Prática 03 - Os experimentos a serem realizados seguem o roteiro que está disponível no livro Szpoganicz, Bruno; Debacher, Nito. A.; Stadler Eduardo. Experiências de. 2. ed. - Florianópolis - SC: Fundação do Ensino da Engenharia em Santa Catarina, 2005. 01. OBJETIVOS No final desta experiência o aluno deverá ser capaz de: - Identificar a natureza das reações de oxidação-redução. - Montar uma tabela a partir de dados experimentais. - Escrever equações para as semirreações de oxidação e redução. 02. INTRODUÇÃO Nas reações de oxidação-redução elétrons são transferidos de um reagente para outro. Por exemplo, na formação da ferrugem, Fe 2 O 3, óxido de ferro (III), elétrons são transferidos do ferro para o oxigênio. 4Fe(s) + 3O2(g) 2Fe2O3(s) 0 0 +3-2 O Fe que tinha número de oxidação (NOX) = 0 quando estava na forma metálica cedeu 3 e- ao oxigênio do ar ficando cada átomo de Fe +3 e cada átomo de oxigênio -2. Originalmente os termos oxidação e redução referiam-se à combinação ou remoção do oxigênio de uma substância, implicando no aumento ou diminuição do NOX dessa substância. Atualmente sabe-se que a oxidação ou redução é devido ao ganho ou a perda de elétrons. Por exemplo, o tungstênio usado nas lâmpadas de filamento (lâmpadas comuns) pode ser preparado pela redução do óxido de tungstênio (VI) com hidrogênio a 1200 C: WO3(s)+ 3H2(g) W(s) + 3H2O(g) +6 0 0 +1 O tungstênio é reduzido e seu NOX passa de +6 para zero. Como elétrons não podem ser criados ou destruídos, oxidação e redução sempre ocorrem simultaneamente nas reações químicas. Agentes oxidantes são substâncias que oxidam outras substâncias e, portanto, ganham elétrons sendo reduzidas. Agentes redutores são substâncias que reduzem outras substâncias, logo elas perdem elétrons sendo oxidadas. Agente redutor: CO Agente oxidante: Fe 2 O 3 Fe2O3(aq) + 3CO(g) 3CO2(g)+ 2Fe(s) +3 +2 +40
2FeBr3(aq) + 3Cl2(g) 2FeCl3(aq) + 3Br2(l) +3-1 0 +3-1 0 Agente redutor: FeBr 3(aq) Agente oxidante: Cl 2(g) Na reação: F2+ 2Br -Br2 +2F- 0-1 0-1 O flúor é reduzido enquanto o brometo é oxidado para a sua forma de elemento. Isto demonstra que o flúor é um oxidante mais ativo do que o brometo (ver tabela de potenciais de eletrodos padrão). Na primeira parte dessa experiência você irá determinar as forças redutoras do Cu, Fe, H, Mg e Zn. Lembre-se que se a forma elementar do metal A perde elétrons para o metal B que se deposita e A passa para a solução, o metal A é um agente redutor melhor do que o metal B. Se a forma elementar do metal A não passa para a solução, então o metal B é um agente redutor melhor do que A. Nota importante: Magnésio metálico reage com a água vagarosamente para formar hidróxido de magnésio e gás hidrogênio. Quando estiver investigando a reatividade do magnésio metálico, procure ver se alguma reação ocorre além da formação de bolhas na sua superfície. Na segunda parte da experiência você determinará a atividade oxidante relativa do Br 2, Cl 2, I 2 e Fe +3. Semirreação ou Meia Reação Um dos dois métodos mais comuns para balancear uma reação redox e também elucidar os processos individuais que ocorrem nos dois eletrodos de uma bateria ou uma célula eletrolítica é chamado método de semirreação. Neste método uma reação redox é dividida em duas semirreações, uma oxidação e uma de redução. Uma moeda de alumínio colocada numa solução de sulfato de cobre (II) rapidamente fica com uma camada de cobre à medida que o alumínio passa para a solução de acordo com a equação: 2Al + 3Cu +2 2Al +3 + 3Cu Nesta reação o alumínio é oxidado a íon alumínio e o cobre (II) é reduzido a cobre elementar. O processo de oxidação, Al Al +3 é primeiro balanceado de acordo com as massas e então elétrons são adicionados para o balanço das cargas, Al Al +3 + 3e -. A mesma coisa é feito no processo de redução: Cu +2 Cu Cu +2 + 2e - Cu Para se obter a equação iônica total as duas semirreações deverão ser consideradas. A oxidação do alumínio libera três elétrons para cada íon alumínio que é formado e a redução do íon cobre (II) requer dois elétrons por íon cobre (II). Assim, para que o número de elétrons cedidos sejam iguais, a semirreação do alumínio deverá ser multiplicada por 2 e a semirreação do cobre por 3: 3Cu +2 + 6e - 3Cu 2Al 2Al +3 + 6e - 3Cu +2 + 2Al 3Cu + 2Al +3
Este método funciona muito bem para reações redox complexas quando o balanceamento por simples verificação torna-se difícil. Lentes Fotocromáticas: Um exemplo de reação de transferência de elétrons utilizada para o nosso conforto, é a dos óculos com lentes fotocromáticas. Estes óculos possuem lentes de vidro que ficam escuras quando expostas ao sol. O vidro é uma substância amorfa, isto é, não apresenta uma estrutura cristalina. Consiste de sílica e uma variedade de aditivos. A unidade básica tem a forma estrutural de um tetraedro que consiste de um átomo de silício (em negrito) ligado covalentemente com quatro átomos de oxigênio (pequenos círculos) (Figura 01). Os tetraedros são unidos entre si por átomos de oxigênio que são compartilhados. Um vidro fotocromático contém cristais de cloreto de prata entre os tetraedros de sílica. Quando o vidro está claro, estes cristais não bloqueiam a luz visível (raio A), mas eles absorvem comprimentos de onda mais curtos da luz ultravioleta. Figura 01. Representação esquemática de uma lente fotocromática. A unidade básica é um tetraedro, que consiste de: um átomo de silício ( ) e quatro átomos de oxigênio ( ). Neste tipo de vidro, quando à luz do sol que contém luz ultravioleta, ocorre a transferência de elétrons do íon Cl - para o íon Ag + produzindo átomos de prata e cloro: luz Cl - Cl 0 + e - Ag + + e - Ag 0 Os átomos de prata juntam-se formando pequenas partículas de prata, que absorvem e refletem a luz escurecendo a lente. Alguns íons Cu + estão presentes com os cristais de cloreto de prata para reagir com os átomos de cloro liberados. Cu + + Cl 0 Cu +2 + Cl - Cada íon Cu + libera 1e - para o cloro formando o íon Cu +2 e cloreto. Os átomos de prata migram para a superfície dos cristais de cloreto de prata e se agregam em pequenos cristais coloidais de prata metálica. Como resultado, eles absorvem luz visível (raio B) escurecendo as lentes. Quando a pessoa que está usando um desses óculos vem de fora para dentro de casa, os íons Cu +2 migram para a superfície do cristal eles aceitam um elétron da prata. O íon prata volta a formar o cristal de cloreto de prata e as lentes ficam claras novamente. Cu +2 + Ag 0 Cu 0 + Ag + Os óculos de lentes fotocromáticas são um exemplo do resultado de pesquisas na obtenção de novos materiais que nos propiciam maior conforto. Imagine você quando os automóveis tiverem parabrisas fotocromáticos? Seria bem mais tranquilo viajar de automóvel mesmo contra o sol. Isto será possível quando o preço do vidro fotocromático baixar, e muitas outras aplicações virão.
Prática 03-01. MATERIAIS Vidraria e materiais diversos Soluções 14 tubos de ensaio pequenos ZnSO 4 0,10 M Água clorada (hipoclorito de sódio), CuSO 4 0,10 M Cobre metálico NaBr 0,10 M Zinco metálico NaCl 0,10 M Bombril NaI 0,10 M FeCl 3 0,10 M H 2 SO 4 3,0 M 04. PROCEDIMENTOS A. Metais como agentes redutores. 1. Enumere 3 tubos de ensaio 1 à 3. Coloque no tubo 1 um pedaço de cobre metálico; Tubo 2 zinco metálico; Tubo 3 uma pequena bola de Bombril (0,5 cm de diâmetro). 2. Adicione 10 gotas (0,5 ml) de CuSO 4 0,10 M em cada tubo, o suficiente para cobrir o metal 3. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química. Se houver reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Caso contrário, escreva aparentemente não ocorreu. 4. Repita o procedimento do item 1, a seguir adicione 10 gotas (0,5 ml) de ZnSO 4 0,1 M em cada tubo. 5. Espere 3 minutos e observe se ocorreu alguma mudança de cor na mistura (na solução ou no sólido) indicando reação química. Se houver reação escreva a equação balanceada na folha de dados. Caso contrário, escreva aparentemente não ocorreu. B. Halogênios e Fe +3 como agente oxidante. 6. Enumere 3 tubos de ensaios limpos. Coloque 10 gotas (0,5 ml) de brometo de sódio (NaBr) 0,10 M no tubo 1; 10 gotas (0,5 ml) de cloreto de sódio (NaCl) 0,10 M no tubo 2; 10 gotas (0,5 ml) de iodeto de sódio (Nal) 0,10 M no tubo 3. Adicione 10 gotas (0,5 ml) de FeCl 3 0,10 M a cada um dos 3 tubos. Observe qualquer mudança de cor. Um enfraquecimento de cor devido a diluição não constitui uma mudança de coloração. O ferro (III) oxidou algum dos haletos? Anote as suas observações na folha de dados. 7. Enumere 3 tubos de ensaio limpos. Teste 10 gotas (0,5 ml) de cada haleto do item 6 com 10 gotas (0,5 ml) de água clorada. Anote as suas observações na folha de dados.
Prática 03 - Equipe: Turma: a) Para as reações abaixo, assuma que, quando o ferro metálico reagir formará Fe(II). Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada experimentalmente escreva a reação não foi observada. 1. CuSO 4 + Cu 0 2. CuSO 4 + Zn 0 3. CuSO 4 + Fe 0 4. ZnSO 4 + Cu 0 5. ZnSO 4 + Zn 0 6. ZnSO 4 + Fe 0 7. H 2 SO 4 + Fe 0 Equação balanceada b) Halogênios e Fe 3+ como agentes oxidantes. Se a reação ocorreu, complete e balanceie a equação. Se a reação não foi observada experimentalmente, escreva a reação não foi observada. Assuma que Fe 3+ é reduzido a Fe 2+ quando ele reage. 1. Fe 3+ + Br - 2. Fe 3+ + Cl - 3. Fe 3+ + I - 4. Cl 2 +2Br - 5. Cl 2 + Cl - 6. Cl 2 + I - Equação balanceada