Relatório Hidrogênio Inorgânica

Prévia do material em texto

UNIVERSIDADE FEDERAL DO MARANHÃO – UFMA 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA – CCET 
CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA I 
PROFESSOR: IVO MATEUS PINATTI 
 
 
 
 
 
Relatório nº 1: Hidrogênio 
Data do experimento: 16/09/2022 
 
 
 
 
Discentes: 
Evellyn Sophia Barros Barbosa 
Nº de matrícula: 2022015200 
Maristella dos Santos Monteles 
Nº de matrícula: 2022015380 
 
 
 
 
 
 
São Luís – MA 
2022 
SUMÁRIO 
1. RESUMO.................................................................................................. 3 
2. OBJETIVO ................................................................................................3 
3. INTRODUÇÃO ..........................................................................................3 
4. MATERIAIS E MÉTODOS ........................................................................4 
5. RESULTADOS E DISCURSSÕES ...........................................................6 
6. CONCLUSÃO ...........................................................................................8 
7. REFERÊNCIA ...........................................................................................9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 RESUMO 
 
A atividade experimental utilizando o gás hidrogênio tem como o objetivo, a 
obtenção, verificação da cinética e atividade do gás. A metodologia empregada foi a 
utilização de ácido sulfúrico e clorídrico reagindo com metais para a obtenção do 
hidrogênio, observando a reatividade, a velocidade e a coloração das substâncias. 
 
2 OBJETIVO 
 
O experimento 1 (produção do hidrogênio) tem como objetivo produzir o gás 
hidrogênio pela a ação do ácido clorídrico com metais. O 2 (cinética de produção do 
hidrogênio) tem a finalidade de observar a diferença entre os metais utilizados para 
produzir o hidrogênio. Por fim, o experimento 3 (atividade do hidrogênio) possui o 
propósito verificar a reatividade do hidrogênio atômico. 
 
3 INTRODUÇÃO 
 
O hidrogênio é um elemento importante, pois de acordo com BROWN, T. L., 
(2005) é o mais abundante no universo. Tratando do planeta terra, ele pode ser 
encontrado nos seres vivos, minerais e nos oceanos (RUSSEL, 1994; SHRIVER; 
ATKINS, 2008). Além disso, possui propriedades químicas variadas, mesmo 
possuindo apenas um elétron, dentre as quais estão: caráter ácido-base e o poder de 
se ligar a mais de um átomo simultaneamente. 
O hidrogênio apresenta uma estrutura atômica simples que consiste em um 
núcleo contendo um próton e um elétron ao seu redor. O elemento não se ajusta a 
nenhum dos grupos representativos da tabela periódica, uma vez que suas 
propriedades não podem ser correlacionadas com nenhum dos grupos da tabela, 
mesmo havendo algumas semelhanças com os metais alcalinos (possuem um elétron 
de valência), os halogênios (necessitam de um elétron para alcançar a estabilidade) 
e com grupo 14 (apresentam o nível externo semipreenchido), no entanto a melhor 
opção é considera-lo como um elemento a parte. Em condições normais de pressão 
e temperatura, o hidrogênio é inflamável, não tóxico, incolor e inodoro. 
Vários metais substituem por meio da reação de simples troca o hidrogênio dos 
ácidos. O ácido sulfúrico e o ácido clorídrico reagem com muitos metais de forma 
rápida ou lenta, sem oxidar o hidrogênio. Devido à sua substituição por metais, esses 
ácidos são os mais adequados para a produção de hidrogênio em laboratório. 
 
4 MATERIAIS E MÉTODOS 
 4.1 Equipamentos, reagentes, materiais e vidrarias 
 
As tabelas 1, 2 e 3 expostas abaixo mostram os materiais usados nas práticas 
de laboratório de química inorgânica. 
Palha de aço Suporte para tubo de ensaio 
Asparas de magnésio Rolha 
Ácido clorídrico (3M) Palito de fósforo 
Tubos de ensaio Ácido sulfúrico 
 
Tabela 1- Equipamentos, reagentes, materiais e vidrarias usados no experimento 1 
(produzindo hidrogênio). 
 
Alumínio em pó Ferro em pó Tubo de ensaio 
Cobre em pó Zinco em pó Suporte para tubo 
Magnésio em pó Ácido Clorídrico (3M) Pipeta graduada 
 
Tabela 2- Equipamentos, reagentes, materiais e vidrarias usados no experimento 2 
(cinética de produção do hidrogênio). 
 
Ácido Sulfúrico 1:6 Tubo de ensaio 
Zinco em pó Pinça metálica 
Permanganato de potássio Proveta 
Suporte para tubo Conta-gotas 
 
Tabela 3- Equipamentos, reagentes, materiais e vidrarias usados no experimento 3 
(atividade do hidrogênio). 
 
 4.2 Procedimentos experimentais 
 4.2.1 Procedimentos realizados na aula dia 16/09/2022- Produzindo 
hidrogênio. 
 
 
Fluxograma 1- Produzindo Hidrogênio. 
 
 4.2.2 Procedimentos realizados na aula dia 16/09/2022- Cinética da produção 
de hidrogênio. 
 
 
Fluxograma 2- Cinética da produção do hidrogênio. 
 
 4.2.3 Procedimento realizados na aula dia 16/09/2022- Atividade do 
hidrogênio 
Primeiro foram separados 
dois tubos de ensaio, 
adiciona-se a em um palha 
de aço e no outro asparas 
de magnésio;
Em seguida acrescenta-se 
com uma pipeta 2-3 ml de 
ácido clorídrico nos tubos 
de ensaio; 
Fecha-se o tubo com o 
auxilio de uma rolha e 
aguarda cerca de 1 
minuto;
Por fim, acende um palito 
de fósforo e aproxima da 
entrada do tubo 
simultaneamente tira-se a 
rolha.
São posicionados 5 tubos 
de ensaio em um suporte; 
Adicionam-se em cada um 
2-3 ml de ácido clorídrico;
Após, são acrescentados 
um metal em cada tubo de 
ensaio;
E então observa-se a 
reação de cada um.
 
Fluxograma 3- Atividade do hidrogênio. 
 
5 RESULTADOS E DISCURSSÕES 
 5.1 Experimento 1 
 
Após o momento em que as rolhas foram posicionadas nos tubos de ensaio 
que continham as asparas de magnésio e ácido clorídrico a reação começou 
instantaneamente, os íons cloreto dissolvidos em água reagiram rapidamente com o 
metal magnésio e formaram o cloreto de magnésio. Em consequência disso, foi 
necessário que a rolha do tubo fosse pressionada, pois os valores da pressão 
aumentaram rapidamente devido a formação do gás hidrogênio. 
𝑀𝑔 (𝑠) + 2𝐻𝐶𝑙 (𝑎𝑞) → 𝑀𝑔𝐶𝑙2(𝑎𝑞) + 𝐻2(𝑔) 
 
Também foi perceptível o aumento de temperatura no recipiente. Como o 
hidrogênio é um gás altamente inflamável, para verificar se houve sua formação, no 
experimento colocou o fósforo perto do tubo e notou-se uma explosão, ratificando a 
presença desse gás. 
Na testagem da segunda reação com a palha de aço não foi observado 
nenhuma mudança, o esperado era que tal como nos outros experimentos houvesse 
mudança de temperatura, cor ou textura. 
 
 5.2 Experimento 2 
Foi adicionado 3-4ml de 
ácido sulfúrico em um 
tubo de ensaio;
Com o auxílio de um 
conta gotas acrescenta-
se 3 gotas de 
permanganato de 
potássio; 
Agita-se o tubo para 
misturar a solução;
Por último, é colocado 
aproximadamente 0,5g 
de Zinco em pó e 
observa a reação.
A reação do alumínio com ácido clorídrico forma o gás hidrogênio e o cloreto 
de alumínio, nessa reação houve redução de íon 𝐻+ e a oxidação do alumínio. 
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2 
 
Não ocorreu reação no cobre porque é um elemento metálico menos 
eletropositivo que o cátion de sódio presente na substância, sendo assim, não pode 
desloca-lo. 
Cu + HCl → não ocorre 
 
O hidrogênio reduziu e o magnésio oxidou ocasionando a liberação do gás 
hidrogênio e a formação de cloreto de magnésio. 
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 
 
No tubo de ensaio com o ferro foi observado a formação de bolhas de 
hidrogênio, no entanto aconteceu após muito tempo. 
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 
 
O zinco é mais reativo que o hidrogênio, logo a reação aconteceu de modo 
instantâneo formando o hidrogênio e uma solução esbranquiçada de cloreto de zinco. 
𝑍𝑛 + 2𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2 
A velocidade das reações está listada na tabela 4, por ordem decrescente. 
Metal Velocidade Observações 
Potencial 
de 
Oxidação 
Ordem de 
reatividade 
Magnésio 
Reação muito 
rápida 
O hidrogênio é liberado 
eo magnésio 
consumido. 
+ 2,37 V 
1 (mais 
reativo) 
Zinco Reação rápida Percebe-se uma 
efervescência. 
+ 0,76 V 2 
Alumínio Reação lenta Há a presença de 
bolhas de hidrogênio. 
+ 1,66 V 3 
Ferro Reação lenta Houve a liberação de 
poucas bolhas. 
+0,440 V 4 
Cobre 
Não houve 
reação 
Não há liberação de 
bolha de hidrogênio. 
- 0,337 V 
5 (menos 
reativo) 
 
Tabela 4- Resultado da reação entre ácido clorídrico com metais. 
 5.3 Experimento 3 
Após adicionar de ácido sulfúrico no tubo de ensaio foi colocado o indicador 
(permanganato de potássio), resultando em uma coloração roxa, indicando uma 
solução básica. 
𝐻2𝑆𝑂4 + 𝐾𝑀𝑛𝑂4 → 𝑀𝑛2𝑂7 + 𝐾2𝑆𝑂4 + 𝐻2𝑂 
Após zinco em pó e homogeneizar a solução foi notável que o zinco precipitou 
no recipiente e formou partículas um pouco maiores, e a solução passou de roxa para 
incolor, logo uma solução ácida. 
 
6 CONCLUSÃO 
 
O experimento 1 foi o mais eficiente na formação de gás, pois logo após 
adicionar o ácido clorídrico ao tubo que continha os metais, o magnésio reagiu 
consideravelmente, como o gás hidrogênio tem alta combustão quando houve uma 
pequena explosão era nítido que tinha uma grande liberação de gás nessa solução, 
entretanto, a palha de aço não reagiu, portanto não houve formação de gás. 
A proposta dessa prática foi obter no laboratório gás hidrogênio a partir das 
reações de metais com soluções diluídas de ácido, água e soluções de bases. Após 
terem sidos realizados todos os três experimentos e observado as reações notou-se 
que, no experimento 2, ao reagir os metais com o ácido clorídrico as características 
da maior parte dos tubos foram efervescência, a não ser pelo cobre que não 
apresentou nenhuma mudança. 
No experimento 3 a formação do gás foi menos perceptível ao olho nu, porém 
após a solução de ácido reagir com o metal e tornar-se transparente foi observado 
pequenas bolhas surgindo a partir do fundo do tubo de ensaio e precipitando. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 REFERÊNCIAS 
 
BROWN, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E. Química - A Ciência Central. 9 ed. São 
Paulo: Pearson Prentice Ha ll. 2005. 972p. 
 
SHRIVER, Duward. F.; A TK INS, Peter. W. Química Inorgânica, 4 ed., Book man, 
Porto Alegre, 2008. 848p.