UNIVERSIDADE ESTADUAL VALE DO ACARA1 inorganica - pratica 2

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UNIVERSIDADE ESTADUAL VALE DO ACARAÚ 
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA 
CURSO DE QUÍMICA 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I 
PROFESSOR DR. RICARDO DOUGLAS DE SOUSA BERNARDO 
THAYS KEYTYLLA ALVES FERNANDES 
GILBERTO GOMES PAULA FILHO 
ANA LETÍCIA SOARES TEIXEIRA 
 
 
HIDROGÊNIO 
Pratica 02 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Sobral, CE 
2023 
 
 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO ............................................................................................................ 2 
2 OBJETIVO ................................................................................................................... 2 
3 PARTE EXPERIMENTAL ........................................................................................... 2 
3.1 Materiais e reagentes..................................................................................................... 2 
3.2 Procedimento Experimental .......................................................................................... 3 
3.2.1 Primeiro procedimento: ................................................................................................. 3 
3.2.2 Segundo procedimento .................................................................................................. 3 
3.2.3 Terceiro procedimento .................................................................................................. 3 
3.2.4 Quarto procedimento: ................................................................................................... 3 
3.2.5 Quinto procedimento: ................................................................................................... 4 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO ................................................................................... 4 
4.1 A partir de ácidos .......................................................................................................... 4 
4.2 A partir da reação de metais muito reativos com a água: ............................................... 4 
4.3 A partir de bases fortes, concentradas:........................................................................... 5 
4.4 Reatividades dos ácidos: ............................................................................................... 6 
4.5 Estudo da série eletroquímica:....................................................................................... 7 
5 CONCLUSÃO .............................................................................................................. 8 
REFERÊNCIA ....................................................................................................................... 9 
 
2 
 
1 INTRODUÇÃO 
O Hidrogênio é o mais simples dos elementos e o mais abundante no universo. O 
hidrogênio pode ser obtido: Reação entre um metal e um ácido: Muitos metais podem 
substituir diretamente o hidrogênio dos ácidos. O ácido sulfúrico diluído, o ácido clorídrico, 
diluído ou concentrado, reage rápida ou lentamente com muitos metais sem oxidar o 
hidrogênio formado. Estes ácidos são os mais convenientes para a preparação do hidrogênio 
em laboratório, pelo seu deslocamento com metais. No entanto, alguns outros ácidos, como o 
ácido nítrico concentrado ou diluído, ou o ácido sulfúrico concentrado, são agentes oxidantes 
fortes, e, quando reagem com metais, ocorre à redução dos seus íons negativos, o metal é 
oxidado e em vez de hidrogênio, forma-se água. 
Os metais alcalinos estão situados na coluna 1 da tabela Periódica são eles: Lítio, sódio, 
potássio, césar e frâncio. Eles são considerados como um grupo bastante homogêneo. Todos 
geram hidrogênio em contato com água, sendo que essa solubilidade decresce de cima para 
baixo no grupo. À medida que vai se descendo nesse grupo, vai aumentando o teor da 
liberação de hidrogênio, a partir do potássio a reação já se torna perigosa, no caso rubídio e do 
césio ela é explosiva. 
A partir de metais muito reativos com a água: Os metais mais eletropositivos tais como o 
potássio, sódio, cálcio, podem deslocar o hidrogênio da água a temperatura ordinária. Estas 
experiências devem ser conduzidas com muita precaução porque são muito violentas e podem 
ser explosivas. A partir de hidróxidos: Metais como zinco, alumínio e estanho reagem com 
soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, por exemplo, 
NaOH e KOH, produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal. Certos não metais 
também reagem com soluções aquosas concentradas de bases fortes produzindo hidrogênio. 
 Para a preparação de hidrogênio a partir de bases, ou seja, soluções aquosas de bases fortes 
(bases de metaisalcalinos), apenas os metais como zinco, alumínio e estanho reagem 
produzindo hidrogênio gasoso, H2 e hidroxo-complexodo metal. 
2 OBJETIVO 
 Obtenção de hidrogênio por vários processos. 
 Verificar propriedades físicas do hidrogênio. 
 Analisar a reatividade do hidrogênio. 
 Observar a cinética da reação de diferentes ácidos com um mesmo metal reativo. 
 Estudar a série eletroquímica. 
3 PARTE EXPERIMENTAL 
3.1 Materiais e reagentes 
 Tubos de ensaio 
 Estante de madeira para tubos de ensaio 
 Pipetas diversas 
 Cápsulas de porcelana 
 Vidro de relógio 
 Espátula de aço com cabo de madeira 
3 
 
 Bico de bunsen 
 Provetas, cap. 10 e 25 ml 
 Béquer cap. 50 ml 
 Béquer cap. 100 ml 
 Papel de PH 
 Papel de filtro 
 Metais: sódio, magnésio, alumínio, zinco e cobre. 
 Sais: CuSO4, ZnSO4, e Cloreto de ferro III 
 Base: NaOH 
 Indicador fenolftaleína 
 Ácidos: (H2SO4) e (HCl) diluído e concentrado 
3.2 Procedimento Experimental 
Preparação de hidrogênio (propriedades) 
3.2.1 Primeiro procedimento: 
Colocou-se em um tubo de ensaio grande Al ou Zn e 5 ml de solução concentrada de HCl. 
Observou-se o desprendimento de H2 e foi verificadas propriedades como: cor, odor e 
combustilidade. Para examinar a pureza do gás desprendido, utilizou-se um palito de fosforo 
aceso e aproximou-se da abertura do tubo, quando se notou uma pequena explosão. Repetiu-
se o teste até não ocorrer mais o estampido. Então, acendeu-se o H2 que saia. 
3.2.2 Segundo procedimento 
Colocaram-se em uma cápsula de porcelana, 10 ml de água destilada e duas gotas de 
fenolftaleína. Em seguida adicionou-se um pequeno pedaço de sódio metálico. 
Observou0se o desprendimento de hidrogênio. 
3.2.3 Terceiro procedimento 
Colocaram-se em um tubo de ensaio, uma pequena quantidade de Al ou Zn e 5ml de solução 
de NaOH 6 N. aqueceu-se e observou-se o desprendimento de H2 
3.2.4 Quarto procedimento: 
Em um tubo de ensaio adicionou-se 3 ml de HCl ao primeiro tubo, no segundo tubo de ensaio 
adicionou-se 3 ml de H2SO4 1 M, ao terceiro tubo de ensaio foi colocado CH3COOH 1 M. 
colocaram-se em cada tubo de ensaio uma amostra de Mg metálico. Fechou-se o tubo com o 
dedo polegar durante a reação por aproximadamente 2 minutos. Ao final aproximou-se um 
palito de fosforo em chama, enquanto o gás escapava. 
4 
 
3.2.5 Quinto procedimento: 
Marcou-se 4 tubos de ensaio e realizou-se os testes abaixo usando uma pequena quantidade 
do metal. 
 Tubo 01: Cu + HCl(con) → 
 Tubo 02: Zn + H2SO4 (con)→ 
 Tubo 03: Zn +CuSO4 1M→ 
 Tubo 04: Cu + ZnSO4 1M→ 
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO 
4.1 A partir de ácidos 
Equação: 
2 Al(s)+ 6HC(l) 2AlC3(s)+ H2(g) 
Quando o alumínio foi colocado no tubo de ensaio contendo o acido clorídrico, acontece a 
reação de simples troca, o alumínio troca de lugar com o hidrogênio, já que o alumínio tem a 
tendência em perder elétrons, havendo a liberação de calor, ou seja, reação exotérmica. Sendo 
observado uma mudança de cor, de incolor para preta, e a presença de odor forte, 
acontecendo também uma pequena explosão quando foi aproximado da abertura do tubo de 
ensaio um palito de fósforo aceso. Nesta reação química entre um ácido e um metal, houve a 
formação de um sal inorgânico AlCl3 (cloreto de alumínio), perceptívelatravés da cor preta e 
o precipitado formado, e a liberação de gás hidrogênio H2, evidenciado devido a formação de 
fumaça. 
 
4.2 A partir da reação de metais muito reativos com a água: 
Ao acrescentamos o pedaço de sódio metálico na capsula de porcelana contendo 10 ml de 
água destilada o sódio oxida, funde-se na superfície da água e libera calor para o meio (reação 
Imagem 01 
5 
 
exotérmica) de forma espontânea e muito rápida, devido á alta reatividade do sódio. Ao 
adiciona-se duas gotas de fenolftaleína a solução passa a ficar na cor rosa, indicando o caráter 
básico da substância formada (hidróxido de sódio) que pode ser demonstrada por: 
2 Na (s) + H2O(l) 2 NaOH (aq) + H2 (g) 
A reação liquida do sódio metálico consiste essencialmente na oxidação do NaO Na+, que 
permanece em solução na forma de íons Na+ hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de 
hidrogênio da molécula da água, é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero 
molécula de H2. Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH
- que 
permanece em solução. Os pedaços de sódio movimentam-se pela água devido às camadas de 
sódio e água, fazendo com que ele reage de forma imediata e deslize pela superfície além de 
liberar calor H2, ou seja, devido a constante produção do gás hidrogênio esse movimento é 
possível. 
 
4.3 A partir de bases fortes, concentradas: 
Equação: 2 Al (s) + 6 NaOH (aq) → 2 Na3AlO3(aq) + 3H2(g) 
Usando Hidroxido de Sódio em solução aquosa e alumínio, é produzido o Aluminato de 
Sódio (Na3AlO2) e o Hidrogênio (H2). A reação é exotérmica, ou seja, libera calor. A 
temperatura da mistura sobe rápida e chega a ferver a água. O NaOH libera calor para 
dissolver na água e a reação do alumínio com a solução também libera calor. O Aluminato 
esta diluído na água, ele que deixa a água com a cor preta, o Hidrogênio é um gás que se 
dissipa no ar e o alumínio é um metal de base forte. Durante o aquecimento da solução, pôde 
ser verificado que houve borbulhamento e alteração na coloração da solução. A solução partiu 
de incolor para branca e depois de esfriada passou de branca para acinzentada, cor 
característica do composto formado, aluminato de sódio. 
Imagem 02 
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4.4 Reatividades dos ácidos: 
No primeiro caso, ao se colocar o Mg metálico no tubo de ensaio contendo HCl houve um 
reação forte, como o Mg é mais reativo que o H, ele o desloca, liberando-o na forma de gás o 
fato foi observado ao notar as “borbulhas” saindo da solução. Assim, o Mg é oxidado, sendo 
o agente redutor, enquanto o H é reduzido, sendo o agente oxidante. A reação pode ser 
representada pela equação: 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(s) + H2(g) 
Depois de fechar o primeiro tubo de ensaio com o dedo (tento dentro do tubo HCl e Mg 
metálico), e colocando sobre o tubo o palito de fósforo aceso sobre o gás que saia ocorreu um 
rápido apagar do fogo e um ruído. É preciso ressaltar que o HCl é um ácido não oxidante, por 
esta razão, ele reagem rápida ou calmamente com muitos metais (no caso, o Mg) sem oxidar o 
hidrogênio formado. O fogo apagou porque o H2 liberado pela reação é extremamente 
inflamável, o ruído que se ouviu é o Grito do Hidrogênio ocorrido justamente por causa da 
violência (rapidez) da reação. 
Esse grito do hidrogênio é exatamente a certeza de que o H2 (não se trata de H, um único 
átomo do elemento, ou H com outro elemento). Para melhor compreensão da reação faz-se 
necessário saber que para que haja fogo é preciso que existam três elementos essenciais da 
combustão, que constituem o chamado "Triângulo da Combustão". São eles: Combustível (no 
caso o H2 liberado foi o combustível); Calor; Oxigênio comburente. Sem um desses três 
elementos, não há a produção de fogo. Como a chama estava em contato direto com o H2, 
houve a inflamação do H2, neste momento faltou oxigênio e o apagar de fogo. 
No segundo tubo de ensaio, ao se colocar o Mg no H2SO4 ocorreu um reação muito forte. 
O mesmo principio da reação anterior é utilizada nesta, como o Mg é mais reativo que o H, o 
Mg desloca o H equação : 
Mg (s)+ H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g). 
A chama foi violentamente apagada pelo gás e ouviu-se um ruído. Da mesma forma, a 
explicação da reação acima serve para esta. O gás liberado era H2 extremamente inflamável, 
o grito do hidrogênio mostrou que o H2 não estava misturado com o ar. 
No terceiro tubo de ensaio ao se colocar o Mg no H3PO4 a reação observada foi menos 
forte que as duas anteriores. Observou-se também que não se dissolveu todo o Mg. Como o 
fósforo é somente um pouco mais reativo que o hidrogênio, sua capacidade de descolar este é 
menor que a dos casos anteriores. Equação: 
3 Mg(s) + 2 H3PO4(aq) → Mg3(PO4)2(aq) + 3 H2(g) 
O gás que saia do tubo não apagou a chama por causa do pouco H2 liberado. 
Imagem 03 Imagem 04 Imagem 05 
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No quarto tubo, ao se colocar Mg no CH3COOH, ocorreu a mais lenta de todas as reações. 
O gás que saio do tubo não apagou a chama. Equação: 
CH3COOH (aq) + Mg (s) → Mg(CH3COO)2(aq) + H2(g) 
 
 
4.5 Estudo da série eletroquímica: 
 Tubo 01: Cu + HCl(con) → Não ocorre 
 Tubo 02: Zn + H2SO4 (con)→ 
 Tubo 03: Zn +CuSO4 1M→ 
 Tubo 04: Cu + ZnSO4 1M→ Não ocorre 
No tubo 01 contendo Cobre e acido clorídrico, a reação de simples troca entre eles não ocorre 
por que o cobre (Cu) é um metal nobre, que não reage ao ser colocado em contato com o 
ácido clorídrico e mediante isso ele não faz reações com ácidos. 
No tubo 02 obtivemos essa equação: Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq)+ H2 (g) 
Esta reação só ocorreu com ácido concentrado a quente. Pôde-se concluir que o cobre é mais 
nobre que o zinco pelo fato daquele não reagir com o H2SO4 diluído e nem com o 
concentrado na temperatura ambiente. É de se observar nesta reação o desprendimento de 
hidrogênio. 
No tubo 03 temos uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)) é azul em razão da presença 
de íon Cu2+ dissolvidos nela. Se colocarmos uma placa de zinco metálico (Zn(s)) nessa 
solução, com o passar do tempo poderemos notar duas modificações: a cor da solução ficará 
incolor e aparecerá um depósito de cobre metálico na placa de zinco. 
"Portanto, a reação que ocorre nesse caso é a seguinte”: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + ZnSO4(aq) ou 
Imagem 06 
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Zn(s) + Cu2+(aq) + SO42-(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) + SO42-(aq) ou ainda 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) 
Observou-se que houve uma transferência de elétrons do zinco para o cobre. Analisando 
isoladamente a transformação que ocorreu em cada um desses elementos, temos: 
Zn(s) → Zn2+(aq) 
O zinco perdeu 2 elétrons passando de zinco metálico para cátion. Nesse caso, o zinco sofreu 
uma oxidação. 
Cu2+(aq) → Cu(s) 
Já com o cobre ocorreu o contrário, ele ganhou 2 elétrons, passando de cátion cobre II para 
cobre metálico. O cobre sofreu uma redução. Isso explica as duas mudanças observadas, pois 
a solução ficou incolor porque os íons cobre se transformaram em cobre metálico, que se 
depositaram na placa de zinco. O metal mais reativo sofre a oxidação, assim, no exemplo 
proposto o zinco é mais reativo que o cobre. 
No tubo 04 contendo Cobre e sulfato de zinco também não ocorre pois o zinco é mais reativo 
que o cobre e logo este não conseguiria deslocar o zinco do sulfato. 
5 CONCLUSÃO 
Essa atividade prática pode demonstrar as diversas maneiras de obtenção do gás hidrogênio 
através da reação entre ácidos, bases e metais. Dessa forma sendo possível verificar a 
capacidade de reação com outros elementos, oxidando ou reduzindo os mesmo em uma 
reação. O gás hidrogênio pode ser obtido em laboratório de diversas formas tais como: em 
meio ácido na presença de um metal mais reativo que o hidrogênio como nas reações: 
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 e Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2. 
Também é possível produzir gás hidrogênio em meio básico, neste caso, para a preparação 
de hidrogênio a partir de bases, ou seja, soluções aquosas de bases fortes (bases de metaisalcalinos), apenas os metais como zinco, alumínio e estanho reagem produzindo hidrogênio 
gasoso. Através do deslocamento de hidrogênio também é possível perceber a reatividade de 
diferentes metais em meio ácido e o hidrogênio possui ainda caráter redutor. Quanto mais 
Imagem 07 
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haver o desprendimento do gás hidrogênio, mais reativo é o metal que estava reagindo com 
ele em meio ácido. Na prática realizada a força reatividade foi: Mg > Zn > Al > Cu 
O experimento foi realizado com sucesso e obteve êxito. 
 
REFERÊNCIA 
 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm 
 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm 
 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm 
 https://educador.brasilescola.uol.com.br/aula-prática-sobre-reações-de-simples-troca-com-
produção-de-gás-hidrogênio.htm. 
 
 
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reacoes-oxirreducao.htm
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm
	1 INTRODUÇÃO
	2 OBJETIVO
	3 PARTE EXPERIMENTAL
	3.1 Materiais e reagentes
	3.2 Procedimento Experimental
	3.2.1 Primeiro procedimento:
	3.2.2 Segundo procedimento
	3.2.3 Terceiro procedimento
	3.2.4 Quarto procedimento:
	3.2.5 Quinto procedimento:
	4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
	4.1 A partir de ácidos
	4.2 A partir da reação de metais muito reativos com a água:
	4.3 A partir de bases fortes, concentradas:
	4.4 Reatividades dos ácidos:
	4.5 Estudo da série eletroquímica:
	5 CONCLUSÃO
	REFERÊNCIA