A Química Inorgânica Experimental

Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – UESB[pic 1]

Departamento de Química e Exatas – DQE

Disciplina: Química Inorgânica experimental I

Docente: Profª Marlúcia Barreto

Turma: P01

Hidrogênio e Água

Jequié-Ba

Dezembro-2018

Resultados e Discussão

3.9) Obtenção do hidrogênio

4.1.1) Em um tubo de ensaio um pedaço de zinco metálico é mergulhado em uma solução de ácido clorídrico. No decorrer da reação observou-se uma lenta formação de bolhas na superfície da apara de Zinco. Ocorre a reação de simples troca:  

Zn(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)

A partir da reação, percebemos que o zinco deslocou o hidrogênio do HCl e foi formada uma nova substância composta, o cloreto de zinco, e outra substância simples, o gás hidrogênio. A formação de bolhas indica a formação do gás hidrogênio, ocorreu de forma lenta porque o acido clorídrico estava diluído a 1,0 mol/litro.

Semi-Reações:

(I)   Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-                                   Eo= +0,763 V   (ânodo)

(II)  2H+(aq) + 2e- → H2(g)                                   Eo=  0 V           (cátodo)[pic 2]

(III) Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq)  + H2(g)                 Eo= + 0,763 V (Fem)

O zinco doa elétrons para o cátion H+ (aq), que se reduz, formando H2 (g). O íon Cl- (aq) não participa efetivamente da reação de oxi-redução, atuando como compensador de carga.

Força eletromotriz (Fem): E0célula = E0cátodo – E0ânodo

E0célula = 0 – (-0,76)

E0célula=  + 0,76V

A força eletromotriz desta reação é maior que zero, positiva, o que indica que ela é espontânea e ocorre no sentido direto da reação.

Energia livre de Gibbs

∆G= -nFE

∆G= -2. (96.500 J/v.mol-1). (0,76V)

∆G= - 146,680 C.V mol-1 ∆G= - 146,680 KJ. mol-1

 A energia livre de Gibbs calculada é negativa o que confirma a espontaneidade da reação. Foi preciso lixar o zinco, porque alguns metais quando expostos ao ar reagem com o oxigênio formando uma camada de óxido que atua como uma barreira impedindo ou dificultando a reação. O zinco na série eletroquímica está acima do hidrogênio, logo ele será oxidado pelos íons positivos do hidrogênio. Como o cloro não reduziu nem oxidou durante a reação, ele não foi utilizado durante os cálculos, já que no início e no fim ele é encontrado na forma de íon cloreto.  

4.1.2) Ao adicionar aparas de alumínio no hidróxido de sódio em solução aquosa, houve formação de bolhas rapidamente, logo em seguida observou-se um turvo branco ou uma nevoa no tubo. Após alguns minutos a solução escureceu. O tubo estava quente, o que evidencia que a reação é exotérmica.

Reação do alumínio com hidróxido de sódio :

2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4](s) + 3 H2(g)

O hidróxido de sódio é uma base muito forte, ele remove a camada protetora e a água entra em contato com o alumínio formando aluminato de sódio com liberação de hidrogênio. A reação é exotérmica, ou seja, libera calor porque  o NaOH libera calor para dissolver na água e a reação do alumínio com a solução também libera calor. O Aluminato está diluído na água, o qual, deixa a água com a cor preta. O hidrogênio é o gás formado e se dissipa no ar muito rápido.

            Semi reações:

(I)   2Al(s) → 2Al3+(aq) + 6e-                                              Eo= + 1,66 V

(II)  6H2O(l) + 6e- →  6OH-(aq) + 3H2(g)                              Eo= - 0,828 V[pic 3]

(III) 2Al(s) + 6H2O(l) → 2Al3+(aq) + -(aq) + 3H2(g)                 Eo= + 0,848

Nos cálculos não foi utilizado o íon sódio pois ele não oxida e nem se reduz.

Força eletromotriz (Fem): E0célula = E0cátodo – E0ânodo

E0célula = 1,66 – (-0,828)

E0célula=  + 2,49V

A força eletromotriz desta reação é maior que zero, positiva, o que indica que ela é espontânea e ocorre no sentido direto da reação.

Energia livre de Gibbs

∆G= -nFE

∆G= -6. (96.500 J/v.mol-1). (2,49V)

∆G= - 1.441.710,0 C.V mol-1 ∆G= - 1441,71 KJ. mol-1

Ao ser calculada a energia de Gibbs e a força eletromotriz  os valores permitem que seja afirmado que a reação é espontânea.

3.10) Atividade do hidrogênio molecular.

4.2.1 a) Ao acrescentar a um tubo de ensaio 10,00ml de solução de ácido sulfúrico 4,0 mols/litro e cerca de 10 gotas de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/litro, a princípio não misturavam as duas substâncias, mas após agitar a mistura, eles se misturaram formando uma solução de tom rosa. Depois de alguns minutos a solução ficou incolor. Abaixo segue a equação que representa a reação entre o H2SO4 e o KMnO4: