Baixe Relatório de oxirredução e outras Trabalhos em PDF para Química, somente na Docsity!
Introdução A natureza é constituída por matéria, que é tudo que possui massa e ocupa lugar no espaço. A matéria é constituída por uma combinação de elementos que possuem partículas como prótons, nêutrons e elétrons. Uma reação REDOX(Oxirredução) é uma reação química na qual consiste na transferência de elétrons entre os reagentes participantes. Ao receber elétrons a espécie se converte ao meio reduzido e forma um par REDOX junto com seu antecessor reduzido. No exemplo abaixo podemos notar que a letra ‘’A’’ perde um elétron por isso o reagente fica oxidado. De mesmo modo, a letra ‘’B’’ recebe um elétron e fica na forma de redução Nas reações de equilíbrio redox podemos definir como agente redutor o reagente que cede elétrons e agente oxidante é o reagente que recebe os elétrons. Através da reatividade podemos adivinhar a ocorrência de reações oxirredução, quanto mais reativo(agente redutor) tenderá a deslocar o menos reativo(agente oxidante). É importante ressaltar a tabela de reações redox que indica a tendencia que uma substância tem de obter elétrons e assim se reduzir, deste modo, podemos prever se reações vão acontecer.
Objetivo Este relatório será apresentado por meio de reações químicas abordando o conceito de oxidação e redução, agente oxidante e agente redutor e suas aplicações utilizando a tabela de potenciais redox. Analisando as diferenças que ocorrem entre as reações como a temperatura, coloração e o estado do líquido.
Resultado e discussões A) Reatividade dos metais em meio aquoso Inserir tabela aqui Na tabela 1, observou-se alteração apenas no zinco que reagiu com a água e formou H2(gás hidrogênio). Isso se deve a uma característica dos metais de transição que ao ser adicionado em água tendem a deslocar o H2(g) da água. Assim sendo, o metal é representado pelo seu grande potencial de eletrodo negativo. Neste contexto, o íon metálico é oxidado e água é reduzida para forma H2(g) e íons hidróxido. Podemos expressar essa reação por meio da equação abaixo: 2 M ( s ) + 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 M+( aq ) + 2 OH-( aq ) +H 2 ( g ) B) Reatividade dos metais em meio ácido Inserir tabela No tubo 1, ocorreu a alteração com a liberação de bolhas. Nesta reação quando o ácido clorídrico é adicionado as limalhas de ferro é produzido cloreto de ferro (III) e gás hidrogênio. O ferro desloca o hidrogênio do ácido clorídrico para formar cloreto de ferro e gás hidrogênio. Reação química;
Fe(s)+ 2 HCl(dil)⟶FeCl 2 (aq)+H 2 (g)↑
No tubo 2, houve alterações mas o cobre é um metal pouco reativo e nobre, portanto, não reage de maneira espontânea ao ser adicionado ao HCl. Isso pode indicar que a substância tenha sido exposta a contaminação e quando colocada com o HCl apresentou mudança na coloraçã. No tubo 3, apresentou-se alteração como o aparecimento de bolhas. Isso ocorre porque o alumínio desloca o hidrogênio do ácido clorídrico para formar cloreto de alumínio e gás hidrogênio. No entanto, a reação demora para ocorrer pois o alumínio é composto por uma camada protetora de oxido de alumínio, ao corroer a camada protetora a reação continuará ocorrendo vigorosamente até que o gás hidrogênio começará a borbulhar da solução. 2Al(s)+6HCl(aq)→2AlCl3(aq)+3H2(g)
No tubo 4, ocorreu a liberação de bolhas e logo após a dissolução da fita de magnésio. A reação entre o magnésio e o acido clorídrico se combinam para formar um sal de cloreto de magnésio e gás hidrogênio. Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl 2 (aq) + H 2 (g) No tubo 5, ao ser observado a solução foi notado que havia presença de bolhas indicando que gás hidrogênio foi liberado. O zinco reage com o ácido clorídrico formando cloreto de zinco e gás hidrogênio. Zn + HCl → Zn Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂Cl₂ + H₂jiklkpçl No tubo 6, observou-se o desprendimento de bolhas indicando a presença de gás hidrogênio, diante da reação observada foi notório que formou cloreto de estanho e gás hidrogênio.
Sn + 2 HCl → SnCl 2 + H 2
C)Reação de deslocamento envolvendo metais Zinco com Sulfato de cobre Neste experimento de deslocamento envolvendo metais utilizamos a tabela de Potenciais padrão para descobrir qual espécie está sendo reduzida e qual está sendo oxidada. Ao mergulharmos a raspas de zinco metálico no sulfato de cobre as placas de metal saem do zinco. Inicialmente, o líquido é na cor azul após um tempo notamos que uma camada de cobre metálico sobre o zinco e a cor da solução clareou consideravelmente. A cor da solução torna-se mais clara na forma de íons cobre que na solução são substituídos por íons zinco. Os íons Cu2+ oxidam o metal zinco isso acontece porque o Cobre é um agente oxidante. E como o zinco é um agente redutor ele tendência a reduzir a espécie que está acima dele no caso o Cu2+.
magnésio irá substituir a prata formando nitrato de magnésio e prata metálica. Nitrato de prata com zinco A solução adquire um rápido crescimento de um sólido de cor esverdeada antes de chegar ao fundo do tubo de ensaio. O zinco na série de reatividade está acima do metal de prata com isso o zinco substitui a prata formando nitrato de zinco e metal de prata. O zinco metálico está sendo oxidado a cátions de Zn2+, e a prata está sendo reduzida ao metal prateado. Zn(s)+2Ag+(aq)→2Ag(s)+Zn2+(aq) Nitrato de prata com alumínio Apresentou-se uma coloração prateada e cristalização. O alumínio vai oxidar formando nitrato de alumínio e a prata vai reduzir formando prata metálica.
Conclusão Levando em consideração os aspectos mencionados em teoria podemos prever se haveria a ocorrência de reações de deslocamento de acordo com a fila de reatividade dos metais. Com a tabela de potenciais padrão foi observado quais substância são bons agentes oxidantes e redutores. Nas reações entre metais e ácidos só haverá deslocamento se o metal for mais reativo que o hidrogênio, contudo, com os metais nobres não ocorre esse tipo de reação.
