Respondendo ao Luciano Valério: Equilíbrio de Redox

Oi Luciano,

Tudo bem?

Primeiro de tudo, vc avaliou no laboratório o poder redutor do açúcar frente a algum íon metálico, ou seja, vc usou um reativo qualquer eu ele reduziu e formou possivelmente CO2 e o Metal na forma Me(0) como um dos produtos e liberou algum gás, usa-se muito bexigas (bolas de látex) para evidenciar esse desprendimento, mas até pode acontecer uma efervescência na hora.
Também usa-se Ag+, em um reativo, em Bioquímica ou Química biológica utilizamos para fazer espelho de prata uma reação também de redução de açúcares e podem ser feitas várias práticas, bem clássicas e conhecidas por estudantes de graduação e professores de Química, mas a mais visual é a da liberação do CO2 e confinamento até em camisinhas, o que gera uma certa descontração no momento da prática, enfim, é até lúdica.
Sabe aquela historinha do mentex ou aquelas pastilhas mastigáveis que são colocadas dentro de coca-cola ou refrigerante gaseificado e vc vê uma liberação de gás imensa que fazem doideiras com aquilo?
Vou até procurar no Youtube, pois é até lenda, mas não é não, é a própria, é a experiência só que ampliada, ok?
O que acontece tb é a liberação de CO2 nessas reações deslocando o equilíbrio mais ainda pra produção do mesmo gás e dando um volume ainda maior a produção e por isso sendo aquela festa que fazem, de efeitos especiais e outros bichos.
Mas voltando, como você começa os cálculos de qualquer oxi-redução?
Primeiro atribuindo todos os NOX ou averiguando quais elementos variam de NOX, uns se oxidando e outros se reduzindo.
Uma vez visto isso, vc averígua de quanto variou esses elétrons no mesmo elemento, e o que ocorreu em cada um.
Se o agente oxidante variar de x vc irá colocar o número dessa variação como índice estequiométrico do agente redutor e vice-versa, cuidado sempre com a atomicidade (nº de átomos do elemento que variou de estado de oxidação), pois dependendo, vc terá que multiplicar essa variação pela atomicidade e colocar o resultado no lugar do índice, ok?
Depois disso feito, vc tem que voltar ao método clássico de tentativa ajustanto elemento por elemento dos reagentes e dos produtos, respeitando sempre a Lei das mesmas massas de Lavoisier, porque nada se perde, nada se cria, mas tudo se transforma, tá certo?
Espero ter ajudado!

Um abraço,

Cristiana

PS.: Achei tb isso: Os açúcares redutores possuem grupos aldeídos e cetonas livres na cadeia e são chamados redutores por atuarem como agentes redutores,isto é,que sofrem oxidação(doam elétrons).Açúcares não redutores (como a sacarose) possuem esses grupamentos interligados e tormam-se redutores a partir do momento em que sofrem hidrólise(quebra).
Como exemplo, temos a glicose. Esses açucares sao aldoses(possuem grupos aldeídos livres) que ao sofrerem reações de oxi-redução atuam reduzindo outras substancias como a Ag e o íon cuproso. As cetoses( possuem grupos cetonas) nao são açucares redutores.

Pequena pesquisa teórica:

Oxidação e Redução

Objetos de Prata tendem a se oxidar.

Na reação de oxidação ocorre a perda de elétrons, enquanto a reação de redução consiste em ganhar elétrons.
A Oxidação pode ocorrer em três circunstâncias: quando se adiciona oxigênio à substância, quando uma substância perde hidrogênio ou quando a substância perde elétrons. Exemplo: as saladas de frutas tendem a se escurecer quando entram em contato com o ar, isso porque o oxigênio age promovendo a oxidação das frutas. Uma dica para que isso não ocorra é adicionar suco de limão ou laranja, pois a vitamina C presente nas frutas cítricas impede a ação oxidante do oxigênio sobre a salada.

A Redução, por sua vez, é o inverso e ocorre também de três maneiras: quando uma substância perde oxigênio, quando ganha hidrogênio ou quando ganha elétrons. Exemplo: Quando o Óxido de Cobre (negro) é colocado em aparelhagem apropriada (câmara) para que ocorra sua redução o Gás Hidrogênio entra em contato com o Óxido de Cobre super aquecido e, como resultado, ele perde oxigênio e vai aos poucos se tornando rosa, pois está sendo reduzido a Cobre.

Reação de Óxido-redução: Sabe-se que oxidação e redução ocorrem juntas na mesma reação química. Esse fenômeno recebe o nome de Reação redox ou Óxido-redução. Óxido-redução são reações que transferem elétrons entre substâncias fazendo com que o número de oxidação (nox) de uma substância aumente enquanto o nox de outra substância diminui. Esse processo não deve ser confundido com as ligações iônicas que doam elétrons de uma substância a outra e sim como um processo de oxidação de uma substância e a redução de outra. Podemos dizer então que em uma reação a substância que perde elétrons e sofre oxidação é designada agente redutor enquanto a substância que ganha elétrons e sofre redução é designada agente oxidante.

Algumas dessas reações são muito úteis para a indústria. O ferro, por exemplo, é extraído pela combinação do minério de ferro com o monóxido de carbono (CO), num alto-forno. Nessa reação, o minério perde oxigênio para formar o ferro (Fe) e o CO recebe oxigênio para formar o CO₂ (dióxido de carbono). A ferrugem é um dos resultados de uma reação redox, na qual o ferro se oxida e forma o óxido de ferro (ferrugem), e o oxigênio do ar é reduzido.
Outro exemplo de reação redox é o da prata em contato com o ar. Os objetos de prata tendem a perder seu aspecto brilhante com o passar do tempo, se tornando embaçados e com coloração escura. Esse fato ocorre porque os átomos de prata da superfície do objeto reagem com outras substâncias, como o oxigênio. Dizemos então que a prata se oxidou, ou seja, passou por uma reação de óxido-redução.

Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola

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Química

Acerto de Equações Redox | Avançado

Publicado em 28/11/2005

Tal como em outras reacções, as reacções de oxidação-redução têm de ser acertadas, o que só é conseguido recorrendo a uma metodologia própria. Existem várias formas de determinar com rigor a reacção que melhor descreve o equilíbrio redox que está a acontecer. Um método possível é o método das semi-reacções de oxidação-redução.

Método das semi-reacções de oxidação-redução:

1. Escrever as equações das semi-reacções que correspondem à oxidação e à redução do equilíbrio redox em estudo, tendo o cuidado de representar correctamente as espécies oxidadas e reduzidas;
2. Acertar, em cada equação, o número de átomos que sofrem a reacção redox;
3. Identificar o meio em que a reacção ocorre:
   1. Se o meio onde a reacção ocorre é ácido nas semi-equações deve-se acertar os átomos de oxigénio com moléculas de água e de seguida os átomos de hidrogénio com iões H⁺;
   2. Se a reacção se der em meio básico acertam-se as semi-equações do mesmo modo que no ponto i). De seguida soma-se igual número de iões HO^- a cada membro da equação, tantos quantos os iões de H⁺ existentes. No lado da semi-equação onde estão presentes os iões H⁺ estes combinam-se com os iões HO^- formando moléculas de água;
4. Com o número de electrões conveniente, acertar as cargas das semi-equações de modo aos dois membros possuirem a mesma carga;
5. Por forma a que sejam trocados o mesmo número de electrões nas semi-reacções, deve-se nesta etapa multiplicar as semi-equações por um factor multiplicativo que torne este número igual.
6. Somar as semi-equações eliminando os electrões e as espécies possíveis, isto é aquelas que apareçam em igual número em lados opostos das semi-reacções.

Química

Acerto de Equações Redox | Avançado

Publicado em 28/11/2005

Exemplo de Acerto de Equações Redox

Considerando a reacção de oxidação-redução em meio ácido, acerte a equação:

SO₃^2- + MnO₄^- → SO₄^2- + Mn²⁺

Resolução:

1. Escrita das semi-reacções de oxidação e de redução:
   

   Semi-reacção de redução:	MnO4- → Mn2+
   Semi-reacção de oxidação:	SO32- → SO42-

2. Os elementos que alteram o seu estado de oxidação, o Mn e o S, estão certos logo, neste passo, não há aertos a fazer às equações.
3. Acerta-se o oxigénio somando moléculas de água no lado da equação onde houver falta de oxigénios e, tendo em conta que o meio onde a reacção ocorre é ácido, acertam-se os hidrogénios adicionando H⁺:
   

   Semi-reacção de redução:	MnO4- → Mn2+ + 4H2O	(acerto dos átomos de oxigénio)
   	MnO4- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O	(acerto dos átomos de hidrogénio)
   Semi-reacção de oxidação:	SO32- + H2O → SO42-	(acerto dos átomos de oxigénio)
   	SO32- + H2O → SO42- + 2H+	(acerto dos átomos de hidrogénio)

4. Procede-se ao acerto das cargas das semi-reacções, adicionando electrões onde houver excesso de cargas positivas:
   

   Semi-reacção de redução:	MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O
   Semi-reacção de oxidação:	SO32- + H2O → SO42- + 2H+ + 2e-

5. Nesta etapa é necessário encontrar um factor multiplicativo de forma a que ambas as equações envolvam o mesmo número de electrões:
   

   Semi-reacção de redução:	(MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O ) × 2
   Semi-reacção de oxidação:	(SO32- + H2O → SO42- + 2H+ + 2e-) × 5

6. Por fim através da soma das duas equações obtém-se a equação global:5SO₃^2- + 2MnO^₄- + 6H⁺ → 5SO₄^2- + 2Mn²⁺ + 3H₂O

1[2]

Autor(es):
Grupo de Produção de Conteúdos de Química

http://www.e-escola.pt/site/topico.asp?topico=293&ordem=1&canal=3

Reação redox

Origem: Wikipédia, a enciclopédia livre.

Ir para: navegação, pesquisa

Redução (ganho de elétrons) da molécula de FAD.

Imagem:Pilha Cu Ag.PNG

A pilha Cu-Ag, um exemplo de reação redox.

As reações de redução-oxidação (também conhecido como reação redox) são as reações de transferência de elétrons. Esta transferência se produz entre um conjunto de espécies químicas, um oxidante e um redutor (uma forma reduzida e uma forma oxidada respectivamente).

Para que exista uma reação redox, no sistema deve haver uma espécie que ceda elétrons e outra espécie que as aceite:

• O redutor é aquela espécie química que tende a ceder elétrons de sua estrutura química ao meio, ficando com uma carga positiva maior à que tinha.
• O oxidante é a espécie que tende a captar esses elétrons, ficando com carga positiva menor à que tinha.

Quando uma espécie química redutora cede elétrons ao meio se converte em uma espécie oxidada, e a relação que guarda com seu precursor fica estabelecida mediante o que se chama um par redox. Analogamente, se diz que quando uma espécie capta elétrons do meio se converte em uma espécie reduzida, e igualmente forma um par redox com seu precursor reduzido.

Índice [esconder] 1 Princípio de Eletroneutralidade 1.1 Oxidação 1.2 Redução 2 Números de oxidação 3 Ver também

Princípio de Eletroneutralidade

Dentro de uma reação global redox, se dá uma série de reações particulares às quais são chamadas semireações ou reações parciais.

2 Na⁺ + 2 Cl^– → 2 Na^o + Cl₂^o

ou mais comumente,

2 NaCl → 2 Na^o + Cl₂^o

A tendência a reduzir ou oxidar a outras espécies se quantifica pelo potencial de redução, também chamado potencial redox.

Uma titulação redox, é uma na que um indicador químico indica a alteração câmbio na porcentagem da reação redox mediante a virada de cor entre o oxidante e o redutor.

Oxidação

Ver artigo principal: Oxidação

Em cada oxidação há uma perda de elétrons, o que equivale a dizer que um elemento aumentou seu número de oxidação.

2Cl^– → 2 Cl^o + 2 e^–

Redução

Ver artigo principal: Redução

Em toda redução há um ganho total de elétrons, o que significa que um elemento diminui seu número de oxidação.

Na⁺ + e^– → Na^o

Números de oxidação

A quantificação de uma espécie pode ser realizada mediante o número de oxidação da espécie. Durante o processo de oxidação o número de oxidação da espécie que se oxida, aumenta. Por outro lado, durante a redução, o número de oxidação da espécie que se reduz, diminui. O número de oxidação é um número inteiro que representa o número de elétrons que um átomo põe em jogo quando forma um composto determinado.

O número de oxidação:

• Aumenta se o átomo perde elétrons (a espécie que se oxida), ou os compartilha com um átomo que tenha tendência a captá-los.
• Diminui quando o átomo ganha elétrons (a espécie que se reduz), ou os compartilha com um átomo que tenha tendêencia a cedê-los.
• É nulo se o elemento é neutro ou está sem combinar.

Aplicação

Porção de metal oxidado (corroído)

Em biologia molecular, os processos redox têm uma grande importância, já que estão involucrados na cadeia de reações químicas da fotossíntese e da respiração (a nível molecular), dois processos fundamentais para a vida dos organismos superiores.

Na indústria, os processos redox também são muito importantes, tanto por seu uso produtivo (por exemplo a redução de minerais para a obtenção do alumínio ou do ferro) como por seu prevenção (por exemplo na corrosão).

A reação inversa da reação redox (que produz energia) é a eletrólise, na qual se aporta energia para dissociar elementos de suas moléculas.

Ver também

• Columbimetria

Antes de iniciar essa prática, algumas leituras são sugeridas: Introdução aos carboidratos

1. Objetivos – conhecer e identificar o poder redutor de alguns açúcares. 2. Princípios teóricos Se observamos com mais atenção as moléculas apresntadas no texto “Introdução aos carboidratos“, veremos que alguns carboidratos possuem um grupamento -OH (hidroxila) livre no carbono 1 de suas moléculas, enquanto outros não. GLICOSE RIBOSE LACTOSE SACAROSE Observa-se que os açúcares que apresentam a hidroxila livre no C-1 são bons agentes redutores. Por esse motivo a extremidade que contém o -OH passa a ser chamada extremidade redutora e o açúcar, de AÇÚCAR REDUTOR. A capacidade que esses compostos apresentam de reduzir íons metálicos em soluções alcalinas é um bom método de identificação desses compostos. A reação abaixo esquematiza o princípio da prova de Benedict, baseada na redução de íons Cu2+ a Cu+, com formação de um precipitado vermelho ou amarelo:

* OBS: a reação é feita em meio básico porque, nessa condição, a porcentagem de enedióis é maior.

Nessa reação , o aparecimento de um precipitado de coloração vermelho-tijolo indica que os íons Cu²⁺ do reagente de Benedict foram reduzidos a Cu⁺, indicando a presença de um açúcar redutor.

3. Procedimento Experimental

3.1. Material

a) Reagentes e soluções – solução de amido 1% * - solução de glicose 1% - solução de sacarose 1% - solução de frutose 1% - solução de hidróxido de sódio (NaOH) 6N - ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado - água destilada - reativo de Benedict **

b) Vidraria e instrumental - 05 tubos de ensaio - conta-gotas ou pipeta Pasteur - pipetas de 1 e 2 mL

* Como o amido é de difícil dissolução, preparar a solução da seguinte maneira: misturar 1 g de amido com 10 ml de água. Derramar a pasta em um recipiente que contenha 100 ml de água fervente. Cessar a ebulição e deixar esfriar e sedimentar. Separar a parte sobrenadante (sem grumos) por decantação. A solução ganha maior estabilidade se for adicionada de 1g de ácido salicílico (1%).

** Preparo do reativo de Benedict: inicialmente, devem ser preparadas duas soluções, em separado, a saber:

Solução A

– 173g de citrato de sódio (Na3C6H5O7.2H2O)*** - 90g de carbonato de sódio (Na2CO3) - 600 ml de água destilada quente (~80ºC)

*** O íon Cu²⁺ também reage com o meio alcalino, segundo o esquema abaixo:

Para evitar que essa reação aconteça, mascarando o teste para açúcares redutores, é adicionado o citrato de sódio, que mantém o Cu²⁺ em solução, através da formação de um complexo.
Solução B

– solução 17,3% de sulfato de cobre (CuSO₄) em água destilada. Dissolver por agitação.

Para preparar o regente de Benedict, coloque a solução A em um balão volumétrico de 1000ml; em seguida, adicione a solução B sob agitação constante e complete o volume com água destilada.

3.2. Procedimento

Parte I

1. Não esquecendo de identificar, prepare a seguinte bateria de tubos:

(1) 1 ml da solução de amido
(2) 1 ml da solução de sacarose
(3) 1 mL da solução de glicose
(4) 1 ml da solução de frutose
(5) 1 ml de água destilada

2. a cada um dos tubos adicionar 2 ml do reativo de Benedict;
3. aquecer em banho-maria fervente durante 5 minutos;
4. após esfriar, observar e descrever os resultados.

O aparecimento de um precipitado de coloração vermelho-tijolo indica que os íons Cu²⁺ do reagente de Benedict foram reduzidos a Cu⁺, indicando presença de açúcar redutor.

Parte II 1. Transfira para o tubo de ensaio 1 ml da solução de sacarose 1%; 2. adicione 3 gotas de ácido sulfúrico (H2SO4) concentrado; 3. ferva durante 1 minuto; 4. neutralize com 15 gotas de NaOH 6N e adicione 2 ml do reagente de Benedict; 5. aqueça em banho-maria fervente durante 5 minutos; 6. após esfriar, compare o resultado obtido com o experimento anterior.

Veja as fotos desse experimento

O desenvolvimento de um precipitado de coloração vermelho-tijolo indica que os íons Cu²⁺ do reagente de Benedict foram reduzidos a Cu⁺, indicando presença de açúcar redutor.

http://www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/praticas_ch/benedict.htm

Textos em anexo de word, pra vc baixar, abrir e ler:

• t_qb_carboidratos

• t_qb_acucares_refratometria_fehling