IQ-UFG

Curso Experimental de Transformações Químicas

Reações de Óxido-Redução / Prof. Dr. Anselmo

Texto Original: Prof. Dr. Aparecido

Introdução

As substâncias, pela própria natureza, apresentam sempre uma tendência finita de

receber ou doar elétrons. Essa força propulsora dirige um grande número de reações químicas,

formando e quebrando ligações em busca de um equilíbrio onde as tendências se

contrabalançam. Assim, espécies com tendências opostas como zinco metálico e os íons de

cobre, reagem rapidamente formando íons de zinco e cobre metálico, mediante simples

transferência de elétrons.

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

A mesma reação acima pode ser executada, porém com maiores proveitos, separando-

se os reagentes zinco e íons de cobre em dois recipientes distintos, ligados por uma ponte

salina. Nesse caso, fazendo-se uma conexão metálica (condutora) entre os dois sistemas, os

elétrons fluirão espontaneamente através do condutor do zinco para os íons de cobre, como se

esses estivessem reagindo naturalmente. O sistema assim projetado constitui uma pilha, que é

capaz de produzir corrente elétrica através de uma reação química.

O importante fato da eletricidade poder ser produzida por meio de transformações

químicas, permite o estoque de energia elétrica sob a forma de reagentes químicos, os quais

poderão ser usados para gerar energia elétrica e outras formas de energia, quando houver

necessidade.

Pode-se, ainda, através da passagem de eletricidade em um sistema, provocar a

ocorrência de reações no sentido inverso daquela em que processaria espontaneamente. O

processo assim executado é denominado eletrólise e encontra enormes aplicações na indústria,

principalmente metalúrgica e química.

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Objetivos

Estudar as reações de óxido-redução, utilizando conceitos e medidas de potencial de

redução.

Determinar a atividade de alguns metais em reações de óxido-redução.

Assuntos envolvidos

Reações de óxido-redução: definição, conceitos de semi-reação, balanceamento.

Eletroquímica: potenciais de eletrodo, pilhas.

Procedimentos

Estudo da reatividade de alguns metais

Lixe e lave com água destilada os metais (Fe, Zn, Sn, Cu e Pb) a serem utilizados. Coloque

os metais nos tubos de ensaio e anote os símbolos dos metais nos respectivos tubos. A seguir

adicione em cada tubo 10 gotas de solução 0,2 mol/L de nitrato de magnésio e observe em

quais tubos ocorre a reação. Anote os resultados. Retire a solução e lave o tubo de ensaio e o

metal com água destilada. Se a superfície de algum metal estiver atacada, lixe-o novamente.

Adicione a seguir em cada tubo uma solução de sulfato de zinco e observe o comportamento de

cada metal. Anote os resultados. Repita o procedimento acima com as soluções de cloreto de

estanho, sulfato de cobre, nitrato de chumbo, nitrato de prata e com uma solução diluída de

ácido clorídrico (para o caso do chumbo, use ácido clorídrico concentrado). Observe e anote.

Analise os resultados e determine os casos em que houve a formação de uma pilha.

Coloque os metais estudados na ordem crescente dos potenciais de oxidação.

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Medidas de potenciais de eletrodos

Monte o seguinte arranjo para medir os potenciais das reações de oxi-redução dos metais: Fe,

Zn, Cu e Pb. Corte uma folha de papel de filtro em seções como ilustra a figura a seguir:

Coloque a folha sobre um placa de vidro plana. Limpe as placas dos metais a serem

utilizadas e escreva o símbolo do metal correspondente em cada uma das seções do papel de

filtro.

Organize uma tabela com as possíveis combinações para formar pilhas. Baseado nas

observações, determine, em cada combinação, os eletrodos positivos (onde há consumo de

elétrons) e negativo (onde são gerados os elétrons).

Umedeça cada seção com 2 gotas de solução 1,0 mol/L do sal do metal correspondente

e coloque sobre esta a placa de metal. Coloque algumas gotas de solução 1 mol/L de nitrato de

sódio na área central do papel de filtro, de tal modo que todas as soluções entrem em contato.

Meça imediatamente os potenciais entre os vários metais, utilizando para isso um

voltímetro eletrônico. Anote as medidas dos potenciais e as pinhas correspondentes. Calcule o

valor do potencial esperado para cada pilha utilizando a tabela do Apêndice.

Compare com os valores obtidos experimentalmente.

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Tópicos a serem discutidos no relatório

Medidas dos potenciais e as pilhas correspondentes.

Os polos positivo e negativo de cada pilha.

A função do nitrato de sódio.

O valor do potencial padrão esperado para cada pilha utilizando uma tabela de

potencial de redução, como a que consta no atalho da página do curso.

A comparação dos valores obtidos experimentalmente com os valores calculados.

As equações que representam as reações de oxi-redução.