seminário equilíbrio e volumetria de redox

UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA – UNEBUNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA – UNEBAUTORIZAÇÃO N.º 9293/86 – AUTORIZAÇÃO N.º 9293/86 –

RECONHECIMENTO: PORTARIA N.º 909/95,DOU 01.08.95RECONHECIMENTO: PORTARIA N.º 909/95,DOU 01.08.95GABINETE DA REITORIAGABINETE DA REITORIA

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RESOLUÇÃO Nº 709/09 – DOE de 21/07/09RESOLUÇÃO Nº 709/09 – DOE de 21/07/09

Relatório de seminário e prática: Equilíbrio e volumetria de oxidação-redução1

Conceição do Coité2012

Samuel Marques Macedo2

Taiana do Bomfim3

Everaldo Lopes Carneiro4

Roque Lima de Almeida5

__________________________________________________1. Relatório de seminário e prática apresentado ao professor formador Samuel Marques Macedo e à Tutora a Distância Taiana do Bomfim como avaliação parcial referente à disciplina Química Analítica II.2. Professor Formador.3. Tutora a distância.4. Tutor presencial.5. Graduando do Curso de Licenciatura em Química EaD.

SEMINÁRIO: EQUILÍBRIO E VOLUMETRIA SEMINÁRIO: EQUILÍBRIO E VOLUMETRIA DE OXIDAÇÃO-REDUÇÃODE OXIDAÇÃO-REDUÇÃO

Reações de oxidação-redução

São caracterizadas pela transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas no processo reativo, de modo tal que:

•Enquanto uma das espécies químicas sofre aumento do seu NOX (oxidação).

•A outra espécie química envolvida sofre redução do seu NOX (redução).


Algumas delas são muito importantes no mundo que nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida.

Entendemos por número de oxidação, a carga que um átomo adquire quando participa de uma ligação e nos ajuda a entender como os elétrons estão distribuídos entre as espécies que participam de uma molécula de um composto iônico.

Reações de oxidação-reduçãoReações de oxidação-redução

Reações de oxidação-redução implicam duas semi-reações simultâneas, nas quais, uma envolve a PERDA e a outra o GANHO de elétrons.

A oxidação é a PERDA de elétrons por uma espécie química.

A redução é o GANHO de elétrons por uma espécie química.


Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+

(aq) + Cu(s)

Zn(s) perdeu 2e- (sofreu OXIDAÇÃO): é um

agente redutor.

Cu2+(aq) ganhou 2e- (sofreu REDUÇÃO): é um

agente oxidante.

Assim, o agente oxidante é aquele que se reduz.

O agente redutor é aquele que se oxida.

Reações de oxidação-reduçãoSemi-reações de oxidação-redução

Exemplo:

Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+

(aq) + Cu(s)

Semi-reações:

Oxidação do zinco metálico: Zn0(s) ↔ Zn2+

(aq) + 2e-

Redução do cobre (II): Cu2+(aq) + 2e- ↔ Cu0

(s)

Em uma reação de oxidação-redução: o nº de elétrons cedidos por uma espécie = nº de elétrons ganhos por outra espécie.

Reações de oxidação-reduçãoAgentes oxidantes e redutores importantes em

Inorgânica Oxidantes Redutores

KMnO4

K2Cr2O7

HNO3

Halogênios

Água régia (ácido nítrico e ácido clorídrico (1:3)

H2O2

SO2

H2SO3

H2S

HI

SnCl2

Zn, Fe, Al


Agentes oxidantes e redutores importantes em Orgânica

Oxidantes Redutores

KMnO4

K2CrO4

KIO4

LiAlH4

NaBH4


As reações de oxidação-redução de interesse da Química Analítica são, em sua maioria, reversíveis e a posição de equilíbrio é determinada pelas tendências relativas dos reagentes em doar ou receber ELÉTRONS, as quais podem variar de acordo com as espécies químicas envolvidas no processo reativo.


A maioria das reações de oxidação-redução pode ser realizada de duas formas:

Contato direto entre oxidante e redutor

Exemplo: um pedaço de cobre metálico é imerso em uma solução contendo nitrato de prata, promovendo a redução do íon prata e a oxidação do cobre metálico.

Semi-reação de redução: Ag+ + e- ↔ Ag(s) (2x)

Semi-reação de oxidação: Cu(s) ↔ Cu2+ + 2e-

Reação global: 2Ag+ + Cu(s) ↔ 2Ag(s) + Cu2+



Células eletroquímicas

São arranjos constituídos de dois eletrodos, geralmente metálicos, cada um em contato com uma solução de um eletrólito adequado.

A ponte salina é usada para impedir que as soluções se misturem e para evitar o acúmulo de cargas positivas e negativas nas semi-células. Os íons que compõem a ponte salina migram de um lado para o outro e neutralizam o excesso de cargas nas soluções.

Essa ponte salina é uma solução de um eletrólito, por exemplo, cloreto de potássio, contida em um tubo de vidro em forma de U, cujas extremidades em contato com as soluções dos béqueres são fechadas com tampões de um material poroso.




A ponte salina proporciona um caminho para a migração dos íons sem que haja mistura das soluções, para garantir a neutralidade nos compartimentos de uma célula eletroquímica.



CÁTODO: eletrodo no qual ocorre a redução

ÂNODO: eletrodo no qual ocorre a oxidação Células galvânicas ou voltáicas (armazenam energia elétrica): As reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir ESPONTANEAMENTE e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um condutor externo.

Célula eletrolítica: requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação, ou seja, consome energia.



Baterias automotivas

CÉLULA ELETROLÍTICA: Quando está sendo carregada pelo gerador ou carregador externo, está consumindo

energia externa = REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA.

CÉLULA GALVÂNICA: Quando é empregada para fazer funcionar os faróis, o rádio ou a ignição, por exemplo, está

liberando a energia armazenada = REAÇÃO ESPONTÂNEA.


Células eletroquímicasDiferença de potencial e corrente elétrica

A ddp que se desenvolve entre os eletrodos de uma célula eletroquímica é uma medida da tendência da reação em prosseguir a partir de um estado de não-equilíbrio para a condição de equilíbrio.

O fluxo de corrente elétrica através do circuito é proporcional à velocidade da reação química; constituindo-se, portanto, um conceito cinético.

O potencial da célula (Ecél) é proporcional à variação de energia livre ΔG; constituindo-se, portanto, um conceito termodinâmico. O potencial da célula está relacionado à variação de energia livre de Gibbs da reação ΔG por:

ΔG = -nFE = -RT ln KeqOnde: E= T/q e V= J/CQuando Ecél > 0, ΔG < 0: REAÇÃO ESPONTÂNEA Quando Ecél < 0, ΔG > 0: REAÇÃO NÃO ESPONTÂNEA

Reações de oxidação-reduçãoCélulas eletroquímicas

Potencial de eletrodo

Uma semi-célula caracteriza-se por certo potencial de eletrodo que representa a tendência das substâncias a se reduzirem ou se oxidarem.

O potencial de um eletrodo só pode ser medido em comparação com outras semi-células.

O eletrodo adotado como eletrodo padrão para medir o potencial de outros eletrodos foi o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) .

Razões para a escolha:

Apresentar facilidade de construção;

apresentar comportamento reversível ;

capacidade de produzir potenciais constantes e reprodutíveis.


Definição do potencial do eletrodo

É o potencial de uma célula onde o eletrodo em questão é aquele do lado direito e o EPH é o da esquerda.

Ecélula= E? – EEPH

Definição do potencial padrão do eletrodo (E0)

O potencial padrão de eletrodo de uma semi-reação é definido como o potencial de eletrodo quando as atividades dos reagentes e produtos são iguais a unidade.



Potencial padrão de eletrodo, E°

A semi-reação do eletrodo de H é:

2H+(aq) + 2e- ↔ H2(g)

Para este padrão foi atribuído o POTENCIAL DE REDUÇÃO igual a ZERO (E0 = 0,000 Volt) a qualquer temperatura.

Dependendo do tipo de semi-célula com a qual é acoplado, o EPH pode comportar-se como ÂNODO ou como CÁTODO, ou seja, sofrendo oxidação ou redução.




Ecélula= Edireita – Eesquerda= E°Ag – E°EPH= E°Ag - 0,000= E°Ag



Caso a semi-célula induza a espécie H+ a aceitar elétrons, ou seja, provoca a redução de H+ a H2(g) , o E0 0.

Caso a semi-célula aceite elétrons da espécie H2(g), isto é, oxide H2(g) a H+, o E0 0.

Então:Agentes OXIDANTES como o MnO4- possuem E0 0. Agentes REDUTORES como o Zn0 possuem E0 0.

Comparando-se duas semi-reações, aquela que possuir maior potencial de redução força a outra a ceder elétrons, considerando a condição padrão de medição.



Potenciais padrão de redução tabelados pela IUPAC:

Semi-reação Potencial do eletrodo, E° (V)

Cu+2 + 2e- Cu(s)⇆ 0,334 2H+ + 2e- H⇆ 2(g) 0,000 Cd+2 + 2e- Cd(s)⇆ 0,403 Zn+2 + 2e- Zn(s)⇆ 0,763 K + + e- K(s)⇆ 2,936 Ex: a tendência do Cu é sofrer redução e do Zn é oxidar-se.


EQUAÇÃO DE NERNST

Relaciona o Ecel com as concentrações das espécies oxidadas e reduzidas (reagentes e produtos da reação).

O potencial de qualquer célula depende dos componentes do sistema e de suas concentrações.

Em uma célula composta por duas semi-células de Zn (célula de concentração) haverá produção de corrente elétrica se as [Zn2+] forem diferentes nas duas semi-células.


EQUAÇÃO DE NERNST

Consideremos a reação: aA + bB + ne- ↔ cC + dD

A equação de Nernst para essa semi-reação é,

Onde:E= potencial real da semicélula

E0= potencial padrão da semicélula R= constante universal dos gases T= temperatura absoluta n= nº de elétrons que participam da semirreação ajustada F= constante de Faraday ln= logaritmo natural = 2,303 log10(aA), (aB), (aC), (aD) = atividade dos reagentes e produtos


De acordo com as convenções IUPAC:

I.Escrever a semi-reação da semi-célula da direita como redução juntocom seu potencial padrão, E0

1.

II. Escrever abaixo a semi-reação da semi-célula à esquerda como redução junto com seu potencial padrão, E0

2.

III. Calcular o potencial de cada semi-reação utilizando a equação de Nernst para achar E1 e E2.

Se todas as substâncias têm atividade unitária E1 = E01 e E2 = E0

2.

IV. Para escrever a reação total da célula, subtrair a segunda semi-reação da primeira. Essa equação deve estar ajustada com relação aos elétrons trocados.


De acordo com as convenções IUPAC:

V. A “voltagem” da célula é dada por Ecélula= E1 – E2

VI. O sinal POSITIVO (+) ou NEGATIVO (-) de Ecélula é a polaridade do eletrodo da direita no diagrama da célula.

VII. Se Ecélula > 0, conclui-se que a reação total da célula é ESPONTÂNEA da esquerda para a direita. Se Ecélula< 0, conclui-se que a reação NÃO É ESPONTÂNEA da esquerda para a direita.

Volumetria de oxidação-redução

Reações de OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (redox) constituem a base de vários métodos volumétricos aplicados à determinação de muitas espécies de interesse, como por exemplo, ferro e cobre em fertilizantes.

Ela se aplica evidentemente a espécies que apresentam ≠ estados de oxidação. Neste processo ocorre o transporte de elétrons, sendo que uma substância é oxidada e outra reduzida.


As condições necessárias para que uma TITULAÇÃO POR OXIDAÇÃO-REDUÇÃO ocorra são as mesmas do que para outro tipo de titulação. A saber, a reação entre o TITULADO e o TITULANTE deve ser rápida e completa, e deve poder ser descrita através de uma reação química. Isto é, a cinética e o equilíbrio devem favorecer fortemente a formação dos produtos. Por outro lado, a solução do titulante deve ser estável, e a sua concentração deverá poder ser determinada com exatidão. Finalmente, deverão existir reagentes (indicadores) que permitam a detecção do ponto estequiométrico da titulação.


Permanganimetria

Em algumas titulações de oxidação e redução, o ponto final da titulação pode ser determinado pela alteração das colorações das substâncias envolvidas na reação. Em outros casos, isto não é possível, sendo necessário o uso de indicadores próprios, que são também sistemas de oxidação e redução.

Um dos métodos utilizados em titulações de oxidação e redução é a Permanganimetria que utiliza soluções de permanganato, que é um forte agente oxidante, para titular soluções de algumas substâncias redutoras. A mais importante técnica permanganimétrica baseia-se na redução do permanganato a Mn2+, em meio ácido.

Volumetria de oxidação-reduçãoPermanganimetria

O permanganato de potássio (KMnO4) não é um

reagente-padrão primário e as suas soluções são relativamente instáveis. Para ser utilizado como padrão, o permanganato deve ser padronizado com o reagente-padrão primário oxalato de sódio (Na2C2O4) e essa

padronização repetida periodicamente. As soluções de permanganato de potássio possuem coloração violeta intensa. Na maioria das titulações, o ponto final pode ser assinalado pela coloração do íon permanganato, não sendo necessário o uso de indicadores.


RELATÓRIO DA PRÁTICA

OBJETIVOSDeterminar o teor de peroxido de hidrogênio na água oxigenada (H2O2), a 10 volumes, em

uma amostra por titulação de oxidação-redução.

MÉTODOPermanganimetria



MATERIAIS E REAGENTES

Neste experimento usou-se:bureta (25 mL); pipeta volumétrica (5 mL e 20 mL); pera de borracha; erlenmeyer (250 mL); proveta (10 mL e 100 mL); balão volumétrico (100 mL); haste universal; água destilada; solução padronizada de KMnO4 0,0198 M; H2O2 (10 volumes); H2SO4 1:5 (v/v).



PROCEDIMENTOS

Pipetou-se 5,00 mL da amostra de água oxigenada a 10 volumes (3%), transferindo-a para um balão volumétrico de 100 mL e completou-se com água destilada, resultando em solução preparada. Utilizou-se uma pipeta volumétrica, e transferiu-se 15 mL dessa solução de água oxigenada para um erlenmeyer. Adicionou-se 25,0 mL de água destilada. Em seguida, adicionou-se 10,00 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) 1:5 (v/v). Titulou-se com solução padronizada de permanganato de potássio (KMnO4) gota a gota até o ponto de equivalência (aparecimento de coloração violeta-clara (rósea). O volume de KMnO4 consumido na titulação foi de 12,30 mL.



PROCEDIMENTOS

O experimento foi realizado em duplicata, seguindo os mesmos procedimentos e usando as mesmas quantidades da titulação inicial (Solução preparada com 15,00 mL da solução de peróxido de hidrogênio; 25,00 mL de água destilada; 10,00 mL de ácido sulfúrico 1:5 (v/v)). Titulou-se e o volume de permanganato de potássio consumido dessa vez foi de 12,50 mL.



RESULTADOS E DISCUSSÃO

O experimento veiculado no audiovisual prático proposto como subsídio para elaboração do seminário e, por extensão, do presente relatório, buscava determinar a concentração (teor) de peróxido de hidrogênio em amostra de água oxigenada. O procedimento consistiu de uma volumetria de redox, especificamente, pelo método da permanganimetria, uma vez que utilizou-se do permanganato de potássio, o qual reagiu em meio ácido, reduzindo-se a Mn2+. Tecnicamente, o procedimento consistiu na adição da solução padronizada do permanganato de potássio à solução preparada de peróxido de hidrogênio (água oxigenada). De modo tal que o ponto final da titulação foi notado quando a solução se tornou rosa.




Na primeira titulação gastou-se um volume de 12,30 mL de KMnO4

0,0198 M; na segunda titulação, 12,50 mL. Desse modo, a média aritmética dos volumes de permanganato de potássio consumido foi de 12,40 mL. Com esses dados, foi possível determinar a concentração de H2O2 na amostra. Para tanto, seguiu-se os seguintes cálculos, baseados na estequiometria da reação de redox.




De acordo com a reação de titulação: 5H2O2 + 2MnO4

- + 6H+ ↔ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

Para cada 2 mols de permanganato são necessários 5 mols de peróxido de hidrogênio.Essa reação ocorre devido as propriedades oxidantes e redutoras do peróxido de hidrogênio, que depende do potencial de oxidação das substâncias com as quais regae. Entretanto, nesta reação específica, o peróxido de hidrogênio atua como um agente redutor, passando a O2.


RELATÓRIO DA PRÁTICARESULTADOS E DISCUSSÃODe acordo com a reação de titulação:

5H2O2 + 2MnO4- + 6H+ ↔ 2Mn2+ + 8H2O + 5O2

Ou seja, pela estequiometria da reação, tem-se que: 5n = 2n

Então, dado [MnO4

-]= 0,0198 mol/L, tem-se que:

5CV = 2CV5 x 0,0198 x 12,4 = 2 xC x 15

1,2276 = 30CC= 0,04092 mol/L

Esta é a concentração da solução.


RELATÓRIO DA PRÁTICARESULTADOS E DISCUSSÃOPartindo do pressuposto de que o produto da concentração da amostra pelo volume da amostra é igual ao produto da concentração da solução pelo volume da solução, pode-se calcular a concentração (teor) de peróxido de hidrogênio na amostra de água oxigenada, a 10 volumes. Assim, tem-se que:

CV (amostra) = CV(solução)C x 5,0 mL = 0,04092 mol/L x 100,0 mL

C(amostra) = 4,092/5,00C(amostra) = 0,8184 mol/L

Esta é a concentração da amostra.


RELATÓRIO DA PRÁTICARESULTADOS E DISCUSSÃODada a massa molar do H2O2= 34 g e fazendo-se: C(amostra)= m(H2O2)/M x V, tem-se que:

m= C x M x Vm= 0,8184 mol/L x 34 g x 0,1 L

m= 2,78 g

Desse modo, o teor de H2O2 encontrado na amostra de áqua oxigenada 10 Volumes (ou 3%), foi de 2,78% (ou 9,3 Volumes), o que representa um valor bastante aproximado do que se esperava.


RELATÓRIO DA PRÁTICAConclusão Diante do que foi visto e calculado, pode-se concluir que o método da permanganimetria, que faz uso do permanganato de potássio como reagente volumétrico, é um dos mais importantes métodos volumétricos de oxidação. O permanganato de potássio é um poderoso agente oxidante e suas soluções possuem coloração violeta intensa, podendo ele próprio atuar como indicador, pois o ponto final na titulação é observado pelo aparecimento de uma coloração rósea persistente e baseia-se na redução do permanganato a íon manganês (II) em meio ácido.


RELATÓRIO DA PRÁTICAConclusão Ademais, o grupo de trabalho obteve, pela observação e análise deste experimento, um conhecimento prático das aplicações da permanganimetria, neste caso, aplicada na determinação do teor de peróxido de hidrogênio em água oxigenada comercial de 10 volumes, onde verificou-se que a porcentagem de H2O2 foi bem próxima do esperado que é de 3% para 10 volumes, com acerto da ordem de 93%.

Equilíbrio de complexação, volumetria de complexação, aplicaçãoEquilíbrio de complexação, volumetria de complexação, aplicação

REFERÊNCIAS

CUNHA, Ricardo Bastos. Apostila de Química Analítica Quantitativa. 1. ed. Brasília: Instituto de Química/ CopyMarket.com, 2001.

ROMÃO, Luciane Pimenta Cruz. Química analítica II. 1. ed. São Cristóvão: Universidade Federal de Sergipe, CESAD, 2008.es.scribd.com/doc/.../PERMANGANOMETRIA (Acesso em 07 de julho de 2012) pt.scribd.com/doc/38725202/Quimica-Analitica-Apostila-Completa (Acesso em 05 de julho de 2012) www.ebah.com.br/.../apostila-quimica-analitica-quantitativa-qualitati... (Acesso em 05 de julho de 2012) www.ebah.com.br/content/.../apostila-quimica-analitica-quantitativa (Acesso em 06 de julho de 2012) www.ebah.com.br/.../determinacao-h2o2-por-permanganometria (Acesso em 07 de julho de 2012) www.ebah.com.br/search?q=permanganometria (Acesso em 07 de julho de 2012) www.nucleoeducafrovalongo.org/.../...(Acesso em 08 de julho de 2012) www.quimica.ufpb.br/monitoria/.../Aula_11_QA_Classica_KMB.ppt (Acesso em 06 de julho de 2012) www.ufrb.edu.br/fadigas/index2.php?option=com...task... (Acesso em 07 de julho de 2012)

seminário equilíbrio e volumetria de redox

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