O Departamento De Química Geral E Inorgânica

UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA

INSTITUTO DE QUÍMICA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA GERAL E INORGÂNICA

QUI – A14 QUÍMICA INORGÂNICA BÁSICA

ENGENHARIA QUIMICA

QUESTIONÁRIO

HIDROGÊNIO E ÁGUA

Hiddekel Samuel  e Maria Gabriela

Salvador

2019

1. Você observou evidências de ocorrência de reação química nos experimentos dos itens 1.a) e 1.b)? Quais?

        Sim, em ambos os casos. No item 1.a) houve desprendimento gasoso bem como aquecimento moderado do sistema. Para o segundo caso notou-se surgimento de coloração amarelada no tubo.

2. Consulte uma Tabela de Potencial Padrão e identifique os potenciais padrão do cobre e do zinco. Do ponto de vista termodinâmico, é esperada a ocorrência de reação desses metais com ácido (experimentos dos itens 1.a) e 1.b))? Explique.

        Em relação ao par redox de referência (H+ /H2), que é zero volts, o potencial padrão de redução do (Zn+2 /Zn) vale -0,76 V e do (Cu+2 /Cu) vale +0,34 V.

        Ao colocar em ácido clorídrico, separadamente, os sólidos de Zinco e Cobre, espera-se a liberação de H2 apenas para o primeiro caso uma vez que há menor potencial de redução do par Zn+2 /Zn em relação a H+ /H2 (padrão). No que se trata da termodinâmica desta reação, baseando-se na equação ΔG= -n.F. ∆Eº - onde ΔG é a variação da energia livre de Gibbs, F é a constante de Faraday (23,09 kcal/V), n o número de elétrons envolvidos na reação e ∆Eº a variação do potencial padrão dos eletrodos-, espera-se que ela ocorra espontaneamente pois seu valor é de aproximadamente -35,10 kcal.

        O sistema Cu(s) + HCl(aq) não reage, pois o deslocamento do hidrogênio molecular é desfavorecido conforme o valor do potencial de redução do Cu+2 /Cu que vale +0,34 V, sendo maior do que o referencial H+/H2. O valor da energia livre de Gibbs desta possível reação é +15,70 kcal, o que confirma a sua não espontaneidade.

3. Identifique os potenciais padrão das espécies químicas envolvidas no experimento 1.c) e proponha as reações de oxidação e redução bem como a reação global que ocorre. Há evidências experimentais que sustentam suas propostas?

Neste experimento, ao misturar hidróxido de sódio e alumínio notou-se desprendimento gasoso bem como aquecimento do tubo, evidenciando-se uma reação química.

        A partir das evidências práticas, dos potenciais padrão de redução das espécies envolvidas, bem como haja vista que o alumínio é um metal de caráter anfótero, pode-se estabelecer a seguinte relação:

Equação de redução da água: 6 H2O(l) + 6 e- → 3 H2↑ + 6 OH-(aq)

Equação de oxidação do alumínio: 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 6 e-

Equação global: 6 H2O(l) + 2 Al(s) → 2 Al+3(aq) + 3 H2↑ + 6 OH-(aq)

        O potencial padrão de redução da água é -0,83 V enquanto o Eº de redução do alumínio é -1,66 V, portanto, este último sofre oxidação para então haver a liberação do hidrogênio gasoso, observado na prática. O ΔG desta reação é -114,99 kcal, ou seja, uma reação exergônica.

        Do ponto de vista termodinâmico, o Al deveria reagir com a água, mas na realidade ele é estável em ambos os casos devido à formação de uma finíssima película de óxido na superfície, que protege o metal de um ataque posterior (J.D.LEE, 1999).

        Isso explica o tratamento desta reação em meio básico com uma solução aquosa de NaOH, pois dessa forma a reação é também cineticamente favorável, com a possível formação de hidrogênio molecular conforme descrito a equação 1:

1. 2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 4 H2O(l) → 2 Na[Al(OH)4](aq) + 3 H2↑

        O aluminato de sódio (Na[Al(OH)4]) é formado a partir dessa reação, em teoria (LEE, 1999), mas na prática sua ocorrência não foi notada por estar em solução aquosa.

4. Ainda com relação ao experimento 1.c), o alumínio poderia ser substituído por qualquer outro metal? Explique.

         Não. Para substituir o Al por outro metal este novo deve ter também um  menor que o da água (-0,83 V) e dessa forma sofra oxidação assim como no caso do alumínio. Exemplos de metais que poderiam assumir esta função são Mn (-1,08 V);  K (-2,93 V) e Ca (-2,84 V).[pic 1]

5. Descreva a reação de eletrólise que ocorre no experimento do item 2.a). Determine o valor da energia de Gibbs e o potencial de célula da reação global. Com base nesses valores, explique por que há necessidade de uma fonte externa de energia para ocorrência da reação. 

        Inicialmente, a cuba eletrolítica é criada a partir da adição de ácido sulfúrico na água onde são gerados íons H+ e SO4-2, portanto sendo o composto ionizado imprescindível uma vez que a água é mal condutora de corrente elétrica.

        Na superfície do ânodo (polo positivo) os íons OH-, SO4-2 e a própria água, devido ao seu polo negativo acentuado, são atraídos, enquanto na superfície do cátodo (negativo) o H+ e a molécula de H2O sofrem atração eletrostática.

        Ao aplicar uma diferença de potencial (ligando o voltímetro) de aproximadamente 30 V, observou-se formação de bolhas sob as superfícies do ânodo e do cátodo. Portanto, a esse fenômeno pode-se atribuir a eletrólise da água, com formação gasosa do oxigênio e hidrogênio moleculares na proporção 1:2.