Relatorio de Hidrogênio e Metais Alcalinos

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Hidrogênio e Metais Alcalinos
	Prática 1
	Rafaela Maria Oliveira Santoro
	
	Curso de Engenharia Química, Faculdade Maurício de Nassau, Recife, Brasil
	
	Professor: Aleksándros El Áurens Meira de Souza
	
	Data da prática: 28/08/2015; Data de entrega do relatório: 04/09/2015
	
Resumo
Este relatório tem como objetivo mostrar as experiências realizadas com o Hidrogênio e os Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos, para análise do desprendimento do hidrogênio (H2) em diversos reagentes, assim como observar os compostos gerados dos metais após reagirem com os ácidos e bases. 
Palavras chaves: Hidrogênio; Reagentes; Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos; 
Química Inorgânica, Rafaela Maria Oliveira Santoro, Prática 1.
Introdução
O Hidrogênio é o elemento mais abundante do universo e o décimo mais abundante da crosta terrestre (Lee, 2003, P. 123). Apesar de sua simplicidade, o Hidrogênio possui uma química muito rica; na realidade, de grande importância na discussão de ácidos e de bases. O Hidrogênio possui propriedades químicas muito variadas, apesar de seu único elétron, sob certas circunstâncias, poder ligar mais do que um átomo simultaneamente. Em particular, o Hidrogênio não é um metal sob condições normais. Para alcançar uma forma metálica, deve ser submetido a pressões muito altas. (Shriver; Atkins, 2003, p. 283). 
Não é considerado corrosivo ou tóxico, porém é muito reativo quando em contato com o gás atmosférico, reagindo bem os metais, ametais, semimetais e halogênios. Ou seja, é o elemento mais utilizado para combinações de reagentes/ produtos.
Os cátions dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalinos – terrosos (Grupo 2), normalmente são encontrados em minerais e águas naturais [...]. Os átomos desses metais possuem pouco controle sobre seus elétrons de valência e deste modo são conhecidos por suas energias de ionização e entalpias de vaporização baixas. Como consequência, os metais são agentes redutores fortes [...] (Shriver; Atkins, 2003, p. 316). 
No geral, esses elementos são conhecidos por serem bons condutores de eletricidade, estáveis ao calor, dúcteis, maleáveis, altamente reativos e com brilho metálico.
Metodologia
Materiais Utilizados:
- Tubo de ensaio pequeno
- Béquer (50 ml)
- Cápsula de porcelana
- Pipeta graduada
- Tubo de ensaio grande
- Garra de madeira para tubo de ensaio
- Espátula
- Medidor de PH
- Bico de Bunsen
- Estante para tubo de ensaio
Reagentes e Soluções:
- Ácido clorídrico concentrado (HCl)
- FeCl3 0,1N (Cloreto de Ferro)
- Fenolftaleína
- Zinco metálico
- Sódio metálico
- Água destilada
- Hidróxido de Sódio 6N (NaOH)
- CuSO4 2N (Sulfato de Cobre)
- ZnSO4 1N (Sulfato de Zinco)
- HNO3 5N (Ácido Nítrico)
- H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
- MgO (Óxido de Magnésio)
- NH4Cl (Cloreto de Amônio)
- NaOH (Hidróxido de Sódio)
Zinco (Zn) com Ácido Clorídrico (HCl)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Zn (zinco) e 20 ml de ácido clorídrico, segurando com a garra de madeira. A reação ocorre imediatamente (borbulhando), liberando Gás Hidrogênio (H2) e formando Cloreto de Zinco (ZnCl2) na cor cinza, sendo também explosiva quando em contato com o fogo.
Zinco (Zn) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Zn (Zinco) e 5 ml de NaOH (Hidróxido de Sódio), segurando com a garra de madeira. Com baixa concentração de NaOH, observa-se a liberação de um gás ao ser aquecida no Bico de Bunsen; e quanto maior o aquecimento, maior é a liberação do gás. Com o excesso do hidróxido, a reação precipitada dissolve.
Cobre (Cu) com Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Cu e 2 ml de H2SO4 (Ácido Sulfúrico), segurando com a garra de madeira. Para facilitar a reação, recomenda-se que retire o excesso do Cobre com um aço, já que trata-se de um metal nobre e o mesmo é difícil de reagir. Colocar no Bico de Bunsen para aquecer. Não reagem, mas quando muito aquecido provoca um “estouro” no Cobre.
Zinco (Zn) com Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Zinco (Zn) e 20 ml de Ácido Sulfúrico, segurando com a garra de madeira. Reage lentamente, soltando bolhas (gás), sendo o Zinco corroído pelo Ácido Sulfúrico.
Zinco (Zn) com Sulfato de Cobre (CuSO4)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Zinco (Zn) e 20 ml de Sulfato de Cobre (CuSO4), segurando com a garra de madeira. A reação ocorre lentamente deixando o Zinco na cor avermelhada, oxidando e dissociando-se gradativamente.
Cobre (Cu) com Sulfato de Zinco (ZnSO4)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de Cobre (Cu) e 20 ml de Sulfato de Zn (ZnSO4). Não ocorre reação.
Óxido de Magnésio (MgO) com Água Destilada
Coloca-se em um tubo de ensaio 2g de MgO (Óxido de Magnésio) e 20 ml de Água Destilada, segurando com a garra de madeira. Agita os compostos, observando os dois reagirem e formar uma base. Mede o teor do PH (com uma fita do medidor de PH) para confirmar o valor.
Sulfato de Cobre (CuSO4) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
Coloca-se em uma cápsula de porcelana 3 ml de CuSO4 (Sulfato de Cobre) e adiciona gotas de NaOH (Hidróxido de Sódio). A reação é imediata, formando um precipitado pastoso e com a cor azul.
Óxido de Magnésio (MgO) com Ácido Nítrico (HNO3)
Coloca-se em um tubo de ensaio 0,2g de MgO (Óxido de Magnésio) e 2 ml de HNO3, segurando com a garra de madeira. Como todo Nitrato é solúvel, inicialmente formou um líquido turvo e, em seguida, a reação ficou homogênea.
Cloreto de Amônio (NH4Cl) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
Coloca-se em um tubo de ensaio 2 ml de NH4Cl (Cloreto de Amônio) e 2 ml de Hidróxido de Sódio (NaOH), segurando com a garra de madeira. Aquece cuidadosamente com o Bico de Bussen e observa-se a presença de Amônia pelo cheiro apresentado.
Ácido Clorídrico (HCl) com Hidróxido de Sódio (NaOH) e Fenolftaleína
Coloca-se em um tubo de ensaio 2 ml de HCl (Ácido Clorídrico) e 2 ml de Hidróxido de Sódio (NaOH), segurando com a garra de madeira. A reação exotérmica ocorre de imediato, ficando na tonalidade rosa e fumaçando. Ao incluir gotas de Fenolftaleína, forma um precipitado de sal de cozinha e o líquido da reação ficou incolor, neutralizado. 
Óxido de Magnésio (MgO)
Faz-se a combustão da fita de Magnésio, resultando no Óxido de Magnésio.
Resultados e Discussão
Reação do Zinco (Zn) com o Ácido Clorídrico (HCl)
Zn(s) + 2 HCl (aq) ZnCl2 (s) + H2 (g)
A reação ocorre imediatamente (borbulhando), liberando Gás Hidrogênio (H2) e formando Cloreto de Zinco (ZnCl2) na cor cinza, sendo também explosiva quando em contato com o fogo.
Reação de Zinco (Zn) com o Hidróxido de Sódio (NaOH)
Zn (s) + NaOH (aq) 2 NaZnO (aq) + H2 (g)
Com baixa concentração de NaOH, observa-se a liberação de um gás ao ser aquecida; e quanto maior o aquecimento, maior é a liberação do gás. Com o excesso do hidróxido, a reação precipitada dissolve. Resultado obtido através de pesquisa no Youtube, não deu tempo de fazer no laboratório.
Reação de Cobre (Cu) com o Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Cu (s) + H2SO4 (aq) CuSO4 (aq) + H2 (g)
Para facilitar a reação, recomenda-se que retire o excesso do Cobre com um aço, já que trata-se de um metal nobre e o mesmo é difícil de reagir. Não reagem, mas quando muito aquecido provoca um “estouro” no Cobre, resultando na liberação de um gás (H2) e o Sulfato de Cobre.
Reação de Zinco (Zn) com o Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Zn + H2SO4 (aq) ZnSO4 (aq) + H2 (g)
O Zinco reage lentamente, soltando bolhas de H2 (gás), sendo corroído pelo Ácido Sulfúrico e formando o Sulfato de Zinco.
Reação de Zinco (Zn) com Sulfato de Cobre (CuSO4)
Zn + CuSO4 (aq) ZnSO4 (aq) + Cu
A reação ocorre lentamente deixando o Zinco na cor avermelhada, oxidando e dissociando-se gradativamente. No final da reação forma-se o Sulfato de Zinco (ZnSO4) mais o Cobre corroído (precipitado).
Reação de Cobre (Cu) com Sulfato de Zinco (ZnSO4)
Cu + ZnSO4 CuSO4 (aq) + Zn
Não ocorreu reação, porque o Cobre é um metal com reatividade menor que o Zinco.
Reação de Óxido de Magnésio (MgO) comÁgua Destilada
MgO + H2O (destilada) Mg[OH]2
Após agitar os compostos, observa-se os dois compostos reagirem e formar uma base. Mede o teor do PH (com uma fita do medidor de PH) para confirmar o valor e obtém-se o PH = 9, confirmando que Óxido mais Água ao reagirem forma uma base.
Reação de Sulfato de Cobre (CuSO4) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
CuSO4 (aq) + NaOH (aq) CuOH (aq) + NaSO4 (aq)
A reação é imediata, formando um sal de metal mais base, ficando um precipitado pastoso e com a cor azul.
Óxido de Magnésio (MgO) com Ácido Nítrico (HNO3)
Mg(OH)2 (s) + 2HNO3 (aq) 2Mg(NO3)2 + 2H2O (L)
Sabendo que ácido + base forma sal + água, e que todo Nitrato é solúvel, inicialmente a reação apresentou um líquido turvo, ou seja, a concentração de HNO3 foi menor. Em seguida, acrescentou-se mais 2 ml do ácido e a reação ficou homogênea.
Cloreto de Amônio (NH4Cl) com Hidróxido de Sódio (NaOH)
NH4Cl + NaOH NH4OH + NaCl
Após aquecido, observa-se a presença de Amônia pelo cheiro apresentado.
Ácido Clorídrico (HCl) com Hidróxido de Sódio (NaOH) e Fenolftaleína
HCl + NaOH NaCl + H2O
A reação exotérmica ocorre de imediato, ficando na tonalidade rosa e fumaçando. Ao incluir gotas de Fenolftaleína, forma um precipitado de sal de cozinha e o líquido da reação ficou incolor, neutralizado. 
Óxido de Magnésio (MgO)
2Mg (s) + 2O2 (g) 2MgO2 (s)
Durante a combustão observa-se uma luz branca e brilhosa, evidenciando-se a presente de um metal, que logo virou pó para ser utilizado em outras reações.
Conclusão
Avaliando os resultados obtidos percebeu-se que quanto maior a eletropositividade e a reatividade dos metais alcalinos mais rápida é a reação e a oxidação dos reagentes, com liberação de Hidrogênio (H2). Em relação aos metais alcalino terrosos, ocorre o mesmo, só que as reações são mais lentas, no entanto os dois formam hidróxidos.
Quanto ao Hidrogênio, observa-se que o mesmo pode ser obtido por diversas formas, contudo deve-se tomar algumas precauções ao manuseá-lo, uma vez que o mesmo tem um alto teor combustível, podendo causar graves acidentes e danos à saúde.
Referências
[1] Disponível em: <http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAMWYAL/propriedades-dos-metais-alcalinos-alcalinos-terrosos>. Acesso em : 03/09/2015, 13:06.
[2] SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W.Química Inorgânica. 3ª Ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2003.
[3] LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed. São Paulo: Editora Blusher, 2009.