Preparação e Caracterização do hidrogenio

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4 RESULTADOS E DISCUSSÃO

No primeiro experimento, observou-se como os metais têm tendência a deslocar o hidrogênio em ácidos não oxidantes. Todos os ácidos utilizados são caracterizados como não oxidantes, isto é, oxidam metais com potenciais padrão de redução negativos, liberando hidrogênio gasoso.

No tubo 1, o processo observado resultou em significativo desprendimento de gás e forte exotermia, com efervescência na interface metal-ácido. As equações 4.1 e 4.2 representam as semirreações desse processo e a equação 4.3 caracteriza a reação global.

Mg(s) ⇄ Mg2+(aq) + 2e- E0 = +2,37 V (4.1)

2 H+(aq) + 2 e- ⇄ H2(g) E0 = 0,0 V (4.2)

Mg(s) + 2 HCl(aq) ➔ MgCl2(aq) + H2(g) (4.3)

No tubo 2, pôde-se verificar uma reação mais violenta, com desprendimento de gás semelhante à do tubo anterior, porém exotermia mais acentuada. Observou-se também uma coloração amarelada na parede do tubo, indicando que o aquecimento do sistema ocasionou o desprendimento do gás dióxido de enxofre. Valem as semirreações gerais 4.1 e 4.2 para o processo, a equação 4.4 verifica o desprendimento do gás amarelado e a equação 4.5 representa a reação geral.

2 H2SO4(aq) ➔ 2 SO2(g) + 2 H2O(v) + O2(g) (4.4)

Mg(s) + H2SO4(aq) ➔ MgSO4 (aq) + H2(g) (4.5)

No tubo 3, observou-se menor desprendimento de gás e menor aquecimento do sistema, indicando um processo reacional mais lento. Ainda assim, a amostra metálica foi totalmente consumida. A equação 4.6 representa a reação geral.

3 Mg(s) + 2 H3PO4(aq) ➔ Mg3(PO4)2 (aq) + 3 H2(g) (4.5)

Já no tubo 4, a reação foi ainda mais lenta, com o menor desprendimento de gás e menor aquecimento observado dentre as análises feitas, porém novamente toda a amostra metálica foi consumida. A equação 4.6 caracteriza o processo.

Mg(s) + 2 CH3COOH(aq) ➔ Mg(CH3COO)2 (aq) + H2(g) (4.6)

Para o experimento dois, utilizou-se o experimento um como base para escolher o processo em houve maior desprendimento de gás hidrogênio. Para tanto, levou-se em consideração a ionização dos ácidos empregados, dados contidos na tabela 4.7.

Tabela 4.7: Grau de ionização dos ácidos.

Ácido

Grau de Ionização (α)

HCl

0,92

H2SO4

0,61

H3PO4

0,27

CH3COOH

0,013

Levando-se em consideração o fator grau de ionização, rapidez das reações e menor interferência possível com subprodutos (como o SO2 no caso do ácido sulfúrico, por exemplo), escolheu-se o ácido clorídrico para otimizar-se a produção de gás hidrogênio.

As equações 4.8 e 4.9 descrevem o ocorrido nas reações do ácido empregado com os metais utilizados no experimento 2, em que o princípio básico parte do mesmo empregado no experimento anterior: o poder de metais deslocarem o hidrogênio nos ácidos, libertando-o na forma gasosa. Vale lembrar que repetiu-se o procedimento descrito pela equação 4.3.

2 Al(s) + 6 HCl(aq) ➔ 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) (4.8)

Zn(s) + 2 HCl(aq) ➔ ZnCl2(aq) + H2(g) (4.9)

A coleta do gás no recipiente contendo água e sabão mostrou a insolubilidade do hidrogênio molecular em água, pois ao ser conduzido pela mangueira ao recipiente, o gás manteve-se em forma de bolha e, por ser cerca de 14 vezes menos denso que a água (d = 0,0000899 g/cm3 à temperatura ambiente), emergiu para a superfície do recipiente e ficou aprisionado por alguns segundos em uma bolha de sabão.

Para captação do gás em tubo de ensaio, procedeu-se da seguinte maneira: utilizando-se o recipiente contendo água e sabão empregado anteriormente, imergiu-se o tubo com sua abertura voltada para baixo na água e introduziu-se a extremidade da mangueira em seu interior. Para verificação da pureza do hidrogênio, a coleta do gás foi feita aproximando-se a abertura do tubo de ensaio diretamente à saída do kitassato e imediatamente após a coleta, acendeu-se um fósforo e observou-se um ruído na rápida combustão do gás, semelhante a um grito, indicando que o gás captado era impuro (misturou-se ao ar atmosférico).

No teste de chama realizado, novamente percebeu-se a impureza do hidrogênio produzido, pois verificou-se uma chama azul no processo, indicando a presença de oxigênio no gás. Uma amostra de hidrogênio puro entraria em combustão com chama incolor.

O experimento 3 apresenta os diferentes estados de oxidação do vanádio, reunidos na tabela 4.10.

Tabela 4.10: Estados de oxidação dos íons vanádio e suas respectivas colorações em solução.

Íon vanádio

Estado de oxidação do vanádio

Coloração da solução

VO3-

+5

amarelada

VO2+

+4

azulada

V3+

+3

esverdeada

V2+

+2

violeta

As equações 4.11, 4.12 e 4.13 caracterizam os processos de redução do vanádio em meio ácido.

2 VO3-(aq) + 8 HCl(aq) + Al(s) ➔ 2 VO2+(aq) + 8 Cl-(aq) + Al3+(aq) + 4 H2O(l) (4.11)

3 VO2+(aq) + 6 HCl(aq) + 2 Al(s) ➔ 3 V3+(aq) + 2 AlCl3(aq) + 3