Aula_9-Hidrogenio-QIB

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UnB/IQ
Curso de graduação
Química Inorgânica Básica
Professores: José A. Dias e Sílvia C. L. Dias
Alguns sites interessantes para visualizar e 
complementar o estudo da química dos 
elementos
◼ http://www.chemicool.com
◼ http://webelements.com/
◼ https://www.wikipedia.org/
2
3
Química do Hidrogênio
◼ 1. Histórico
◼ 2. Aspectos gerais 
◼ 3. Propriedades do hidrogênio molecular 
◼ 4. Aplicações
◼ 5. Alguns compostos: Hidretos
◼ 6. Ligação hidrogênio
◼ 7. Hidratos e hidro-claratos
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◼ Hidrogênio foi o primeiro elemento
químico formado no momento da criação
do universo, sendo o elemento mais
abundante.
◼ Todos os outros elementos foram
formados a partir dele, e com exceção
dos gases nobres, ele se combina com
todos os outros quimicamente.
◼ Em 1766 Cavendish (químico inglês)
isolou o H2 (“ar inflamável”).
1. Histórico
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◼ Logo depois, descobriu-se que o gás formava
água na combustão com ar e foi dado o
nome hidrogênio (“formador de água”).
◼ No meio do século 19, estudos com carvão
aquecido em frasco fechado, indicaram a
liberação de 20% de H2 e mais uma série de
compostos de carbono leves.
◼ Aplicações: o H2 poderia ser utilizado para
aquecimento e iluminação e o coque para a
redução do minério de ferro para Fe
metálico.
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◼ Descobriu-se então que quando se
injeta água em um leito de coque
aquecido se produz o “gás de síntese”:
◼ C(s) + H2O(g) → H2(g) + CO(g)
Esquema de uma Planta GTL
7
8
2. Aspectos Gerais
◼ H (Z = 1)  1s1
◼ Elemento que forma maior número de 
compostos.
◼ Sua posição na tabela periódica não é 
totalmente definida (e.g., grupo IA ou VIIA).
◼ Forma o íon hidratado H+.
◼ Espectro similar aos metais alcalinos.
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◼ H+(g) não tem características comuns com os
metais alcalinos.
◼ H falta um elétron para completar sua camada
de valência.
◼ H tem alta energia de ionização (1312 kJ/mol).
◼ Forma as chamadas “ligações de hidrogênio”.
◼ H + 1é → H- ∆H < 0 ( -72 kJ/mol).
◼ Elemento não metálico.
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◼ Seus estados de oxidação nos 
compostos são +1 e -1.
◼ Estado +1: compostos covalentes.
◼ Estado -1: compostos iônicos (hidretos).
◼ Muito comum na natureza: ~3 mol%.
◼ Elemento mais abundante do universo.
◼ São conhecidos três isótopos:
◼
1H 2D (2H) 3T (3H)
◼ (p) e (p+n) e (p+2n) e
deutério trítio
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◼ Devido a diferença de massa, há grande
diferença nas propriedades físicas dos
isótopos.
◼ As únicas diferenças químicas são
encontradas nas constantes de
equilíbrio e velocidade de reação.
◼ O hidrogênio comum contém 99,984%
de 1H e 0,0016% 2D.
◼
2D e compostos são separados por
eletrólise (obtenção de D2O).
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◼ Compostos deuterados podem ser preparados
por reações de substituição em condições
apropriadas:
◼ Ex. NaOH + D2O → NaOD + HDO
NH4Cl + D2O → NH3DCl + HDO
◼ Podem se formar compostos como: HD, HT, 
DT, D2, T2.
◼ O trítio é radioativo t1/2 ~ 12,26 anos.
◼
3
1T → 
3
2He + 
0
-1e (
-).
◼ Proporção de 31T: 1/10
17 partes de 1H.
◼ Formação: 
◼
6
3Li + 
1
0n → 
4
2He + 
3
1T (reator nuclear)
◼
14
7N + 
1
0n → 
12
6C + 
3
1T (natural)
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3. Propriedades do Hidrogênio Molecular
◼ Gás muito leve, incolor, inodoro, quase 
insolúvel em água.
◼ Obtenção no Laboratório:
◼ H2SO4 + Zn → ZnSO4 + H2↑
◼ LiH + H2O → LiOH + H2↑
◼ Eletrólise da água:
◼ 2H2O → 2H2↑ + O2↑
Catodo Anodo
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Obtenção Industrial
◼ CH4 + H2O → CO + 3H2↑ 
(cat. Ni; 750 °C) ∆H = 205 kJ/mol
◼ CO + 3H2 + H2O → CO2 + 4H2↑ 
(cat. Fe e Cu; 400 °C) ∆H = -42 kJ/mol
◼ CO2 + 4H2 → 4H2↑ (solução aquosa de K2CO3)
◼ CO2 + K2CO3 + H2O → 2KHCO3
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4. Aplicações
◼ Produção de amônia: N2 + 3H2  2NH3
◼ Redução de óxidos metálicos aos metais 
correspondentes: MO + 3H2 → M + H2O
◼ Saturação de óleos e gorduras vegetais:
Ác. graxos insaturados + H2 → Ác. graxos saturados
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▪ Redução de nitrobenzeno a anilina 
(fabricação de corantes) C6H6NO2 + H2 → C6H6NH2
◼ Redução catalítica do benzeno
(1ª etapa de fabricação do nailon 66).
◼ Reaçaõ com CO para fabricação de metanol
CO + 2H2 → CH3OH (processo de hidroformilação)
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Esquema geral de aplicações do hidrogênio
Células a combustível
◼ O desenvolvimento data da descoberta em
1839 de que a combinação de H2 e O2 resulta
em água e corrente elétrica.
◼ Os primeiros experimentos bem sucedidos
foram apenas entre 1932 e 1959 usando uma
célula de H2-O2 e um eletrólito alcalino de
menor poder de corrosão e eletrodos de Ni
(baixo custo).
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◼ A célula a combustível é um dispositivo eletroquímico
que converte a energia química de uma reação
diretamente em energia elétrica. A estrutura da
célula consiste em:
◼ Um anodo em contato com o catodo (ambos
porosos) via uma camada de eletrólito.
◼ O anodo (negativo) é alimentado continuamente com
um gás combustível, enquanto o catodo (positivo)
recebe um oxidante (e.g., O2 do ar).
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Diagrama de bloco de uma célula a combustível
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◼ Um catalisador de Pt é aplicado no
anodo e o H2 é separado em prótons
(íons H+) e elétrons.
◼ Os íons passam pela membrana e
combinam-se com O2 no catodo
(também contendo Pt) produzindo H2O
na forma de vapor.
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◼ H2 entra em contato com um metal (catodo) e cede elétrons
formando H+  elétron circula externamente (energia útil) 
◼ Elétrons retornam para um metal (anodo) e é transferido para o
O2  via eletrólito, há a reação entre H
+ e O2
- formando H2O.
◼ Até 50% de energia química pode ser transformada em energia
elétrica.
◼ Outros combustíveis também podem ser usados (e.g., etanol).
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Reações eletroquímicas
◼ 2H2  4H
+ + 4é
◼ O2 + 4H
+ + 4é  2H2O
___________________
◼ 2H2 + O2  2H2O
23
Esquema de uma célula a combustível a hidrogênio
24
25
Formação de Compostos binários com hidrogênio
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5. Alguns compostos do hidrogênio
Hidretos
1. Iônicos (salinos)
◼ Formam-se com metais muito
eletropositivos (grupo 1A e 2A)
◼ Muito reativos com O2 e H2O (exceto LiH)
Ex. NaH + H2O → NaOH + H2
◼ Preparação: 2Li + H2 → 2LiH (300-700 °C) 
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◼ Fortes agentes redutores ou de 
hidrogenação a altas temperaturas:
2CO + NaH → HCOONa + C
SiCl4 + 4NaH → SiH4 + 4NaCl
PbSO4 + 2CaH2 → PbS + 2Ca(OH)2
◼ São sempre estequiométricos
◼ Algumas reações:
MH + C2H5OH → M(C2 H5O)+ H2↑ 
MH + NH3 → MNH2 + H2↑ 
◼ Tem tendência a retirar (reduzir) H+
dos compostos
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2. Covalentes
◼ Formados com elementos dos grupos 13, 
14, 15, 16 e 17 (III, IV, V, VI e VII-A).
◼ Fórmula geral: MH(8-n) 
n → grupo que pertence o elemento M
Ex. PH3, CH4, OH2, SH2, NH3, ClH
◼ Tendência a formar hidretos polinucleares
com ligações diretas entre os átomos não 
metálicos. Ex. H3C-CH3; H3Si-SiH3; H2N-NH2
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3. Metálicos
◼ Formados com metais de transição, Be e Mg,
lantanídeos e actinídeos.
◼ São em geral não estequiométricos.
Ex. LaH2,87 e CeH2,69
◼ Os hidretos são menos densos que os metais
de origem  possibilidade de presença de H
atômico (propriedades redutoras).
◼ Propriedades predominantes dos metais de
origem.
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6. Ligação Hidrogênio
◼ O H normalmente forma uma ligação
química, mas em alguns compostos ele
aparece ligado a dois outros átomos
Ex. HF (H-F→ H-F→ H-F)n
K+[F→H-F]-
◼ Pensou-se que se tratava de uma
ligação de coordenação, mas na
verdade é devido predominantemente a
forças eletrostáticas.
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◼ Quando o H se liga a um átomo muito
eletronegativo  polarização da ligação
provoca a formação de uma carga
positiva no H  ocorre uma atração em
relação a um segundo átomo
eletronegativo.
◼ Ocorre no máximo duas ligações no H
devido a efeitos estéricos.
X- ●
H+
X-
X-
 H-F...H-F...
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◼No gelo cada átomo de oxigênio é
tetraedricamente rodeado por quatro grupos OH,
participando de duas ligações covalentes e duas
hidrogênicas; estrutura semelhante à wurtzita.
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Wurtzita
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◼ Ocorrem também ligações hidrogênio intramoleculares. 
Ex. Variação no Ponto de Fusão (PF):
◼ o-nitrofenol: 45 °C
◼ m-nitrofenol: 95 °C
◼ p-nitrofenol: 113 °C
◼ Evidência experimental: propriedades físicas como 
Ponto de ebulição (PE); calorde vaporização, etc.
◼ Ex. H2O, NH3, HF.
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Variação do Ponto de Ebulição (P.E.) de Hidretos Covalentes
36
7. Hidratos e Hidro-Claratos
◼ Hidratos: sólidos constituídos por moléculas
de um composto e de moléculas de água.
◼ Principais formas de ligação:
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Estrutura da ligação hidrogênio no sulfato de cobre hidratado
(CuSO4 ·5H2O)
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◼ CuSO4.5H2O(s) → CuSO4(s) +5H2O
◼ ScCL3.6H2O → ScOCl + 2HCl(g) +5H2O
◼ Clarato: Substância que se cristaliza numa
estrutura muito aberta em cujas cavidades
(buracos ou canais) podem ficar as moléculas do
segundo componente (usualmente gases ou
líquidos voláteis).
◼ Ex. p-quinol, uréia, H2O (hidro-clarato)
◼ Moléculas: H2S, HCl, HBr, CO2, Cl2, He, Ar, etc.
◼ Fórmula: 3 C6H4(OH)2·M (M = molécula incorporada)


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Representação das gaiolas de moléculas de água em hidro-claratos
como Cl2(H2O)7.25. Cada intersecção é a localização de um átomo de
O e os átomos de H estão nas linhas unindo os átomos de O. Dois 
poliedros de 14 faces centrais estão ~ 80% ocupados por Cl2