Aula 416.3 – Hidrogênio como Combustível

Uma alternativa para os motores a combustão são as Celas de Combustíveis e a mais promissora é a de Hidrogênio Gasoso com Oxigênio Gasoso. São obtidos por Eletrólise e há pelo mundo projetos ambiciosos de obtenção de Hidrogênio e Oxigênio, inclusive para isolar os isótopos do radioativos do Hidrogênio. Verifique a lista das 1.200 vídeo aulas em ordem crescente Alceudispor aqui: http://quimicatotti.com.br

Obtenção de Hidrogênio e Reações de Aluminio

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 Hna 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 Al2Oé 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:

  1. Foram primeiramente enumerados dois tubos de ensaio, em cada adicionado um pequeno pedaço de alumínio metálico.
  2. No primeiro tubo foram adicionados 5 mL da solução de HCl 1,99 mol/L.
  3. 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

  1. 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.
  2. No tubo 2 foram adicionados 3 mL de ácido clorídrico e em seguida acrescentado uma pequena quantidade de alumínio.
  3. 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

Válvula pneumática reguladora de fluxo

Uma válvula reguladora de fluxo tem uma agulha que regula a seção do orifício de passagem de ar comprimido. Essa válvula controla a velocidade de passagem do ar comprimido por esse orifício ajustável e não a pressão de ar.

Muita gente confunde o funcionamento de uma válvula reguladora de fluxo e outra reguladora de pressão (mais conhecido como regulador de pressão). Vamos explicar em seguida as diferenças entre as duas válvulas. Imaginamos uma situação ilustrada abaixo onde temos a pressão de entrada P1, uma válvula no meio e a pressão de saída P2.

Vamos considerar que na saída da válvula temos um reservatório (o ar não saira direto para atmosfera), uma válvula reguladora de fluxo somente ira regular a velocidade de enchimento do reservatório. Eventualmente a pressão P2 ficará igual a pressão P1 (descontando algumas pequenas perdas do sistema). Se você precisa muda a pressão de entrada P1 para uma outra pressão P2 (abaixo de P1), precisamos usar uma válvula reguladora de PRESSÃO e não uma válvula reguladora de FLUXO.

A válvula reguladora de fluxo tem muitos usos, sendo mais comumente utilizada para controlar a velocidade de atuação de um cilindro pneumático. Também é muito utilizada quando a saída de ar está liberada para a atmosfera e o usuário deseja controlar a velocidade de escape do ar comprimido.

Por outro lado, uma válvula reguladora de pressão irá manter a pressão constante na saída. Uma válvula reguladora de pressão, normalmente conhecido por regulador de pressão, possui um mecanismo interno para compensar variações de pressão de entrada e saída para manter a pressão regulada. Um dos principais usos de um regulador de pressão é ajudar a força de um cilindro pneumático.

 

https://www.mtibrasil.com.br/valvula-reguladora-de-fluxo.php

COMO SE COMPORTA O GRAFENO

  Ao nano revestir o cobre, os impulsos elétricos não passam mais pela superfície do material e sim pelos tubos magnéticos que são criados dentro das nano camadas, pois oferecem menor ou nenhuma resistência. Em contraponto o exterior dessas camadas é um isolante perfeito, pois ao medir a condutividade com o auxílio do multímetro na superfície do cobre, nada é detectado.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Além das contribuições termodinâmicas clássicas para a reatividade da abstração de átomos de hidrogênio

Daniel Bím , Mauricio Maldonado-Domínguez , Lubomír Rulíšek e Martin Srnec
  1. Editado por Edward I. Solomon, Universidade de Stanford, Stanford, CA, e aprovado em 28 de agosto de 2018 (recebido para revisão em 13 de abril de 2018)

Significado

A reatividade de abstração de átomos de hidrogênio é uma propriedade chave de muitos compostos biológicos e sintéticos importantes que dependem de seus potenciais de redução acoplados a prótons. Esses potenciais quantificam a capacidade de as espécies adquirirem um par de elétrons e prótons. Intuitivamente, uma espécie com maior potencial de redução acoplado a prótons abstrai mais facilmente os átomos de hidrogênio, o que se traduz em uma menor barreira de reação. Além deste efeito termodinâmico clássico sobre a reatividade, descobrimos uma contribuição significativa resultante de um fator que reflete a propensão para (a) sincronicidade em H + / e  combinado.transferências, que decorre diretamente dos potenciais de redução e constantes de acidez de reagentes e produtos. Mostramos que as abstrações de átomos de hidrogênio mais síncronas tendem a passar pelas barreiras mais altas, como exemplificado por cálculos em oxidantes de Fe IV O.

Abstract

Reações de abstração de átomos de hidrogênio (HAA) são pilares da química. Várias enzimas (metalo) que realizam a catálise HAA evoluíram na natureza e inspiraram o desenvolvimento racional de múltiplos catalisadores sintéticos. Ainda assim, os fatores que determinam sua eficiência catalítica não são totalmente compreendidos. Aqui, definimos o fator termodinâmico simples η, empregando dois ciclos termodinâmicos: um para um oxidante (catalisador), juntamente com sua forma reduzida, protonada e hidrogenada; e um para o substrato, juntamente com a sua forma oxidada, desprotonada e desidrogenada. É demonstrado que η reflete a propensão do substrato e catalisador para (a) sincronicidade em H + / e transferências. Como tal, contribui significativamente para as energias de ativação das reações HAA, além de um efeito termodinâmico clássico (Bell-Evans-Polanyi). Na tentativa de compreender a interpretação físico-química de η, descobrimos uma ligação elegante entre η e energia de reorganização λ da teoria de Marcus. Descobrimos computacionalmente que para um conjunto homólogo de reações HAA, λ atinge seu máximo para o menor | η |, que então corresponde ao mecanismo HAA mais sincrônico. Isto implica imediatamente que, entre os processos de HAA com a mesma energia de reacção livre, Δ 0 , a maior barreira (≡Δ ) é esperado para a transferência de elétrons com acoplamento de prótons mais síncrona (isto é, hidrogênio). Como prova de conceito, as propriedades redox e acidobásica de complexos Fe de Fe IVO não- hematíticos estão correlacionadas com energias livres de ativação para HAA a partir de ligações C − H e O − H. Acreditamos que os resultados relatados podem representar um conceito poderoso no projeto de novos catalisadores de HAA.

Notas de rodapé

 

  • Contribuição dos autores: pesquisa projetada pelo MS; DB, MM-D e MS realizaram pesquisa; DB, MM-D e MS analisados; e DB, MM-D., LR e MS escreveram o artigo.

  • Os autores declaram não haver conflito de interesses.

  • Este artigo é uma submissão direta PNAS.

  • Este artigo contém informações de suporte on-line em www.pnas.org/lookup/suppl/doi:10.1073/pnas.1806399115/-/DCSupplemental .

Publicado sob a licença PNAS .

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Fonte: http://www.pnas.org/content/115/44/E10287