demonstrações de reacções de oxidação-redução · pares conjugados redox, que se distinguem...
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Jorge Costa Soares
Orientador: Prof. Doutor Carlos Gomes
Departamento de Química, Faculdade de Ciências, Univers idade do PortoMaio de 2008
Seminário de Química
Demonstrações de reacções de
oxidação-redução
Agradecimentos
Gostaria de agradecer a algumas pessoas sem as quais a feitura deste seminário
jamais teria sido possível.
Ao Professor Doutor Carlos Alberto Rocha Gomes pelo apoio, paciência e dedicação
demonstradas durante toda a feitura deste trabalho.
À minha orientadora de estágio pedagógico, a Dra. Teresa Paula Costa, pelos válidos
ensinamentos transmitidos que, em cada dia, me tornam melhor professor.
Às minhas colegas de estágio pedagógico pela amizade, apoio prestado e dedicação
empreendida, em prol do nosso bem, como grupo de trabalho, durante todo este ano lectivo.
À minha família e amigos pelo carinho, motivação e paciência revelada nos momentos
mais difíceis da caminhada que culminou com o término deste trabalho de seminário.
À Filipa, minha namorada, por todo o amor, carinho e incrível compreensão
demonstrada, para comigo, nas alturas mais difíceis e conturbadas deste meu percurso.
A todos os membros do IFIMUP, sem excepção, pelo vasto apoio prestado e úteis
esclarecimentos.
A todos os elementos da Tuna de Ciências do Porto, por me terem sabido aceitar,
ouvir e compreender, nos nossos incontáveis ensaios e actuações, sempre que o meu cansaço
falou demasiadamente alto.
A todos aqueles que, de uma maneira ou outra, me ajudaram e cujos nomes não
figuram nesta página.
O Seminário de Química
O Seminário de Química, tal como sucede com o seu homónimo de Física, tem o
intuito de fornecer ao professor estagiário a oportunidade de aprofundar o seu conhecimento
numa dada área, geralmente com ênfase bastante superior àquela que é dada ao longo do
percurso académico do mesmo. Daí a ideia associada à escolha do tema que levou à
realização deste trabalho: ensinar Química e, mais concretamente, ensinar oxidação-redução,
de um modo interessante, que incentive os alunos a gostarem ainda mais desta ciência tão
bela.
Para atingir tal objectivo estruturou-se o presente trabalho com um crescente grau de
dificuldade, em relação aos conteúdos abordados. Esta organização foi adoptada por ser a
mais razoável e lógica, para a temática da oxidação-redução, e também por ser desenvolvida,
deste modo, em muitos dos manuais escolares actuais.
No que concerne à segurança, para além daquela que normalmente é aplicada no
laboratório de Química, apresenta-se, para cada demonstração, todas as precauções referentes
aos reagentes utilizados e ao procedimento a efectuar. É muito importante salientar que,
apesar de algumas reacções originarem resultados vigorosos (como libertação de fumos,
chamas e explosões), não apresentam qualquer periculosidade de monta, tanto para os
experimentadores como para quem assiste.
Em termos financeiros, importa referir que a maioria dos reagentes e material
utilizados são fáceis de obter e monetariamente acessíveis, pelo que o custo elevado não serve
como desculpa para a não-realização das demonstrações que figuram neste trabalho.
Conscientemente, não se pode afirmar que, com os conteúdos deste seminário se
conseguirá ensinar todo o capítulo das reacções redox, abordadas no ensino secundário, nem
nunca foi esse o objectivo. Pode-se, isso sim, afirmar, que este projecto poderá ser usado por
professores do ensino secundário, visando a introdução ou o desenvolvimento deste tema, de
um modo original e apelativo, conseguindo provar que a Química é útil, divertida e
espectacular, jamais tendo de ser aborrecida, como alguns tanto fazem crer.
Índice
1. Demonstrações químicas na sala de aula ...………….………...…............……………....... 1
2. Principais cuidados a ter na utilização de reagentes ............................................................. 2
3. Oxidação-redução ................................................................................................................. 3
3.1. Oxidação de metais .........…………………….…......….……………….................…. 5
3.1.1. Oxidação do ferro pelo oxigénio puro ...………………..........................…….... 6
3.1.2. Oxidação do magnésio no seio do ar ………….…………….............................. 8
3.2. Oxidação de não-metais ..................................……………….................................…. 9
3.2.1. Oxidação do metanol …………………..…………………........................…..... 9
3.2.2. Lâmpada de acetileno ……………….....…………………............................... 11
3.2.3. Combustão do hidrogénio dentro de uma casca de ovo …….……........…....... 12
3.3. Oxidações na ausência de oxigénio ............................................................................ 14
3.3.1. Reacção do iodo com o zinco …....…………………………....…........…….... 14
3.3.2. O ião H+ a funcionar como oxidante .………………..............................…...... 16
3.4. Oxidação-redução entre dois metais ........................................................................... 17
3.4.1. Oxidação do zinco pelo catião cobre (II) …..…………...……….........…...…. 17
3.5. O caso da dismutação .................................................................................................. 19
3.5.1. Mousse química …………………………….............…...…............................. 19
3.6. Termoquímica das reacções de oxidação-redução ...................................................... 21
3.6.1. Ponto de caramelo ......……………………………………….....................….. 21
3.6.2. Oxidação da glicerina pelo permanganato ……………...………..................... 22
3.7. Sentido do fluxo de electrões numa reacção de oxidação-redução ............................. 23
3.7.1. Electrodeposição de cobre ………....………...………….................................. 24
1
1. Demonstrações químicas na sala de aula As demonstrações químicas, como ferramentas que ilustram princípios químicos,
devem ser uma parte integrante da planificação de uma aula.
O interesse e o entusiasmo do aluno, bem como do professor, podem ser promovidos
com a realização das actividades propostas neste trabalho, as quais possibilitam a visualização
de fenómenos cujos conteúdos serão, assim, mais facilmente assimilados.
Embora se reconheçam as inúmeras virtudes das demonstrações químicas, é notória
alguma relutância na realização das mesmas (por parte de certos docentes), devido a factores
económicos (contenção de despesas), indisponibilidade de certos reagentes, condições de
segurança especiais e, sobretudo, algum acomodamento seu, cabendo por isso ao professor
analisar a riqueza de conteúdo da sua execução, bem como todos os prós e contras.
Conhecimento químico, criatividade e inovação são algumas das vantagens que estas
demonstrações oferecem. A sua realização não tem por objectivo substituir as actividades
laboratoriais em que os alunos têm um papel mais activo mas, isso sim, facilitar a tarefa do
professor quando se verifica a falta de tempo e de recursos materiais.
A participação do aluno jamais deve ser esquecida, devendo-se incluir o
questionamento e a discussão, sempre úteis na eliminação de certas concepções alternativas,
sendo para isso necessário preparar a demonstração com todo o cuidado, tendo em conta as
seguintes perguntas:
- O que é proposto com a realização da demonstração e que conteúdos serão
abordados?;
- Qual a sequência de instruções que será mais eficiente?;
- Qual será a audiência e que conhecimentos possuirá?.
Para atingir os objectivos inicialmente propostos com a elaboração da demonstração,
esta deve possuir algumas características, tais como: ser dinâmica, simples, directa e, caso
possível, conter alguma dose de espectacularidade e humor, de modo a despertar o interesse e
a curiosidade dos alunos.
A demonstração química, quando preparada e apresentada cuidadosamente e no
momento certo, pode permitir ao aluno a interiorização eficaz do conceito em estudo, em
alguns minutos ou até mesmo em poucos segundos, algo que talvez não fosse possível através
das muitas palavras proferíveis no decurso de um tempo lectivo regular.
2
2. Principais cuidados a ter na utilização de reagentes A maioria dos compostos químicos, usados nas demonstrações seguidamente
apresentadas, podem ser utilizados de forma segura desde que se tenha o cuidado suficiente e
se usem as quantidades de reagentes indicadas.
Algumas das substâncias utilizadas pertencem a categorias que requerem um trato
especial:
- Substâncias irritantes:
A maioria dos reagentes químicos pode provocar irritação. Como tal,
há que evitar a inalação de pó e vapores de compostos químicos e evitar o
derramamento de soluções sobre a pele, bem como o manuseamento de
sólidos directamente com as mãos.
Os trabalhos devem ser levados a cabo numa câmara com extracção de vapores (hotte)
sempre que for utilizado iodo e/ou outras substâncias voláteis. Podem ser tomadas como
substâncias irritantes o permanganato de potássio, o sulfato de cobre, o carboneto de cálcio e
a água oxigenada 30% (100 volumes).
- Substâncias corrosivas:
Os ácidos e as bases concentrados são corrosivos e as substâncias
corrosivas reagem com a pele. Assim sendo, nas demonstrações que
requerem concentrações elevadas de ácidos ou bases, devem ser sempre
utilizadas luvas e uma viseira de protecção, assim como óculos de protecção.
Quando se diluem soluções, em água, a solução mais concentrada deve sempre ser
adicionada à água. Quando se utiliza HNO3 concentrado ou HCl concentrado deve-se sempre
trabalhar na hotte.
- Substâncias inflamáveis:
Quando se utilizam líquidos inflamáveis não devem existir chamas na
proximidade: recomenda-se, pois, o uso de placas de aquecimento para
aumentar a sua temperatura, sendo que estes líquidos devem ser aquecidos,
sempre que possível, em pequenas quantidades.
No caso particular das demonstrações, visando garantir a segurança do professor e a
segurança dos alunos, aconselha-se o seguinte:
- Utilizar sempre óculos de protecção, bata, luvas e, se necessário, uma viseira
protectora;
- Ter sempre um extintor nas imediações do local de trabalho;
3
- Estar familiarizado com as propriedades dos reagentes e com as reacções químicas
envolvidas nas demonstrações efectuadas;
- Utilizar os diversos reagentes químicos nas quantidades indicadas na demonstração.
- Não usar recipientes abertos, quando se utilizam substâncias tóxicas e/ou voláteis,
sem que exista uma ventilação adequada (hotte);
- Colocar barreiras de protecção, sempre que exista a mínima possibilidade de
ocorrerência de projecções e explosões;
- Fornecer informação escrita, para cada demonstração, no que respeita ao
procedimento, perigos e eliminação de resíduos, sempre que se incentive a audiência a repetir
a demonstração;
- Possuir recipientes apropriados para os resíduos e proceder à correcta eliminação
posterior dos materiais prejudiciais ao meio ambiente.
Os folhetos relativos à segurança (MSDS), fornecidos com os reagentes químicos,
contêm informação pormenorizada acerca da sua utilização e toxicidade, dos procedimentos
de protecção, bem como dos métodos recomendados para a limpeza de derrames de cada um
desses reagentes.
3. Oxidação-redução As reacções químicas de oxidação-redução são aquelas nas quais ocorre transferência
de electrões entre as diversas espécies químicas envolvidas, pelo que o número de oxidação
dos átomos (a carga que um átomo teria caso se considerasse que os electrões não se
encontram partilhados mas inteiramente localizados num dado átomo) varia ao longo da
reacção química.
À semelhança dos casos abrangidos pela química de ácido-base, nos quais a actuação
de uma espécie química, como ácido, pressupõe a existência, presença e intervenção de uma
outra espécie química, actuando essa como base, também na oxidação-redução é pressuposta
a presença de um par inter-actuante; não um par ácido-base mas um par redox, constituído por
uma espécie que actua como oxidante (a qual oxida e é reduzida, diminuindo o seu número de
oxidação) e outra espécie química, dita redutora (a qual reduz e é oxidada, aumentando o seu
número de oxidação).
Aos pares conjugados ácido-base correspondem, no capítulo da oxidação-redução, os
pares conjugados redox, que se distinguem pelos números de oxidação das diversas espécies
químicas envolvidas. Deste modo, a forma oxidada é aquela que possui maior número de
4
oxidação, enquanto que a espécie reduzida é aquela que possui menor número de oxidação.
Atenda-se, pois, ao seguinte exemplo simples:
Zn(s) + Cu2+(aq)⇔ Zn2+(aq) + Cu(s)
Na equação química anterior nota-se bem a presença de dois pares conjugados redox:
Zn e Zn2+ constituem um par redox, sendo Zn a forma reduzida e Zn2+ a forma oxidada, do
mesmo modo que, no outro par conjugado redox, presente na equação química anterior, Cu2+
é a forma oxidada e Cu é a forma reduzida.
Uma importante diferença entre as duas classes de reacções citadas anteriormente é
que à transferência de electrões se encontra aliada a energia eléctrica, pelo que uma reacção
de oxidação-redução pode ser provocada por uma corrente eléctrica, como sucede no caso da
electrólise ou, inversamente, pode produzir uma corrente eléctrica, como se verifica no caso
das pilhas electroquímicas. O mesmo não se verifica no caso das reacções de ácido-base, por
transferência de iões H+. Porém, em ambos os casos acima referidos predominam, na
Natureza, os fenómenos que tomam lugar em solução aquosa.
Recorrendo, agora, a um conceito muito importante em electroquímica, o conceito de
semi-reacção, a transferência de electrões pode ser bem evidenciada. Com base nos pares
redox do exemplo acima apresentado, a semi-reacção de oxidação é:
Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-
enquanto que a semi-reacção de redução é:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
O conceito de semi-reacção é, por sua vez, bastante útil no acerto das equações
químicas associadas às reacções de oxidação-redução, sendo um método muito simples, mas
dotado de notável eficácia, para melhor se compreender quantos electrões estão envolvidos,
quantos electrões estão em jogo, numa dada reacção redox em estudo.
Porém, o maior motivo de interesse, associado ao conceito de semi-reacção, talvez
seja o da interpretação da extensão das reacções de oxidação-redução. Em boa verdade, a
extensão de uma reacção química de oxidação-redução, medida pela grandeza da respectiva
constante de equilíbrio, resulta da tendência de um certo reagente para ceder electrões
(redutor) e do outro reagente para os receber (oxidante). Como as tendências citadas são
muito variadas, as ordens de grandeza das constantes de equilíbrio também o são, algo que
pode ser evidenciado atendendo, por exemplo, a duas reacções químicas deveras simples:
Zn(s) + 2H+(aq) ↔ Zn2+(aq) + H2(g)
Cu(s) + 2H+(aq) ↔ Cu2+(aq) + H2(g)
5
No caso da primeira reacção química, o valor da constante de equilíbrio é igual a 5,8×1025,
enquanto que, no caso da segunda reacção química, o valor da constante de equilíbrio é igual
a 3,0×10-12. Uma vez que a espécie oxidante é a mesma para ambos os casos (H+) pode-se
concluir, da análise de tais valores, que o zinco tem muito mais propensão a ceder electrões
(ou seja, a oxidar-se) do que o cobre. Por outras palavras, o poder redutor do zinco excede, em
larga medida, o poder redutor do cobre.
Escrevendo, agora, as equações químicas na forma inversa, vem:
Zn2+(aq) + H2(g) ↔ Zn(s) + 2H+(aq)
Cu2+(aq) + H2(g) ↔ Cu(s) + 2H+(aq)
Assim se põe em evidência a redução de duas espécies distintas, Zn2+ e Cu2+, pelo mesmo
agente redutor, H2. As constantes de equilíbrio são, obviamente, as inversas das anteriormente
apresentadas, ou seja, 1,7×10-26 e 3,3×1011, respectivamente. Com base nestes novos valores
pode-se inferir que o ião Cu2+ apresenta uma tendência para receber electrões muito superior
à do ião Zn2+. Por outras palavras, o poder oxidante do ião Cu2+ excede, amplamente, o poder
redutor do ião Zn2+. Assim, pode-se afirmar que, nas mesmas condições, o zinco tem maior
propensão para se transformar em Zn2+ do que o cobre em Cu2+, enquanto que o ião Zn2+
possui menor tendência a passar a Zn do que o ião Cu2+ a passar a Cu.
Como a Química é, sem dúvida, uma ciência sem fronteiras, varrendo campos plurais
e muito vastos, o mesmo sucede neste caso particular (oxidação-redução), pelo que as
aplicações destas reacções químicas são extremamente variadas. Encontram-se, facilmente,
inúmeros exemplos aplicativos destas reacções químicas no dia-a-dia, em mecanismos e
utensílios nos quais são fundamentais (como nas vulgares pilhas comerciais, dos brinquedos
das crianças), passando por outros nos quais elas são preciosas (caso da electrodeposição de
metais nobres em diversos materiais), terminando nas protecções contra a corrosão, bem
patentes nos objectos metálicos expostos ao tempo (como portões de edifícios).
3.1. Oxidação de metais Inicialmente, a oxidação era considerada como sendo apenas a reacção de uma
substância com o oxigénio, originando substâncias mais pesadas e de cor diferente,
denominadas por óxidos.
Um exemplo típico destas reacções é a combustão de uma fita de magnésio ou ferro
(palha de aço) em oxigénio. Verifica-se que os produtos de ambas as reacções citadas são
6
óxidos, uma vez que são o resultado da reacção de um metal com oxigénio, tendo ocorrido a
oxidação do metal. Para o caso da oxidação do magnésio, vem:
2 Mg(s) + O2(g) → 2 MgO(s)
Actualmente, o termo oxidação aplica-se em muitas outras transformações químicas,
em algumas das quais não intervém o oxigénio.
3.1.1. Oxidação do ferro pelo oxigénio puro Objectivo
Verificar a oxidação do ferro (palha de aço) no seio de oxigénio especialmente
preparado para o efeito.
Resumo
Produz-se oxigénio, o qual é recolhido num recipiente. A palha de aço torna-se
incandescente, ao reagir com o oxigénio contido num recipiente de vidro, evidenciando a
oxidação do ferro com a produção de ténues faíscas.
Reagentes necessários para uma experiência
- Clorato de potássio, KClO3;
- Dióxido de manganês, MnO2;
- Ferro (sob a forma de palha), Fe.
Equipamento necessário
- Gobelé (ou frasco de Erlenmeyer) de 200 mL;
- Vidro de relógio;
- Tubo de ensaio de pirex (com comprimento entre 20 e 30 cm);
- Tubos de vidro dobrado (ver esquema da montagem);
- Tubo de borracha para ligação dos tubos de vidro;
- Bico de Bünsen;
- Garras e suporte para as mesmas;
- Placa de suporte de altura variável (Jack).
Precauções
Usar sempre os óculos de protecção.
7
O clorato de potássio é um oxidante bastante forte, podendo explodir na presença de
substâncias orgânicas ou quando sujeito a pressões elevadas, pelo que nunca deve triturar o
sólido! Não misture o clorato de potássio com mais nada, excepção feita ao dióxido de
manganês.
A reacção entre o clorato de potássio e o dióxido de manganês é realizada a
temperatura elevada. Tenha cuidado!
Procedimento
1. Misture, muito cuidadosamente, numa folha de papel, 2 a 4 colheres de chá de clorato
de potássio e cerca de 1 4 de colher de chá de
dióxido de manganês;
2. Coloque a mistura num tubo de ensaio, grande
e bem limpo, equipado com uma rolha
atravessada por um tubo de vidro dobrado em L
(ver esquema da figura 1);
3. Aqueça a mistura, contida no tubo de ensaio, de
modo a ocorrer a libertação de oxigénio no
estado gasoso, a qual começa pouco após o
início do aquecimento;
4. Deixe libertar oxigénio durante 20 a 30 segundos. Este ficará retido no recipiente,
dado que o oxigénio é mais denso que o ar;
5. Quando o copo já estiver cheio de oxigénio, o que ocorre cerca de 2 minutos após o
início do aquecimento, finde o aquecimento e
retire a rolha do recipiente, colocando sobre
este um vidro de relógio;
6. Aproxime um pedaço de palha de aço da
chama do bico de Bünsen, até esta ficar
incandescente, colocando-a de imediato dentro
do recipiente no qual foi recolhido o oxigénio;
7. Compare a velocidade de combustão do ferro no ar e em oxigénio (ver, na imagem da
figura 2, o segundo caso citado).
Figura 2
Figura 1
8
Exploração da experiência
A produção de oxigénio é, neste caso, uma reacção de decomposição térmica do
clorato de potássio:
2 KClO3(s) → 2 KCl(s) + 3 O2(g)
Note-se que o MnO2 actua, meramente, como catalisador.
Também se pode produzir oxigénio pela decomposição do peróxido de hidrogénio a
3% (10 volumes), recolhendo-se o oxigénio de um modo semelhante ao descrito. Contudo, a
velocidade de libertação do oxigénio é, nesse caso, muito mais elevada que no caso citado, o
que não é desejável, face ao método eleito para a colheita e armazenamento do oxigénio.
A oxidação do ferro produz, neste caso, óxido de ferro (III):
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) → Fe2O3(s)
No dia-a-dia, a reacção do ferro com o oxigénio atmosférico produz a conhecida ferrugem:
2 Fe(s) + 3/2 O2(g) + n H2O(l) → Fe2O3.nH2O(s)
Nessa reacção, dada a lentidão do processo, não se nota a libertação de energia, uma
vez que a taxa à qual esta ocorre é muito inferior à taxa reaccional da reacção aqui abordada.
3.1.2. Oxidação do magnésio no seio do ar Objectivo
Mostrar a oxidação do magnésio (no ar) e verificar a libertação de calor e luz intensa.
Notar que, como em todas as oxidações, esta reacção liberta energia.
Reagentes necessários para uma experiência
- Magnésio, Mg (sob a forma de fita de magnésio com comprimento aproximadamente
igual a 20 cm).
Equipamento necessário
- Tenaz
- Bico de Bünsen
Precauções
A chama de magnésio é muito intensa e produz bastante radiação UV, pelo que se
deve evitar olhar, directamente, para a chama durante mais do que 2 segundos, sendo
altamente aconselhável o uso de óculos protectores contra radiação UV.
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3.2.2. Lâmpada de acetileno
Objectivo
Mostrar que o acetileno (à semelhança de outros gases combustíveis) pode reagir de
forma explosiva com o oxigénio atmosférico.
Resumo
Gera-se acetileno a partir da carbite colocada num kitasato. Ao aproximar-se um
fósforo da extremidade do kitasato ocorre uma explosão.
Reagentes necessários para uma experiência
- Carboneto de cálcio (carbite) em fragmentos de diâmetro ϕ ~ 0,5 cm;
- Água.
Equipamento necessário
- Kitasato de 250 mL;
- Rolha de cortiça;
- Fita adesiva;
- Fósforos.
Precauções
O kitasato deve possuir uma parede espessa e ser generosamente revestido de fita
adesiva, de modo a evitar o seu rebentamento.
Procedimento
1. Coloque 50 mL de água no interior do kitasato;
2. Coloque, igualmente, um dos fragmentos de carbite disponíveis;
3. Rolhe o kitasato com uma rolha de cortiça, levemente pousada, encostando, após 2 ou
3 segundos, um fósforo aceso junto da saída lateral do frasco. Em poucos segundos
ocorrerá uma explosão, provocando um estrondo agudo e a projecção da rolha.
4. Coloque novamente a rolha no frasco e, volvidos 10 a 20 segundos, volte a aproximar
um fósforo da extremidade lateral do frasco. Poder-se-á observar uma pequena chama
e escutar um som breve e agudo, mas a combustão silenciosa ocorre apenas à saída do
kitasato. A chama pode ser facilmente extinta tapando a saída do kitasato.
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condiçõ
Resumo
Q
instante
Reagen
-
Equipa
-
ação da exp
Inicialment
o e acetile
, arde viole
sequentemen
não for c
a do frasco,
se encontrav
orrerá nenhu
A posterior
o. A combu
o com o oxi
As reacções
CaC2(s) + 2
2C2H2(g) +
Esta experi
stões contro
namento das
Combustãivo
Mostrar qu
ões explosiv
o
Quando um
e, a explosão
ntes necessá
- Hidrogéni
amento nece
- Ovo;
periência
e, o frasco
eno que, a
entamente, d
nte, a proj
colocado,
, o acetileno
va no interi
uma explosã
r libertação
stão apenas
igénio, ou s
s químicas e
2 H2O(l) →
5 O2(g) →
iência pode
oladas e as
s lâmpadas d
ão do hidr
ue a reacçã
vas.
m ovo é per
o do ovo, se
ários para u
io.
essário
contém um
ao ser ince
dando-se um
jecção da
rapidament
o pode ter s
or do kitasa
ão.
de acetilen
s ocorre ond
eja, junto d
envolvidas p
C2H2(g) + C
2 H2O(l) +
e ser usada
explosões.
de carbonet
rogénio de
ão entre o
rfurado nos
e o gás for in
uma experi
ma mistura d
endiada pel
ma explosã
rolha. Se
te, perto d
substituído
ato, pelo qu
o cria um f
de o acetile
a saída later
podem ser d
Ca(OH)2(s)
4 CO2(g)
a para demo
Ilustra tam
to, tão utiliz
entro de u
hidrogénio
s pólos e ch
ncendiado n
iência
de
lo
ão
o
da
o
ue
fluxo tal que
eno, sendo u
ral do kitasa
descritas po
)
onstrar as
mbém, de u
zadas na pri
uma casca
o e o oxig
heio com H
no orifício s
e o ar é imp
um gás com
ato.
or:
diferenças
m modo cl
imeira meta
a de ovo
génio do ar
H2 dá-se, a
superior.
Figura
pedido de e
mbustível, e
existentes
laro, o prin
ade do sécul
r pode oco
partir de u
a 6
12
entrar no
entra em
entre as
ncípio de
lo XX.
orrer em
um certo
-
-
-
-
-
-
Precauç
D
devido à
O
Procedi
E
1. F
l
2. D
r
3.
m
4. L
t
R
1. E
2. C
z
3. A
h
- Porção de
- Garrafa pl
- Fita adesiv
- Seringa de
- Kitasato d
- Tubos de b
ções
Devem usar
às projecçõ
O experime
imento
Esvaziame
Faça um pe
ligeirament
Desfaça a
remexendo-
Sopre pelo
maior. Este
Lave bem o
temperatura
Recolha do
Efectue a se
Coloque no
zinco (ver 3
Aguarde al
hidrogénio
arame fino
lástica de vo
va;
e 100 mL;
de 100 mL;
borracha pa
r-se óculos
es da casca
entador deve
ento do ovo
equeno orifí
te maior na
gema do
-a;
furo mais
e processo p
o interior d
a ambiente o
o hidrogéni
eguinte mon
o kitasato 2
3.3.2. O ião
lgum tempo
advenha co
o de comprim
olume V~1,
ara ligações
de protecçã
do ovo.
e afastar-se
ício (ϕ~2mm
base do ovo
ovo, com
pequeno de
pode ser algo
do ovo e dei
ou durante
io
ntagem:
20 mL de á
H+ a funcio
o para que
om um grau
mento ℓ~20
,5 L;
.
ão e coloca
da explosão
m) na parte
o;
o auxílio
e modo a q
o moroso;
ixe-o secar
30 minutos
ácido sulfúr
onar como
o ar seja q
de pureza c
0 cm;
ar uma barre
o.
e mais bicud
do arame,
que o conte
correctame
na estufa.
rico e algun
oxidante);
quase totalm
consideráve
eira, entre o
da do ovo (t
perfurando
eúdo do ov
ente: de um
ns fragmen
mente expu
el;
o ovo e a au
topo), e um
o-a várias
o saia pelo
m dia para o
ntos de gran
ulso do kita
13
udiência,
m orifício
vezes e
o orifício
o outro à
nalha de
asato e o
Figura 7
4. L
a
ê
E
1. T
e
2. C
a
3. P
e
c
Explora
O
À
(através
explosiv
O
pode v
depende
presente
3.3. Ox A
N
mostrar
3.3.1. RObjecti
V
oxigénio
Ligue a se
aproximada
êmbolo da s
Explosão d
Tape o orif
sempre par
e pelo orifíc
Coloque o
a extremida
Para inicia
encoste, rap
superior. A
casca de ov
ação da exp
O estampid
À medida
s do orifício
va, dá-se a c
O intervalo
variar, signi
endo do tam
e no interior
xidações nAté agora, a
Nas demon
r-se-á que es
Reacção divo
Verificar qu
o.
eringa à e
amente, 100
seringa se d
do ovo
fício mais p
ra cima. Intr
cio inferior
ovo no topo
ade tapada p
ar a reacçã
pidamente,
Após um p
vo desfaz-se
periência
do, inicialme
que o hidr
o inferior). Q
combustão
de tempo d
ificativamen
manho do o
r da casca d
na ausêncapenas se m
nstrações se
sta também
do iodo co
ue a reacçã
extremidade
0 mL de H2
desloque.
pequeno do
roduza o hid
(o mais larg
o da garrafa
pela fita ade
ão remova
um fósforo
pequeno est
e, ouvindo-s
ente escutad
rogénio vai
Quando já e
(explosiva)
decorrido en
nte, desde
ovo, dos diâ
de ovo.
cia de oxigmostraram al
eguintes com
é uma reac
om o zinco
ão de oxidaç
e do tubo
2, graças ao
ovo com f
drogénio no
go);
a sem rolha
esiva para c
a fita ade
o aceso ao
tampido in
se um estron
do, advém d
ardendo e
entrou, no o
de todo o h
ntre o início
uma fracç
âmetros dos
génio lgumas oxid
mo, por exe
cção de oxid
o
ção do zinc
de borrach
o gradiente
fita adesiva
o interior do
a e com
cima.
esiva e
orifício
icial, a
ndo.
do começo d
entra ar par
ovo, ar sufic
hidrogénio l
o da combu
ção de seg
s orifícios l
dações na p
emplo, na r
dação-reduç
co pelo iodo
ha (ver fig
de pressão
e mantenh
o ovo, com o
da combustã
ra o interio
ciente para f
lá contido.
ustão e a su
gundo até
avrados e d
resença de
reacção do
ção.
o ocorre sem
F
gura 8) e
que faz com
a esta parte
o auxílio da
ão do hidro
or da casca
formar uma
ubsequente e
aos 40 se
da quantida
oxigénio:
iodo com
m a interve
Figura 8
14
recolha,
m que o
e do ovo
a seringa
génio.
a de ovo
a mistura
explosão
egundos,
ade de ar
o zinco,
enção do
Resumo
A
verifica
Reagen
-
-
-
-
Equipa
-
-
-
Precauç
P
Procedi
1. M
c
2. L
o
3. U
c
Explora
P
uma go
quando
I
O
libertaçã
C
o
Após serem
a-se a liberta
ntes necessá
- Iodo, I;
- Zinco em
- Solução d
- Água.
amento nece
- Gobelé de
- Conta-got
- Cadinho p
ções
Por questõe
imento
Misture, cu
coloque a m
Lance, sobr
o conta-got
Utilize a so
cadinho.
ação da exp
Para se veri
ota de água
se adiciona
I2(s) + Zn(s
O calor lib
ão de vapor
Calor + I2(
m adicionad
ação de vap
ários para u
pó, Zn;
e tiossulfato
essário
e 3000 mL;
tas;
pequeno.
es de segura
uidadosamen
mistura no c
re a mistura
tas. Libertam
olução de tio
periência
ificar que a
a a um mon
a uma gota d
s)
bertado na r
res de cor vi
s) → I2(g)
H2O
das alguma
ores de cor
uma experi
o de sódio (
ança deve-se
nte, numa
cadinho;
a, algumas g
m-se vapore
ossulfato de
reacção oco
ntículo de z
de água à m
ZnI2(s) + C
reacção ant
ioleta:
as gotas de
violeta.
iência
(Na2S2O3) a
e colocar o
folha de pa
gotas de ág
es de cor vio
e sódio para
orre sem a i
zinco e ver
mistura de zi
Calor
terior cond
e água a u
a 10%;
cadinho no
apel, 4g de
gua, com
oleta;
a lavar o
intervenção
rificar que
inco e iodo
duz à sublim
uma mistura
interior de
e iodo e 4g
o de oxigéni
nada ocorr
ocorre a seg
mação do i
a de iodo
um gobelé
g de zinco e
o pode-se a
re mas, no
guinte reacç
iodo e cons
Figura 9
15
e zinco,
amplo.
em pó e
adicionar
entanto,
ção:
sequente
3.3.2. OObjecti
M
Resumo
P
a presen
Reagen
-
-
Equipa
-
-
-
-
-
-
-
-
Precauç
U
N
N
Procedi
1. E
p
f
2. N
m
O ião H+ aivo
Mostrar que
o
Produz-se h
nça de hidro
ntes necessá
- Ácido sulf
- Granalha d
amento nece
- Kitasato d
- Tina de vi
- Tubo de v
- Tubos de b
- 4 tubos de
- Suporte pa
- Fósforos;
- Jack (plac
ções
Use óculos
Não deixe q
Não manten
imento
Encha a b
proceda à
figura 10;
No tubo de
mergulhe o
a funcion
e certos met
hidrogénio,
ogénio ao ap
ários para u
fúrico (H2S
de zinco, Zn
essário
de 250 mL;
idro ou baci
vidro, dobra
borracha pa
e ensaio com
ara tubos de
ca de suport
de protecçã
que se libert
nha chamas
bacia (ou
montagem
e saída do r
os tubos de
nar como o
tais, como o
num kitasa
proximar um
uma experi
O4) diluído
n.
ia plástica;
do em U e e
ara ligações
m rolha;
e ensaio;
e de altura v
ão durante t
te hidrogéni
acesas pert
tina) com
m esquemati
recipiente c
e ensaio, c
oxidante
o zinco, pod
ato, a partir
m fósforo d
iência
a 30%;
em L, com d
;
variável).
oda a exper
io para a atm
to da monta
água e
izada na
com água
cheios de
dem ser oxid
de ácido su
os tubos de
diâmetro en
riência;
mosfera;
agem gerado
dados pelo
ulfúrico e de
ensaio.
ntre 0,5 cm
ora de hidro
Figur
ião H+(aq).
e zinco. Ve
e 1 cm;
ogénio.
ra 10
16
erifica-se
á
3. C
g
4. I
a
U
5. D
a
6. R
7. P
e
Explora
P
onde se
Z
N
Zn a Zn
necessá
3.4. OxE
era sem
metais?
de oxida
3.4.1. OObjecti
V
pode ter
água e inve
Coloque, no
granalha de
Inverta, cui
após se inic
saia água d
U a fim de r
Depois de o
a saída volt
Repita o pa
Para testar
extremidad
ação da exp
Pode repres
verifica a l
Zn(s) + 2 H
Na reacção
n2+ e que o
ária a presen
xidação-reEm todas as
mpre oxidad
Para respo
ação-reduçã
Oxidação ivo
Verificar a
r como oxid
Oxi
ertidos, de m
o kitasato, c
e zinco. Tap
idadosamen
ciar a produ
do tubo, col
recolher o h
o tubo se en
tada para ba
asso 4 e 5 pa
a presença
e de cada um
periência
sentar-se pe
libertação de
H+(aq) → Zn
do iodo com
iodo captu
nça de oxigé
edução ens reacções q
do. Será po
onder a esta
ão entre doi
do zinco p
deposição
dante um me
Red
idação
modo a que o
cerca de 30
pe bem o kit
nte, um tubo
ução de hidr
locando-o n
hidrogénio l
ncontrar qu
aixo, coloca
ara os restan
a de hidrog
m dos tubos
ela seguinte
e hidrogéni
n2+(aq) + H2
m o zinco v
urou electrõ
énio para qu
ntre dois mquímicas ap
ossível oco
questão rea
is metais.
pelo catiã
de cobre e
etal.
dução
o gás produ
0 ml de ácid
tasato com a
o de ensaio c
rogénio, de
na extremid
libertado;
ase cheio d
ando-o, do m
ntes tubos d
génio nos tu
s. Deve escu
equação a
o:
2(g)
verificou-se
ões, passand
ue ocorra um
metais presentadas
orrer uma r
alizar-se-á u
ão cobre (I
m fios de z
uzido seja re
do sulfúrico
a rolha;
cheio com á
modo a que
dade do tubo
de hidrogéni
mesmo mod
de ensaio;
ubos de en
utar um lige
reacção ent
e que o zinc
do de I a I-
ma reacção
até este pon
reacção de
uma experiê
(II)
zinco e mo
ecolhido;
o e junte alg
água,
e não
o em
io retire-o d
do, no supor
nsaio aproxi
eiro estamp
tre o zinco
o cedeu ele
. Conclui-s
de oxidação
nto o único
oxidação-r
ência onde
strar que a
guns fragm
da tina, sem
rte;
ime um fós
pido.
e o ácido su
ectrões, pass
e, então, qu
o-redução.
metal inter
redução en
se ilustra a
oxidação d
Figura 1
17
entos de
mpre com
sforo da
ulfúrico,
sando de
ue não é
rveniente
ntre dois
a reacção
do zinco
11
Reagen
-
-
Equipa
-
-
Precauç
P
acetato
da soluç
Procedi
1. D
a
2. A
b
p
3. A
t
4. O
o
Explora
A
de cobre
Z
E
oxidaçã
Z
ntes necessá
- Fios de zin
- Solução d
amento nece
- Caixa de P
- Retroproje
ções
Poderá colo
(transparen
ção de clore
imento
Dobre os f
afastados un
Antes de co
baixo da c
projecção;
Adicione a
tendo os fio
Observe tod
o fio mágic
ação da exp
Após algum
e:
Zn(s) + CuC
Este revest
ão-redução e
Ox
Zn(s) + Cu2
ários para u
nco de com
e cloreto de
essário
Petri;
ector.
ocar-se a ca
nte) sobre o
eto de cobre
fios de zin
ns dos outro
olocar a cai
caixa (o fio
solução Cu
os de zinco
dos os fios
o.
periência
m tempo ver
Cl2(aq) ⇔ Z
timento pod
entre os doi
xidação 2+(aq) ⇔
Red
uma experi
mprimento ap
e cobre (II),
aixa de Petri
retroprojec
e (II).
nco e coloq
os;
ixa de Petri
o mágico)
uCl2 ao con
de ficar com
de zinco a
rifica-se qu
ZnCl2(aq) +
de ser expl
s metais, co
Zn2+(aq)
dução
iência
proximadam
CuCl2.
i sobre uma
ctor, de mod
que-os no
i sobre o ret
iniciando,
nteúdo da ca
mpletamente
“engordar”
ue os fios de
+ Cu(s)
licado devi
omo se evid
) + Cu(s)
mente igual
a placa de v
do a evitar p
interior da
troprojector
só agora,
aixa de Petr
e submerso
excepto um
e zinco fica
do ao facto
dencia na eq
a 2 cm;
vidro ou um
possíveis sa
a caixa de
r, coloque u
a
ri,
s;
m,
am revestido
o de ocorre
quação quím
Figura 12
ma folha de p
alpicos inde
Petri, ligei
um fio de z
os por uma
er uma rea
mica seguint
18
papel de
esejáveis
iramente
inco por
a camada
acção de
te:
19
O zinco metálico reage com a solução aquosa de catião cobre (II), obtendo-se cobre
metálico e catião zinco (II). No entanto, a reacção inversa, na qual o catião zinco (II) em
solução reagiria com o cobre metálico, não ocorre, o que advém da superior tendência do
zinco para sofrer oxidação.
Todavia, o facto de o fio mágico não ficar revestido de cobre, tal como todos os
outros, pode ser muito intrigante para os alunos. Este facto poderá ser explorado pelo
professor para proporcionar um momento lúdico aos seus alunos.
Com esta demonstração comprovou-se ser possível ocorrer uma reacção redox entre
dois metais.
3.5. O caso da dismutação
Verificou-se, em todas as demonstrações anteriores, que uma substância funcionava
sempre como oxidante ou como redutora. Mas será possível ocorrer uma reacção onde a
mesma substância seja, simultaneamente, oxidante e redutora?
3.5.1. Mousse química
Objectivo
Mostrar que a dismutação do peróxido de hidrogénio pode ser catalisada pelo iodeto
de potássio.
Resumo
Adiciona-se iodeto de potássio a um frasco de Erlenmeyer que contém uma mistura de
peróxido de hidrogénio e detergente da loiça. Observa-se a libertação de uma grande
quantidade de calor e de espuma de coloração amarelada.
Reagentes necessários para uma experiência
- Peróxido de hidrogénio a 30% (100 volumes);
- Iodeto de potássio, KI;
- Detergente da loiça.
Equipamento necessário
- Tabuleiro de madeira para servir de base;
- Frasco de Erlenmeyer de 250 mL;
-
-
-
Precauç
O
queimad
experiên
Procedi
1. R
d
a
2. C
h
3. P
e
p
4. R
q
Explora
Q
dissoluç
O
exotérm
2
Esta rea
H
H
I
- Saqueta de
- Rolha de c
- Gobelé de
ções
O peróxido
duras grave
ncia, é fund
imento
Retire o con
de chá de
auxílio do f
Coloque no
hidrogénio
Prenda o sa
este fique
peróxido de
Retire, ago
sobre o per
química).
ação da exp
Quando o io
ção do iodet
O anião io
mica, produz
2 H2O2(l) →
Reduçã
O
acção ocorre
H2O2 (l) + I
H2O2(l) + IO
I-
e chá;
cortiça;
e 3000 mL.
o de hidro
es. O uso d
damental.
nteúdo da s
iodeto de
fio;
o Erlenmey
e adicione u
aquinho de
suspenso
e hidrogénio
ora, a rolha
róxido de h
periência
odeto de po
to de potáss
deto catalis
zindo-se oxi
→ 2 H2O(g)
ão
Oxidação
e em dois p
I-(aq) → H2O
O-(aq) → I-
ogénio a 30
de luvas e d
saqueta e en
potássio. F
yer cerca de
umas gotas
e chá, com
e não entr
o;
a, de modo
hidrogénio e
otássio entra
sio em anião
sa a decom
igénio e vap
+ O2(g) + c
assos, form
O (g) + IO-(
(aq) + H2O
0% é um
de óculos d
ncha-a com
Feche a sa
e 25 ml de
de detergen
a rolha, de
re em con
a que o s
e observe a
a em contac
o iodeto.
mposição do
por de água
calor
mando-se o iã
(aq)
(g) + O2(g)
oxidante m
e protecção
duas colher
aqueta com
e peróxido
nte da loiça;
e modo a q
ntacto com
saquinho ca
libertação
cto com o pe
o peróxido
.
ão IO- como
muito forte
o, aquando
res
m o
de
;
que
o
aia
da espuma
eróxido de h
de hidrogé
o intermediá
e e pode p
da realizaç
(a referida
hidrogénio
énio, numa
ário:
Figura 13
20
provocar
ão desta
a mousse
ocorre a
reacção
3
21
As gotas de detergente da loiça adicionadas servem, meramente, para tornar a presente
reacção visualmente mais atractiva.
Numa reacção química onde a mesma substância actua como oxidante e redutora, tal
substância sofreu dismutação. Foi o que ocorreu, nesta reacção, ao peróxido de hidrogénio.
3.6. Termoquímica das reacções de oxidação-redução
Na maior parte das reacções redox ocorre libertação de energia, sob a forma de calor
e/ou radiação, tal como foi comprovado por grande parte das demonstrações anteriores. Mas
até que ponto serão essas reacções assim tão exotérmicas?
Seguidamente, apresentar-se-ão duas experiências bastante violentas, no sentido
químico do termo.
3.6.1. Ponto de caramelo Objectivo
Verificar que o clorato de potássio é um oxidante muito forte, o qual produz fogo
quando misturado com materiais combustíveis.
Alertar para o potencial explosivo do açúcar.
Reagentes necessários para uma experiência
- 10 g de clorato de potássio, KClO3;
- 10 g de açúcar, sacarose, C12H22O11;
- Ácido sulfúrico concentrado, H2SO4.
Equipamento necessário
- Meia lata de refrigerante vulgar;
- Gobelé de 3000 mL;
- Cadinho de porcelana pequeno;
- Pequeno suporte de madeira (ajustável ao interior do gobelé);
- Espátula;
- Conta-gotas;
Precauções
Utilize óculos e luvas de protecção durante todo o decurso da experiência.
M
ocorrer.
Procedi
1. M
f
2. C
g
c
3. A
c
p
r
Explora
O
misturam
açúcar.
A
é o agen
3.6.2. OObjecti
M
originan
Resumo
A
Poucos
Reagen
-
-
Mantenha-s
.
imento
Misture, cu
folha de pap
Coloque o s
gobelé e, s
cadinho;
Adicione u
concentrado
prontament
rapidament
ação da exp
O ácido cló
m. Este áci
A sacarose,
nte oxidante
Oxidação ivo
Mostrar que
ndo chamas
o
A um mont
segundos d
ntes necessá
- 15 g de pe
- Glicerina.
se a algum
uidadosamen
pel. Transfi
suporte de m
sobre este,
umas gotas
o sobre a m
te. A reacç
e, libertand
periência
órico (HClO
ido decomp
nesta demo
e.
da glicer
e a oxidação
s fortes.
tículo de pe
depois libert
ários para u
ermanganato
a distância
nte (sem jam
ira a mistura
madeira no
coloque a
s de ácido
mistura, af
ção químic
o fumo e ch
O3) forma-se
põe muito ra
onstração, é
ina pelo p
o da gliceri
rmanganato
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22
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23
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24
3.7.1. Electrodeposição de cobre
Objectivo
Verificar a electrodeposição de cobre numa colher de aço inoxidável, recorrendo a
uma reacção de oxidação-redução.
Resumo
Mergulha-se uma tira de cobre e uma colher de aço inoxidável numa solução de
sulfato de cobre. Liga-se, cada um destes objectos, a um terminal de uma fonte de tensão, a
qual debita uma tensão máxima de 15 V. Verifica-se, ao fim de algum tempo, que ocorreu a
electrodeposição do cobre na colher em questão.
Reagentes necessários para uma experiência
- Ácido nítrico diluído, HNO3;
- Tira de cobre, Cu;
- Colher de aço inoxidável;
- Água destilada;
- Solução saturada de sulfato de cobre (II) pentahidratado, CuSO4.5H2O.
Equipamento necessário
- Fonte de tensão regulável (D.D.P. máxima = 15 V)
- Copo graduado de volume igual a 250 mL;
- Dois cabos de ligação, sendo cada um munido de um crocodilo numa das
extremidades.
Precauções
Use sempre óculos de protecção.
Tenha as devidas precauções com o manuseamento do ácido nítrico que, apesar de
diluído, ainda tem alguma periculosidade associada.
A fonte de tensão, eleita para esta demonstração, não tem de ser equipamento muito
sofisticado. Apenas deve conseguir manter a diferença de potencial escolhida (15 V) do modo
mais constante possível, algo que permitirá uma electrodeposição (do cobre no aço
inoxidável) bastante eficaz e uniforme, devido à formação correcta de camadas de cobre sobre
o aço.
25
Procedimento
1. Limpe uma tira de cobre, mergulhando-a num copo contendo ácido nítrico diluído e
lavando-a bem, em seguida, com água destilada;
2. Ligue a tira de cobre ao terminal positivo da fonte
de tensão de 15 V, eleita para esta demonstração,
usando, para tal efeito, um cabo isolado munido de
um crocodilo na ponta;
3. Ligue a colher de aço inoxidável ao terminal
negativo, por intermédio de outro cabo,
devidamente isolado e igualmente munido de uma
pinça de mola;
4. Coloque a tira de cobre e a colher de aço
inoxidável dentro do copo de 250 mL enchendo-o,
até cerca de dois terços do seu volume, com a
solução de sulfato de cobre;
5. Ao fim de, aproximadamente, 5 minutos, retire a colher e
observe o revestimento de cobre que, entretanto, se
formou sobre o aço inoxidável.
Exploração da experiência
Esta demonstração é uma reacção de oxidação-redução em que os iões cobre (II), em
solução, recebem electrões do eléctrodo da colher de aço inoxidável, formando-se cobre
metálico, sólido, o qual se deposita sobre a colher. A oxidação dá-se no ânodo e a redução dá-
se no cátodo, ou seja, no ânodo (terminal positivo), ocorre a seguinte reacção:
Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-
enquanto que no cátodo (terminal negativo), sucede o seguinte:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Na presente demonstração, o objecto a ser revestido é o cátodo, enquanto que o ânodo
é constituído pelo material que se pretende depositar.
É trivial notar que se pode realizar uma electrodeposição sobre outros objectos, tais
como clips, espátulas, lâminas de facas, fitas de zinco, entre inúmeros outros exemplos.
Figura 15
Figura 16
Bibliografia
Byrnie, Faith Hickman; Science Projects; Barron´s Educational Series, Inc; 1998; New York.
Corrêa, Carlos; Basto, Fernando Pires; Química 12ºano – 2ªParte, Porto Editora, 1999, Porto.
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Becker, Robert; “An Egg-splosive demonstration”, Journal of Chemical Education, Volume 69, Número 3, Março 1992.
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Summerlin, Lee R.; Ealy, James L.; Demonstrações em Química: Um livro de consulta para professores, Sociedade Portuguesa de Química, Volume 2, 2ª Edição.
B.Z. Shakhashiri, Chemical Demonstrations: A Handbook for Teachers of Chemistry, Volume 1, Madison, The University of Wisconsin Press, 1986.