de HCl. Escreva as equações envolvidas.

Os metais quando colocados em presença do ácido liberam gás hidrogênio. Nos casos

abaixo houve reação de simples troca ou deslocamento, pois uma substância simples (Fe,

Al) deslocou o elemento (H) em uma sustância composta.

Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

0 +1-1 +2-1 0

O Ferro (Fe) sofreu oxidação, doou elétrons e hidrogênio (H) sofreu redução, ganhou

elétrons.

2Al + 6HCl→ 2 AlCl3 + 3H2

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

0 +1-1 +3-1 0

O Alumínio (Al) sofreu oxidação, doou elétrons e o hidrogênio (H) sofreu redução, ganhou

elétrons.

3) Com base nos experimentos 1 e 2, discuta qual elemento possui maior

poder redutor: o Ferro ou o Alumínio?

Fila de reatividade dos metais:

Metais da col. 1A > col. 2A > Al > Zn > Fe > H > Cu > Hg > Ag > Pt > Au

Metais nobres

De acordo com a ordem de reatividade o Alumínio por ser mais reativo possui maior

tendência a reduzir-se que o Ferro. Ou seja, maior tendência a perder elétrons.

4) Qual a relação entre o poder redutor do metal e a energia de ionização?

Os metais têm, na maior parte dos casos, grandes poderes redutores, uma vez que

facilmente perdem elétrons. A energia de ionização cresce da esquerda para direita, de

baixo para cima. Os metais alcalinos tem a menor energia de ionização. Sendo assim

conseguimos afirmar qual a possibilidade de um metal promover a deslocação do hidrogênio

de um ácido, como, por exemplo, do ácido clorídrico. Os metais alcalinos são

particularmente redutores, originando a libertação de hidrogênio Quanto maior o poder

redutor, menor a energia de ionização.

5) Descreva com equações químicas as transformações envolvidas nos experimentos

3 e 4.

No experimento 3, a reação foi de Simples Troca e é expressa pela fórmula

balanceada a seguir:

NaClO + KI → NaI + KClO

No experimento 4 quando a água de cloro é adicionada à solução de iodeto de potássio e

vitamina “C” a reação não ocorre, devido ao caráter antioxidante da vitamina “C”. O ácido

ascórbico se oxida facilmente, por isso em reações de oxi-redução, como a que ocorre entre

o iodeto e o cloro, ele atua como antioxidante, já que ele oxida no lugar da espécie que iria

ser oxidada em sua ausência.

C6H8O6 + KI → NÃO OCORRE REAÇÃO

Respectivos Nox’s (XNox) C6 +2/3 H8+O6-2 + K+I- → NÃO OCORRE REAÇÃO

6)Qual elemento possui maior poder oxidante: o Cloro ou o Iodo?

Fila de reatividade dos ametais: F > O > N > Cl > Br > I > S > P > C

O cloro tem maior poder oxidante, pois é capaz de deslocar o iodo, numa reação ele desloca

os ânions I- transformando-se na espécie composta.

O processo inverso não ocorre porque o poder de deslocamento do I2 é muito fraco quando

comparado ao Cl2.

7.Qual a fórmula química estrutural da vitamina C? Determine as hibridizações de

cada carbono da molécula.

Todo carbono com quatro ligantes simples sofre hibridação sp³. A configuração espacial

do carbono híbrido em sp3 é tetraédrica

Número de orbitais híbridos = 4

Trata-se de carbono "saturado" (ligações sigma).

Todo carbono de uma dupla C = sofre hibridação sp². A configuração espacial do carbono

híbrido em sp2 é trigonal plana

Número de orbitais híbridos = 3 - no plano trigonal.

Número de orbitais "p puro" = 1 - perpendicular ao plano trigonal.

Trata-se de carbono "insaturado" com uma dupla ligação e duas ligações simples (três

ligações do tipo sigma e uma do tipo pi).

 Ácido ascórbico C6H8O6

OH O \ / \ OH-CH2-CH-CH………C=O \ / HO- C = C - OH

8.A partir do observado, discuta a importante capacidade anti-oxidante da vitamina C,

Um antioxidante é uma molécula capaz de inibir a oxidação de outras moléculas. A

oxidação é uma reação química que transfere elétrons ou hidrogênio de uma substância

para um agente oxidante. As reações de oxidação podem produzir radicais livres. Por sua

vez, estes radicais podem dar início a reações em cadeia. Os antioxidantes interrompem

estas reações em cadeia eliminando os radicais livres intermediários e inibindo outras

reações de oxidação. Isto é conseguido através da sua própria oxidação, por isso os

antioxidantes são frequentemente agentes de redução, como o ácido ascórbico.

O ácido ascórbico se oxida facilmente, por isso em reações de oxi-redução, como a

que ocorre entre o iodeto e o cloro, ele atua como antioxidante, já que ele oxida no lugar da

espécie que iria ser oxidada em sua ausência. É um transferidor de íons H+, participando na

regulação do potencial de oxidorredução, sendo reversivelmente oxidada em ácido

deidroascórbico.

9.Faça uma tabela com as amostras de sucos utilizadas e o total de gotas adicionadas

da solução de KI. Coloque em ordem crescente de concentração de ácido ascórbico

nas amostras.

Sucos Gotas

Ácido ascórbico C6H8O6 0,3 g 2 mL KI / 10 gotas de cloro

Suco da fruta laranja 2 mL 4 gotas de I

Suco de goiaba (Maratá) 2 mL 4 gotas de I

10. Proponham um pequeno roteiro para se executar esta prática com materiais

encontrados no comércio local e calcule os custos para montagem de 06 kit´s de

prática.

Oxirredução: Reação entre o ferro e o ácido clorídrico

Material:

Material

2 tubos de ensaio

Rolha furada no centro

Uma mangueira flexível 40 cm

Pedaço de Bombril

Béquer 250 mL

Conta-gotas

Pinça metálica

Reagentes:

Reagente

1 mL de ácido clorídrico (HCl)

3 mL de água

Fósforo

Procedimento:

Faça a seguinte montagem para a coleta de hidrogênio:

Utilize o conta-gotas para medir 1mL de ácido muriático e 3 mL de água.

Com o auxilio de uma pinça adicione um pedaço da esponja de aço (Bombril).

Logo após a adição da solução no tubo de ensaio contendo a esponja de aço

(Bombril), feche-o com a rolha adaptada à mangueira; coloque a outra extremidade

desta no outro tubo, tal como mostra a figura.

Quando o tubo de ensaio estiver cheio de gás, retire-o com a concavidade voltada

para baixo e, com cuidado, aproxime dele um palito de fósforo aceso. Observe a

pequena explosão, que é a combustão do hidrogênio.

Questões propostas para a prática

1. Equacionar a reação entre o ferro e ácido.Resp: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

2. Determinar o nox de cada elemento. Resp: Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ 0 +1-1 +2-1 0

3.Quais espécies sofreram oxidação e redução?Resp: Oxidação o Fe, e redução o H.

4.Qual é o agente oxidante e qual é o redutor?Resp: Oxidante: H; Redutor: Fe.

5.Por que após retirarmos o tubo de ensaio contendo H2(g) devemos mantê-lo com a concavidade para baixo?Resp: Por que o gás H2(g) é menos denso que o ar

Referência

Hartiwig,Souza,Mota Química2,Físico-Química, Manual do professor editora Scipione, 1999 pg.61,62