Relatório de volumetria de oxiredução e reações com transferência de elétrons

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É importante ressaltar que durante a adição da solução padrão pode haver a formação de dióxido de manganês, que é catalisador ativo para a decomposição do peróxido de hidrogênio. isso pode ser evitado com o controle da velocidade de escoamento, tendo que ser relativamente baixa, e garantindo uma alta concentração de acido.

Potencial de redução e de oxidação

o potencial de redução é a espontaneidade, ou a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzido. Cada espécie tem seu potencial intrínseco de redução. analogamente, o potencial de oxidação é a espontaneidade, ou a tendência de uma espécie química doar elétrons e, desse modo, ser oxidado.

Uma mesma substancia possui os dois tipos de potenciais, sendo eles de mesmo modulo e sinais opostos. para determinar a tendência de cada substancia em uma reação de oxiredução deve ser levado em conta à maior diferença entre os potencias de redução e oxidação, temos como exemplo:[pic 4]

Encontramos esse valor diminuindo o potencial-padrão (de redução ou de oxidação) de um eletrodo por outro. No caso dessa pilha, o cátodo é o cobre e o ânodo é o zinco. Os potenciais-padrão de redução de cada um são + 0,34V e – 0,76 V, respectivamente. Fazendo a conta, temos:

E0 = E0red (maior) - E0 red (menor)

E0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+

E0 = + 0,34 – (- 0,76)E0 = + 1,10 V

Cátodo: é o eletrodo no qual ocorre a redução.

Ânodo: é o eletrodo no qual ocorre a oxidação.

Nessas células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através do condutor externo. Para que uma corrente comece a fluir na célula é necessário: (1)que os eletrodos estejam conectados externamente, através de um condutor metálico (2)que as duas soluções de eletrólitos estejam em contato, permitindo o movimento de íons entre elas (3)que uma reação de transferência de elétrons possa ocorrer em cada um dos eletrodos. [4]

No caso da reação redox ser espontânea, se trata de pilha. quando a reação redox não é espontânea, a tratamos como eletrolise, é necessária uma energia externa para que haja movimentação de elétrons.

Segue abaixo a tabela dos potencias de redução e oxidação de alguns elementos:

[pic 5][pic 6]

Durante a transferência de elétrons há a corrosão de um material e o aumento de massa de outro. esse fenômeno pode ser estudado a partir do primeiro exemplo dado, conhecido como pilha de Daniell:

[pic 7]

Com o passar do tempo, observou-se que a placa de zinco era corroída e a placa de cobre aumentava de massa, enquanto a solução de sulfato de cobre, que era azul, ia ficando incolor:

[pic 8]

O zinco metálico tem maior potencial de oxidação que o cobre, por isso ele perde 2 elétrons que são conduzidos para os eletrodos de cobre. Com isso, o zinco metálico (Zn0(s)) sofre oxidação e se transforma no cátion zinco (Zn2+(aq)), que fica na solução. É por isso que a placa de zinco vai perdendo massa com o passar do tempo e a quantidade de cátions Zn2+ aumentam na solução de sulfato de zinco.

O cobre metálico tem maior potencial de redução que o zinco, por isso ele recebe os 2 elétrons que o zinco perdeu. Com isso, os cátions cobre (Cu2+(aq)), que estavam na solução de sulfato de cobre, sofrem redução e se transformam em cobre metálico (Cu0(s)), que se deposita na placa. É por isso que, com o passar do tempo, a massa da placa de cobre vai aumentando. Além disso, a cor azul da solução de sulfato de cobre se deve à presença dos íons Cu2+. Visto que eles vão diminuindo em solução, a sua cor vai se tornando transparente com o passar do tempo. [5]

Esse fenômeno pode ser observado em varias reações com diferentes compostos.

Materiais e Métodos:

Vidrarias:

Aula 11

- pipeta 5ml

- erlenmeyer 125 ml

- bureta 25 ml

Aula 15

- tubo de ensaio

Reagentes:

Aula 11:

- água oxigenada "10 volumes"

- água destilada

- acido sulfúrico

- permanganato de potássio

Aula 15

- solução de sulfato de cobre

- prego

- nitrato de prata

- fio de cobre

- solução de NaBr

- solução de KI

- clorofórmio

- água de cloro

- solução de iodo

- solução de clorato de potássio

- NaOH

Procedimento experimental

Aula 11

Colocado 1 mL de “água oxigenada 10 volumes” através da pipeta volumétrica de 5 ml em um erlenmeyer de 125 mL. Foi adicionado aproximadamente 50 mL de água destilada e 10 mL de ácido sulfúrico 3 mol/L para titular com solução padrão de permanganato de potássio 0, 020 mol/L até coloração rosa pálido permanente. o procedimento foi feito três vezes. para enfim, calcular a concentração em quantidade de matéria de solução de peróxido de hidrogênio e expressar a concentração da solução amostra também em porcentagem (m/v); calcular a força em volume da solução, ou seja, o volume de oxigênio produzido, nas CNTP, por cada litro de solução.

Aula 15

1. foi colocado em um tubo de ensaio um pouco de solução de sulfato de cobre e um prego previamente lixado e reservado para observação.