Reacções de oxidação redução

Escola Secundária Dr. João Carlos Celestino Gomes

Disciplina de Técnicas Laboratoriais de Química

Trabalho n.º 8

Título: Reacções de oxidação redução

Data: 7 de Abril de 2004

Ano / Turma: 11º A

Trabalho elaborado por: Marina

Oxidação Redução

Índice

Índice.................................................................................................................................1

Introdução........................................................................................................................2

Reacção de oxidação redução.........................................................................................3

Números de oxidação.......................................................................................................4

Constante de equilíbrio de reacções de oxidação-redução...........................................5

Potenciais normais de redução e oxidação....................................................................6

Potenciais eléctricos e espontaneidade das reacções de oxidação – redução..............7

Actividade experimental.................................................................................................8

Brincando com a oxidação – redução..........................................................................10

Brincando com a oxidação – redução (2).....................................................................12

Conclusão.......................................................................................................................14

Bibliografia.....................................................................................................................15

Escola Dr. João Carlos Celestino Gomes Ano 2003 / 2004 1


Introdução

A oxidação e a redução são processos químicos complementares, que envolvem a perda de electrões por um dos reagentes (oxidação) e o correspondente ganho de electrões por outro reagente (redução). Devido às suas características, estes processos, também conhecidos por reacções redox, decorrem em simultâneo e de tal forma que o número de electrões libertados na oxidação é idêntico ao número necessário na redução.

Alguns processos de oxidação comuns são a oxidação de metais (que inclui a formação da "ferrugem", ou óxido de ferro) e as combustões. Entre os processos de redução comuns estão, por exemplo, os métodos de extracção de metais a partir de minérios.

A electronegatividade, que indica a capacidade de um elemento para captar electrões, é proporcional ao potencial oxidante de um elemento. Os elementos mais electronegativos têm um grande potencial oxidante, pois têm grande tendência para formar iões negativos. Da mesma forma, os elementos com electronegatividades baixas têm um elevado potencial redutor, pois formam facilmente iões positivos. O flúor é o oxidante mais forte, sendo agentes oxidantes comuns o peróxido de hidrogénio (água oxigenada) e os iões hipocloritos contidos nas lixívias. O lítio é o elemento redutor mais forte, sendo o hidrogénio um dos agentes redutores mais comuns.

Todos os seres vivos dependem de reacções de oxidação-redução para se manterem vivos. Quer na síntese de compostos ricos em energia, na fotossíntese, quer na obtenção da energia necessária para o metabolismo do organismo, na respiração celular, decorre um complexo conjunto de reacções que envolvem a transferência de electrões entre diversos compostos intermédios, que alternam entre uma forma oxidada e uma forma reduzida. Esta cadeia de transporte de electrões termina no oxigénio, que tem uma grande importância como aceptor final dos electrões, ou, no caso dos microrganismos anaeróbios, no enxofre ou noutros compostos que tomam o papel do oxigénio.



Reacção de oxidação-redução

Reacção entre o ferro sólido e uma solução aquosa de sulfato de cobre (II)

A equação que traduz a reacção é:

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

O n.º de oxidação do ferro passou de 0, no ferro metálico, para +2, no catião ferro (II), sofreu uma variação de +2, ou seja, o ferro perdeu 2 electrões, sofrendo uma oxidação, promovendo a redução do anião cobre (II), cujo n.º de oxidação era +2, para cobre metálico, com um n.º de oxidação igual a 0, promovendo o ganho de 2 electrões. A espécie que sofre a redução é o oxidante porque promove a oxidação da outra espécie, sofrendo uma variação do n.º de oxidação de –2 e a espécie que sofre a oxidação é a redutora porque promove a redução da outra espécie.

As semi – equações de oxidação e de redução são:

Fe (s) ↔Fe2+ (aq) + 2e semi – equação de oxidação

Cu2+ (aq) + 2e ↔ Cu (s) semi – equação de redução

Para as reacções de oxidação – redução podemos definir pares conjugados, pares redox conjugados, em que, por convenção, em primeiro lugar vem a espécie reduzida.

Os pares redox conjugados são Fe2+ / Fe e Cu2+ / Cu.Nas reacções de oxidação – redução, a mesma espécie pode,

simultaneamente, ceder e captar electrões e pode sofrer simultaneamente uma oxidação e uma redução, designando-se as reacções de oxidação – redução onde este processo ocorre como reacções de dismutação.

Reacção de dismutação do cloreto de mercúrio

A equação que traduz a reacção é:

Hg2Cl2 (s) Hg (l) + HgCl2 (s)

A mesma espécie Hg2Cl2 sofre redução, diminuindo o n.º de oxidação do mercúrio, (Hg) de +1 para 0, no Hg (s), mas, simultaneamente, sofre uma oxidação, aumentando o n.º de oxidação de +1 para +2, no HgCl2.

Os pares redox conjugados são Hg2Cl2 / Hg e HgCl2 / Hg2Cl2.



Número de oxidação (n.o.)

O número de oxidação de um átomo é a carga que este teria se os electrões de cada ligação fossem apenas do átomo mais electronegativo.

O n.o. de um elemento é zero;

O n.o. do ião monoatómico é igual á carga do ião;

A soma dos números de oxidação dos átomos de uma molécula é igual a zero;

A soma dos números de oxidação de um ião poliatómico é igual à carga do ião;

O n.o. do hidrogénio é +1 quando combinado com um elemento mais electronegativo;

O n.o. do hidrogénio é -1 quando combinado com um elemento menos electronegativo;

O n.o. do hidrogénio é +1 quando combinado com um elemento mais electronegativo;

O n.o. do oxigénio é -2;

O n.o. do oxigénio é -1 nos peróxidos;

O n.o. do oxigénio é -(1/2) nos superóxidos;

O n.o. do oxigénio é +1 ou +2 quando combinado com o flúor.



Constantes de equilíbrio de reacções de oxidação – redução

O valor da constante de equilíbrio de reacções de oxidação – redução fornece informações sobre a extensão das mesmas.

As reacções traduzidas pelas equações A e B, apresentam constantes de equilíbrio de valores, respectivamente, 5,8 x 1025 e 1,6 x 102.

Zn (s) + 2 H+ (aq) Zn2+ (aq) + H2 (g) ( A )

Pb (s) + 2 H+ (aq) Pb2+ (aq) + H2 (g) ( B )

A partir dos valores das constantes de equilíbrio destas reacções, podemos concluir que a reacção A é a mais extensa, o que significa que o zinco apresenta maior poder redutor, maior tendência para sofrer oxidação, que o chumbo.

Para as reacções inversas temos:

Zn2+ (aq) + H2 (g) Zn (s) + 2 H+ (aq) ( A’ )

Pb2+ (aq) + H2 (g) Pb (s) + 2 H+ (aq) ( B’ )

A partir dos valores das constantes de equilíbrio destas reacções, podemos concluir que a reacção B’ é a mais extensa, o que significa que a espécie com maior poder oxidante, com maior tendência a sofrer redução, é o catião chumbo (II).



Potenciais normais de redução e de oxidação

A extensão de uma reacção de oxidação – redução não é, normalmente, avaliada através da constante de equilíbrio, mas sim a partir da grandeza potencial eléctrico, com unidade SI, o volt, v.

Os potenciais normais, medidos a 25 ºC e pressões e concentrações unitárias, podem ser de oxidação, quando traduzem a tendência de uma dada espécie para sofrer oxidação, ou de redução, quando traduzem a tendência para uma dada espécie sofrer redução.

Comparação entre o poder redutor do sódio e do potássio

Analisando os potenciais normais de oxidação do sódio e do potássio, º Na/Na+ = 2,71 v e º K/K+ = 2,93 v, respectivamente, concluímos que o potássio tem maior tendência a perder um electrão do que o sódio, ou seja, tem maior tendência a sofrer uma oxidação e (o potássio tem maior poder redutor que o sódio), como já era de esperar, uma vez que recordando a estrutura electrónica de ambos, elementos do grupo 1, o potássio tem o electrão de valência mais afastado do núcleo atómico do que o sódio.

Comparação entre o poder oxidante dos catiões sódio e potássio

Analisando os potenciais normais de redução, simétricos dos potenciais de oxidação, do catião sódio e do catião potássio, respectivamente, º Na+/Na = - 2,71 v e º K+/K = - 2,93 v, concluímos que o catião potássio tem menor tendência a ganhar um electrão do que o catião sódio, ou seja, tem menor tendência a sofrer uma redução, e o catião sódio tem maior poder oxidante que o catião potássio.

Aos potenciais normais de redução também se chamam potenciais de eléctrodo.



Potenciais eléctricos e espontaneidade das reacções de oxidação – redução

Os valores dos potenciais normais de oxidação ou redução permitem avaliar o maior ou menor poder redutor assim como o poder oxidante de diferentes espécies, recorrendo-se a uma tabela de potenciais de eléctrodo, chamada série electroquímica, para averiguar a espontaneidade de uma reacção de oxidação – redução.

Uma reacção de oxidação – redução é espontânea no sentido em que a espécie com maior poder oxidante sofre redução e a espécie com maior poder redutor sofre oxidação.

Determinação do sentido da reacção espontânea representada pela equação química

Cl2 (aq) + 2 Br- (aq) ↔ 2 Cl- (aq) + Br2 (aq)

Os potenciais de eléctrodo são: , º Cl2/Cl- = 1,36 v e º Br2/Br- = 1,09 v.A reacção ocorre espontaneamente no sentido directo, pois a espécie com

maior poder oxidante é o Cl2 e a espécie com maior poder redutor é o Br -, ocorrendo a reacção espontaneamente no sentido em que Cl2 sofre redução e o Br-

sofre oxidação.


http://form.ccems.pt/chymica/OxiRed/s%C3%A9rie.html

http://form.ccems.pt/chymica/OxiRed/s%C3%A9rie.html


Actividade experimental

Objectivos:

Que nas reacções de oxidação existem substâncias ou espécies que perdem electrões;

Que nas reacções de redução existem substâncias ou espécies que ganham electrões;

Identificar as soluções onde ocorre a oxidação, a redução e qual o sentido dos electrões;

Que neste tipo de reacções existe uma conversão de energia química em energia eléctrica.

As reacções de oxidação-redução costumam causar muitas dificuldades aos alunos. Grande parte deles têm dificuldade em identificar qual a substância que está a ser oxidada, qual a que está a ser reduzida e qual o sentido dos electrões entre elas. Parte disto resulta da quantidade de informação que têm de ter presente. Para provar a evidência da passagem de electrões eles precisam de preparar células electroquímicas, ligadas por uma ponte salina, colocar os eléctrodos e ligá-los correctamente a um medidor. Depois disto não admira que os alunos não consigam interpretar os resultados. O aparelho ISE foi construido com o objectivo de os ajudar no estudo das reacções de oxidação-redução.

O aparelho ISE:

Para construir o aparelho ISE monta-se o seguinte circuito:

Este circuito permite-nos saber qual dos eléctrodos, quando mergulhados nas soluções, está a uma tensão positiva. Sabendo que os electrões "caminham" dos potenciais mais altos para os potenciais mais baixos e que na oxidação existe uma perda de electrões, de acordo com o led que acender podemos ficar a saber em qual das soluções existe oxidação e qual o sentido dos electrões.

Essencialmente o circuito é um amplificador de ganho 100, o que significa que detecta tensões acima de aproximadamente 0,08 volts. Este amplificador apresenta uma impedância de entrada infinita para não alterar o funcionamento da pilha electroquímica. Na saida do amplificador (ver figura) estão ligados dois led´s que acendem conforme a tensão na ponta teste (eléctrodo 1) seja positiva (led vermelho) ou negativa (led verde). Pode-se depois arranjar uma pequena caixa de plástico, que existe à venda nas lojas de componentes electrónicos, onde se coloca o circuito (fazendo orifícios para os led´s e para os fios que vão ligar aos eléctrodos de grafite).



Este aparelho pode ser construído pelos alunos numa aula de física, se já tiverem conhecimentos de electrónica, ou numa outra disciplina, por exemplo Educação Tecnológica. Se o professor explicar ao aluno, em linhas gerais, o funcionamento do aparelho certamente que este irá compreender melhor o que se passa numa reacção de oxidação-redução. O material necessário pode ser adquirido numa loja de componentes electrónicos. É também conveniente que compre uma pequena caixa de plástico, que pode encontrar nestas lojas, onde pode "esconder" o circuito mostrando apenas os led´s e os eléctrodos.



Brincando com a oxidação redução

O que é oxidação redução?

É um fenómeno muito comum na vida humana, como por exemplo a produção de corrente eléctrica por baterias, a combustão de combustíveis fósseis, a obtenção de elementos metálicos e não-metálicos a partir dos respectivos minerais, a acção da lixívia, assim como alguns processos vitais como a respiração e a digestão de alimentos. Basicamente estas reacções químicas consistem na transferência de electrões entre as substâncias envolvidas, ocorrendo os processos de oxidação e de redução em simultâneo. Isto é, verifica-se a oxidação de uma espécie ao ceder electrões a uma outra espécie, que os aceita, ocorrendo então a redução; portanto, a espécie que cede electrões é o redutor, e a espécie que recebe os electrões é o oxidante.

Vamos a um exemplo!

Na combustão do hidrogénio (H2) para formar a água (H2O na forma de vapor):

2 H2 (g) + O2 (g) à 2 H2O (g)

na espécie H20 os electrões acham-se todos quase sempre de roda do átomo de oxigénio. Embora não chegue a haver dissociação em iões H+ e O2-, podemos dizer que em grande medida os átomos de hidrogénio cederam os electrões ao átomo de oxigénio. Logo, ocorreu a oxidação do H, sendo o hidrogénio a espécie redutora (que cedeu electrões); e reciprocamente a redução do oxigénio, sendo o oxigénio a espécie oxidante (que recebeu electrões). Aliás inicialmente as palavras oxidação e redução tiveram origem na participação do oxigénio nestas reacções de transferência de electrões, em que oxidação correspondia à associação deste elemento a outros elementos como o zinco ou o hidrogénio (reacção já descrita), e a redução à diminuição do teor de oxigénio num composto. Contudo, nem todas as reacções redox incluem a participação de oxigénio.

Após este "breve" apontamento teórico, passemos à acção.

Assim, a primeira experiência que lhe proponho consiste na realização de duas reacções de oxidação-redução, cujos resultados são muito ilustrativos. Para tal, num copo ou gobelé de vidro deve preparar-se uma solução de um sal de cobre (II) como o sulfato de cobre (II) (CuSO4), bastante concentrada (ou seja, diluir muito deste sal em água no gobelé), colocar no interior uma placa de zinco, e aguardar pelo resultado, que deve ser semelhante à figura 1.



Observa-se a formação de um depósito negro sobre a placa de zinco. Esse depósito consiste no cobre que é reduzido de Cu2+ para Cu (sólido) sendo portanto a espécie oxidante (recebe electrões).

De igual forma, o zinco é oxidado de Zn a Zn2+, e como cede dois electrões ao cobre é o agente redutor. Simples! A reacção que esta experiência ilustra é então:

Zn (s) + Cu2+ (aq) à Zn2+ (aq) + Cu (s)

tendo em atenção que o ião sulfato presente na solução não interfere na reacção redox.

A próxima reacção que podem preparar tem o nome sugestivo de árvore de prata ou de natal.

Mais uma vez prepara-se uma solução bastante concentrada de nitrato de prata (AgNO3) num gobelé e mergulha-se no seu interior uma folha de cobre recortada com a forma de um pinheiro de natal. O resultado será igual à figura 2.

Este "lindo" resultado é também ilustrativo de uma reacção redox, em que se formam cristais de prata sobre a folha de cobre, enquanto a solução aquosa adquire uma coloração azul resultante da presença do ião Cobre (II) (Cu2+). Ou seja, de acordo com a equação da reacção:

Cu (s) + 2 Ag+ (aq) à Cu2+ (aq) + 2 Ag (s)

Neste caso o oxidante é a prata, que recebe electrões cedidos pelo cobre, o agente redutor. Assim, os iões Ag2+ presentes na solução, ao sofrerem redução, depositam-se sobre a forma de Ag metálico, e alguns iões Cu2+ encontram-se consequentemente na solução. É ainda de referir que também nesta reacção não houve influência do ião nitrato, resultante da solubilização do sal inicial (nitrato de prata).

Podemos reparar que o cobre teve dois desempenhos opostos nas duas reacções referidas; ou seja, na primeira comportou-se como oxidante, e na segunda como espécie redutora. Este facto evidencia que os metais têm uma tendência crescente para se oxidarem, ou seja, consoante o outro composto metálico presente na reacção assim se poderá prever o sentido e os produtos finais da reacção. Por este motivo foi possível estabelecer uma lista ordenada desta crescente tendência de oxidação dos metais designada por série electroquímica.



Brincando com a oxidação redução (2)

Numa segunda parte deste trabalho, abordarei um outro tipo de reacções de oxidação-redução: a combustão de compostos metálicos.

Como tal, de um modo geral, este fenómeno pode descrever-se como a reacção de um composto metálico com o oxigénio atmosférico na presença de uma fonte de energia - a chama.

Uma equação geral representa este fenómeno, em que X é o elemento metálico:

2 X (s) + O2 (g) à 2 XO (s)

obtendo-se sempre como produto da reacção o respectivo óxido do composto metálico, em que a espécie redutora é o metal que cede electrões à espécie receptora e como tal oxidante, o oxigénio.

Estas reacções são muito fáceis de realizar em laboratório, apesar de ser necessário realizá-las numa hote para evitar a inalação de fumos tóxicos, assim como é necessário cuidado a manusear os reagentes mais instáveis. Este facto assume maior importância quando se verifica que a chama adquire diferentes colorações consoante os metais utilizados, isto é, é uma característica identificativa dos diferentes compostos metálicos, utilizada em química analítica, em que se pesquisa a composição das substâncias químicas. A série de ensaios realizados designa-se por "via seca". Os átomos ou iões são excitados pela chama e emitem as diferentes radiações ou luz visível.

A sugestão que apresento consiste na utilização de um bico de Bunsen com a chama ajustada para a cor azul; no interior de uma hote, fazer incidir sobre a chama diferentes compostos metálicos, em pó, numa colher de combustão, nomeadamente sódio (Na), bário (Ba), lítio (Li) ou estrôncio (Sr), potássio (K) e fita de magnésio (Mg - com uma pinça). Atenção: utilizar pequenas quantidades e não utilizar a mesma colher de combustão para os diferentes elementos para não mascarar a cor da chama.

Os resultados que deverão obter são os que estão ao fundo da página.

Metal Cor da chama

Sódio (Na)

Amarelo / laranja

Bário (Ba)verde

Lítio (Li) ou Estrôncio (Sr)vermelho

Potássio (K)

Azul / violeta

Magnésio (Mg)

Branco



Com base naquilo que foi feito, uma das aplicações do quotidiano é precisamente o fogo de artificio que tem como base estas reacções; daí as diferentes cores de um bom fogo de artifício (fig. 3).



Conclusão

Após a realização exaustiva deste trabalho, cujo tema é “As reacções de oxidação redução” , é de referir o seu grande contributo para o alargamento dos conhecimentos acerca de tal tema.

Com a elaboração tornou-se mais fácil compreender determinados fenómenos que acontecem à nossa volta todos os dias, como a ferrugem, os fogos de artificio, etc.

Poder conhecer e compreender o mundo à nossa volta é magico e as sensações dão únicas, o importante é sempre estarmos de olhos bem abertos para captarmos o que a natureza nos revela!



Bibliografia

Diciopédia 2003, cd-room interactivo, Porto Editora multimédia:

GRANDE ENCICLOPÉDIA PORTUGUESA E BRASILEIRA, editorial enciclopédia limitada, Lisboa

HELENA,C.P.; Técnicas Laboratoriais de Química , 2001,Lisboa

www.sapo.pt


http://www.sapo.pt/

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Reacções de oxidação redução