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Relatório da primeira prática de Química Inorgânica I, sobre hidrogênio e água
Tipologia: Trabalhos
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Departamento de Ciências e Tecnologias – DCT Disciplina: Química Inorgânica Experimental I Professora: Marlúcia Barreto
Resultados
4.1) Obtenção do hidrogênio 4.1.1) Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico 1,0 mol/L: Adicionou-se o zinco metálico (Zn) no tubo de ensaio, logo em seguida, adicionou-se o ácido clorídrico (HCl) 1,0 mol/L ao mesmo tubo de ensaio. Ao observar a reação, percebeu-se liberação de bolhas, não houve variação de temperatura perceptível, o que pode ser percebido ao tocar no exterior do tubo de ensaio durante a reação, não houve mudança perceptível de cor da solução aquosa (manteve-se translúcida) e ocorreu a oxidação do zinco, confirmando a espontaneidade da reação, descrita pela seguinte equação: Zn ( s )+ 2 HCl ( aq ) ⟶ ZnCl 2 ( aq )+ H (^) 2 ( g ) 4.1.2) Reação entre alumínio metálico e hidróxido de sódio a 30% (m/v): Adicionou-se o alumínio metálico (Al) no tubo de ensaio, logo em seguida adicionou-se o hidróxido de sódio (NaOH) 30% (m/v) ao mesmo tubo de ensaio. Ao observar a reação, percebeu-se liberação de bolhas maior que na reação entre zinco metálico e ácido clorídrico, não houve variação perceptível de temperatura, o que foi percebido ao tocar no exterior do tubo durante a reação. Houve mudança na coloração da solução aquosa, que mudou de translúcida para branca e opaca. Houve oxidação do alumínio metálico, descrita pela seguinte reação: 2 Al ( s )+ 2 NaOH ( aq )+ 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 NaAlO 2 ( (^) aq ) + 3 H 2 ( g ) 4.2) Atividade do hidrogênio atômico e molecular 4.2.1) Reação entre permanganato de potássio 0,01 mol/L e ácido sulfúrico 4, mol/L: Adicionou-se ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) a um tubo de ensaio, logo em seguida adicionou-se permanganato de potássio (KMnO 4 ) em solução aquosa de 0,01 mol/L. Após breve agitação para haver um contato mais efetivo entre os dois reagentes, deixou-se um tempo, a solução permaneceu da mesma coloração (rosa). Ocorre a seguinte reação: H 2 SO 4 ( aq )+ 2 KMnO 4 ( aq ) ⇌ 2 HMnO 4 ( aq )+ K 2 SO 4 ( aq )
aquecida novamente adquiriu um aspecto azul. Ao soprar a área aquecida, gradativamente a coloração tornou-se rosa novamente. Discussão 4.1) 4.1.1) Á água possui propriedade anfótera (do grego amphoteroi : ambos), ou seja, possui capacidade de reagir como ácido (eletrófilo) ou base (nucleófilo) em reações químicas, dependendo da capacidade de abstrair prótons ou doar prótons em comparação com o composto com qual reage. Ao reagir com um ácido mais forte (ou seja, um ácido com maior ação oxidante que a água), o oxigênio presente na molécula de água, que possui um momento dipolo negativo (δ-) abstrai o próton de hidrogênio do ácido clorídrico, este próton por sua vez, possui momento de dipolo positivo (δ+). Ao abstrair o próton, forma-se a base conjugada do ácido clorídrico, o íon cloreto, e o íon hidrônio. O íon hidrônio é um ácido mais fraco que o HCl, logo, seguindo o princípio proposto por Le Chatêlier, o equilíbrio da reação se desloca para os produtos, o que favorece a decomposição do ácido clorídrico e a formação de hidrônio, descrita na seguinte reação: H 2 O ( l )+ HCl ( aq ) ⟶ H 3 O ( aq ) +¿+ Cl (^ − aq ¿¿)^ ¿ Os prótons de hidrogênio são retirados do íon hidrônio, por este não ser estável, estes recebem elétrons do zinco metálico, por este ser mais reativo, formando o hidrogênio atômico (H), que reage formando hidrogênio molecular (H 2 ), os íons cloreto (Cl-) presentes no meio são atraídos então pelo zinco iônico, formando o sal cloreto de zinco (ZnCl 2 ) que é liberado em forma de gás na seguinte reação: Zn ( s )+ 2 H 3 O ( aq ) +¿+ 2 Cl (^ − aq ¿ ⟶ )^ Zn^ Cl^2 +^2 H^^2 O (^ l )^ +^ H^^2 (^ g )¿^ ¿ 4.1.2) O hidróxido de sódio é uma base formada por uma ligação iônica entre uma hidroxila (OH) com carga formal negativa e um átomo de sódio (Na) com carga formal positiva. Ao ser dissolvido em um solvente com polaridade acentuada (como é o caso da água, meio onde a reação ocorre), ela sofre o fenômeno químico de dissociação, ou seja, a atração eletrostática entre seus íons é
quebrada e são separados no solvente, sofrendo logo em seguida a solvatação, que é o processo no qual o solvente combina-se com os íons do soluto através de interação eletrostática, onde o oxigênio que possui momento de dipolo negativo (δ-) combina-se com os íons de sódio, que possuem carga formal positiva, enquanto o hidrogênio, que possui momento de dipolo positivo (δ+), interage com os íons hidroxila. O alumínio é um metal do bloco p da tabela períodica, fazendo parte do grupo de terminação p1. É um metal altamente reativo que possui número de oxidação +3, formando o íon alumínio (Al3+), este metal, por seu caráter metálico, tende a perder completamente seus elétrons de valência. Ao entrar em contato com os íons hidroxila (OH-), forma intermediariamente o hidróxido de alumínio (Al(OH 3 )), que libera hidrogênio e se precipita em água, sendo ele o responsável pela turvação. O hidróxido de alumínio reage com as hidroxilas ainda presentes solvatadas no meio formando o íon complexo [Al(OH) 4 ]-, este íon interage com o sódio iônico através das atrações eletrostáticas, formando o tetrahidroxialuminato de sódio (Na[Al(OH) 4 ]). A reação de formação do sal ocorre a partir da formação do Na[Al(OH) 4 ], como o hidróxido de alumínio é apenas um intermediário, a reação de formação deste sal ocorre da seguinte forma:
O tetrahidroxialuminato de sódio se decompõe em aluminato de sódio (NaAlO 2 ) e duas moléculas de água na seguinte reação: 2 Na Al ( OH ) 4 ⟶ 2 NaAl O 2 ( aq )+ 4 H 2 O ( l ) O somatório destas duas equações gera a seguinte equação geral da reação: 2 Al ( s )+ 2 Na OH ( aq )+ 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 NaAl O 2 ( aq ) + 3 H 2 ( g ) 4.2) 4.2.1) O ácido sulfúrico é um ácido fortemente oxidante, devido à presença de quatro oxigênios oriundos do íon sulfato. É um ácido forte em meio aquoso ioniza, liberando dois prótons de hidrogênio para o meio, que resultam na formação do íon hidrônio em reação com a água, e o íon sulfato (SO 4 2-). O permanganato de potássio (KMnO4) é um forte agente oxidante, devido à presença dos quatro oxigênios do íon manganato (MnO4-). Tanto ácido sulfúrico
estejam presentes no ambiente (é hidratado), uma propriedade conhecida como higroscopia. A água de hidratação (a água que foi absorvida pela molécula higroscópica) interfere na estrutura cristalina do sólido, rearranjando a estrutura e formando um composto com coloração diferente (azul), que se deve ao rearranjo das moléculas no retículo cristalino, as chamadas redes de Bravais (em homenagem à Auguste Bravais que demonstrou a presença de estruturas que conservavam as características gerais do sólido cristalino, podendo-se construir o sólido por repetição delas).
em fusão, perdendo as moléculas de água capturadas do ambiente. Ao desidratar, volta à coloração em sua forma anidra, que é branco, porém, por ser altamente higroscópico, volta a interagir com a água se exposto por um breve intervalo de tempo. 4.3.2) O cloreto de cobalto hexahidratado (CoCl 2 .6H 2 O) é um sólido cristalino hidratado, assim como o sulfato de cobre, que por conta das moléculas de água adicionais em sua estrutura, possui coloração rosa diferente de sua forma anidra (azul). Por ser altamente higroscópico, é frequentemente utilizado em agentes de secagem (sílica gel) e na confecção do “galo do tempo”, que muda sua coloração entre as formas hidratada e anidra dependendo das condições de temperatura e umidade ambiente. É sensível às temperaturas, ou seja, possui eflorescência (capacidade de liberar água de hidratação em condições de temperatura específicas), assim perdendo primeiramente a água provinda da hidratação antes de entrar em fusão. **Questionário
∆ G =− nFE , onde n é número de elétrons, F é constante de Faraday e E a força eletromotriz ∆ G =− 2 x ( 96500 J. v − 1 .mol − 1 ) x 0,76 v =− 146680 J .mol − 1 =−146,68 kJ. mol − 1 k (^) c =
a x [ B ] b [ C ] c x [ D ] d para uma reação^ aA^ + bB^ ⟶^ cC + dD k (^) c =
1 x [ Zn Cl 2 ] 1 [ Zn ] 1 x [ HCl ]
1 x 1 1 x 4
2 Al 0 ( s ) ⇌^^2 Al
. mol − 1 ) x 0,83 v =− 240285 J. mol − 1 =−240,285 kJ. mol − 1 k (^) c =
a x [ B ] b [ C ] c x [ D ] d para uma reação^ aA^ + bB^ ⟶^ cC + dD k (^) c =
3 x [ Na AlO 2 ] 2 [ Al ] 2 x [ NaOH ] 2 x [ H 2 O ]
9 x 4 4 x 4 x 4
02) Cite outras maneiras de obter hidrogênio. O hidrogênio pode ser obtido a partir da eletrólise da água (ao aplicar uma corrente elétrica para decompor a água em oxigênio e hidrogênio, oferecendo energia para o processo já que ele não é espontâneo) na seguinte reação: 2 H 2 O ( l ) ⟶ 2 H 2 ( g )+ O 2 ( g ) Também pode ser obtido industrialmente a partir do metano que em contato com vapor de água, libera monóxido de carbono (CO) e gás hidrogênio (H 2 ). 2 CH (^) 4 ( g )+ H 2 O ( g ) ⟶ 2 H 2 ( g )+ CO ( g )
Referências BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: A Ciência Central. 9 ed. Prentice-Hall: São Paulo, 2005. RUSSEL, John B. Química Geral , 2 ed, 2 vol. Traduzido por: Márcia Guekezian; Maria Cristina Ricci; Maria Elizabeth Brotto; Maria Olívia A. Mengod; Paulo César Pinheiro; Sonia Braunstein Faldini; Wagner José Saldanha. Pearson Makron Books: São Paulo, 1994. VOGEL, Arthur Israel, Química Analítica Qualitativa. Trad. Antônio Gimero. 5 ed, rev (português). Editora Mestre Jou: São Paulo,1981. RAMOS, André Luis Dantas; TANASE, Stefania; ROTHENBERG, Gadi. Redes metalorgânicas e suas aplicações em catálise. Química Nova, v. 37, n. 1, p.123- 133, 2014. www.ufjf.br/nupis/files/2010/10/aula-3-Redox1 (Data de acesso: 21 de agosto, às 15:23).
