Relatório Obtenção de Hidrogênio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS 
INSTITUTO DE QUIMICA E BIOTECNOLOGIA 
 
 
 
 
 
LUCAS TELES DE SANTANA 
JULIANA RODRIGUES SOARES 
EDUARDO DOS SANTOS MELO 
 
 
 
 
HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió AL 
2023 
LUCAS TELES DE SANTANA 
JULIANA RODRIGUES SOARES 
EDUARDO DOS SANTOS MELO 
 
 
 
 
Hidrogênio 
 
 
Relatório de aula, produzido através de 
experimentos realizados em laboratório, 
para obtenção de nota na disciplina de 
laboratório de química inorgânica, ofertada 
no curso de química industrial, na 
universidade federal de alagoas. 
Prof. Dr. Mario Meneghetti 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maceió 
2023 
LISTAS DE SIGLAS 
 
H2SO4 Acido Sulfúrico 
NaOH Hidróxido de Sódio 
CuSO4 Sulfato Cuproso 
ZnSO4 Sulfato de Zinco 
MgSO4 Sulfato de Magnésio 
FeSO4 Sulfato Ferroso 
Al2(SO4)3 Sulfato de Alumínio 
2NaAlO2 Aluminato de Sódio 
 
 
 
Sumário 
1. INTRODUÇÃO ..................................................................................................................... 5 
1.1 OBJETIVO..................................................................................................................... 5 
2. DESENVOLVIMENTO ........................................................................................................ 5 
2.1 MATERIAIS .................................................................................................................. 5 
2.2 ÁCIDO COM ZINCO .................................................................................................... 6 
2.3 ÁCIDO COM MAGNÉSIO ........................................................................................... 6 
2.4 ÁCIDO COM FERRO ................................................................................................... 7 
2.5 ÁCIDO COM ALUMÍNIO ............................................................................................ 7 
2.6 BASE COM ALUMÍNIO .............................................................................................. 7 
3. CONCLUSÃO ....................................................................................................................... 8 
4. REFERENCIA ....................................................................................................................... 9 
 
 
 
 
 
1. INTRODUÇÃO 
 
Acredita-se que no início do universo toda a matéria visível era composta de dois 
tipos de átomos, o Hidrogénio (do grego: hidro- água, genes- gerador), e o Hélio, 
acreditasse que a proporção inicial seria de aproximadamente 89% de hidrogênio e 11% 
de Hélio. O hidrogênio é responsável pelo brilho das estrelas, pois em seu núcleo está 
acontecendo um processo constante de fusão nuclear, a qual definida pela equação abaixo: 
1
1𝐻  +  1
2𝐻  →  2
3 𝐻𝑒  +  𝛾 
O hidrogênio é encontrado em três tipos de isótopos sendo eles: 1
1𝐻 ,  1
2𝐻 ,  1
3𝐻. 
Ele se apresenta na natureza na sua forma molecular, no estado de gás incolor e 
inodoro, e é utilizada para a síntese de diversos produtos desde produção de alimentos a 
fabricação de combustíveis, por exemplo, o chamado Hidrogênio verde, que se trata da 
utilização de hidrogênio como fonte de energia, que possui a matéria prima vinda de 
fontes renováveis com baixas emissões de carbono, o hidrogênio seria obtido através de 
um processo eletrolítico que seria dado pela equação: 
𝐻2𝑂(𝑙) + 𝑒
−  →  𝐻2(𝑔)  +  𝑂2(𝑔) 
Existem outras maneiras de se obter o hidrogênio gasoso, por meio de reações 
químicas de substituição, uma das quais é a reação de ácidos ou bases com metais: 
𝑍𝑛(𝑠)  +  2 𝐻𝐶𝑙(𝑎𝑞)  →   𝑍𝑛𝐶𝑙2(𝑎𝑞)  +  𝐻2(𝑔)  
1.1 OBJETIVO 
Esse experimento tem como objetivos 
Obtenção de hidrogênio mediante reação de metais com ácidos e bases e sua identificação 
por meio de combustão. 
Comparação da reatividade de alguns metais diante de ácidos. 
2. DESENVOLVIMENTO 
2.1 MATERIAIS 
 
• Materiais 
• Tubo de ensaio normal 
• Pinça de madeira 
• Tubo de ensaio pequeno 
• Caixa de fósforos 
• Estante para tubos de ensaio 
• Reagentes 
• Zn (s) 
• H2SO4 (6M) 
• CuSO4 (1M) 
• Mg (s) 
• Fe(s) 
• NaOH (6M) 
• Al (s) 
 
2.2 ÁCIDO COM ZINCO 
 
Em base no experimento de obtenção de gás de hidrogênio com metais e ácido, pode-
se observar processos e leis químicas em seu funcionamento, frente a reação que entrega 
como produto o gás de hidrogênio. Processo que ocorre entre a interação de um ácido e 
um metal. 
H2SO4 (aq) + Zn ⇌ ZnSO4 (aq) + H2 (g) 
No processo de extração de gás de hidrogênio, ocorre uma reação de produção de 
sulfato de zinco um sal solúvel com a água, ocorre na oxidação do zinco, onde o ácido é 
sofre um processo de desprotonação, formando o a sua base conjugada sulfato (SO4
2), 
que reage com o metal, decorrente desse processo se-obtém o sulfato de zinco e o gás de 
hidrogênio. Sua relação molar é de 1mol de zinco para 1mol de gás hidrogênio. 
Perante o processo experimental observou-se a produção baixa de gás provinda da 
reação em si, logo então foi realizado uma perturbação do equilíbrio, o Princípio de Le 
Chatelier diz: Quando uma perturbação é aplicada em um sistema de equilíbrio dinâmico, 
ele tende a se ajustar para reduzir ao mínimo o efeito da perturbação. (Atkins e Jones 7ª 
ed. 2018 pg. 427) 
Adicionando ao meio reacional o CuSO4, elevando a concentração de sulfato em 
solução, desta forma deslocando o equilíbrio reacional na direção dos produtos, isso 
implica que a concentração de H2 encontrada pôs reação é maior do que sem a adição do 
sulfato de cobre. 
Observação do gás produzido foi realizado com um chama sendo aplicada ao H2, e 
observando uma pequena explosão, promovida pela queima do hidrogênio contido no 
tubo de ensaio. 
2.3 ÁCIDO COM MAGNÉSIO 
 
Os processos a seguir giram em torno da mudança de oxidação dos compostos, com 
a liberação do gás de hidrogênio. 
Seguindo com experimentos, a reação a seguir o envolve o ácido sulfúrico, 
dissociado em água, e o metal de magnésio. Essa reação gira em torno da liberação do H2 
no meio reacional, pela propriedade do ácido de se dissociar em solução aquosa, se 
tornando propenso a reagir com o metal, dessa forma produzindo o sulfato de magnésio 
e o gás hidrogênio. 
H2O(l) + H2SO4 (aq) + Mg (s) ⇌ MgSO4 (s) + 2H2 (g) 
O processo foi muito acelerado pela característica do metal de magnésio, ser muito 
reativo, os metais da coluna 2 são muito reativos, isso proporcionou a reação ser 
basicamente instantânea, e muito exotérmica, com a total consumação do solido se 
transformando em sulfato de magnésio, sal solúvel em água, constatado pela observação 
do tubo de ensaio e a não formação de um precipitado. Indicando que o sal formado é 
bastante solúvel. Sua relação molar é de 1mol de mg para 2 de gás hidrogênio. 
2.4 ÁCIDO COM FERRO 
 
O processo com o metal de ferro, pode-se observar um processo de oxidação de 
principal comando reacional, pós no processo ocorre a mudança do estado de oxidação 
do Fe, para Fe2+ , decorrido da interação do ácido de mesma forma dissociado em meio 
aquoso, com o metal. 
H2O(l) + H2SO4 (aq) + Fe(s) ⇌ FeSO4(s) + 2H2(g) 
Tempo de reação bastante prolongado quando se compara com o magnésio, e 
ligeiramente exotérmico, não alterando significativamente a temperatura reacional. E seu 
sal sulfato ferroso é solúvel na solução, por não apresentar precipitado ao final da reação. 
A reação molar se estabelece de 1 molécula de ferro para gerar duas de gás de hidrogênio. 
2.5 ÁCIDO COM ALUMÍNIO 
 
Seguindo com os experimentos, a reação de alumínio com o ácido sulfúrico a 6 Mol, 
pode-se observar a formação de um sal bastante insolúvel, que excedeu o nível Kps da 
solução provendo uma amostra com precipitado bastante saturado como observado no 
tubo de ensaio. 
H2O(l) + 3H2SO4 (aq) + 2Al(s) ⇌ Al2(SO4)3(s) + 4H2(g) 
Como observado nos experimentos acima, a reação ocorre com uma oxidação do Al, 
para formar o sulfato de alumínio, sua produçãode H2 é bem mais acentuada pela sua 
relação estequiométrica, onde 2 mols de alumínio formam, 4 mols de gás, e 2 mols de sal, 
que promove a saturação no solvente. Reação que favorece bastante a formação de gás, 
diferentemente das outras reações observadas a cima. 
2.6 BASE COM ALUMÍNIO 
 
Já no processo seguinte, mudamos o reagente para um composto com caráter básico 
para reagir com o metal, de mesma forma foi utilizado água junto de NaOH com uma 
concentração de 6 Mol, concentração bastante alta. 
2Al + 2NaOH + 2H2O ⇌ 2NaAlO2 + 3H2 
Como observado no balanço estequiométrico reacional, a produção de H2 é bastante 
elevada a reação extremamente exotérmica e tem uma produção de gás instantânea, 
aferido pela formação de bolhas excessivas e a forma que sai de forma violenta do tubo 
de ensaio. Produzindo dessa forma um sal solúvel, e uma quantidade de gás acentuada 
pela relação molar de 2 mols de metal para 3 mols de gás, como visto na estequiometria. 
Essa observação decorre que a dissociação da base em H e OH-, cria um ambiente 
propicio, onde o alumínio é rodeado pelo óxido, e permitindo que o metal reaja para a 
produção de gás. 
O sal aluminato de sódio, é diferente do sal encontrado quando reagiu com o ácido o 
sulfato de alumínio, onde na reação acida tinha uma maior formação de gás se comparado 
a reação com a base. 
3. CONCLUSÃO 
 
Após a conclusão dos experimentos e analise dos resultados fora possível 
constatar afirmações ao colocar os metais em confronto de rendimento, de tal forma que 
a produção de hidrogênio proveniente da reação do magnésio com ácido e a reação 
procedente do ácido com alumínio se igualam em rendimento, de forma que sua formação 
de hidrogênio será o dobro do reagente consumido, se divergindo apenas em aspectos 
cinéticos, assim tornando a reação por magnésio mais eficiente em velocidade reacional. 
Em contrapartida sua reatividade é maior, assim necessitando de um cuidado maior ao 
ser manipulado. 
 Em contra ponto temos os demais metais, de modo que a produção procedente do 
ferro duplica em relação ao seu consumo, porem sua velocidade de reação é mais lenta 
em relação aos metais Mg e Al, por conseguinte a interação sobrante de ácido com o zinco 
se torna a menos eficiente por questões de reatividade e rentabilidade por ter sua 
proporção 1:1. 
Desta forma pode-se observar produções distintas, de modo que a formação de 
hidrogênio poderá depender de sua finalidade. O H2 pode ser obtido a partir de estudos 
laboratoriais em pequenas escalas ou escala industrial. 
Atualmente existe um crescimento constante no interesse dele, visto que o H2 é 
um dos elementos mais abundantes presentes no planeta, que por sua vez vem sendo 
denominado de combustível do futuro, por ser considerado um combustível com alto 
poder calorifico e baixo impacto ambiental. De forma que sua produção industrial pode 
se dar por três principais processos: Gaseificação/reforma de vapor, oxidação parcial e 
eletrolise. 
A gaseificação é um processo muito utilizado na indústria, de forma que sua 
produção se dá através da reação do gás natural com o vapor em alta temperatura e 
posteriormente o CO2 irá reagir com a água separando o hidrogênio adicional. Tal 
processo viabiliza a economia e a rentabilidade, por conseguinte ele não é sustentável por 
depender da produção de gás natural oriundo de combustíveis fosseis, assim contribuindo 
para o efeito estufa. Contudo o processo de eletrolise se torna o mais viável por depender 
de recursos renováveis, não gerar poluentes e seu rendimento ser superior. 
Neste contexto o processo de formação do hidrogênio poderá se dar referente a 
sua finalidade, de forma que ele possa apresentar parâmetros como rendimento, economia 
e sustentabilidade 
 
4. REFERENCIA 
SOLOMONS, T.W. Graham; SNYDER, C. R.; FRYHLE, Craig B. Química orgânica. 12. ed. 
ed. Rio de Janeiro: LTC, 2018. v. 1 / 2018. 
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 3º ed. Porto Alegre: Bookman. 
2003. 
Atkins; Jones; Laverman, Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio 
ambiente. 7ª ed. São Paulo: Bookman, 2018 
Fabrizio Silva. Desenvolvimento e modelagem de reator de geração de hidrogênio a partir 
da oxidação do alumínio. 2020. 100 f. Dissertação de Pós-graduação de engenharia mecânica – 
Universidade Federal do Paraná. 
 
	1. INTRODUÇÃO
	1.1 OBJETIVO
	2. DESENVOLVIMENTO
	2.1 MATERIAIS
	2.2 ÁCIDO COM ZINCO
	2.3 ÁCIDO COM MAGNÉSIO
	2.4 ÁCIDO COM FERRO
	2.5 ÁCIDO COM ALUMÍNIO
	2.6 BASE COM ALUMÍNIO
	3. CONCLUSÃO
	4. REFERENCIA