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