UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL
unidade de ensino de dourados
curso de licenciatura em química
“Obtenção de Hidrogênio e Reações de Alumínio Metálico”
Dourados- MS
Setembro/ 2013
Introdução
O hidrogênio é o elemento mais abundante do universo. Segundo estimativas, o universo é constituído por 92% de hidrogênio e 7% de hélio, de modo que todos os demais elementos juntos representam apenas 1%. Contudo, a quantidade de H2 na atmosfera terrestre é muito pequena, pois o campo gravitacional da terra é pequeno demais para reter um elemento tão leve.
O hidrogênio possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento, sendo constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e um elétron circundante. Possui propriedades químicas muito variadas, apesar do seu único elétron e, sob certas circunstancias, pode se ligar a mais do que um átomo simultaneamente. Além disso, varia em caráter desde uma base forte de Lewis (como o íon hidreto, H–) a um ácido forte de Lewis (como no cátion hidrogênio, H+, o próton). Ele é um elemento de grande instabilidade e consequentemente, muito reativo, que tende a ajustar seu estado eletrônico de diversas formas. Quando perde um elétron, constitui um cátion H+, que é na realidade um próton. Em outros casos se produz por meio do ganho de um elétron para formar o ânion hídrico H–, presente apenas em combinações com metais alcalinos e alcalinos terrosos. Os íons H– não são, porém muito comuns.
A produção de hidrogênio é frequentemente integrada com processos químicos que requerem H2 como matéria prima. O principal uso do hidrogênio é na combinação direta com N2 para produzir NH3. Hidrogênio muito puro é (pureza 99,9%) é preparado por eletrolise da água ou de soluções de NaOH ou KOH. A preparação do gás H2 consiste, usualmente, na redução do estado +1. Essa redução pode ser conseguida eletroliticamente ou quimicamente. O hidrogênio eletrolítico, comercialmente a forma mais pura, é obtido pela eletrolise da água. O método comum de preparação do hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio. Empregam-se somente os metais que na serie eletroquímica estejam colocados acima do hidrogênio.
O alumínio é o metal mais abundante e o terceiro elemento mais abundante, em peso, (depois do oxigênio e do silício) da crosta terrestre. O minério de alumínio mais importante é a bauxita, a disponibilidade deste minério é praticamente inesgotável.
O alumínio por ser um elemento com alto potencial oxidante, não é encontrado in natura, ou seja, puro na natureza. É um metal tão amplamente usado nos dias de hoje devido a características como leveza, resistência, aparência, entre outras, além de ser encontrado formando compostos. O metal alumínio é relativamente mole e mecanicamente pouco resistente quando puro, mas torna-se consideravelmente mais resistente quando formam ligas com outros metais.
Em contraste com o boro, o alumínio elementar é tipicamente metálico. Todavia, em alguns de seus compostos, o alumínio apresenta propriedade que lembram semi-metais, formando óxidos anfóteros e haletos relativamente voláteis. O potencial de eletrodo para o alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor. Em circunstancias ordinárias, contudo, a superfície do alumínio é recoberta por uma camada densa, transparente, de oxido que protege o metal contra o ataque químico.
O íon alumínio pode cristalizar a partir de soluções aquosas, formando sais duplos, que são designados alúmens de alumínio. Os cristais têm geralmente a forma de grandes octaedros e são extremamente puros.
O processo de obtenção do alumínio a partir da bauxita faz uso do caráter anfótero do seu oxido Al2O3. Nesse processo o Al2O3 é tratado com uma solução aquecida de NaOH e o oxido de alumínio se dissolve formando Al(OH)4. A impureza de Fe2O3, que não é anfótero, permanece dissolvida e pode ser removida por filtração. A solução aquecida de Al(OH)4, quando resfriada, conduz à precipitação de Al(OH)3. O Al(OH)3 purificado é aquecido até formar Al2O3, que é então dissolvido em uma mistura, em fusão, de criolita e então eletrolisado para produzir alumínio metálico no cátodo.
Objetivo
Obtenção do hidrogênio.
Observar e estudar a reatividade do alumínio.
Materiais e Reagentes
- 5 tubos de ensaio
- 6 pipetas de 5mL
- Espátula
- Papel de pH
- Ácido Clorídrico 1,99 mol/L
- Hidróxido de Sódio 1,99 mol/L
- Nitrato de alumínio
- Alumínio metálico
- Solução de NaOH (1M)
- Solução de HCl (1M)
- Hidróxido de Amônia
Procedimento Experimental
Obtenção de Hidrogênio:
- Foram primeiramente enumerados dois tubos de ensaio, em cada adicionado um pequeno pedaço de alumínio metálico.
- No primeiro tubo foram adicionados 5 mL da solução de HCl 1,99 mol/L.
- No segundo tubo foram adicionados 5 mL da solução de NaOH 1, 99 mol/L. Ambos os tubos foram observados e os resultados anotados.
Reações do Alumínio Metálico
- Em um primeiro momento 3 tubos de ensaio foram enumerados. No primeiro tubo foram acrescentados 3 mL de hidróxido de sódio, em seguida foi adicionados uma pequena quantidade de alumínio metálico.
- No tubo 2 foram adicionados 3 mL de ácido clorídrico e em seguida acrescentado uma pequena quantidade de alumínio.
- No tubo 3 foram adicionados 3 ml de água destilada, juntamente com algumas gotas de nitrato de alumínio, o pH foi verificado, sob agitação, algumas gotas de hidróxido de sódio foram acrescentados até a formação de um precipitado. Logo após, 3ml de hidróxido de amônia foram acrescentados com agitação.
Resultados e Discussão
Obtenção de hidrogênio:
No tubo 1 inicialmente não se notou reação aparente, mas após alguns minutos ocorreu a formação de bolhas sobre a superfície do metal, a liberação do gás foi ocorrendo lentamente, um volume maior de solução foi acrescentado, com o passar do tempo o consumo do metal foi sendo mais rápido. Após um tempo o consumo do metal foi total.
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3H2(g)
O alumínio metálico quando em contato com o ar forma um filme protetor de oxido de alumínio sobre a sua superfície resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar. A demora na reação do alumínio com o acido deve-se ao tempo que leva para o acido reagir com o filme de oxido, assim removendo-o. A identificação do gás hidrogênio pode ser feita através da chama de um fosforo quando colocado próximo a boca do tubo de ensaio e ocorre um pequeno estampido que pode ser justificada pelo caráter inflamável do gás. Porem, não foi possível observar tal fato, já que quando o fosforo foi aproximado da boca do tubo não emitiu o estampido.
No segundo tubo, a formação de bolhas sobre a superfície do metal ocorreu mais rapidamente, conforme o alumínio ia sendo consumido a solução ia ficando turva, observando o tubo foi possível ver o gás sendo liberado, após algum tempo ocorreu o consumo total do alumínio e a formação de um precipitado no fundo do tubo. Um dos métodos mais comuns da preparação do hidrogênio em laboratório é a reação de um álcali com alumínio. Ao entrar em contato com a solução de NaOH, o alumínio metálico forma um complexo de Na e Al, e H2 gasoso. A equação abaixo representa tal reação.
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4](s) + 3 H2(g)
Para a obtenção do hidrogênio através deste experimento poderia se utilizar outros metais como o zinco ou o magnésio, porem, nem todos os metais da Tabela Periódica poderiam ser utilizados para preparar hidrogênio utilizando-se a rota proposta. O ouro, a prata e a platina, por exemplo, não sofrem ataque acido ou básico porque são metais nobres, isto é, dificilmente sofrem ataque químico de outas substancias.
Reação de alumínio metálico:
No tubo 1 foi possível observar a formação de bolhas sobre a superfície do metal, com o tempo o metal foi sendo consumido, após algum tempo o consumo do metal foi total e houve a formação de um precipitado no fundo do tubo de ensaio. Como explicado anteriormente, ao entrar em contato com a solução de NaOH, o alumínio metálico forma um complexo de Na e Al, e H2 gasoso. A equação da reação pode ser representada por:
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4](s) + 3 H2(g)
Ou
2 Al(s) + 2NaOH(aq) + 4 H2O → 2 NaAlO2. 2 H2O + 3 H2O
Quando o alumínio se dissolve na solução aquosa de NaOH acaba formando o hidrogênio e um aluminato.
No tubo 2 ocorreu a formação de bolhas sobre a superfície do metal, a liberação de gás ocorreu lentamente. Como explicado anteriormente há a formação de uma película protetora sobre a superfície do metal que dificulta o ‘ataque’ do ácido, já que primeiro é necessário à remoção deste oxido formado, para depois ocorrer o consumo do metal.
2Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
No tubo 3 ao adicionar água e o nitrato de amônio verificou-se um pH com caráter acido, com a adição do hidróxido de sódio formou-se uma solução gelatinosa e branca, depois de um tempo foi possível observar a formação de precipitado no fundo do tubo de ensaio. Com a adição do hidróxido de amônia o precipitado anteriormente formado se dissolveu. Podemos dizer que não houve uma reação direta entre o nitrato de alumínio com o hidróxido de amônio. É provável que com a adição do hidróxido de sódio ocorra a formação do hidróxido de alumínio, Al(OH)3, e que depois tenha ocorrido à formação de um aluminato de sódio:
2 Al(NO3)+ 8 NaOH+ 2 H2O → Na [Al (OH)4] + 6 NaNO3 + 2 H2O
O aluminato de sódio é um importante
Conclusão
Pode-se concluir que o método de preparação de hidrogênio a partir de reações entre alumino e soluções de ácido e base é um método prático e eficiente, apesar de o recolhimento de hidrogênio ser inviável, uma vez que as reações ocorrem ligeiramente rápidas.
Podemos concluir também que, o alumínio e seus compostos são muito reativos. Podemos perceber que este reage tanto com ácidos quanto com bases, segundo as propriedades químicas do alumínio, ele reage com ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio e formando seu sal equivalente, uma demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com a cada de oxido que protege a superfície do alumínio, assim, removendo-o, o alumínio também se dissolve numa solução aquosa de NaOH formando hidrogênio e o aluminato, provando assim seu caráter anfótero reagindo tanto com ácidos quanto com bases.
Bibliografia
LEE, J. D.; ‘Química Inorgânica não tão Concisa’; 5ª edição; Editora Edgard Blucher Ltda; São Paulo; 2006.
RUSSEL, J.B.; Química Geral; 2ª edição; São Paulo; Pearson Education do Brasil, 1994.
Diana Mmarcela Cadena. Estudo do hidrogênio. Disponível em < http://pt.scribd.com/doc/51796171/relatorio-Estudo-do-hidrogenio> Acesso em: 31 ago 2013
https://www.ebah.com.br/content/ABAAAgKYEAA/obtencao-hidrogenio-reacoes-aluminio
Diário de Nilton Felipe 