Obtenção de hidrogenio

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Mg(s) + 4H3O+(aq) → Mg(aq) + 4H2O(l) + 2H2(g)

Tal reação pode ser explicada pelo fato do Mg(s), ser um metal reativo e conter um potencial-padrão para redução negativo, a reação é considerada termodinamicamente favorável (com base na Eq. (1), ΔG é negativo), liberando o H2 na forma de gás. Isso pôde ser notado através das bolhas saindo da solução. Ao dissolver o ácido clorídrico ocorre uma maior concentração dos íons hidrônio (H3O+) em solução, que acabam reagindo com as hidroxilas liberadas, restaurando as moléculas de água consumidas na reação com o metal, gerando assim mais reagente, no caso a água. Outro fator que influencia na formação da grande quantidade de H2, é que o meio ácido propicia a solubilização do óxido de magnésio (MgO2) presente na superfície da placa metálica, que poderia vir a impedir a reação do metal com a água, possibilitando que uma maior quantidade de Mg(s) reaja com H2O e consequentemente produza mais gás hidrogênio. Ainda é possível inferir que Mg(s) é oxidado, tendo o papel de agente redutor e o hidrogênio reduzido, sendo ele o agente oxidante, observando o potencial padrão de redução da reação em meio ácido, mostrado abaixo: 3

2H2O + 2e- → H2 + 2OH- Eºred = 0,0 v 2

Mg0 → Mg+2 + 2e- Eºoxi = + 2,35 v 2

_________________________

ΔEº = +2,35 v

Potencial padrão esse, que irá influenciar no valor do ΔG na equação (1), calculado em meio ácido como sendo ΔG = -454,706 kJ. Esse resultado negativo confirma o fato da reação ser espontânea e ter ocorrido uma elevada produção de H2.

Em um segundo momento foi efetuada a reação entre o Mg(s) e uma solução de NaOH(aq) 2 mol/L, na qual ocorreu liberação, em muito menor quantidade, de gás, apenas bolhas saindo da região próxima a tira de metal imersa na solução, e o Mg(s) dissolvido muito mais lentamente. Ao aproximar o palito de fósforo em chamas ao tubo de ensaio, não foi possível observar nenhuma chama maior ou ruído de “explosão”. A reação pode ser representada abaixo:

Mg(s) + 2H2O(l) → Mg+2(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)

Esse fenômeno pode ser explicado pelo fato que em meio básico há liberação de hidroxilas em solução, impedindo a produção dos íons hidrônio para reprodução de água.3 Outro ponto determinante para essa menor produção de gás hidrogênio, é que em meio básico não há a solubilização do óxido de magnésio contido na superfície da placa metálica, o que consequentemente impede um maior contato da água com o Mg(s), tornando-o um metal passivo, gerando uma reação menos intensa e por isso produzindo menos hidrogênio. Além desses fatores, ainda é possível salientar a alteração do potencial de redução do magnésio, através da sua reação em meio básico, como representado abaixo: 3

2H2O + 2e- → H2 + 2OH- Eºred= -1,65 v 2

Mg0 → Mg+2 + 2e- Eºoxi = +2,68 v 2

_______________________

ΔEº = + 1,03 v

Observando o valor do potencial padrão da reação, pode-se calcular a energia livre de Gibbs, determinada pela equação (1), obtendo o seguinte valor ΔG = -198,983kJ, é possível então comparar que o valor encontrado para o ΔG, na reação em meio básico é menos negativo que em meio básico, justificando o fato de uma menor produção de gás hidrogênio, por se tratar de uma reação não tão espontânea e menos favorecida que a outra.

4 - Conclusão

Após a realização da prática foi possível obter H2(g) a partir da reação da água com o magnésio e, com a produção deste relatório, o entendimento dos diferentes resultados encontrados quando mudado o pH do meio foi alcançado. Assim, conclui-se que a opção do meio ácido para obter H2(g) é a melhor escolha desde que se analise o potencial redox das espécies que irão reagir, e se comprove que a reação será espontânea e favorável.

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5 - Bibliografia

1 LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5.ed. São Paulo: Blucher, 1999. Pg. 89, 123.

2 ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 3.ed. São Paulo: Bookman, 2003. Pg. 275, 278, 279, 280, Apêndice 2.

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