Relatório Inorgânica Experimental - Preparação e propriedades do H2, O2, H2O2

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
DQI – INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
QUÍMICA - BACHARELADO
PREPARAÇÃO E PROPRIEDADES DO H2, O2, H2O2
Novembro
2015
Introdução
Célula de combustível de H2 
A maioria das células combustíveis utiliza hidrogênio como combustível, no lugar de petróleo. Com isso, produzem emissões que poluem pouco ou nada, dependendo do tipo de célula. Os principais subprodutos das operações de células combustíveis são água e, para alguns tipos de células, calor. Se a célula puder usar combustível não purificado, é produzido um pouco de dióxido de carbono (CO2). Contudo, o volume dessas emissões é muito inferior ao produzido pela queima de carvão ou gasolina. Todas as células combustíveis a hidrogênio funcionam sob os mesmos princípios, com variações dependendo do tipo de célula. O combustível hidrogênio entra na célula pelo ânodo. Ocorre oxidação no ânodo, quando os íons positivos (prótons) são removidos de átomos de hidrogênio por uma reação química auxiliada pelo catalisador. O ânodo é poroso, então o hidrogênio consegue atravessá-lo. O cátodo também é poroso, então o oxigênio consegue atravessá-lo. [1]
O eletrólito transporta os íons carregados do ânodo para o cátodo. Contudo, os elétrons são obrigados a passar para um circuito externo. Lá, eles criam uma corrente elétrica que pode ser usada como energia.
Ocorre redução no cátodo, quando os elétrons se combinam com os íons hidrogênio positivos e o oxigênio para formar água. A água escoa para fora da célula combustível. Se usamos hidrogênio puro como combustível, nenhuma outra emissão é criada. Se o hidrogênio não é puro, pequenos volumes de outros gases também são produzidos. Algumas células combustíveis operam a temperaturas bastante altas, portanto geram muito calor. [1] 
Figura 1. Diagrama de célula de combustivel usado pela NASA
A célula combustível é basicamente a conversão de energia química em energia elétrica ao combinar um átomo de hidrogênio a um de oxigênio, formando água, energia térmica e energia elétrica. [2]
Há também outros tipos de células combustíveis, como a célula combustível alcalina, células combustíveis de carbonato fundido, de membrana de eletrólitos de polímeros e célula combustível de metanol, esta ultima estando em fase inicial de desenvolvimento.
A produção de energia elétrica e térmica a partir célula combustível funciona da seguinte maneira, a célula contém dois eletrodos, um catado e um anodo. Além de um catalisador revestindo os eletrodos para acelerar a reação, como também um eletrólito para transportar as partículas entre os eletrodos. Além do principal, oxigênio e o combustível (no caso da célula combustível é o hidrogênio). [2]
Atualmente as células combustíveis estão sendo utilizadas como fornecedores de energia e água em veículos espaciais tribulados nos EUA, além de carros movidos a hidrogênio sendo produzidos em todo o mundo, principalmente nos continentes asiático e europeu.
Se o primeiro desafio da tecnologia do hidrogênio é a sua produção, o segundo é como armazená-lo; um dos principais obstáculos para o estabelecimento da infraestrutura para a tecnologia do hidrogênio. Além da questão de segurança, a capacidade de armazenamento é importante, pois define a autonomia dos veículos. O mesmo se aplica para as aplicações portáteis, estacionárias e espaciais.[3]
A dificuldade do seu armazenamento deriva-se do fato que o hidrogênio em forma de gás, necessita de um sistema de armazenamento de grande volume e pressão, e quando no estado líquido, precisa que o seu armazenamento utilize sistemas criogênicos, ou seja, em baixíssima temperatura (-253 °C). [3]
Apesar de sua baixa densidade de energia volumétrica, o hidrogênio tem a maior relação energia-peso que qualquer outro combustível. Infelizmente, esta vantagem é usualmente ofuscada pelo alto peso do tanque de armazenamento e equipamentos associados, fazendo com que muitas vezes seja maior e mais pesado que aqueles utilizados para armazenar gasolina, diesel ou álcool. [4]
Uma alternativa para esse problema de armazenamento é a utilização de uma nova classe de materiais porosos que vêm ganhando destaque por conta de suas características de alta porosidade, estabilidade térmica e química, entre outras. Essa nova classe de polímeros de coordenação é denominada “Metal-Organic Framework”, este material apresenta três características importantes: cristalinidade, alta porosidade e existência de forte interação metal-ligante orgânico.
Em geral, a área superficial pode atingir 6300 m2/g e volume de poros de 2 cm3/g, com poros de dimensões e topologias variadas.  Esta alta área superficial, facilidade de ajuste do tamanho dos poros e de outras propriedades fizeram com que uma de suas primeiras aplicações reais fosse à área de separação e armazenamento de gases. [4]
Objetivo 
Observar experimentalmente a liberação a liberação de H2 proveniente da reação de Zn com solução de H2SO4, comprovando a liberação de H2 com uma chama; Observar a liberação de O2 proveniente da reação da solução de H2SO4 1:6 com a solução de KMnO4, comprovando a presença de O2 com uma brasa proveniente de um palito de fósforo queimado; E, mudança do produto da reação de H2SO4 + KMnO4 ao adicionar H2 
Materiais
 
Aparelho tipo kipp
Algodão
Tubo de ensaio com fundo furado
Tubo de ensaio
Espátula
Zinco (em pó ou grânulos)
Kitasato
Rolha de borracha com um pequeno tubo
Erlenmeyer
Ácido sulfúrico 3,0 mol.L-1
Permanganato de Potássio 0,1 mol/L
Ácido sulfúrico 1:6
Métodos
1.4.1	Preparação e queima do H2 
Dentro de um tubo de ensaio foi inserido um chumaço de lã de vidro, ajeitando-o corretamente para obstruir o buraco no fundo do tubo. Uma quantidade de uma espátula de zinco (em pó ou grânulos) foi adicionada sobre a lã. Tampou-se o tubo de ensaio com uma rolha de borracha que contém um pequeno tubo de saída. O esquema do aparelho tipo Kipp foi montado de acordo com a Figura 1.
1.4.2 	Atividade do H2 
Colocou-se em um tubo de ensaio cerca de 10 mL de solução de H2SO4 (1:6), em seguida gotejou uma gota de KMnO4 (0,1 mol/L).
Agitou-se um tubo até homogeneizar e dividiu-se em duas partes em outro tubo de ensaio.
Por fim, adicionou-se uma pequena quantidade de zinco granulado, em um tubo, e no outro, conectou-se uma mangueira com corrente de H2. Anotou-se os resultados e escreveu os mecanismos.
1.4.3	Preparação do O2
Em um tubo de ensaio previamente limpo e seco, foi adicionado uma pequena quantidade de permanganato de potássio e posteriormente o tubo foi aquecido na chama do bico de Bunsen. Com um palito de fósforo, foi feita uma brasa que foi aproximada na saída do tubo de ensaio, com intuito de acendê-la novamente.
Resultados:
1.5.1 Preparação e queima do H2:
Primeiramente montou-se um aparelho tipo kipp, com um algodão pequeno, tampou-se o fundo cuidadosamente para não entupir, adicionou-se uma espátula de grânulos de zinco e tampou-se o tubo com a rolha de borracha que continha um tubo pequeno, mergulhou-se em um kitasato que continha solução ácida suficiente para a extremidade furada do tubo de ensaio ficar submersa. O algodão adsorveu a solução ácida que reagiu com o Zinco, neste momento pôde-se observar bolhas na solução que de acordo com a reação: Zn(s) + H2SO4(aq) ZnSO4(aq) + H2 (g), pôde-se concluir que as bolhas formadas era apenas o H2 (g) sendo liberado e comprovado com uma chama que manteve-se acesa na extremidade do pequeno tubo que estava na rolha de borracha.
1.5.2 Atividade do H2
Em um tubo de ensaio comum colocou-se 10 mL de uma solução de H2SO4(aq) 1:6 e em seguida algumas gotas de uma solução KMnO4 0,1 mol.L-1. Agitou-se o tubo para homogeneizar a mistura e depois dividiu a solução em duas partes utilizando outro tubo de ensaio. 
Em um dos tubos, adicionou-se uma pequena quantidade de zinco em grânulos e no outro passou-se uma corrente de H2 proveniente da reação que ocorreu no aparelho tipo kipp com o auxílio de uma mangueira de borracha. As reações ocorridasem um dos tubos foi entre KMnO4 e H2SO4 formando K2SO, MnSO4 e O2 e no tubo que passou o H2, foi entre H2, KMnO4 e H2SO4 formando H2, K2SO, MnSO4 e O2. 
1.5.3	Preparação do O2 
Adicionou-se em um tubo de ensaio uma espátula cheia de KMnO4, levando-o para aquecer em um bico de Bunsen. Alguns segundos após o início do aquecimento constante aproximou-se um fósforo em brasa da entrada do tubo de ensaio. Este procedimento foi realizado a fim de acender novamente o fósforo em brasa.
Quando em contato como o gás puro, na saída do tubo, a madeira incandescente que tinha coloração vermelha ficou mais incandescente, mostrando aumento na sua combustão. Isso se dá devido ao fato de conter maior concentração de oxigênio dentro do tubo, já que na atmosfera contém pouco mais de 25% de oxigênio em media. O oxigênio é um composto essencial para promover a combustão, assim quando colocado o fósforo em brasa na saída do tubo de ensaio, aumenta a quantidade de reagente na reação, aumentando então a combustão.
O resultado esperado foi alcançado, pode-se observar um aumento na incandescência leve aquecimento ao inserir o fósforo alguns centímetros dentro do tubo de ensaio, mantendo-se aceso por alguns segundos.
O permanganato de potássio, que é um sólido cristalino roxo, decompõe-se sem se fundir em uma temperatura de 240ºC, formando um pó preto constituído da mistura do manganato de potássio e o dióxido de manganês, liberando oxigênio nesse processo.
A reação da decomposição do KMnO4 pode ser descrita pela seguinte equação:
2 KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2
Os NOX dos seguintes elementos são: reagente: K = +1, Mn = +7, O = -2; Produtos: K = +1, Mn = +4, O = 0.
Tem-se que o Mn reduz, por conta da diminuição do seu NOX, enquanto o oxigênio oxida, por conta do aumento do seu NOX. 
1.5.4 Atividade do H2 
No tubo de ensaio que continha ácida sulfúrico com permanganato de potássio em presença de gás hidrogênio, observou-se a mudança de coloração decorrente dos produtos formados na reação:
6 H2SO4 + 4 KMnO4 → 6 H2O + 2 K2SO4 + 4 MnSO4 + 5 O2 + H2
O permanganato é um forte agente oxidante, portanto o Mn+7 é reduzido para Mn+2 formando então o sulfato de manganês II, que é solúvel em meio aquoso. Quando o hidrogênio é borbulhado na solução, a zona de contato entre a bolha de gás formada e o liquido é muito pequena para que o hidrogênio seja totalmente consumido, sendo assim, a produção de Mn2+ é pequena na reação.
Ao segundo tubo contendo a solução de permanganato de potássio com o ácido sulfúrico, com a adição dos grânulos de zinco, ocorreu a formação espontânea de gás hidrogênio e a descoloração da solução. A equação abaixo estabelece os reagentes e produtos na reação realizada:
3 KMnO4 + 2 Zn + 6 H2SO4 → 3 MnSO4 + 2 ZnO3 + 3 KSO4 + 6 H2O
De maneira análoga ao primeiro tubo, o permanganato reduziu (Mn+7 para Mn+2), formando sais solúveis no meio reacional. Diferentemente do primeiro tubo, a superfície do zinco com a solução é muito maior, logo, a oxidação do zinco metálico será mais rápida do que com o hidrogênio adicionado ao primeiro.
 	A descoloração deve-se ao fato de que o Mn foi reduzido para Mn2+, mas não ocorreu a formação de MnO2, pois este composto é solido e precipitaria. Houve a formação de MnSO4 que é solúvel.
Discussão
Com o aquecimento do KMnO4 houve a liberação do gás, o fósforo em brasa em contato com o oxigênio intensificou a brasa, comprovando a combustão do material. Essa intensificação decorre do fato do oxigênio liberado ser mais concentrado em um pequeno espaço (tubo de ensaio), e o presente na atmosfera ser de aproximadamente 25% de oxigênio.
 1.7 Referências
[1] Célula de combustível. Disponível em <http://www.planetseed.com/pt-br/node/15895> Consultado dia: 11/11/15.
[2] SCHLUMBERGER EXCELLENCE IN EDUCATION DEVELOPMENT (Org.). Fontes Alternativas de Energia: Energia de Célula Combustível. Disponível em: <http://www.planetseed.com/pt-br/node/15895>. Acesso em: 31 out. 2015.
 [3] Armazenamento de gás – Hidrogênio. UFRGS. Disponível em < www.if.ufrgs.br>. Acesso em: 06/11/2015.
[4] RAMOS, André Luis Dantas; TANASE, Stefania; ROTHENBERG, Gadi. REDES METALORGÂNICAS E SUAS APLICAÇÕES EM CATÁLISE. Química Nova,  v. 37, n. 1, p.123-133, 2014.
2.1 Materias
Tubo de ensaio
NaOH 1,0 mol.L-1
MnCl2 0,25 mol.L-1 
Espátula
KMnO4
Funil de separação
Peróxico de Hidogênio 30% diluído em água
Mangueira de borracha
Tubo de vidro de conta gotas
H2SO4 1 mol.L-1 
Peróxido de Hidrogênio comercial
Éter etílico
Dicromato de potássio 0,05 mol.L-1
2.2 Procedimento:
2.2.1 Propriedades oxidantes do O2. 
Em um tubo de ensaio, misturou-se 4 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L com 4 mL de uma solução de MnCl2 0,25 mol/L. Observou-se tudo o que ocorreu ao realizar essa mistura, inclusive a coloração.
Colocou-se em um kitassato uma espátula cheia de KMnO4, no funil de separação colocou-se uma solução de peróxido de hidrogênio, sendo preparada adicionando 10 mL de H2O2 a 30% diluído em 100 mL de água. Montou-se o aparato como mostrado na Figura 2 utilizando os materiais citados. Utilizando-se uma mangueira de borracha e um tubo de vidro de conta-gotas, foi feita uma conexão adequada para fazer passar o oxigênio e borbulhar na solução preparada com a mistura de NaOH e MnCl2. (O objetivo é borbulhar oxigênio nessa solução)
Abriu-se a torneira de separação gotejando lentamente a solução de peróxido sobre o KMnO4. Foi observado o que ocorreu com a coloração da solução do tubo de ensaio, e foi escrito as reações envolvidas nesse processo.
2.2.2 Preparação do H2O2
Colocou-se 30 mL de H2SO4 a 1 mol/L em um béquer de 100 mL, sob um banho de gelo com sal. Em seguida pesou-se 2,49g de BaO2, e aos poucos foi adicionando-se sobre o H2SO4. Após toda adição, manteve-se a solução em repouso por 30 minutos, agitando-a a cada 5 minutos. Filtrou-se o liquido em um funil com um papel filtro e reservou-se o líquido.
2.2.3 Teste para detectar H2O2
Em um tubo de ensaio limpo, adicionou-se 2 mL da solução do item anterior com 2 mL de ácido sulfúrico 1,0mol/L. Paralelamente, o mesmo foi feito para um tubo contendo peróxido comercial.
Sem agitar os tubos, foi adicionada uma camada de éter etílico de aproximadamente 0,5 cm de altura. Com um bastão de vidro, adicionou-se nove gotas de uma solução de dicromato de potássio 0,05 mol/L e a cada 3 gotas, o tubo foi agitado para observação da coloração.
2.2.4 Propriedades oxidantes do H2O2
Em um tubo de ensaio, misturou-se 1,0 mL de uma solução de iodeto de potássio (0,5 mol/L) com 1,0 mL de uma solução de H2SO4 1,0 mol/L. Adicionou-se em seguida 2,0 mL de H2O2 30%.
Introduziu-se um pedaço de madeira em brasa no tubo, sem mergulhar na solução. Anotou-se o que ocorreu e escreveu as reações envolvidas.
2.2.4 Propriedades redutoras do H2O2
Colocou-se 3 mL de KMnO4 a 0,05 mol/L e 2 mL de uma solução de H2SO4 1 mol/L em um tubo de ensaio, em seguida adicionou-se 2 mL de uma solução 30% de H2O2. Rapidamente colocou-se um pedaço de madeira em brasa e observou-se o ocorrido.
2.3 Resultados 
2.3.1 Propriedades oxidantes do O2
Em um tubo de ensaio, misturou-se 4 mL de uma solução de NaOH (1,0 mol/L) com 4 mL de uma solução de MnCl2 (0,25 mol/L). Foi possível observar que nesta mistura há a formação de um precipitado gelatinoso, apresentando também mudança de coloração, sendo sua coloração resultante marrom.
A reação que descreve tal mistura é: 2 NaOH + MgCl2 Mg(OH)2 + 2 NaCl
Esta reação ocorre por reação de dupla troca, apresentando um precipitado gelatinoso marrom de Mn2+.
 Montou-se um aparato como mostrado na Figura 2. Dentro do kitassato foi adicionado uma espátula cheia de KMnO4 e no funil de separação foi colocado uma solução de peróxido de hidrogênio (10 mL de H2O2 a 30% diluído em 100 mL de água). Com o auxílio de uma mangueira de borracha e um tubo de vidro de conta gotas.
A torneira do tubo de separação foi aberta lentamente, gotejando a solução de peróxido sobre o KMnO4. A coloração final dessa mistura apresentoumudança, apresentação coloração final marrom avermelhada.
A reação que descreve essa mistura é:
2 KMnO4 + 3 H2O2 2 MnO2 + 2 KOH + 3 O2 + 2 H2O
De acordo com o Diagrama de Latimer e Frost, tem-se que:
H2O ---1,77---- H2O2 ---0,68---- O2
 					1,23
Manganês em meio ácido:
Mn1,20----Mn2+1,5---Mn3+1,0---MnO2-2,26---MnO42-0,56--- MnO4-
Tem-se que o potencial produzido pelo peróxido de hidrogênio para água é: +1,77 V, quando em reação com o permanganato de potássio, será formado MnO2, porque não tem potencial suficiente a partir do peróxido para obter MnO42- que necessita de 2,26 V. Isto justifica a formação de MnO2 no produto.
2.3.2 Preparação do H2O2
Conforme foi adicionado o ácido sobre o peróxido de bário, observou-se a formação de um precipitado com um tom amarelado, e um líquido incolor no meio, no caso, o peróxido de hidrogênio, não observando nenhuma formação de gás dentro do recipiente. Nessa reação ocorreu uma reação de dupla troca dentro do sistema, todas ocorrendo no equilíbrio de 1:1 estão em equilíbrio como demonstrado na reação a seguir:
BaO2(s) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + H2O2(aq)
2.3.3 Teste para detectar H2O2
No primeiro tubo contendo peróxido de hidrogênio sintetizado pelo experimento, a fase aquosa ficou com uma fraca coloração verde. No tubo contendo peróxido de hidrogênio comercial, a coloração na fase orgânica era azul e na fase aquosa era verde. Ambos os tubos produziram uma leve efervescência. A reação que ocorre pode ser expressa como:
K2Cr2O7 + H2SO4 + 4 H2O2 → 2 CrO5 + K2SO4 + 5 H2O
Observa-se que para o tubo contendo o peroxido de hidrogênio obtido experimentalmente, a solução da fase aquosa era de cor amarela com verde. Isso indica que pela reação ocorrida, houve a formação de peróxido de cromo (VI) que é instável em meio aquoso com o peróxido de hidrogênio, passando para Cr3+ que é esverdeado em meio aquoso. Para o tubo contendo o peróxido comercial, as reações foram totalmente evidentes. Essas reações podem ser expressas na equação:
2 CrO5 + 7 H2O2 + 6 H+ → 2 Cr3+ + 10 H2O + 7 O2
A equação estabelece que o peróxido de cromo (VI) (Cr+6) se reduz para Cr3+ de cor esverdeada.
O peróxido de cromo (VI) forma um aduto com a fase orgânica, de coloração azul, aferido no experimento.
2.3.4 Propriedades oxidantes do H2O2
Em um tubo de ensaio, misturou-se 1 mL de uma solução de iodeto de potássio (0,5 mol/L) com 1,0 mL de uma solução de H2SO4 (1,0 mol/L). Após isso, adicionou-se 2 mL de H2O2 (30%). Observou-se a formação de uma solução marrom. Essa solução apresentou essa coloração por conta da presença de I2. 
A equação que descreve essa mistura é a seguinte:
H2O2 + H2SO4 + 2 KI = K2SO4 + 2 H2O + I2
De acordo com o Diagrama de Latimer e Frost, temos que:
H2O ---1,77---- H2O2 ---0,68---- O2//
 					1,23
Dessa forma, de H2O2 para H2O, os NOX são respectivamente: -2 e -1. Logo, há um aumento do NOX, dessa forma essa espécie sofre oxidação. Isso produz um potencial de: + 1,77 V. 
Em meio ácido, temos um diagrama para iodo:
I-0,536—I2 1,45—HOI1,14—IO3-1,7—H5IO6
Com esse potencial, é possível reduzir o iodo a I2. 
2.3.5 Propriedades redutoras do H2O2
Como apresentado nos NOX abaixo, a água oxigenada funciona como agente redutor, conforme esperado, quando em contato com o permanganato de potássio. Inicialmente o permanganato de potássio apresenta uma coloração violeta forte, porém, instantaneamente ao adicionar a água oxigenada, ocorre um aborbulhamento e a reação fica incolor. O oxigênio presente na água oxigenada oxida, e consequentemente o manganês reduz. Quando colocado o pedaço de madeira em brasa dentro do tubo, o brilho da brasa se intensificou.
2KMnO4(aq) + 3H2SO4(aq) + 5H2O2(aq) K2SO4(aq)+2MnSO4(aq)+8 H2O(l)+5 O2(g)
Nox(reagentes): K = +1, Mn = +7, O = -8, H = +2, S = +6, O = -8, H2 = +2, O = +2.
Nox(produtos): K = +2, S = +6, O = -8, Mn = +2, S = +6, O = -8, H2 = +2, O = -2, O = 0.
2.4 Discussão
Quando adicionado as 4 mL de uma solução de NaOH 1,0 mol/L com 4 mL de uma solução de MnCl2 0,25 mol/L, foi possível observar uma efervescência e uma precipitação gelatinosa azulada. De acordo com a reação ocorrida 2 NaOH + MgCl2 Mg(OH)2 + 2 NaCl , foi possível perceber que o precipitado era o Mn 2+ por causa da sua coloração marrom.
Ao montar o aparelho de acordo com a figura 2, no momento em que adicionou o peróxido de hidrogênio, tomou o cuidado de não agitar, pois ele é instável e quando perturbado, forma água e libera oxigênio. Após feito isso, abrimos cuidadosamente a torneira para pingar o peróxido de hidrogênio lentamente no KMnO4(s) e observamos que houve efervescência. Como era sabido que o produto da reação é MnO2 , KOH, O2 e H2O, a efervescência era o O2 sendo liberado e a coloração marrom avermelhada foi devido a presença do MnO2
Colocou a reação de H2SO4 no banho de gelo porque a reação para formar o H2O2 é exotérmica, como o peróxido de hidrogênio é menos reativo em baixa temperatura, utilizamos o banho de gelo para reduzir a temperatura do H2SO4 e no momento da reação amenizar a reação espontânea de liberação de O2 do H2O2 para o meio.
Para detectar o H2O2 sintetizado no experimento pela reação entre BaO2(s) e H2SO4(aq) formando BaSO4(s) e H2O2(aq), nada mais é do que uma comparação com o peróxido de hidrogênio comercial 
O peróxido de hidrogênio por ser instável se decompõe facilmente em água e oxigênio que é liberado para o meio, para comprovar essa liberação de oxigênio, fizemos uma brasa com um palito de fósforo e colocamos no interior do tubo de ensaio que continha a solução de KMnO4, H2SO4 e H2O2, observamos que a brasa ficou mais intensa. 
3. Questões
1) Cite 6 métodos de preparação do H2. No laboratório, o gás H2 é normalmente preparado pela reação de ácidos com metais tais, como o zinco, por meio do aparelho de Kipp.
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
O alumínio também pode produzir H2 após tratamento com bases:
2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al(OH)4- + 3 H2
O hidrogénio pode ser preparado por meio de vários processos. Economicamente o mais importante envolve a remoção de hidrogénio de hidrocarbonetos. É produzido pela reformação catalítica de gás natural a altas temperaturas 
CH4 + H2O → CO + 3 H2
Outros hidrocarbonetos além do metano podem ser usados para produzir gás de síntese com proporção de produtos variáveis. Uma das muitas complicações para esta tecnologia altamente otimizada é a formação de carbono:
CH4 → C + 2 H2
Hidrogênio adicional pode ser recuperado do vapor usando monóxido de carbono através da reação de mudança do vapor de água, especialmente com um catalisador de óxido de ferro. Esta reação é também uma fonte industrial comum de dióxido de carbono: 
CO + H2O → CO2 + H2
Outros métodos importantes para a produção de H2 incluindo oxidação parcial de hidrocarbonetos 
2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2
Hidrogênio é por vezes produzido e consumido pelo mesmo processo industrial, sem ser separado. No processo de Haber para a produção de amoníaco, é gerado hidrogénio a partir de gás natural.
2) Cite 4 propriedades (físicas ou químicas) do H2
2 KMnO4(aq) + 3 H2SO4(aq) + 5 H2O2(aq) K2SO4(aq) + 2 MnSO4(aq) + 8 H2O(l) + 5 O2(g)
Nox(reagentes): K = +1, Mn = +7, O = -8, H = +2, S = +6, O = -8, H2 = +2, O = +2.
Nox(produtos): K = +2, S = +6, O = -8, Mn = +2, S = +6, O = -8, H2 = +2, O = -2, O = 0.
Como apresentado nos NOX acima, a água oxigenada funciona como agente redutor, conforme esperado, quando em contato com o permanganato de potássio. Inicialmente o permanganato de potássio apresenta uma coloração violeta forte, porém, instantaneamente ao adicionar a água oxigenada, ocorre um aborbulhamento e a reação fica incolor. O oxigênio presente na água oxigenada oxida, e consequentemente o manganês reduz. Quando colocado o pedaço de madeira em brasa dentro do tubo, o brilho da brasa se intensificou.
3) Cite 5 usos do H2
Há diversas utilizações para o hidrogênio, algumas delas são: 1) A maior aplicação de H2 em uma fábrica petroquímica incluem hidrodesalquilação, hidrodessulfurização e hidrocraqueamento, 2) agentehidrogenizante, particularmente no aumento do nível de saturação de gorduras insaturadas e óleos, e na produção de metanol, 3) gás de proteção nos métodos de soldagem como soldagem de hidrogênio atômico, 4) Por ser um gás mais leve que o ar, tendo um pouco mais do que 1/15 da densidade do ar, foi certa vez vastamente usado como um gás de levantamento em balões dirigíveis e por fim 5) em aplicações mais recentes, é utilizado puro ou misturado com nitrogênio como um gás rastreador para detectar vazamentos.
4) Em quais tipos de compostos o nox do hidrogênio é negativo?
O Hidrogênio tem nox negativo nos hidretos metálicos quando está ligado no metal 
5) Quais são os íons conhecidos de hidrogênio? 
Existem dois tipos de íons para o hidrogênio, sendo eles o próton, que é constituído por apenas um núcleo de hidrogênio, ou seja, apenas um próton e um nêutron. Outro íon é o hidreto, que é um átomo de hidrogênio constituído por um elétron a mais.
6) Comente sobre as reações do H2 (dissociação homolítica, dissociação heterolítica, ativação por reação radicalar e reações redox). 
A dissociação homolítica do H2, o hidrogênio se desprende das moléculas apolares ou com baixa eletronegatividade, tornando possível a ocorrência. Já na heterolitica, há a formação de cátions e aníons, a quebra da ligação entre o carbono e hidrogênio gera a formação de um carbânion e um íon H+. As reações de adição envolvendo radicais livres dos hidrácidos de halogênio. A redução de uma molécula orgânica corresponde, usualmente, ao aumento de seu conteúdo de hidrogênio.
7) Com quais elementos da tabela periódica o oxigênio não forma composto? 
A alta eletronegatividade do oxigênio faz com que ele reaja com muitos elementos químicos, porém há algumas exceções como alguns poucos gases nobres, como por exemplo: He, Ne e Ar.
8) Com qual elemento o oxigênio permanece com nox positivo? 
O hidrogênio é menos eletronegativo que todos os não-metais e semimetais; por isso, quando ligado a esses elementos, tem nox positivo e sempre igual a +1, 
9) Quantas formas iônicas possui o oxigênio molecular? 
O oxigênio molecular possui três íons moleculares, sendo o peróxido, O2+ e o superóxido. O peróxido possui carga O2-2 o O2+ é o cátion molecular do oxigênio e possui carga 1+ e o superóxido possui carga O2-.
10) Qual é o método de produção industrial do O2? Em qual efeito se baseia? 
 produção industrial de oxigênio é feita por meio de um processo de destilação que retira o ar da atmosfera, que é então filtrado, comprimido e resfriado. Por meio destes processos são extraídos os teores de água, gases indesejados e impurezas. O ar purificado passa então por uma coluna onde são separados oxigênio, nitrogênio e argônio, no estado líquido.
11) Qual é a cor dos cilindros de oxigênio comercial? E quais são as impurezas mais comuns? 
Segundo a NBR 12176, a identificação de um determinado gás, ou de uma mistura de gases, precisa, obrigatoriamente, ser realizada através da cor de pintura localizada na calota do cilindro que contém esse gás. Assim, gases para uso industrial, por exemplo, possuem cilindros com cores diferentes de gases para combate a incêndios. Nesse caso, o gás de ar comprimido é identificado pela cor azul-segurança, quando para fins industriais e medicinais, e pela cor amarela, quando usado como equipamento de respiração autônoma. A coloração de um cilindro de oxigênio industrial é preto.
Há diversos tipos de purezas nos cilindros de oxigênio, podendo ser: tipo 6 – Que apresenta uma pureza mínima de 99,9999% apresentando impurezas (ppm) de: H2O < 0,5, N2 < 0,8 e THC < 0,1, tipo 4,0 que apresenta pureza mínima de: 99,99% com impurezas (ppm) de: Ar < 20, H2O < 3 e N2 < 20 e por fim pureza do tipo 2,8, com pureza mínima de: 99,8% apresentando impureza (ppm) de: H2O < 5.
12) Cite 5 métodos de obtenção do O2 em escala de laboratório. 
6CO2(g) + 6H2O(l) + luz solar C6H12O6(aq) + 6O2(g)
2HClO + Co2+  2HCl + O2
MnO2 + 2 KClO3(s) 2KCl(s) + 3O2(g)
2 HgO(s) 2 Hg(l) + O2(g)
3H2O2(aq) + 2KMnO4(s) 2H2O(l) + 3O2(g) + 2KOH(aq) + 2MnO2(aq)
13) Cite no mínimo 4 propriedades (físicas ou químicas) do O2. 
O oxigénio possui número atómico 8 com massa atómica 16.Na sua forma molecular e à temperatura ambiente, O2 é um gás incolor, insípido, inodoro, comburente, não combustível e pouco solúvel em água. Seu peso molecular é 32 g/mol, possui ponto de ebulição de -183ºC e ponto de fusão a -218,8ºC
14) Cite 10 usos do oxigênio (usos industriais ou demais usos). 
O gás oxigênio é muito importante na respiração de muitos seres vivos, este gás é geralmente usado como comburente. A maior parte do O2 é utilizada na fabricação de aço junto com o ferro, Cilindros de O2 comprimido são usados na área industrial como componentes para ocorrência da solda oxiacetilênica., equipamentos de respiração artificial de mergulhadores.
Já o ozônio tem grande importância na chamada camada de ozônio, responsável por "filtrar" (absorver) os raios ultravioletas provenientes do Sol. Ele também é usado como desinfetante e em reações orgânicas, fabricação de amônia e metanol.
15) Mostre quais são as principais reações do oxigênio (reção redox, reação de adição em compostos orgânicos, reações de O2 atuando como ligantes em complexos. 
As principais reações de redox do oxigênio são:
Combustão: que é a oxidação de carvão mineral: C(s) + O2 CO2 + Energia
Outra reação redox bastante comum é a corrosão, grande parte do metais possui tendência a liberar elétrons para se estabilizarem eletronicamente, por isso combinam-se facilmente com espécies oxidantes (como o oxigênio) e reagem de modo que o metal sempre é desgastado, assim sofre corrosão.
2Fe + O2 → 2FeO
FeO + 2O2 → 2Fe2O3
2FeO + 2Fe2O3 → 2Fe3O4, ou simplesmente, FeO + Fe2O3 → Fe3O4 (magnetita)
16) Fale sobre o ozônio: estrutura, propriedades, efeito estufa. 
O ozônio é um alótropo triatômico (O3) do oxigênio muito menos estável que o diatômico O2. É importante lembrar que não é o ozonio em si o responsável pela proteção contra os raios ultravioleta, mas o ciclo ozônio-oxigênio. Neste ciclo, há grande absorção da radiação solar, transformada em energia térmica na estratosfera. Os CFCs, conhecidos pelo efeito prejudicial à camada de ozono, por meio do cloro gasoso, têm o papel de paralisar o ciclo.
Forma-se quando as moléculas de oxigênio (O2) se rompem, e os átomos separados combinam-se individualmente com outras moléculas de oxigênio.
Na natureza, o O3 é produzido constantemente na alta atmosfera pela luz solar (UV) e também durante tempestades, através de raios e relâmpagos. Nos geradores de ozônio, é formado pela passagem de O2 em ambiente de descarga elétrica. Simplificadamente pode-se dizer que o gerador de ozônio reproduz o fenômeno natural, através da tecnologia de eletroeletrônica avançada.
17) Faça um esboço (desenho) da estrutura química, mostrando os ângulos de ligação no H2O2. 
A ligação O-H possui um ângulo de 97º
18) Qual é o principal método de produção industrial do H2O2.? 
Hoje em dia a produção industrial de água oxigenada se dá pela auto oxidação do 2-alquil-antrahidroquinona. Num processo conhecido como processo de Riedl-Pfleiderer.
19) Cite outros dois métodos de produção do H2O2
20) Cite, no mínimo, 10 usos do H2O2
Remover manchas nas roupas na área das axila, remover manchas de vinho, limpar tábua de corte de carne, desintoxique sua escova de dente, limpar a Fossa Séptica residencial, tirar mofo das Plantas, desinfetar frutas e vegetais, acelera o crescimento de plantas, clarear os cabelos e desinfetar esponja de lavar louça. 
21) Cite 5 propriedades físicas do H2O2
O peróxido de hidrogênio é incolor à temperatura ambiente e possui sabor amargo. Possui ponto de fusão de -11ºC ponto de ebulição de 141ºC e densidade de 1,476 g/cm³. O peróxido de hidrogênio é miscível em água. Sua viscosidade é de 1,245 cP a 20ºC
22) Cite uma propriedade química do H2O2
O peróxido de hidrogênio é um ótimo oxidante e consequentemente um excelente agente redutor.
23) Dê exemplosde: Sais Peroxônio, Hidroperóxidos, Peróxidos, Superóxidos, Complexos Peroxometálicos, Peroxometais e Ânions Peroxoácidos. 
Um peróxido orgânico é um composto orgânico que contém o grupo funcional peróxido (ROOR'). Se R' é o hidrogênio, o composto é denominado um hidroperóxido orgânico. Exemplos de sais hidroperóxidos: peróxido de éter dietílico.
Os peróxidos são compostos que apresentam a fórmula geral R-O-O-R' , em que R e R' são radicais orgânicos. Exemplos: peróxido de acetona, peróxido de bário, peróxido de bonzoíla, peróxido de sódio, etc.
No superóxidos temos uma fórmula química de O2-, atuando geralmente como um poderoso agente oxidante. Exemplos: CaO4 (superóxido de cálcio), KO2 (superóxido de potássio), etc.
Exemplo de um complexo peroxometálico: [(NH3)5Cr - O2 - Cr(NH3)5] 4+ = m -peroxo - bis[pentaminocobalto (III)
24) Fale sobre a quimoluminescência do H2O2
Quimioluminescência é um tipo de reação química, que ao se processar gera energia luminosa. Durante uma reação química, os reagentes se transformam em estados intermediários eletronicamente excitados, e ao passarem para um estado de menos excitado, liberam a energia absorvida na forma de luz.
O composto químico Luminol, é um dos representantes mais conhecidos da quimioluminescência. Quando em contato com o sangue, por exemplo, utiliza o ferro da hemoglobina como catalisador para a reação de liberação de luz Luminol – O luminol (C8H7O2N3), composto em pó feito de nitrogênio, hidrogênio, oxigênio e carbono. Os criminalistas misturam o pó de luminol com um líquido contendo peróxido de hidrogênio (H2O2) 
24) Mostre através de reações as propriedades REDOX do H2O2 em meio ácido e meio básico. 
H2O2 + 2e-⟶2OH− (em condição alcalina)
H2O2+2H++2e−⟶2H2O (em condição ácida)
H2O2⟶2H++O2+2e− (em condição ácida)
25) Porque a síntese do H2O2 é feita em banho de gelo (baixa temperatura)?
A reação de preparação de peróxido de hidrogênio necessitou de banho de gelo, pois trata-se de uma reação exotérmica, onde há a liberação de energia no meio reacional.