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Relatório: “Prática 1: Eletrólise de Soluções Salinas e Obtenção de Hidrogênio”
BC1302 – Química dos Elementos
Discentes:
Igor Santo Magalhães Costa – RA: 11041508
Marina de Lima Barroso – RA: 11108310
Thiago Murakami Figueiredo da Cruz – RA: 11100810
Vinicius Yudi Nomiyama de Oliveira– RA: 11119511
Turma: A – Diurno
Docente: Profº Dr. José C. Moreira
Experimento realizado no dia: 03/05/2013
Santo André, 2013
Sumário
1. Introdução
2. Objetivos
3. Questionário
4. Conclusão
5. Bibliografia
Introdução
1. Caracteristicas gerais do hidrogênio:
O hidrogênio é o elemento mais abundante no universo
(aproximadamente 92%). Já comparando com outros elementos
elementos, possui uma estrutura simples, visto que, contém um próton
(carga positiva de 1) e um elétron circundante. Por esta razão, a
configuração eletrônica através do modelo de Linus Pauling é de 1s1.
A estabilidade do hidrogênio pode ser alcançada de três maneiras
diferentes:
1.1Formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro
átomo:
O hidrogênio forma esse tipo de ligação preferencialmente com
não-metais, por exemplo H2, H2O, HCl(gás) ou CH4. Muito metais
também formam esse tipo de ligação [1].
1.2Perdendo um elétron para formar H+
Um próton é extremamente pequeno (raio de aproximadamente
1,5 x 10-5 Å, comparando com os 0,7414 Å do hidrogênio e 1-2 Å da
maioria dos átomos). Por sero H+ muito pequeno, ele tem um poder
polarizante muito grande, e portanto deforma a nuvem eletrônica de
outros átomos. Assim, os prótons estão sempre associados a outros
átomos ou moléculas. Por exemplo, na água ou soluções aquosas de
HCl e H2SO4, o próton existem na forma de íons H3O+, H9O4+ o
H(H2O)n+. Prótons livres não existem em “condições normais” ,
embora eles sejam encontrados em feixes gasosos a baixas
pressões, por exemplo num espectrômetro de massa [1].
1.3Adquirindo um elétron e formando H-
Sólidos cristalinos como o LiH contém o íon H-, sendo formados
por metais altamente eletropositivos (todo o Grupo 1 e parte do
Grupo 2). Os íons H- não são, porém, muito comuns.
Como a eletronegatividade do H é de 2.1, ele pode valer-se de
qualquer um desses três meios, sendo o mais comum a formação de
ligações covalentes [1].
2. Formas de obtenção do hidrogênio:
Existem várias formas de se obter o hidrogênio. Essas variam de
acordo com os reagentes utilizados e os controles de processo
aplicados:
2.1 Uma forma de se obter o hidrogênio em grande escala e baixo custo
é passando-se vapor de água sobre coque aquecido ao rubro. O
produto obtido é o gás d’água, ou seja, uma mistura de CO e H2
(combustível bastante exotérmico). A temperatura onde ocorre a
reação é por volta de 1000 °C [1].
C + H2O CO + H2
CO + H2 + O2 CO2 + H2) + calor
A dificuldade na obtenção do H2 puro ocorre devido o dificil processo
de remoção do CO, na qual esse pode ser liquefeito a baixas
temperaturas e sob pressão, podendo ser assim separado do H2.
2.2 Hidrogênio muito puro (pureza 99,9%) é preparado por eletrólise
da água ou de solução de NaOH ouKOH. Esse método mais
dispendioso. A água não conduz muito bem a corrente elétrica,
sendo comum a eletrólise de soluções de NaOH e KOH numa célula
com anodos de níquel e cátodos de ferro. Os gases produzidos nos
compartimentos do anôdo e cátodo devem ser mantidos separados
[1].
Ânodo: 2OH- H2O + 1/2O2 + 2e-
Cátodo: 2H2O + 2e- 2OH- + H2
Reação global: H2O H2 + 1/2O2
Objetivos
Estudar a eletrólise de sais minerais e identificar os compostos
formados. Estudar alguns métodos de obtenção, no laboratório, de gás
hidrogênio.
Metodologia
Foi seguida a metodologia dada no pré-relatório, com algumas
exceções, como:
1. Na “Parte 1: Eletrólise do Cloreto de Sódio em solução”, a diferença do
pré-relatório com a prática foi a recomendação de uso de H2O, pois
experimentalmente foi usado 20ml, sendo que no texto dado, a
passagem era à de adição de 10ml de H2O à um béquer.
2. Na “Parte 3: Reações de metais com solução ácida” e também na “Parte
4: Reação de metais com água em meio básico”, há um passo
determinando o aquecimento da mistura, com cuidado, em banho Maria.
Este processo não foi realizado experimentalmente.
3. Novamente, em ambas as partes (3 e 4), não foi realizado o passo de
acender o fósforo à ser aproximado cuidadosamente da bolha de sabão.
No caso, o detergente foi colocado na placa de petri.
Experimento/Questionário
Parte 1:
Ao decorrer da eletrolise foi possível observar vários fenômenos. No
polo negativo ou catodo houve a seguinte semi-reação:
H2O(aq) + 2e- H2(g) + OH-(aq)
Devido a formação de H2 na eletrolise foi possível a observação de
bolhas desse gás. O hidrogênio é usado na indústria de diversas maneiras
como por exemplo: Atmosfera controlada de fornos para a indústria
metalúrgica, hidrogenação de gorduras e óleos na indústria petroquímica,
química e alimentícia entre outros.
Outro produto gerado por meio da semi-reação é o OH- no qual é mais
contundente ao lado do catodo pois a fenolftaleína em meio básico torna a
solução rosa.
No polo positivo ou anodo houve a seguinte semi-reação:
2Cl- Cl2(g) + 2e-
Após essa semi-reação notamos que o gás cloro reage com a água
presente na solução gerando uma cor esbranquiçada no anodo. Isso pode ser
explicado por meio da seguinte reação:
2H2O + 2Cl2 4HCl + O2
Na segunda parte do experimento o tubo 1 ficou com coloração marrom,
o tubo 2 com coloração branca e tubo 3 ficou amarelo devido ao azul de
bromotimol que funciona como indicador ácido base e em meio ácido torna a
solução amarela.
Parte 2:
Ao conectar os eletrodos de carbono imergidos em solução de
KI(0.5mol.L-1) à bateria, se dá o processo de eletrólise, na qual as semi-
reações abaixo explicam o que ocorre.
cátodo(redução) 2 H3O1+(aq) + 2e- → 2 H2O(l) +1 H2(g)
ânodo(oxidação) 2I 2e- + I2
Pode se observar na figura 1 uma contestação de que está sendo
formado, reacionalmente, o íon de iodo, pelo fato de que ao redor do catodo há
a formação de uma coloração alaranjada e há a formação de pequenas bolhas
ao redor do anodo. Após dez minutos de reação, utilizamos o conta-gotas para
adicionar a solução em um tubo de ensaio, indicado para medir o pH da
solução. Tal pH obtido experimentalmente foi definido pela comparação do
papel indicador e uma tabela pré-fixada, na qual observamos que o pH da
solução após eletrólise foi aproximadamente 13.
Fig. 1 – Solução de KI após 10 minutos de eletrolise
Fig. 2 – Visão aproximada do catodo.
Fig. 3 – Visão aproximada do anodo.
Parte 3:
Ao colocar a ponteira na placa de petri contendo detergente, foi possível
observar uma formação de bolhas de H2. Esse gás foi produzido através da
reação:
Zn(s)+ 2HCl H2(g) + ZnCl2
Ao substituir o zinco por alumínio, também ocorreu formação de bolhas
de gás hidrogênio. A reação a seguir demonstra o que ocorreu em tal processo.
2Al(s) + 6HCl 3H2 + 2AlCl3
Parte 4:
Primeiramente, deve-se saber que o alumínio metálico é extremamente
reativo com a água, por esta razão, o papel alumínio possui uma fina camada
superficial, composta por Al2O3 (óxido de alumínio), evitando-se assim o
contato direto en o aluminio metálico e a água. No entanto, essa película sofre
decomposição devido a presença do NaOH (hidróxido de sódio) formando o
NaAl(OH)4 (aluminato de sódio).
Al2O3(s) + 2NaOH(aq) + 3H2O(l) 2NaAl(OH)4(aq)
Em contato com a água o aluminio irá produzir o gás hidrogênio:
2Al(s) + 3H2O(l) 2Al(OH)3(aq) + 3H2(g)
O hidróxido de alumínio é insolúvel em água, por isso é encontrada na
borra acizentada formada durante o experimento. Outro fator observado nesse
experimento é que a solução possui uma coloração mais escura devido ao
aluminato de sódio.
Durante o experimento:
A fig. 4 abaixo ilustra as reações químicas explicitadas anteriormente,
onde o alumínio passa a reagir com a água, liberando H2(g):
Fig. 4 – Reação exotérmica entre o alumínio metálico e a água.
Por se tratar de uma reação exotérmica verificou-se um aquecimento do
tubo de ensaio e a formação de alguns residuos cinzas insolúveis em água
(hidróxido de alumínio e impurezas).
Como ressaltado na parte experimental, não foi utilizado a chama do
fósforo, porém caso essa tivesse sido utilizada, poderia ser verificado uma
“explosão amarelada”, o que garantiria que o gás formado da reação entre o
alumínio e a água é inflamável.
Seria possivel substituir o aluminío pelo zinco? Pode-se substituir o zinco
pelo alumínio, porém a reação será menos exotérmica e haverá uma menor
liberação do gás hidrogênio. Isso ficou comprovado quando comparado de
forma simples os tubos de ensaio com zinco e aluminio, pois o com alumínio
apresentou uma temperatura mais elevada e o mesmo formou mais bolhas na
superfície do detergente, caracterizando assim, uma reação com a formação
de mais moleculas do gás hidrogênio.
Conclusão
Podemos concluir que é possível obter o gás hidrogênio a partir de
processos eletroquímicos, como a eletrólise. No caso em questão, observamos
que há a possibilidade de obter tanto por eletrolise ígnea quanto por eletrolise
aquosa. Outra maneira de se obter gás hidrogênio é a reação entre um ácido
forte mais um metal, como o Zinco e Alumínio, ou então por reação entre uma
base forte e um metal, como o Alumínio.
Bibliografia[1] - Lee, J. D., Química Inorgânica Não Tão Concisa. Edgard Blucher Ltda, 5a ed., SãoPaulo, 2006http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/eletrolise-iodeto-potassio.htmhttp://www.fcfar.unesp.br/alimentos/bioquimica/praticas_ch/teste_amido.htm