Lab de Inorgânica_Relatório 1_HIDROGÊNIO

Prévia do material em texto

LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA – 2019.2 
 
 
 
 
Relatório de aula prática (GRUPO 1) 
 
EXPERIMENTO 1: HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
Janielle Paula da Silva 
Graduanda em Química Tecnológica e Industrial – IQB 
janielle.psilva@gmail.com 
Matrícula acadêmica: 14210172 
 
José Jorge Araújo e Silva 
Graduando em Química Tecnológica e Industrial – IQB 
 jorgearaujo17@gmail.com 
Matrícula acadêmica: 15111554 
 
Osvaldo de França Santos 
Graduando em Química Tecnológica e Industrial – IQB 
osvaldo.santos15@gmail.com 
Matrícula acadêmica: 14113948 
 
Rodrigo Martins Lins 
Graduando em Química Tecnológica e Industrial – IQB 
 rodrigomartinslk@hotmail.com 
Matrícula acadêmica: 15210117 
 
 
 
 Relatório elaborado para a disciplina de Laboratório de Química 
Inorgânica, ministrado pelo Prof.° Dr. Mario Roberto 
Meneghetti e Dra. Simoni Margareti Plentz Meneghetti, sendo 
este, um dos requisitos para avaliação na matéria. 
 
 
 
Maceió, 02 de outubro de 2019. 
 
 
 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS - UFAL 
INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA - IQB 
QUÍMICA TECNOLÓGICA E INDUSTRIAL 
mailto:janielle.psilva@gmail.com
mailto:jorgearaujo17@gmail.com
mailto:osvaldo.santos15@gmail.com
mailto:rodrigomartinslk@hotmail.com
2 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
Resumo 
 
Para que qualquer reação ocorra é necessário satisfizer determinadas condições, 
deve haver afinidade química entre eles, de modo que, a interação propicie a geração de 
novas substâncias. Nesse caso, o conhecimento da reatividade de metais com ácidos e bases, 
tem suma importância, pois alguns deles fazem parte muitas vezes do cotidiano de quem 
trabalha em laboratório. Estudando as reações envolvidas e tendo como base a reatividade 
de alguns metais, podemos, por exemplo, entender porque não devemos guardar uma solução 
ácida dentro de um recipiente feito de um metal não-nobre, pois o mesmo é dissolvido pelo 
ácido. E, também, passamos a compreender com mais detalhes porque somente apenas 
alguns metais - alumínio (Al), o zinco (Zn), o chumbo (Pb) e o estanho (Sn) - reagem com 
bases. 
Em comum entre essas reações é a produção de gás hidrogênio, passando pelo 
processo de oxirredução, sendo necessário que o metal utilizado tenha potencial padrão de 
redução menor que o hidrogênio. 
 
 
1. OBJETIVO: 
 
Produzir gás hidrogênio por processo relativamente simples utilizado no laboratório, por 
reação de um metal com um ácido ou uma base. Esse experimento consistiu em reagir zinco (Zn), 
magnésio (Mg) e ferro (Fe) com uma solução de ácido sulfúrico 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) para produção de 
hidrogênio 𝐻2(𝑔), bem como, também a produção de 𝐻2(𝑔) reagindo alumínio Al com uma base 
forte - NaOH. 
 
 
2. MATERIAIS, EQUIPAMENTO, VIDRARIAS E REAGENTES: 
 
− 4 tubos de ensaio normal, 
− 1 tubo de ensaio pequeno, 
− Estante para tubos de ensaio, 
− Pinça de madeira, 
− Papel, 
− Luvas, 
− Espátula, 
− Fita adesiva crepe, 
− 1 Lixa para polir alumínio, 
− 1 Caixa de palito de fósforos, 
− Capela, 
− Pisseta com água destilada, 
− Proveta de vidro graduada de 1mL, 
− Pipeta graduada, 
− Becker 50 mL, 
− Solução a 6M de 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞), 
− Solução a 1M de 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞), 
− Solução a 6M de NaOH(𝑎𝑞), 
− Zinco em pó, 
− Limalha de ferro, 
− Um pedaço de Alumínio cortado em fio 
− Magnésio em pó. 
 
http://www.iqb.ufal.br/
3 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
No laboratório sobre a bancada havia previamente disponível todos os materiais 
(vidrarias e reagentes) disponíveis para realizamos os procedimentos A, B e C descritos no roteiro 
para o Experimento 1 – conforme citado no tópico acima. 
 
Todo procedimento foi realizado cuidadosamente, obedecendo ao passo a passo o 
fluxograma previamente elaborado (Anexo 1) que serviu de norte durante toda a aula prática. 
 
Durante o procedimento contamos com a supervisão do professor Dr. Mário Meneghetti 
e com a ajuda dos monitores e Ana Duarte e Gustavo Vasconcelos, que nos auxiliaram na forma 
correta de manusear vidrarias e esclarecendo dúvidas. 
 
a) Obtenção e Combustão do Hidrogênio: 
 
Ao adicionar o ácido sulfúrico (𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)) no tubo de ensaio contendo zinco, observou-
se formação de bolhas a solução passou a apresentar uma coloração acinzentada, evidenciando, 
portanto, o desprendimento do gás hidrogênio de forma lenta, porém satisfatória, permitindo que 
continuássemos o experimento prosseguindo com o recolhimento do 𝐻2(𝑔) . A liberação de 𝐻2(𝑔) 
ocorre porque o zinco é mais reativo que o hidrogênio, isto é, tem um potencial de redução menor 
do que o hidrogênio: zinco é oxidado, passando a ter um número de oxidação (NOX) igual a +2, e 
o hidrogênio é reduzido, ficando com um NOX igual a 0 [1]. Em síntese, o zinco desloca o 
hidrogênio do ácido sulfúrico produzindo sulfato de zinco (𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞)). 
 Esta reação está equacionada abaixo: 
 
𝑍𝑛(𝑠)+𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)⟶𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞)+𝐻2(𝑔)↗ 
 
Logo após a capitação do gás hidrogênio, colocamos o mesmo na presença de uma 
chama, e podemos perceber uma pequena explosão comprovando a presença do gás no interior do 
tubo. Foi observado também a formação de gotículas de água e um pequeno aumento de 
temperatura, evidenciando uma reação exotérmica e estando, portanto, equivalente com as 
informações relatada na literatura [2]. 
A reação de combustão do hidrogênio está representada abaixo. 
 
𝐻2(𝑔) + 
1
2
 𝑂2(𝑔) ⟶ 𝐻2𝑂(𝑙) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 1: Tubo 1.A reação do ácido 
sulfúrico produzindo sulfato de zinco e 
liberando 𝐻2(𝑔) 
Tubo de ensaio pequeno invertido dentro 
do tubo maior, capturando moléculas de 
hidrogênio. 
Figura 2: Após 3 minutos, realizamos a retirada 
do tubo pequeno contendo 𝐻2(𝑔) de forma rápida 
e deixando-o de forma invertida para realizar o 
teste da chama. 
http://www.iqb.ufal.br/
4 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
Em nosso experimento não utilizamos o Sulfato de Cobre (CuSO4(aq)), cuja função é 
oxidar o zinco de Zn(s) para Zn
2+ e o cobre é reduzido de Cu2+ para Cu0, alterando a coloração do 
sulfato de cobre que é azul para incolor., ocorrendo uma deposição de cobre metálico – de 
coloração avermelhada – na superfície do precipitado de zinco. 
 
b) Comparação Entre as Reatividades de Dois Metais aos Ácidos 
 
A evolução do desprendimento do gás hidrogênio no tubo contendo solução de 
𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) e Mg(s) (tubo 1.B) foi superior ao tubo 2.B, contendo o mesmo ácido, porém, com 
Ferro (tubo 2.B), ver figura 3 e 4. Isto porque os metais alcalinos terrosos, em suma, são mais 
reativos do que os metais de transição. Posto que, o potencial de ionização do ferro é maior do que 
o do magnésio, este se oxida com maior facilidade, ou seja, o magnésio tem um potencial padrão 
de redução menor do que a do ferro [1]. A tabela 1, retirada da literatura, ratifica isto. 
 
Espécie química Meia-reação de redução 𝑬° (𝑽) 
𝑯+/𝑯𝟐 2 𝐻(𝑎𝑞) + + 2𝑒− ⟶ 𝐻2(𝑔) 0, por definição 
𝑭𝒆𝟐+/𝑭𝒆 𝐹𝑒(𝑎𝑞) 
2+ + 2𝑒− ⟶ 𝐹𝑒(𝑠) -0,44 
𝑴𝒈2+/𝑴𝒈 𝑀𝑔(𝑎𝑞) 2+ + 2𝑒− ⟶ 𝑀𝑔(𝑠) -2,36 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Na fila de reatividade dos metais, mostrada abaixo, mostra os metais que reagem mais 
facilmente em meio ácido, ou seja, quais possuem maior tendência de doar elétrons ou maior 
eletropositividade [5]. 
 
 
 
 
 
Li > K> Ca > Na > Mg > Al > Zn > Cr > Fe > Ni > Sn > Pb > H > Cu > Hg > Ag > Au 
 
 
 
 
 
O hidrogênio não é um metal, mas ele foi incluído na fila de reatividade porque aparece 
em determinadas substâncias (como os ácidos) e é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O+) ou 
simplesmente o cátion hidrogênio (H+), que, por sua vez, pode receber elétrons, formando gás 
Figura 3: Tubo 1.B reação do ácidosulfúrico produzindo sulfato de magnésio 
e liberando 𝐻2(𝑔) 
Figura 4: Tubo 2.B reação do ácido 
sulfúrico produzindo sulfato de ferro II e 
liberando 𝐻2(𝑔) 
Equação química da reação 
𝐹𝑒(𝑠)+𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)⟶𝐹𝑒𝑆𝑂4(𝑎𝑞)+𝐻2(𝑔) 
 
Equação química da reação 
𝑀𝑔(𝑠)+𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)⟶𝑀𝑔𝑆𝑂4(𝑎𝑞)+𝐻2(𝑔)↗ 
REATIVIDADE AUMENTA 
Metais Alcalinos e 
Alcalinos terrosos 
Metais mais comuns 
ao nosso dia a dia 
Metais nobres 
http://www.iqb.ufal.br/
5 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
hidrogênio e água. Com o hidrogênio incluído na fila de reatividade é possível determinar a 
reatividade dos metais em soluções em que há íons hidrogênio. 
Os metais chamados de não nobres, isto é, aqueles que aparecem na fila de reatividade 
dos metais à esquerda do H, reagem com substâncias de caráter ácido. Isso ocorre porque são mais 
reativos que o hidrogênio e, assim, deslocam o hidrogênio dos ácidos, formando o cátion H+ ou 
H3O+. 
No entanto, os metais nobres, aqueles que estão situados à direita do hidrogênio na fila 
de reatividade (Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au), não reagem de maneira espontânea ao serem colocados 
em contato com soluções ácidas. Exemplo: 
O cobre (Cu), por exemplo, é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato 
com o ácido clorídrico [5] 
Cu(S) + HCl(aq) → não há reação 
 
Com todo o exposto discutido nesse tópico, confirmou-se mais uma vez que a 
reatividade do ácido sulfúrico 𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞) é maior com o Mg(s) do que com o Fe(s), fato este, que foi 
visivelmente observado durante o procedimento. 
 
 
c) Obtenção de Hidrogênio Através das Reações Entre Metais e Bases: 
 
Na reação entre a solução de hidróxido de sódio (𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞)) e Alumínio (Al(s)), 
observou-se a formação de hidrogênio gasoso e um precipitado de coloração cinza-claro que é 
aluminato de sódio (𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑎𝑞)) [3]. Sentiu-se, também, um aquecimento proveniente do tubo, 
evidenciando, dessa forma, uma reação exotérmica. A equação abaixo representa esta reação: 
 
2𝐴𝑙(𝑠) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) + 2𝐻2𝑂(𝑙)⟶ 2𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑠)↓ + 3𝐻2(𝑔) 
 
 
 
 
De acordo com a definição de Arrhenius, uma base é toda substância que em solução 
aquosa libera como único ânion a hidroxila OH-, e os produtos formados são um sal e gás 
hidrogênio. Os únicos metais que reagem com as bases são o alumínio (Al), o zinco (Zn), o 
chumbo (Pb) e o estanho (Sn). Portanto, quando os metais citados reagem com uma base forte, os 
produtos sempre serão sais incomuns e o gás hidrogênio [4]. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 5: Tubo 1.C reação do da base hidróxido 
sódio (NaOH(𝑎𝑞)) produzindo aluminato de sódio 
(𝑁𝑎𝐴𝑙𝑂2(𝑎𝑞)) e liberando 𝐻2(𝑔) 
Fita de alumínio, proveniente de uma 
lata de refringente dentro do tubo 
sofrendo oxidação. 
Figura 6: Tubo 1.C, visão lateral, onde pode ser 
visto com maior clareza a fita de alumínio imersa na 
solução de hidróxido de sódio (NaOH(𝑎𝑞)). 
Metal Base Sal Gás Hidrogênio Água 
http://www.iqb.ufal.br/
6 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
Figura 7: Visualização dos tubos 1.A, 1.B, 12.B e 1.C, 
respectivamente, após finalização do experimento 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4. CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
O desenvolvimento de toda prática foi realizada conforme esperado, não houve 
dificuldade e nem incidentes na realização de nenhuma das etapas proposta no roteiro do 
experimento. 
Tomou-se cuidado realizando os procedimentos em conformidade com a segurança 
laboratorial, onde, a manipulação do reagente ácido e da base foi realizada na capela e com a 
utilização de luvas. 
Um ponto que pudemos analisar após a finalização de todo experimento, foi que o teste 
da chama realizado com o tubo 1.A contendo Zinco (Zn(s)) e ácido sulfúrico (𝐻2𝑆𝑂4(𝑎𝑞)) nos 
permitiu uma explosão “controlada” – com dimensões mínimas – pois para o teste da chama ser 
realizado foi levado em consideração a quantidade de gás hidrogênio produzido e retido no tudo 
pequeno, que nesse caso, foi pouca a quantidade produzida em comparação aos tubos 2.B e 1.C. 
Caso, esse mesmo teste da chama fosse realizado com o tubo 1.C, por exemplo, à explosão seria 
mais intensa, pois o desprendimento de gás hidrogênio observado foi bem maior neste tubo 
contendo Al(s) e NaOH(aq), podendo então causar até a quebra do tubo de ensaio. 
Após o término do experimento, as soluções contidas nos tubos foram descartadas 
em recipientes previamente fornecidos para este fim (um para descarte de ácido e outro 
para descarte de base), bem como, as vidrarias foram lavadas e a bancada deixada limpa e 
organizada. 
 
 
5. CONCLUSÃO 
 
Em virtude de tudo o que foi exposto e discutido no relatório apresentado, pode-se 
concluir a importância de se conhecer a reatividades de metais e bases, a praticidade que se tem 
em obter o gás hidrogênio por intermédio desses conhecimentos, sendo o mesmo se for realizado 
pautado nas metodologias, garantindo a eficácia dos resultados. 
 
 
http://www.iqb.ufal.br/
7 
 
Universidade Federal de Alagoas 
Instituto de Química e Biotecnologia 
www.iqb.ufal.br 
 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS 
 
1. ATKINS, Peter; JONES Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna. 5. ed. 
Porto Alegre: Bookman, 2012. 
 
2. HOUSECROFT, CATHERINE E.; SHARPE, ALAN G. Química Inorgânica. Vol 1. 4ª ed. 
Editora LTC, 2013. 
 
3. Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard 
Blücher Ltda. pp. 24, 217, 360-370. 1999. 
 
 
4. FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reatividade dos metais com água e bases"; Brasil Escola. 
Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-
bases.htm. Acesso em 03 de outubro de 2019. 
 
5. FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Reatividade de metais com ácidos”; Mundo da Educação. 
Disponível em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-
acidos.htm. Acesso em 03 de outubro de 2019. 
 
 
7. ANEXO 
 
 
Anexo 1: FLUXOGRAMA PRÉ-EXPERIMENTO ........................................ páginas 8 e 9 
 
Anexo 2: FLUXOGRAMA PÓS-EXPERIMENTO ........................................ páginas 10 e 11
http://www.iqb.ufal.br/
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm
ANEXO 1 | Fluxograma Pré-experimento | Aula do dia 02/10/2019 
 
Grupo 1: Janielle Paula | José Jorge | Osvaldo França | Rodrigo Martins 
 Pinça de madeira, (4) Palito de fósforo aceso. Página 8 
 
EXPERIMENTO – 1 : Hidrogênio 
 
PARTE (A): 
Obtenção e Combustão do Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tubo de 
ensaio 1 
Coloque 3 
grânulos 
de zinco 
Adicione 2 mL de 
uma solução 6M de 
H2SO4(aq) 
Observe a 
evolução do gás 
A evolução foi 
lenta? 
SIM NÃO Coloque um 
segundo tubo( Tubo 2) 
de ensaio sobre a boca 
do primeiro 
Adicione gotas de 
CuSO4(aq) 1M 
Aguarde por 3 
minutos 
Retire o Tubo 2 
com a boca voltada 
para baixo! 
Aproxime uma chama sob 
a boca do Tubo 2, 
Observe uma pequena 
explosão 
A evolução 
continua 
lenta? 
SIM 
NÃO 
ANEXO 1 | Fluxograma Pré-experimento | Aula do dia 02/10/2019 
Grupo 1: Janielle Paula | José Jorge | Osvaldo França | Rodrigo Martins 
 Pinça de madeira, (4) Palito de fósforo aceso. Página 9 
 
PARTE (B): 
Comparação Entre as Reatividades de Dois Metais aos Ácidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tubo de 
ensaio 1 
Tubo de 
ensaio 2 
Adicione 1 mL de 
uma solução 6M de 
H2SO4(aq) 
Adicione 2mL 
de água 
destilada 
Agite 
Tubo de 
ensaio 1 
Tubo de 
ensaio 2 
Adicione uma 
pequena 
quantidade de Mg 
Adicione uma 
pequena 
quantidade de Fe 
Observe a 
evolução de H2 e a 
reatividadedos 
metais 
Tubo de 
ensaio 2 
Adicione 1 mL de 
uma solução 6M de 
NaOH(aq) 
Adicione 2mL 
de água 
destilada 
PARTE (C): 
Obtenção de Hidrogênio Através das Reações Entre Metais e Bases 
 
Agite 
Acrescente um 
pequeno pedaço 
de fio de alumínio 
Observe a 
evolução de H2 
ANEXO 2 | Fluxograma Pós-experimento | Aula do dia 02/10/2019 
 
Grupo 1: Janielle Paula | José Jorge | Osvaldo França | Rodrigo Martins 
 Pinça de madeira, (4) Palito de fósforo aceso. Página 10 
 
Foi observada uma 
pequena explosão 
EXPERIMENTO – 1 : Hidrogênio 
 
PARTE (A): 
Obtenção e Combustão do Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tubo de 
ensaio 1.A 
Adicionou-se uma 
pequena porção de 
zinco (Zn) em pó 
Adicionamos 2 mL de 
uma solução 6M de 
H2SO4(aq) 
Observamos a 
evolução do gás 
A evolução foi 
lenta? 
SIM NÃO Colocamos um 
segundo tubo de ensaio 
pequeno sobre a boca 
do primeiro (1.A) 
Adicione gotas de 
CuSO4(aq) 1M 
Aguardamos 
por 3 minutos 
Retiramos o Tubo pequeno 
com a boca voltada 
para baixo! 
Aproximamos uma chama 
sob a boca do Tubo 
pequeno já contendo 
moléculas de H2(g) 
A evolução 
continua 
lenta? 
SIM 
NÃO 
Legenda: 
 
 Em verde: etapa que foi 
seguida durante a prática 
experimental. 
 Em vermelho: etapa que 
não realizada durante a 
prática experimental. 
ANEXO 2 | Fluxograma Pós-experimento | Aula do dia 02/10/2019 
 
Grupo 1: Janielle Paula | José Jorge | Osvaldo França | Rodrigo Martins 
 Pinça de madeira, (4) Palito de fósforo aceso. Página 11 
 
PARTE (B): 
Comparação Entre as Reatividades de Dois Metais aos Ácidos 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Tubo de 
ensaio 1.B 
Tubo de 
ensaio 2.B 
Acrescentamos 1 mL de 
uma solução 6M de 
H2SO4(aq) 
Adicionamos 
2mL de água 
destilada 
Agitamos 
Tubo de 
ensaio 1.B 
 
Tubo de 
ensaio 2.B 
 
Adicionamos uma 
pequena 
quantidade de Mg 
Adicionamos uma 
pequena 
quantidade de Fe 
Observamos a 
evolução de H2(g), 
com base na 
reatividade dos 
metais 
Tubo de 
ensaio 1.C 
Adicionamos 1 mL de 
uma solução 6M de 
NaOH(aq) 
Acrescentamos 
2mL de água 
destilada 
PARTE (C): 
Obtenção de Hidrogênio Através das Reações Entre Metais e Bases 
 
Agitamos 
Inserimos na solução 
contida no tubo 1.C uma 
fita de alumínio (Al) 
Observamos a 
evolução de H2 (g)