2 PREPARAÇÃO DO GÁS HIDROGENIO

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIAS E TECNOLOGIA DO PIAUÍ 
CAMPUS TERESINA – CENTRAL, DIRETORIA DE ENSINO 
DEPARTAMENTO DE FORMAÇÃO DE PROFESSORES, LETRAS E CIÊNCIAS 
DISCIPLINA DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL 
PROF. 
 
 
 
 
 
 
LUIS HENRIQUE DA COSTA MANO 
 
 
 
 
 
 
PREPARAÇÃO DO HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
TERESINA, 2022
 
RESUMO 
 
O termo hidrogênio vem do grego hydrose genes, significando, portanto, formador de água. 
Além de ser o elemento mais abundante no universo (e no sol) e é o terceiro elemento mais 
abundante na crosta da Terra (principalmente em seus compostos). O hidrogênio pode ser 
produzido em duas vias: em pequena escala e em grande escala. Neste experimento utilizou-
se a reação em pequena escala para produzir hidrogênio, que consiste em expor um metal ao 
uma solução ácida e básica. Os metais foram zinco e alumínio, ambos para reagirem com duas 
soluções: uma de ácido clorídrico e outra com hidróxido de sódio. Apesar do erro no preparo 
da solução de HCl, foi possível constatar a produção de hidrogênio, e perceber o os perfis 
reativos dos metais. 
 
Palavras chave: hidrogênio; zinco; alumínio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
SUMÁRIO 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO ................................................................................................................ 4 
2 PARTE EXPERIMENTAL .............................................................................................. 5 
2.1 Materiais ............................................................................................................................ 5 
2.2 Reagentes .......................................................................................................................... 5 
2.3 Procedimentos ................................................................................................................... 5 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO ...................................................................................... 6 
4 CONCLUSÃO .................................................................................................................. 7 
REFERÊNCIAS ................................................................................................................ 8 
ANEXO – CÁLCULOS .................................................................................................... 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 
 
1 INTRODUÇÃO 
 
O hidrogênio é o elemento mais abundante no universo e, depois do oxigênio e do 
silício, é o terceiro elemento mais abundante na Terra, onde ocorre principalmente na forma 
de água ou combinado com carbono em moléculas orgânicas (hidrocarbonetos, material 
vegetal e animal). Na atmosfera da Terra 𝐻𝐻2 ocorre em uma extensão de menos de 1 ppm por 
volume, mas as de Júpiter, Netuno, Saturno e Urano contêm grandes quantidades de 𝐻𝐻2 
(HOUSECROFT; SHARPE, 2005). 
Além de ser o elemento mais abundante no universo (e no sol) e é o terceiro elemento 
mais abundante na crosta da Terra (principalmente em seus compostos). O elemento ocorre 
como três isótopos: hidrogênio comum, ou próton, 1H; deutério, 2H ou D; e trítio, 3H ou T. 
Tanto o 1H quanto o 2H têm núcleos estáveis; 3H sofre decaimento 𝛽𝛽 (Equação 1) e tem uma 
meia-vida de 12,35 anos (MIESSLER; FISCHER; TARR, 2014). 
 
 𝐻𝐻 ⟶ 𝐻𝐻𝐻𝐻 + 𝐻𝐻−1
0
2
3
1
3 (1) 
 
Em geral, o hidrogênio molecular reage lentamente com a maioria dos outros 
elementos, em parte por causa de sua entalpia de ligação elevada e consequentemente de sua 
energia de ativação alta para a reação. Entretanto, sob condições especiais, as reações são 
rápidas. Isso inclui: A ativação da molécula por dissociação homolítica sobre uma superfície 
metálica ou um complexo metálico; dissociação heterolítica por uma superfície ou por um íon 
metálico; e iniciação de uma reação radicalar em cadeia (ATKINS; SHRIVER, 1999). 
A produção de hidrogênio (𝐻𝐻2) ocorre em duas esferas, em pequena escala e em 
grande escala. Entre muitas reações, a reação que é realizada em grande escala é a reação do 
carbono com água em alta temperatura (Equação 2). Quanto em pequena escala, existem 
muitas reações que produzem hidrogênio. As mais comuns incluem reações de substituição 
nas quais um metal (M) com um potencial de redução maior que o hidrogênio reage com um 
ácido (HA) (Equação 3). As reações de metais com uma base forte, como o hidróxido de 
sódio também produzem gás hidrogênio (HOUSE, 2019). 
 
 𝐶𝐶 +𝐻𝐻2𝑂𝑂 ⟶𝐶𝐶𝑂𝑂 +𝐻𝐻2 (2) 
 
 2𝑀𝑀 + 2𝐻𝐻𝐻𝐻⟶𝐻𝐻2 + 2𝑀𝑀𝐻𝐻 (3) 
5 
 
 Neste experimento, objetivou-se preparar gás hidrogênio a partir da reação do 
alumínio e zinco metálicos com as soluções de hidróxido de sódio e ácido clorídrico, 
procurando tomar seus perfis de reatividade para prever a reação de produção de hidrogênio, 
bem como constatar sua produção. 
 
 
2 PARTE EXPERIMENTAL 
 
 
2.1 Materiais 
 
 
 4 tubos de ensaio; 
 Balão de 50 mL; 
 Pipetas; 
 Suportes para tubos; 
 Balança de precisão; 
 Isqueiro; 
 Papel alumínio. 
2.2 Reagentes 
 
 
 Solução de NaOH 2,0 mol/L 
 Solução de HCl 2,0 mol/L 
 Água destilada; 
 Zinco metálico. 
 
 
2.3 Procedimentos 
 
Foram preparados 20 cm3 de soluções aquosas de ácido clorídrico 2,0 mol/dm3 e de 
hidróxido de sódio 2,0 mol dm3. Em seguida, foram tomados quatro tubos de ensaio e 
acrescentados, em dois deles, 1 g de zinco metálico, e, em outros dois, 1,0 g de alumínio 
metálico. Em um dos tubos contendo zinco, foi acrescentado 5 cm3 da solução de HC1. No 
outro, foi acrescentado 5,0 cm3 da solução de NaOH. O mesmo foi feito nos tubos contendo 
alumínio. 
Após isso, observou-se atentamente cada um dos tubos. Quando necessário, foi 
acrescentado um volume maior da solução do ácido ou da base, algo em torno de 5,0 mL, até 
que todo o metal tenha sido consumido na reação. Por fim, foi aproxime um isqueiro aceso da 
“boca” de um dos tubos de ensaio, para detectar a presença de hidrogênio. 
 
6 
 
3 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Existem muitas reações que produzem hidrogênio. Isso inclui reações de substituição 
nas quais um metal (M) com um potencial de redução maior que o hidrogênio reage com um 
ácido (HA). Neste experimento, os metais utilizados foram o alumínio e o zinco. Ambos os 
elementos sofrem reação de substituição ao reagirem com um ácido, por serem metais nas 
quais os potenciais de redução são maiores que o hidrogênio (HOUSE, 2019, p. 417). 
O potencial de redução do 𝑍𝑍𝑛𝑛(𝑠𝑠) e do 𝐻𝐻𝑙𝑙(𝑠𝑠) são respectivamente 1,66 𝑣𝑣 e 0,76 𝑣𝑣, 
enquanto que, por padrão, o potencial de redução do hidrogênio é zero. Na prática, isso 
demonstra a espontaneidade, ou a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse 
modo, ser reduzida. 
Pela previsão, portanto, o zinco e o alumínio devem reagir com o 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙, já que, a parti 
do potencial de redução, o zinco e o alumínio metálicos cede ao ácido clorídrico elétrons, 
fazendo com que o hidrogênio presente no ácido se reduza a hidrogénio gasoso (Equação 4 e 
5). Essa transferência de elétrons acorre de maneira espontânea pela diferença de potencial 
entre o hidrogênio presente no ácido e metal. 
 
 𝑍𝑍𝑛𝑛(𝑠𝑠) + 2𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙 ⟶𝑍𝑍𝑛𝑛𝐶𝐶𝑙𝑙2 +𝐻𝐻2 (4) 
 
 2𝐻𝐻𝑙𝑙(𝑠𝑠) + 6𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙 ⟶ 2𝐻𝐻𝑙𝑙𝐶𝐶𝑙𝑙3 + 3𝐻𝐻2 (5) 
 
Porém, no experimento, a reação do ácido clorídrico com os metais acima não 
alcançou os resultados desejados. Não houve sinais de ocorrência de reação entre o zinco e o 
ácido, apenas a precipitação do próprio metal no fundo do tubo de ensaio. Por outro lado, no 
alumínio, houve evidencias de reação, embora tardiamente. Essas evidencias de reação incluiu 
apenas um tímido borbulhamento sem uma mudança drástica do metal ou de sua superfície. O 
borbulhamento, acredita-se, é a evidência de formação de gás hidrogênio. 
Acredita-se que, para os resultados obtidos, a concentrações da solução de 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙utilizada estava abaixo do recomendado para reagir com os metais. A solução que foi 
utilizada, embora devesse ser de 2,0 mol/L, apresentou uma concentração menor, uma vez que 
no preparo das soluções o volume 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙 utilizado para preparar a solução foi apenas de 
3,087 𝑚𝑚𝑚𝑚, enquanto o previsto, após a revisão dos cálculos, era de 8,33 𝑚𝑚𝑚𝑚, diminuído a 
7 
 
concentração recomendada. Isso explica, portanto, o fato de o ácido não ter reagido com 
zinco, e ter reagido timidamente com o alumínio. 
De qualquer modo, pela fila de reatividade dos metais, o alumínio de fato é mais 
reativo que o zinco, o que favorece, de qualquer forma, a reação do alumínio com o ácido. 
Isso se deve pela entalpia de sublimação do zinco (131 𝑘𝑘𝑘𝑘 /𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙), enquanto do alumínio é 
maior (326 𝑘𝑘𝑘𝑘 /𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙) refletindo na força de ligação metal-metal m (HOUSECROFT; SHARPE, 
2005). 
A preparação de hidrogênio, no experimento, não se deu apenas utilizando os metais 
acima com o ácido clorídrico. Em geral, outro tipo de reação de substituição, para preparação 
de hidrogênio gasoso, ocorre quando um metal como alumínio ou zinco reage com uma base 
forte. Neste experimento foi utilizado NaOH para reagir com esses metais. Em geral, a reação 
do zinco e do alumínio ocorre espontaneamente, formando hidrogênio. 
 
 𝑍𝑍𝑛𝑛 + 2𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻 → 𝑁𝑁𝑁𝑁2𝑍𝑍𝑛𝑛𝑂𝑂2 + 𝐻𝐻2 (6) 
 
 2𝐻𝐻𝑙𝑙 + 6𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻 → 2𝑁𝑁𝑁𝑁3𝐻𝐻𝑙𝑙𝑂𝑂3 + 3𝐻𝐻2 (7) 
 
 No experimento, foi observado uma intensa reação do alumínio com o hidróxido de 
sódio, produzindo gás hidrogênio. Para comprovar a evidencia de formação de 𝐻𝐻2, foi 
aproximado um isqueiro aceso próximo ao tubo, onde foi possível constatar a combustão do 
gás liberado. A reação do ainda perdurou por longo tempo no laboratório. Também com o 
zinco o hidróxido de sódio reagiu. A reação do hidróxido com o zinco ocorreu de maneira 
tímida, com um longínquo borbulhamento, quase imperceptível. Mas pelo foi possível 
observar a formação de uma solução cinzenta, que, presume-se, seja o zincato de sódio. A 
diferença de intensidade das reações de ambos mentais com o hidróxido se deve a reatividade 
dos metais que são contrastantes. O alumínio é mais reativo que o zinco, pois apresenta 
potencial de redução maior, isto é, maior a perder elétrons (HOUSECROFT; SHARPE, 2005; 
RAYNER-CANHAM; OVERTON, 2003). 
 
4 CONCLUSÃO 
 
O potencial de redução do 𝑍𝑍𝑛𝑛(𝑠𝑠) e do 𝐻𝐻𝑙𝑙(𝑠𝑠) são diferentes, onde do alumínio se 
apresenta como maior do que do zinco. Isto, no experimento, constatou-se pela facilidade com 
8 
 
os metais reagiam com as soluções de 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙 e 𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻 . Apesar do erro no preparo da solução 
de 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙, A reação do zinco com os reagentes, especialmente com a solução de base se 
mostrou muito tímida. Com o ácido praticamente não houve evidencia de reação. Acredita-se 
que isto foi devido ao erro no preparo da solução. Por outro lado, a reação do alumínio foi a 
mais evidente e a que se mostrou mais próxima dos resultados previstos. A diferença de 
potencial de ambos os metais também explica esse comportamento. O potencial de redução do 
𝑍𝑍𝑛𝑛(𝑠𝑠) é menor que do 𝐻𝐻𝑙𝑙(𝑠𝑠) isso demonstra a espontaneidade, ou a tendência do alumínio 
adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzido, ocasionado a reação. 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
 
ATKINS, P. W.; SHRIVER, D. F. Química Inorgânica. 3. ed. Oxônia, Reino Unido: 
Bookman Oxford University Press, Oxford, 1999. 
 
HOUSE, J. E. Inorganic chemistry. [s.l.] Academic Press, 2019. 
 
HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G. Inorganic Chemistry. 3. ed. Edinburgh Gate: 
Pearson, 2005. 
 
MIESSLER, G. L.; FISCHER, P. J.; TARR, D. A. Química inorgânica. 5. ed. São Paulo: 
Pearson Education do Brasil, 2014. 
 
RAYNER-CANHAM, G.; OVERTON, T. Descriptive inorganic chemistry. [s.l.] 
Macmillan, 2003. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
9 
 
 
ANEXO – CÁLCULOS 
 
 
DADOS: Massa molar do HCl: 36,45 g/mol 
Massa de NaOH: 40,02 g/mol 
Densidade do HCl: 1,18g/mL 
PA do HCl: 37% 
 
 
 
a) Preparando a solução de HCl 2,0 mol/L 
 
Para preparar uma solução de 50 mL de HCl 2,0 mol/L, determina-se primeiro o título da 
solução desejada: 
 
[𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙] = 𝑑𝑑 × 𝜏𝜏
𝑀𝑀
× 1000 
 
𝜏𝜏 = [𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙] ×𝑀𝑀
𝑑𝑑
=
(2,0 𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙/𝑚𝑚) × (36,45 𝑔𝑔/𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙)
1,18𝑔𝑔/𝑚𝑚𝑚𝑚 × 1000
= 6,17% 
 
Utilizando a volume da solução e seu título, obtêm-se, o volume necessário de HCl necessário 
para prepara-la: 
 
𝜏𝜏1 × 𝑉𝑉1 = 𝜏𝜏2 × 𝑉𝑉2 
 
𝑉𝑉2 =
6,17% × (50 𝑚𝑚𝑚𝑚)
37%
= 8,33 𝑚𝑚𝑚𝑚 𝑑𝑑𝐻𝐻 𝐻𝐻𝐶𝐶𝑙𝑙 
 
Portanto, 8,33 L é volume necessário para preparar a solução desejada. 
 
 
b) Preparo da solução de 50 mL NaOH 2,0 mol/L 
 
[𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻] = 𝑚𝑚
𝑀𝑀 × 𝑉𝑉
 
 
𝑚𝑚𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻 = 𝑀𝑀 × 𝑉𝑉 × [𝑁𝑁𝑁𝑁𝑂𝑂𝐻𝐻] = �2,0
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙
𝑚𝑚 �
× �39,9
𝑔𝑔
𝑚𝑚𝑚𝑚𝑙𝑙�
× (0,05𝑚𝑚) = 3,99 𝑔𝑔 
 
Portanto, 3,9 g é a massa necessária de NaOH para produzir a solução desejada.