Relatório Hidrogênio e Metais Alcalinos 1Prática

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Hidrogênio e Metais Alcalinos
	Experimento 1
	Maria Fernanda Burgo de Oliveira Cavalcanti
	
	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
A maioria das reações químicas entre um ácido e um metal irá liberar gás hidrogênio e formar um sal correspondente. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, formando íons com mais facilidade. Quanto mais eletropositivo, mais reativo é o metal. 
Química Inorgânica, Maria Fernanda Burgo de Oliveira Cavalcanti, Experimento 1
Palavras chaves: Metal; hidrogênio; Eletropositividade.
Introdução
A preparação do gás hidrogênio consiste, usualmente, na redução do estado +1. Essa redução pode ser conseguida eletroliticamente ou quimicamente. O hidrogênio eletrolítico, comercialmente a forma mais pura, é obtido pela eletrólise da água. Nos laboratórios, o hidrogênio é obtido por ação dos metais sobre a água, soluções diluídas de ácido e soluções álcalis. Emprega-se somente os metais que na série eletroquímica estejam acima do hidrogênio.
A reatividade química dos metais varia com sua eletropositividade, logo, quanto mais eletropositivo for o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que possuem grande tendência a perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais facilidade. O elemento hidrogênio é mostrado em destaque, apesar de não ser metálico, em vista de muitas literaturas o considerarem como um padrão, ao qual demais elementos são relacionados em sua reatividade química.
(+)Li>Cs>Rb>K>Ba>Sr>Ca>Na>Mg>Be>Al>Zn>Cr> Fe>Cd>Co>Ni>Pb>H>Sb>Bi>Cu>Hg>Ag>Pd>Pt>Au(-) 
Essa sequência deve ser lida como: o lítio (Li) é mais reativo do que o césio (Cs), que é mais reativo do que o rubídio (Rb), e assim por diante.
Metodologia
Preparação de Hidrogênio
Na capela de exaustão, colocou-se em um tubo de ensaio grande, zinco metálico (Zn°) e com uma pipeta graduada de 10 mL, adicionou-se 5mL de solução concentrada de ácido clorídrico (HCl). Em seguida, aproximou-se um palito de fósforo aceso do tubo algumas vezes. 
Na segunda etapa do experimento, colocou-se em tubo de ensaio uma pequena quantidade de zinco metálico e com uma pipeta graduada de 10mL, adicionou-se 5 mL de solução de hidróxido de sódio 6 N (NaOH), seguindo com o aquecimento do tubo no bico de Bunsen. 
Na terceira etapa, utilizou-se quatro tubos de ensaio e o auxílio da pipeta de Pasteur. No primeiro tubo de ensaio, adicionou-se cobre metálico (Cu) e 3 mL de solução ácido sulfúrico 10%, seguindo com o aquecimento no bico de Bunsen. No segundo, colocou-se zinco metálico e 3 mL de solução de ácido sulfúrico 10%. No terceiro tubo, zinco metálico e 3 mL de solução de sulfato de cobre 2 N (CuSO4). No quarto tubo de ensaio, adicionou-se cobre metálico e 3 mL de solução de sulfato de zinco 1 N (ZnSO4).
Reação com Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos
Preparou-se óxido de magnésio (MgO) em pó através da queima da fita de magnésio com um palito de fósforo. O óxido de magnésio em pó foi coletado num vidro de relógio.
 Na primeira etapa, colocou-se um pequena quantidade de óxido de magnésio em pó em um tubo de ensaio e adicionou-se água destilada. Agitou-se levemente o tubo e mediu-se o pH com a fita de pH.
Na segunda etapa, como o auxílio de uma pipeta de Pasteur, colocou-se 3 mL de solução se sulfato de cobre 1 N em uma cápsula de porcelana e adicionou-se novamente com uma pipeta de Pasteur, gotas de solução de hidróxido de sódio 6N até o aparecimento de um precipitado.
Na terceira etapa, colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de óxido de magnésio e com uma pipeta de Pasteur, 2 mL de solução de ácido nítrico 6 N (HNO3). Agitou – se levemente.
Na quarta etapa, transferiu-se para um tubo de ensaio com uma pipeta de Pasteur, 2 mL de solução de cloreto de amônio (NH4Cl) 1 M e 2 mL de solução de hidróxido de sódio 2 N. Em seguida, aqueceu-se cuidadosamente o tubo.
Na quinta etapa, transferiu-se para um tubo de ensaio com uma pipeta de Pasteur, 2 mL de solução de ácido clorídrico 6 N, duas gotas de fenolftaleína e 2 mL de hidróxido de sódio 2N. Adicionou-se mais solução de hidróxido de sódio, gota a gota, até o aparecimento da cor rosa.
Resultados e Discussão
Preparação de Hidrogênio
Na primeira etapa, observou-se a formação de bolhas no interior do tubo, indicando a liberação do gás hidrogênio (H2). O zinco é mais reativo, ou seja, mais eletropositivo que o hidrogênio, o que causa a reação (1) de deslocamento. Outro produto dessa reação é o sal cloreto de zinco. Não foi possível verificar a pequena explosão do gás através da aproximação do palito de fósforo devido a problemas com o material utilizado no experimento. 
 Zn(s) + HCl(aq) → ZnCl(aq) + H2(g) (1)
Na segunda etapa, observou- se novamente a liberação do H2 através de uma pequena explosão durante o aquecimento do tubo de ensaio. A explosão ocorreu porque o gás hidrogênio é inflamável. O zinco reage na solução de hidróxido de sódio formando também o sal zincato de sódio (2). O zinco é um metal anfótero, quando em presença de um ácido forte, ele age como metal e forma um sal de Zn. Quando em presença de uma base forte, ele age como não metal e forma os zincatos.
Zn(s)+2NaOH(aq) → Na2ZnO2(aq)+H2(g) (2)
Na terceira etapa do experimento, verificou –se que no primeiro e quarto tubo de ensaio não ocorreu reação, pois o cobre é menos reativo que o hidrogênio e o zinco. No segundo tubo, observou-se a formação intensa de bolhas, indicando a liberação de gás hidrogênio (H2), formando também o sal sulfato de zinco (3). No terceiro tubo, verificou-se o depósito de material avermelhado no pedaço de zinco metálico. O que ocorreu foi a oxidação do zinco metálico e redução do cobre. Os íons cobre se transformaram em cobre metálico, que se depositaram no zinco metálico (4). As reações 3 e 4 de deslocamento, ocorrem porque o zinco é mais reativo, ou se já, mais eletropositivo que o cobre e o hidrogênio.
 Zn(s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) (3)
	Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s) (4)
	
Reação com Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos
A preparação do óxido de magnésio em pó é uma reação (5) exotérmica. É uma combustão com liberação de energia em forma de luz azulada.
Mg(s) + ½ O2(g) → MgO(s) (5)
Na primeira etapa, o resultado obtido do pH foi 9, indicando que o meio tornou-se alcalino. A reação 6 mostra o ocorrido no experimento. O óxido de magnésio em pó reagiu com a água formando a base hidróxido de magnésio (Mg(OH)2) e gás hidrogênio. 
MgO(s) + 2H2O (l) Mg(OH)2 (aq) + H2 (g) (6)
 
Na segunda etapa, após ser adicionada a primeira gota de hidróxido de sódio, observou-se a formação de um precipitado na cor azul. Este precipitado é a base hidróxido de cobre (Cu(OH)2). Mais gotas de hidróxido de sódio foram adicionadas e uma quantidade maior do precipitado foi formado. O outro produto de reação (7) de dupla troca é o sal sulfato de sódio (Na2SO4).
CuSO4(aq) + 2NaOH(aq) → Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s) (7)
Na terceira etapa, observou-se a formação de poucas bolhas no interior do tubo de ensaio, indicando liberação de gás hidrogênio com pouca intensidade e a formação do sal nitrato de magnésio.
Mg(s) + 2HNO3(aq) → Mg(NO3)2(aq) + 2H2 (g) (8)
	
Na quarta etapa, durante o aquecimento do tubo, verificou-se a liberação do gás amônia através do seu odor característico. A reação ocorre em duas etapas, sendo um de dupla troca (9) e outra de decomposição (10).
NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NH4OH(aq) + NaCl(aq) (9)
NH4OH(aq) + CALOR → NH3(g) + H2O(g) (10)
Na quinta etapa, observou-se o aquecimento do tubo de ensaio, ou seja, a reação foi exotérmica. Verificou-se também a formaçãode um precipitado branco. O precipitado formado é o sal cloreto de sódio, o que indica uma reação de neutralização (11), pois os produtos são um sal e água. Após a adição, gota a gota, aproximadamente mais 2mL de solução de hidróxido de sódio, a solução do tubo de ensaio passou de incolor para rosa. Indicando que inicialmente a reação de neutralização foi total e depois o execesso de hidróxido de sódio. 
HCl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(s) + H2O(l) (11)
Conclusão
Com os resultados obtidos pode-se concluir que hidrogênio gasoso pode ser obtido através de soluções de ácido e base, reagindo com metais e que a molécula do hidrogênio queima em presença de chama e oxigênio.
Com os resultados nas reações com metais alcalinos e alcalinos terrosos, pode-se comprovar que a reatividade química dos metais varia com a eletropositividade. É necessário que o metal em questão seja de mais reativo para que a reação ocorra.
Referências
Disponível em: <http://www.ebah.com.br
/content/ABAAAAMHQAE/relatorio-hidrogenio> Acesso em: 31/08/2015
Disponível em : <http://www.ebah.com.br/
content/ABAAAflYYAD/a-quimica-hidrogenio-analises-qualitativas>
Acessado em: 30/08/2015.
Disponível:<http://www.brasilescola.com/quimica/reacoes-oxirreducao.htm>.
Acesso em: 02/09/2015.