A Quimica Hidrólise

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ENSINO TÉCNICO INTEGRADO AO MÉDIO EM QUÍMICA

CORROSÃO

HIDRÓLISE

Datas: Realização: 21/05	Entrega: 05/06	Turma: 3° ETIM “A” - QUÍMICA
Professor(es) Responsável(is): Benão
Aluno: Anny Beatriz	Uso do Professor:	Menção do grupo:
Aluno: Douglas Keven
Aluno: Giulia Ribeiro
Aluno: Jessica Ribeiro
Aluno: Julia Gonçalves
Aluno: Júlio César

TATUÍ, SP

2019

1. INTRODUÇÃO

As moléculas de água são capazes de sofrer uma auto ionização, gerando os íons H+ (ou H3O+) e OH-: [1]

H2O ↔ H+ + OH-
ou
2 H2O ↔ H3O+ + OH-

No entanto, a água é um eletrólito muito fraco e, apesar de possuir esses íons, ela não consegue conduzir corrente elétrica. Assim, para realizar a sua eletrólise, isto é, a sua decomposição por meio de corrente elétrica, é necessário acrescentar um eletrólito, um soluto iônico que pode ser um sal, uma base ou um ácido. [1]

Assim, para conseguir realizar a eletrólise da água, é preciso adicionar algum eletrólito que seja solúvel nela e que gere íons mais reativos que os íons hidrônio (H3O+(Aq)) e hidroxila (OH-(Aq)). Isso porque quanto mais reativo (eletropositivo) for um metal, maior será a sua tendência de doar elétrons e menor será a sua tendência de receber elétrons. Assim, o cátion do metal menos reativo descarrega-se primeiro. [3]

Em relação aos ânions, quanto mais eletronegativo é o elemento que os forma, maior é a sua tendência de atrair os elétrons e menor a sua tendência de doá-los. Por isso, o ânion do ametal menos eletronegativo descarrega-se primeiro. [3]

Observe que os cátions de metais alcalinos, de metais alcalino-terrosos e do alumínio não se descarregam em solução aquosa. Nesses casos, se o meio for neutro, a redução que ocorrerá no cátodo será a da água, mas se for em meio ácido, a redução será a do cátion H+, formando o gás hidrogênio, H2. Se quisermos produzir esses metais alcalinos, alcalino-terrosos e o alumínio, terá que ser por eletrólise ígnea, que ocorre sem a presença de água, com o material fundido. [2]

Veja um exemplo em que a substância dissolvida na água é o sal sulfato de sódio, Na2SO4. Nesse caso, temos em solução os íons provenientes da dissociação do sal e da ionização da água: [1]

Dissociação do sal: 1 Na2SO4 → 2 Na+ + 1 SO2-4  
Ionização da água: 8 H2O → 4 H3O+  + 4 OH-

Conforme se pode verificar na tabela de prioridade de descarga de íons em solução aquosa, o cátion Na+ do sulfato de sódio tem menor facilidade de descarga que o cátion H+ da água, e o ânion SO2-4 tem menor facilidade de descarga que o OH- da água. Assim, o H+ da água sofre redução no eletrodo negativo (cátodo) e produz gás hidrogênio, H2. Enquanto isso, o ânion OH- da água sofre oxidação no eletrodo positivo (ânodo), produzindo gás oxigênio, O2: [1]

Semi-reação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- → H2O + H2
Semi-reação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-  

Somando-se todo esse processo, chegamos à equação global: [1]

Dissociação do sal: 1 Na2SO4 → 2 Na+ + 1 SO2-4  
Ionização da água: 8 H2O → 4 H3O+  + 4 OH-
Semi-reação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- →  4 H2O + 2 H2
Semi-reação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-  

Equação global: 2 H2O → 2 H2 + 1 O2

Não se escreve a fórmula do sal na equação global porque ele não participou da reação, seus íons continuam livres em água na mesma concentração inicial. O sal serviu apenas para ajudar na condução de corrente elétrica e efetivar a eletrólise da água. [1]

Observe que o volume de gás hidrogênio produzido é o dobro do volume de gás oxigênio, o que está de acordo com a fórmula da água, que apresenta a proporção entre esses átomos de 2:1, respectivamente. Por isso, é possível saber qual gás está sendo borbulhado em cada eletrodo. [1]

2. OBJETIVO

Promover a quebra de moléculas de água em seus átomos: Hidrogênio (H) e Oxigênio (O).

3. MATERIAIS E METÓDOS

3.1 MATERIAIS E REAGENTES

• 1 pote de sorvete
• 1 suporte universal
• 2 garras
• 1 fonte
• 2 tubos de ensaio
• Solução hidróxido de sódio (NaOH) 0,1 mol/L
• Fenolftaleína

3.2 PROCEDIMENTO

• Depois de montarmos o sistema de hidrólise com o pote de sorvete, o suporte universal e as garras, nós preenchemos o pote com a solução de NaOH (aproximadamente 300 mL da solução e 300 mL de água, para que chegasse a metade do pote).
• Em seguida colocamos também nos tubos de ensaio a solução de NaOH até preencher quase completamente e então com o auxilio de um pedaço de papel viramos de ponta cabeça dentro do pote já com a solução.
• Desencapamos a fonte (as pontas com as partes positiva e negativa) e colocamos cada polo dos cabos em um tubo de ensaio (negativo em um, positivo em outro), jogamos umas gotas de fenolftaleína e então ligamos a fonte na tomada.
• Observamos que em um dos tubos a coloração rosa ficou presente mais rapidamente, assim como no outro tubo observamos a liberação de gás hidrogênio.

4. ANALISE

Ao início da prática tivemos um pouco de dificuldade para colocar o tubo de ensaio com a solução de água e NaOH no pote, mas quando tivemos o êxito demos início a eletrólise, da qual pode ser verificada a formação de gases nos dois fios que estavam dentro do tubo de ensaio, os quais estavam ligados em uma fonte conectado na tomada, o eletrodo de polo negativo (cátodo) houve a formação de gás hidrogênio. E no eletrodo de polo positivo (ânodo) houve uma grande formação do gás oxigênio.