obtenção de gás Hidrogênio

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia do Rio de Janeiro
Campus Maracanã
Química Inorgânica I - Professora: Virgínia Souza
Obtenção de H2
Gabriel Machado Gonzalez
Juliana Lopes dos Santos Marinho
Mariana de Freitas Dias da Silva
Turma: PMQ 331
Rio de Janeiro, 30 de Abril de 2019
1.1 Introdução
O hidrogênio é um elemento abundante na Terra, correspondendo a 0,9% da massa total do nosso
planeta e o mais abundante dos elementos químicos, constitui aproximadamente 75% da massa
elementar do Universo.
É inodoro, incolor e quase insolúvel em água.
É encontrado em estado gasoso na natureza e de três formas isotópicas, hidrogênio, deutério e trítio. O
prótio é o mais abundante, possui um elétron e um próton. O deutério possui um elétron, um próton e
um nêutron. E o trítio que possui elétron, um próton e dois nêutrons. O hidrogênio forma moléculas
diatômicas H2 , sua forma mais estável se dá através de uma ligação covalente muito forte. O
hidrogênio molecular, em condições normais é pouco reativo devido à cinética da reação, já que a
quebra de sua ligação requer energia, tornando-se lenta e está relacionada com a força da ligação H –
H.
A quebra da ligação H-H, torna-se uma etapa essencial durante a reação do H2 com outros elementos,
pois forma átomos de hidrogênio.
A configuração eletrônica pode ser representada como 1s1 . Seus átomos podem alcançar a
estabilidade de três diferentes maneiras; formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com
outro átomo. O hidrogênio forma esse tipo de ligação preferencialmente com não metais.
O hidrogênio apresenta uma tendência de compartilhar elétrons, formando ligações covalentes.
Assemelha-se também com os halogênios, pois ambos precisam de um elétron para alcançar a
estrutura de gás nobre, e ainda se assemelha com o grupo 14, pois ambos possuem o nível mais
externo semi preenchido. Devido a ausência da carga nuclear efetiva em seu único elétron, sua energia
de ionização é alta 1312 kJ /mol, sendo maior que as dos metais alcalinos e possui afinidade eletrônica
baixa, porém positiva 7 kJ /mol. Ele pode variar 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).
Hidrogênio é o gás mais leve conhecido. Por causa de sua baixa densidade, é utilizado no lugar do
hélio para inflar balões meteorológicos.
Reage com halogênios e diretamente com a maioria dos elementos nas condições apropriadas, queima
ao ar numa atmosfera de oxigênio formando água e liberando uma grande quantidade de energia.
Diversos metais reagem com H2 formando hidretos. As reações não são violentas e geralmente
requerem temperaturas elevadas.
Obtenção do hidrogênio
O hidrogênio pode ser obtido por diversos métodos, entre eles citaremos os que usamos no
procedimento.
Apesar de ser o décimo elemento mais abundante na costa terrestre, sua quantidade na atmosfera
terrestre é muito pequena, isso se deve ao fato de que por ser tão leve o campo gravitacional da terra é
pequeno demais para exercer atração sobre este elemento. Pode-se obter hidrogênio a partir de
combustíveis fósseis, da água e de processos biológicos. Para produção do Hidrogênio a partir dos
combustíveis fósseis utilizam-se os métodos de craqueamento térmico de gás natural, oxidação parcial
de hidrocarbonetos pesados, gaseificação do carvão e reforma catalítica de gás natural, essa que
corresponde a 90% da produção mundial de Hidrogênio. Na obtenção através da água os métodos
utilizados são; eletrólise da água, fotólise da água, eletrólise a vapor, decomposição química da água e
o processo fotoeletroquímico, dentre essas a mais utilizada é a eletrólise da água. J á nos processos
biológicos os métodos empregados são fermentação de compostos orgânicos, biofotólise da água,
fotodecomposição de compostos orgânicos e os sistemas híbridos. As principais aplicações do
Hidrogênio são na produção da amônia como fonte primária dos compostos contendo plásticos e
fertilizantes, hidrogenação de gorduras vegetais, gás de maçarico para isoladas a altas temperaturas e
produção de combustível para foguetes espaciais.
O método comum de preparação de hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com
metais, ou de álcalis com alumínio, os quais foram utilizados no procedimento experimental.
1.2 Objetivos
O experimento tem como objetivo obter hidrogênio a partir de diversos métodos, testando
propriedades como reatividade, bem como o comportamento da reação entre metais e ácidos, como
também metais e água, além da combustibilidade e comburência, desta forma estudando as
propriedades do gás hidrogênio.
1.3 Materiais e Métodos
1.3.a Materiais
● Tubo de ensaio
● Tubo de ensaio com saída lateral
● Vidro de relógio
● Espátula
● Pipeta
● Pró-pipeta
● Bico de Bunsen
● Cuba
● Béquer
● Estante para tubo de ensaios
● Pipeta de Pasteur
● Barbante
● Palitos de fósforo
● Pinça de madeira
● Mangueira de látex
● Refratário de vidro
1.3.b Métodos
1.Obtenção do gás hidrogênio
1.1 Reação entre metais e ácidos:
● Colocou-se em um tubo de ensaio, uma pequena porção de zinco metálico ( Zn(s) ).
Em seguida adicionou-se 1,0 mL de uma solução aquosa 6,0 mol.L-1 de ácido
clorídrico, observou-se. Posteriormente repetiu-se o mesmo procedimento com o ferro
( Fe(s) ), alumínio ( Al(s) ) e cobre ( Cu(s) ).
1.2 Reação entre metais e a água:
● Colocou-se água em um refratário de vidro até a metade da sua capacidade e, em
seguida, adicionou-se 3 gotas de fenolftaleína. Na capela, com o auxílio de uma
professora, adicionou-se ao recipiente um pequeno pedaço de sódio metálico.
Observou-se o que ocorreu, em seguida repetiu-se o procedimento utilizando zinco
metálico.
2.Propriedades do gás hidrogênio
2.1 Preparação e recolhimento:
● Encheu-se com água cerca de ⅔ da capacidade de uma cuba e introduziu-se 3 tubos
de ensaio nela,então, por fim verificou-se que não havia bolhas em seu interior. Em
seguida colocou-se uma pequena porção de zinco metálico em um tubo com saída
lateral, feito isso, adicionou-se cerca de 5 mL de solução aquosa de ácido clorídrico
[6,0 mol.L-1] ao tubo, depois fechou-se o sistema. Posteriormente, introduziu-se o
tubo de látex na cuba, desprezando-se as primeiras bolhas de gás. Feito isso,
recolheu-se o gás nos 3 tubos.
*Segurou-se os tubos de cabeça para baixo, a fim de evitar que houvesse perda.
*Aproveitou-se o sistema gerador de gás para os itens 2.2 e 2.3.1
2.2 Teste de comburência e combustibilidade:
- Para o teste de comburência introduziu-se um barbante em brasa no interior de um dos
tubos contendo o gás recolhido no item 2.1 e observou-se
- Para o teste de combustibilidade aproximou-se a chama de um palito de fósforo do
gargalo de um dos tubos contendo o gás recolhido no item 2.1 e observou-se.
2.3 Reatividade do hidrogênio molecular e hidrogênio nascente:
2.3.1 Hidrogênio molecular:
● Introduziu-se o tubo de látex da experiência do item 2.1 em um tubo de ensaio
contendo solução aquosa de Fe(NO3)3 e 3 gotas de HCl. Repetiu-se o mesmo
procedimento usando soluções de KMnO4 e em seguida de K2Cr2O7 .
2.3.2 Hidrogênio nascente:
● Colocou-se 2 mL de Fe(NO3)3, KMnO4 e K2Cr2O7 em 3 diferentes tubos de ensaio, em
seguida adicionou-se uma pequena quantidade de zinco metálico e 2 mL de HCl em
cada um dos tubos. Observou-se e comparou-se com os resultados da experiência do
item 2.3.1.
1.4 Resultados e Discussões
1.1 Reação entre metais e ácidos: Sal + H2
A reatividade dos metais irá variar conforme sua eletropositividade, ou seja, quanto mais
eletropositivo, mais reativo será o metal. Os metais reativos são aqueles que possuem grande
tendência de perder elétrons, logo formam íons positivos com maior facilidade. Como mostrado na
tabela abaixo:
Tabela 1. Reatividade dos metais.
Por consequência dessa característica, observou-se que o zinco metálico reagiu mais
rapidamente e com maior eficiência com HCl do que com o Fe, Al, e Cu, pois ele é maiseletropositivo, portanto mais reativo do que os demais. Conforme reação abaixo, observou-se que o Zn
sofreu oxidação, pois seu nox era 0 e passou para 2+, enquanto que o H sofreu redução, pois seu nox
era 1+ e passou para 0:
Zn0 (s) + H+ Cl- (l) ↔ Zn2+ Cl2 + H20
O alumínio (Al) é pouco reativo, reagiu muito lentamente gerando poucas bolhas de H2 na
superfície do metal. Por ele estar recoberto com uma camada protetora de óxido de alumínio,
resultante da reação do alumínio como oxigênio do ar. A lentidão na reação do alumínio com o
ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com a camada de óxido, assim removendo-a.
Conforme mostra a reação a seguir :
Al(s)0 + O2(g)0 ↔ Al23+ O32-
Al0 (s) + H+ Cl- (l) ↔ Al3+ Cl3 + H20
No caso do Ferro, a reação acontece porque ele é mais reativo que o hidrogênio. Apesar do seu
potencial de oxidação ser menor que o do alumínio, a sua reação foi mais rápida, pois, como já foi
descrito anteriormente, o alumínio reage inicialmente com o oxigênio do ar, provocando lentidão na
sua reação, assim como o ferro. Conforme mostra a reação a seguir:
Fe(s)0 + O2(g)0 ↔ Fe23+ O32-
Fe0 (s) + H+ Cl- (l) ↔ Fe3+ Cl3 + H20
O cobre tem baixa tendência a se oxidar e por isso sua reação não aconteceu. Dessa forma, a
reatividade do cobre é menor que a do hidrogênio , portanto não pode ser oxidado pelo H.
Cu(s) + HCl(l) ↔ (reação não ocorre)
Levando-se em consideração a fila eletroquímica descrita através dos potenciais de oxidação
mostrada inicialmente na tabela 1, o Cu tem baixa tendência de oxidação, por ser considerado um
metal nobre e o ácido clorídrico não é um forte agente oxidante, com isso, sendo incapaz de reagir
com o cobre.
1.2 Reação entre metais e a água:
Observou-se inicialmente que ao adicionar-se fenolftaleína o meio manteve-se incolor, devido
ele estar neutro, em seguida ao adicionar-se o sódio metálico notou-se uma leve explosão, isso se deu
devido a reação que ocorreu entre o sódio e a água. Conforme reações abaixo:
Na(s) + H2O(l) –> NaOH(aq) + H2(g) (Reação exotérmica)
H2(g) + O2(g) –> H2O(l)
O sódio metálico quando reagiu com a água produziu o hidróxido de sódio, alcalinizando o
meio no qual ocorre a reação. Além disso, o gás hidrogênio foi produzido durante a reação. Nesta
situação, ocorreu a queima do hidrogênio, com o oxigênio do ar, favorecida pelo calor produzido na
reação do sódio.
Posteriormente, observou-se que o meio passou de incolor para cor rosa, isso aconteceu pois
tivemos a formação de um composto extremamente alcalino, o NaOH. Tem-se que, o indicador
ácido-base fenolftaleína passa de incolor a rosa quando o pH do líquido torna-se alcalino.
2.Propriedades do gás hidrogênio
2.1 Preparação e recolhimento:
Observou-se que ao adicionar HCl (ácido clorídrico) ao Zn (zinco metálico), ocorreu
uma reação de dupla troca, no qual o Zn sofreu oxidação, pois seu nox era 0 e passou para 2+
(perdeu 2é), enquanto que o H sofreu redução, pois seu nox era 1+ e passou para 0 (ganhou
1é), reação esta que produziu um sal e liberação de H2. Conforme reação abaixo:
Zn0 (s) + H+ Cl- (l) ↔ Zn2+ Cl2 + H20
*Após o gás ter sido recolhido no tubo de ensaio, ele foi mantido invertido de modo que não houvesse perda,
devido a diferença de densidade entre o H2 e o O2, tendo em vista que o gás H2 é mais denso que o gás O2.
2.2 Teste de comburência e combustibilidade:
- Para o teste de comburência observou-se que o barbante em brasa não acendeu.
Comburente é um elemento ou composto químico susceptível de provocar a oxidação ou
combustão de outras substâncias, ou seja, é qualquer substância que permite que o
combustível seja consumido na reação. Sem a existência de um comburente, um combustível
nunca pode ser consumido numa reação química de combustão, logo não haverá chama se
não houver o comburente. Com isso, o barbante não pegou fogo, logo o hidrogênio não serve
como comburente.
- Para o teste de combustibilidade observou-se que o palito explodiu.
Combustíveis são substâncias que queimamos para produzir calor. o hidrogênio é um gás
incolor, inodoro e insípido, quando é queimado com oxigênio puro, os únicos produtos são
calor e água. por isso ocorre a explosão do palito e pôde-se afirmar que o hidrogênio é
combustível
2.3 Reatividade do hidrogênio molecular e hidrogênio nascente:
2.3.1 Hidrogênio molecular:
Neste experimento observou-se mudança de coloração das soluções presentes nos tubos de ensaio:
O nitrato de ferro modificou sua coloração para amarelo claro. O permanganato de potássio,
inicialmente roxo, modificou sua coloração para rosa escuro espelhado. Já o dicromato de potássio,
que era inicialmente laranja , teve modificação de sua coloração para laranja.
Isso pode ser explicado pelo fato do hidrogênio conduzido pelo tubo de látex estar presente em
sua forma molecular, isto é , já combinado em sua forma diatômica após ser liberado da reação do
zinco e ácido clorídrico. O hidrogênio desta forma é relativamente inerte, pois é necessária uma grande
quantidade de energia para romper a ligação entre estes , e portanto não reagindo.
Zn0 (s) + H+ Cl- (l) ↔ Zn2+ Cl2 + H20
Fe(NO3)3 + HCl + H2 ↔
KMnO4 + HCl + H2 ↔
K2Cr2O7 + HCl + H2 ↔
(Ajudaa)
Coloca essa foto
2.3.2 Hidrogênio nascente:
Percebeu-se modificação nas colorações das soluções, sendo que o nitrato de ferro modificou sua
coloração para turvo esverdeado. O permanganato de potássio, inicialmente roxo, modificou sua
coloração para castanho. Já o dicromato de potássio, que era inicialmente laranja , teve modificação de
sua coloração para marrom, e mais tarde verde musgo. A mudança de coloração comprova a
ocorrência de reação, que ocorreu devido ao hidrogênio estar em seu estado nascente , isto é, estava se
formando no momento em que reagiu, apresentando em forma de átomos isolados e não possuindo
carga, sendo muito mais reativo do que na forma molecular. As cores se alteram devido a alteração do
número de oxidação das espécies químicas presentes, conforme as reações:
Termina de fazer as reações(ajudaaaa)
Fe(NO3)3 + HCl + Zn → Não faço ideia, vamos perguntar p alguém
KMnO4 + HCl + Zn → 2 KMnO4 + 5 Zn + 16 HCl = 2 MnCl2 + 2 KCl + 5 ZnCl2 + 8 H2O
K2Cr2O7 + HCl + Zn → K2Cr2O7 + 14 HCl + 3 ZN = 2 CrCl3 + 3 ZNCl2 + 2 KCl + 7 H2O
1.5 Conclusão
Contudo, foi possível concluir e aprender sobre Combustibilidade e Comburência do
hidrogênio e discernir as cores das reações para comparação de reatividade entre hidrogênio
nascente e molecular. Foi possível observar e concluir o efeito da reação de oxirredução
entre o zinco metálico e o HCl ao serem colocados em um tubo de ensaio e obtido gás
hidrogênio em sua fórmula molecular, tendo, nos reagentes Hidrogênio com nox + 1 e nos
produtos nox 0, com isso pôde-se dizer que o oxigênio reduziu e foi um agente oxidante para
o zinco que saiu do 0 e foi para + 2 , se oxidando.Foi realizado testes de combustibilidade e
comburência do hidrogênio e com isso concluiu-se que o H2 serviu como um bom
combustível, porém não foi um bom comburente. Em relação ao teste para reatividade em
hidrogênio molecular e hidrogênio nascente, pôde-se afirmar que o hidrogênio nascente é
mais reativo, pode reduzir elementos e compostos que não reagem prontamente com
hidrogênio normal, as moléculas de hidrogênio formam-se num estado excitado antes de irem
para o estado elementar (fundamental).
1.6 Referências Bibliográficas
ATKINS & J ONES. Princípios de Química, questionando a vida moderna e o meio ambiente.
5Edição. Editora: Bookman. 2014.
MENEZES, D. et al. Obtenção do hidrogênio. 2010. Relatório apresentado como requisito parcial para
aprovação na Disciplina Química Inorgânica, Engenharia Química, FASB, São Bernardo do Campo,
2010
https://www.ebah.com.br/content/ABAAAhAEoAK/relatorio-obtencao-hidrogenio ACESSO EM
03/05/2019
https://www.ebah.com.br/content/ABAAAhAEoAK/relatorio-obtencao-hidrogenio