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ROTEIRO DE AULA PRÁTICA Nº 10 – ENSAIO 7
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
1. OBJETIVOS
Verificar e comparar a reatividade de diferentes metais e substâncias decorrente da tendência
de cada espécie em se oxidar ou reduzir.
2. CONCEITUAÇÃO TEÓRICA
Uma classe de reações químicas que merece destaque pela sua grande e importante
aplicação prática é das reações de oxi-redução. Podemos defini-las como sendo reações onde
ocorrem transferências de elétrons.
A espécie que perde elétrons sofre oxidação, enquanto que a espécie ganhadora de
elétrons sofre redução. A substância capaz de promover a redução de outra é chamada de
agente redutor, enquanto que a substância capaz de oxidar outra espécie é chamada agente
oxidante.
Por exemplo, quando uma barra de zinco metálico é colocada em contato com uma solução
aquosa de sulfato de cobre (CuSO4). Observa-se imediatamente a formação de um depósito
escuro de cobre metálico sobre a superfície do zinco e o desaparecimento da cor azul
característica da solução de CuSO4, indicando que os íons cúpricos, Cu2 (aq) são consumidos na
reação.
As equações que representam os fenômenos ocorridos podem ser representadas por semireações e a reação global:
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e
(semi-reação)
(semi-reação)
(Reação Global)
2+
Cu (aq) + 2e  Cu(s)
(Reação de oxidação)
(Reação de redução)
Zn(s) + Cu2+(aq)  Cu(s) + Zn2+ (aq)
As espécies Zn(s) e Cu2+(aq) possuem tendências opostas com relação à perda e ganho de
elétrons, daí a grande espontaneidade da reação entre elas. A maneira natural de verificar a
espontaneidade de diferentes pares de substâncias é observando se ocorre ou não reação entre
eles.
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Para permitir esta comparação foi atribuído um valor arbitrário de potencial igual a 0,000V à
tendência da semi-reação abaixo:
2H+ (aq) + 2e  H2(g)
E0 = 0,00V
Isto sob condições estipuladas como padrão de 25 ºC e 1 atm e concentração dos íons em
solução igual a 1 molxL-1.
A partir daí, foram medidas as diferenças de potencial de cada uma das diferentes espécies
em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, nas mesmas condições padrão.
Observando-se uma tabela com alguns potenciais padrão, cada semi-reação é descrita na
forma de redução. Contudo para se obter o potencial da reação inversa à oxidação, basta mudar o
sinal da tensão (ou potencial).
No exemplo da barra de zinco metálico colocada em contato com uma solução aquosa de
CuSO4 é observado que o zinco se oxida e os íons de Cu2- (aq) se reduzem. Portanto, as
possíveis reações e seus potenciais padrão são:
Zn0(s)  Zn2-(aq) + 2eCu2-(aq) + 2e-  Cu0 (s)
Zn0(s) + Cu2-(aq)  Cu0(s) + Zn2-(aq)
Eº = + 0,78V
Eº = + 0,34V
 Eº = + 1,10V
Como pode ser verificado no exemplo acima, a previsão do potencial total da célula é feita
com base na adição dos potenciais padrão correspondentes às reações de eletrodo tal como
ocorrem na célula. O Eº resultante é numericamente igual ao potencial da célula galvânica medido
experimentalmente.
Uma tensão positiva (  Eº> 0) está associada a uma reação espontânea e uma tensão
negativa (  Eº< 0) mostra que a reação não ocorre espontaneamente.
É muito importante salientar que quando se multiplica os coeficientes estequiométricos de
uma semi-reação por um fator (para que os elétrons sejam cancelados) o potencial da mesma
não deve ser multiplicado por este fator, porque as tensões produzidas pelas células, no
estado padrão são independentes das quantidades de reagentes e produtos.
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Neste experimento pretende-se estabelecer uma ordem crescente da força oxidante e
redutora de uma série de elementos metálicos e do elemento hidrogênio. Assim como discutir
estas observações baseando-se exclusivamente em fatos experimentais sem o auxílio de um
voltímetro.
3. EQUIPAMENTOS E MATERIAIS NECESSÁRIOS
Pisseta com água destilada
Tubos de ensaio
Alumínio
Chumbo
Cobre
Estanho
Ferro ( pregos )
Magnésio
Palha de aço
Solução de AlCl3
1 molL-1
Solução de CuSO4
1 molL-1
Solução de FeCl3
1 molL-1
Solução de HCl
1 molL-1
Solução de MgCl2
1 molL-1
Solução de Pb(NO3)2 1 molL-1
Solução de SnCl2
1 molL-1
Solução de ZnSO4
1 molL-1
Soluções de: MnO4-; Fe3+; C2O42; ClO-; Fe3+; Cr2O72-; SO42- e Cl-.
4. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
1ª Parte
Limpe bem a superfície dos metais mostrados na tabela, lixando-os e lavando-os com água
destilada. Seque-os logo em seguida.
Coloque pequenas quantidades de cada metal em diferentes tubos de ensaio ou beckers.
Em seguida, adicione em cada tubo 2 a 3 cm3 de solução.
O professor escolherá as soluções a serem trabalhadas.
Observe e anote em quais recipientes ocorre reação.
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Tabela: Reatividade dos metais frente a diferentes soluções
Solução
MgCl2
SnCl2
ZnSO4
CuSO4
Pb(NO3)2
FeCl3
AlCl3
HCl
Al
Cu
Fe
Mg
Pb
Sn
2ª Parte
Misture em um tubo de ensaio cerca de 1,0 cm3 de cada um dos reagentes especificados
abaixo. Escrever em cada caso, se ocorreu evidência de reações químicas. Caso tenha ocorrido,
tente escrevê-las utilizando uma tabela de potenciais.
a) Fe3+ + MnO4- (meio ácido)
b) C2O42- + MnO4- (meio ácido)
c) H2O2 + MnO4- (meio ácido)
d) Fe3+ + Cr2O72- (meio ácido)
e) Cu2+ + Cr2O72- (meio ácido)
5. RESULTADOS E CONCLUSÕES
Para cada sistema da 1ª e 2ª partes escreva as semi-reações, a reação global e calcule a
diferença de potencial padrão (  Eº) usando os dados da tabela de potencial padrão. Verifique
assim a espontaneidade de cada reação. Compare os resultados calculados com os obtidos
experimentalmente. Explique possíveis discrepâncias.
6. BIBLIOGRAFIA
MAHAN, B.H. Química – Um Curso Universitário. São Paulo. Editora Edgard Blucher, 1970.
RUSSEL, J. B. Química Geral. São Paulo, McGraw-Hill, 1982.