REL QI I - HIDROGÊNIO

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UECE - Universidade Estadual do Ceará 
FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1 
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Obtenção de Hidrogênio Molecular (H2) em Laboratório 
Beatriz Praciano de CASTRO 
Rafaela de Sousa GOMES 
Universidade Estadual do Ceará/Faculdade de Educação de Itapipoca 
Relatório de Trabalho para Química Inorgânica I 
Prof. Dr. Antônio Sávio Gomes Magalhães 
 
 
RESUMO 
 
O presente trabalho aborda a primeira aula experimental da turma de Química Inorgânica I sobre propriedades e 
compostos do hidrogênio. Os objetivos dessa experiência era obter gás hidrogênio (H2) através de soluções 
diluídas de ácidos e bases reagindo com metais, observar a velocidade de desprendimento de gás hidrogênio a 
partir de diferentes ácidos com o mesmo metal reativo, comparar a reatividade de diferentes metais em meio 
ácido, verificar o efeito de um hidreto previamente preparado na presença de água, e observar o caráter redutor 
do hidrogênio. Como durante as reações químicas podem ocorrer liberação de hidrogênio gasoso, compreende-se 
que sua molécula queima na presença de chama e de gás oxigênio (O2). Já as reatividades dos metais dependem 
de seus potenciais de oxirredução e de sua posição na tabela periódica. 
 
PALAVRAS-CHAVE: Hidrogênio; Ácidos; Metais; Reatividade. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 O hidrogênio (H) é o mais simples dos elementos da tabela periódica, com uma 
configuração eletrônica 1s1. O autor J. D. LEE (1999) afirma que os átomos de hidrogênio 
podem alcançar a estabilidade formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com 
outro átomo, perdendo um elétron para formar H+, ou adquirindo um elétron para formar H-. 
 Também é o elemento de maior abundância no universo (92%), contudo existe apenas 
uma pequena concentração de gás hidrogênio (H2) na atmosfera terrestre, já que o campo 
gravitacional da Terra é muito pequeno para reter um elemento tão leve. O hidrogênio forma 
mais compostos que qualquer outro elemento e possui diversas aplicações industriais que vão 
desde a produção de semicondutores até a indústria petroquímica. 
 O gás hidrogênio pode ser obtido, como esclarece VIGÍLIO (2010), através da reação 
entre um metal e um ácido. O ácido sulfúrico (H2SO4) diluído, o ácido clorídrico (HCl), 
diluído ou concentrado, reage rápido 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, como o ácido 
nítrico (HNO3) 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 água (H2O). 
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 Ainda, a partir de metais muito reativos com a água; os metais mais eletropositivos 
tais como o potássio (K), sódio (Na), cálcio (Ca), podem deslocar o hidrogênio da água a uma 
temperatura medíocre. Esses experimentos são realizados com bastante segurança porque são 
violentos e podem ser explosivos, ao exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de 
potássio (KOH), produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal. Com o deslocamento 
de hidrogênio também é possível perceber a reatividade de diferentes metais em meio ácido. 
 Por fim, a partir de hidróxidos; metais como zinco (Zn), alumínio (Al) e estanho (Sn) 
reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, 
produzindo hidrogênio gasoso (H2). Como o hidrogênio é bastante insolúvel em água, ele 
pode ser coletado por deslocamento. As grandes quantidades de H2 são produzidas pela 
reação de metano (CH4), principal componente do gás natural, com vapor d’água para 
produzir uma mistura de gases H2 e CO. Essa mistura, conhecida como gás d’água, é usada 
como combustível industrial. 
 
CH4 (g) + H2O (g) → CO (g) + 3 H2 (g) 
 
 J. D. LEE (1999) ainda acrescenta na obra “Química Inorgânica não tão concisa” sobre 
as propriedades do hidrogênio molecular, é o gás mais leve conhecido. Por causa de sua baixa 
densidade, é utilizado no lugar do hélio para inflar balões meteorológicos. É incolor, inodoro 
e quase insolúvel em água. O hidrogênio forma moléculas diatômicas H2, onde os dois átomos 
estão unidos por uma ligação covalente muito forte (energia de ligação + 435,9 kJ mol-1). 
 
OBJETIVOS 
 
 O presente trabalho caracteriza a prática laboratorial sobre propriedades e compostos 
do hidrogênio por meio de evidências experimentais. Cujos objetivos eram preparar o gás 
hidrogênio (H2) pela ação de ácidos e álcalis sobre metais, observar a velocidade de 
desprendimento de gás hidrogênio a partir de diferentes ácidos como mesmo metal reativo, 
comparar a reatividade de diferentes metais em meio ácido, preparar um hidreto covalente e 
verificar o efeito do hidreto na presença de água, e observar o caráter redutor do hidrogênio. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
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 Os reagentes utilizados na prática experimental foram ácido clorídrico (HCl 1,0 
mol∕L), ácido sulfúrico (H2SO4 1,0 mol∕L), ácido fosfórico (H3PO4 1,0 mol∕L), ácido acético 
(CH3COOH 1,0 mol∕L), ácido nítrico (HNO3 1,0 mol∕L), hidróxido de sódio (NaOH 20% 1,0 
mol∕L), cloreto de sódio (NaCl sólido) e água destilada (H2O). Também amostras de metais de 
magnésio (Mg), zinco (Zn), alumínio (Al), cobre (Cu) e óxido de cobre (CuO). Os materiais 
utilizados foram, béquer, pipeta graduada, tubos de ensaio, estante para tubo de ensaio, palitos 
de fósforo, pisseta, bico de Bunsen, pHmetro e capela de exaustão de gases. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
PRIMEIRO PROCEDIMENTO 
 Em um primeiro tubo adicionou-se aproximadamente 1 mL de HCl (incolor), no 
segundo 1 mL de H2SO4 (incolor), ao terceiro tubo 1 mL de H3PO4 (incolor), e ao quarto tubo 
1 mL de CH3COOH (incolor). Em seguida colocou-se no primeiro tubo uma pequena amostra 
de Mg metálico. Fechou-se o tubo com o dedo polegar durante a reação por aproximadamente 
um minuto. Ao final aproximou-se um palito de fósforo em chama, enquanto o gás escapava. 
 Este procedimento foi repetido para os outros três tubos de ensaio. 
 
SEGUNDO PROCEDIMENTO 
 Separou-se quatro tubos de ensaio. Adicionou-se 1 mL de HCl 1 mol/L em cada tubo, 
e de forma simultânea colocou-se uma pequena amostra de Mg metálico no primeiro tubo de 
ensaio, Zn metálico no segundo, Al metálico no terceiro e Cu metálico no quarto. Foi possível 
observar a reatividades dos referidos metais a partir da velocidade de desprendimento de gás. 
 
TERCEIRO PROCEDIMENTO 
 Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de HNO3 1 mol/L e colocou-se uma 
pequena amostra de Cu metálico. Em seguida, adicionou-se algumas gotas de HNO3 
concentrado. (Procedimento realizado na capela) 
 
QUARTO PROCEDIMENTO 
 Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 20% e uma 
pequena amostra de alumínio (Al). Em seguida aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio no 
bico de Bunsen, após reagir, aproximou-se um palito de fósforo em chama na saída do tubo. 
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QUINTO PROCEDIMENTO 
 Este procedimento foi realizado numa câmara de exaustão (capela). Gotejando 
lentamente H2SO4 concentrado sobre NaCl sólido num sistema fechado, coletou-se o gás 
produzido num tubo de ensaio contendo água. E verificou-se a variação de pH da água. 
 
SEXTO PROCEDIMENTOProcedimento realizado pelo professor. Observou-se o sistema montado para a redução 
de CuO a cobre metálico com o gás hidrogênio. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
PRIMEIRO PROCEDIMENTO 
 No primeiro tubo de ensaio, ao colocar-se o Mg no HCl, houve uma 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 efervescência na solução). Depois de fechar o primeiro tubo de ensaio 
com o dedo e colocar o palito de fósforo em chama da extremidade do tubo simultaneamente, 
ocorreu um rápido apagar do fogo e um ruído, comprovando a natureza do gás liberado nesta 
reação. Ressaltando que o HCl é um ácido não oxidante, por esta razão, ele reage rápido e/ou 
calmamente com muitos metais (no caso, o Mg) sem oxidar o hidrogênio formado. 
 
Mg (s) + 2 HCl → MgCl2 + H2 (g) 
 
 No segundo tubo de ensaio, ao se colocar o Mg no H2SO4, ocorreu uma reação muito 
forte. O mesmo princípio da reação anterior é utilizado nesta, como o Mg é mais reativo que o 
H, o magnésio o desloca. A chama foi 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. 
 
2 Mg (s) + H2SO4 → Mg2SO4 + H2 (g) 
 
 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 dissolveu-se todo o Mg. Como o 
fósforo (P) é somente um pouco mais reativo que o H, sua capacidade de descolar este é 
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menor que a dos casos anteriores. O gás que saia do tubo apagou a chama por causa do H2 
liberado, porém em menor proporção em relação aos ácidos anteriores. 
 
2 Mg (s) + 2 H3PO4 → Mg(PO4)2 + 3 H2 (g) 
 
 No quarto tubo, ao colocar-se Mg no CH3COOH, ocorreu a mais lenta de todas as 
reações. O gás que saiu do tubo não apagou a chama no primeiro momento, apenas na terceira 
tentativa. Sua reatividade é bem próxima do hidrogênio, por isso a dificuldade de deslocá-lo 
mais para a direita. 
 
2 Mg (s) + 2 CH3COOH (aq) → Mg(CH3COO)2 + H2 (g) 
 
 O estampido deu-se por causa da queima do gás hidrogênio que tem caráter 
extremamente inflamável, e que foi liberado nessas reações. O ruído foi maior nas reações de 
HCl, H2SO4 e H3PO4 e menor com o CH3COOH, pois esse último é um ácido orgânico. Esse 
“grito do hidrogênio” é exatamente a certeza da presença do hidrogênio gasoso (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 para que haja fogo é 
preciso que existam três elementos essenciais, que constituem o chamado "Triângulo da 
Combustão"; combustível (no caso foi o H2 liberado), calor e oxigênio comburente. Como a 
chama estava em contato direto com o H2, houve a inflamação do H2, neste momento faltou 
oxigênio e o fogo apagou. 
 
Tabela 1: Tabela de constante de ionização de ácidos. 
 
Ácidos Ka Força ácida 
Ácido clorídrico (HCl) 4,2 . 107 Muito forte 
Ácido sulfúrico (H2PO4) 1,2 . 10
3 Muito forte 
Ácido fosfórico (H3PO4) 7,6 . 10
-3 Forte 
Ácido acético (CH3COOH) 1,8 . 10
-5 Fraco 
 
Fonte: Próprio autor. 
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 Quanto maior o valor de Ka para um ácido, maior será sua força de ionização e maior 
será a força desse ácido. Por exemplo, o CH3COOH é um ácido mais fraco do que o H3PO4, 
por vez mais fraco que o HCl. O HCl e H2SO4, estão entre os sete ácidos mais fortes. 
 
SEGUNDO PROCEDIMENTO 
 O magnésio metálico (Mg) reagiu com o ácido clorídrico (HCl) doando seus elétrons 
para o cloro (Cl), formando produtos de cloreto de magnésio (MgCl2) e gás hidrogênio (H2), 
isso acontece porque Mg é muito reativo, por esta razão desloca com rapidez o hidrogênio, 
que é menos reativo, liberando-o na forma de gás. A reação é exotérmica, já que houve 
aquecimento no tubo de ensaio, e de oxirredução, onde o magnésio é oxidado (agente 
redutor), enquanto o hidrogênio é reduzido (agente oxidante). 
 
Mg (s) + 2 HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) 
 
 O zinco (Zn) é mais reativo que o hidrogênio, deslocando-o. Entretanto o zinco não é 
tão reativo quanto o magnésio, por isso a reação do ácido clorídrico com zinco não é mais 
forte que a reação anterior. O zinco, quando em contato com a solução de HCl, reagiu de 
forma menos vigorosa, quando capacidade de oxidar do zinco é menor que a do magnésio. 
 
Zn (s) + 2 HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
 
 A reação de ácido clorídrico (HCl) com alumínio (Al), não é tão forte como as 
anteriores, pois apresenta baixa reatividade. O alumínio, que está entre o magnésio e o zinco 
na série eletroquímica, reagiu lentamente formando pequenas bolhas de gás hidrogênio na 
superfície do metal. A demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva 
para o ácido reagir com o filme de óxido formado, assim removendo-o. 
 
2 Al (s) + 6 HCl (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 H2 (g) 
 
 Os elementos abaixo do hidrogênio na série de atividade (como o cobre, por exemplo) 
não podem ser oxidados pelo H+, por isso a reação do ácido clorídrico (HCl) com cobre (Cu) 
não ocorreu, não ocorre deslocamento do H, porque o metal tem baixa tendência a se oxidar, 
assim a reatividade do cobre é menor que o do hidrogênio. 
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Tabela 2: Tabela de potenciais de oxirredução. Figura 1: Metais + HCl. 
 
Metais que deslocam o hidrogênio de seus ácidos 
Mg2+ + 2e- → Mg E° redução = - 2,37 V 
Al3+ + 3e- → Al E° redução = - 1,66 V 
Zn2+ + 2e- → Zn E° redução = - 0,76 V 
Cu2+ + 2e- → Cu E° redução = + 0,34 V 
 
Fonte: Próprio autor. Fonte: Próprio autor. 
 
 A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, quanto mais 
eletropositivo mais reativo será o metal. A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima 
para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda. Os metais reativos são aqueles que 
possuem grande tendência de perder elétrons, formando íons positivo com mais facilidade. 
 Por isso observou-se que o magnésio reagiu mais rapidamente com o ácido clorídrico 
do que os outros metais, pois ele é mais eletropositivo, portanto mais reativo do que os 
demais: Mg > Zn > Al > Cu. 
 
TERCEIRO PROCEDIMENTO 
 Na reação, o cobre deixou de ser metálico, por isso foi observado que depois de 
misturado ácido nítrico (HNO3) e cobre (Cu), a cor do metal ficou mudando para a coloração 
preta. Depois adicionou-se gotas de HNO3 concentrado. Percebeu-se que os gases de 
nitrogênio formados são diferentes, o óxido nitroso e o dióxido de nitrogênio. Notou-se que 
em nenhuma das reações formou-se o hidrogênio gasoso. Isso indica que não é o próton do 
ácido nítrico que é o agente oxidante nesse processo, mas quem reduz é o nitrogênio. 
 Observou-se uma coloração azul na solução, que era o sal de cobre (Cu(NO3)2). Essa 
reação não é simples oxidação de cobre pelo íon H+ do ácido. Em vez disso, o metal é oxidado 
a Cu2+ pelo nitrato do ácido, acompanhado pela formação do gás, dióxido de nitrogênio 
(NO2). Isto deve-se ao fato do NO, tão logo formado e desprendido, reagir com o oxigênio do 
ar, formando o dióxido de nitrogênio (NO2), que apresentacoloração marrom. Nesse caso, o 
NO2 resulta da redução de NO
3-. Contudo, no fim, adicionou-se água para parar a reação. 
 
3 Cu (s) + 8 HNO3 (aq) → 3 Cu(NO3)2 (aq) + 2 NO (g) + 4 H2O 
2 NO (g) + O2 (g) → 2 NO2 (g) 
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QUARTO PROCEDIMENTO 
 Após a adição do alumínio e hidróxido de sódio no tubo de ensaio, e aquecê-lo, houve 
efervescência da solução, já que o aquecimento acelera a reação, e observou-se a formação de 
um sal e a produção de pequenas bolhas de gás hidrogênio. 
 
Na(OH)2 + Al → NaAlO2 + H2 (g) 
 
 É uma forma de obter H2 em meio básico. 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. Depois de 
aquecer o tubo de ensaio, a reação acontece de maneira mais forte, e ao colocar o palito de 
fósforo aceso em contato com o gás liberado (H2) sem o comburente O2, a chama se apaga. 
 A reação do Al com o NaOH ocorreu lentamente, pelo fato de que há formação de 
óxido de alumínio na superfície do metal. O óxido na superfície do metal é resultante da 
reação do alumínio com o oxigênio do ar. 
 
QUINTO PROCEDIMENTO 
 O potencial de hidrogênio (pH) mede a quantidade de hidrogênio com carga elétrica 
positiva (íons H+) que um elemento ou composto qualquer produz ao entrar em contato com a 
água (H2O). O pH da água no procedimento que era de 6,6 foi para 2,5 indicando que a água 
ficou cada vez mais básica. 
 
SEXTO PROCEDIMENTO 
 O óxido de cobre (CuO) foi reduzido a cobre metálico (Cu) através da reação: 
 
CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (l) 
 
 Para que essa reação acontecesse foi necessário aquecer a uma elevada temperatura 
para alcançar a Energia de Ativação, para quebrar as ligações H-H. A marca visível que o 
processo ocorreu foi que o óxido de cobre apresentava a sua típica coloração preta. Após a 
reação, a cor mudou, mostrando que tratava-se de cobre metálico, ou seja o hidrogênio 
reduziu o óxido de cobre a cobre metálico. Como o hidrogênio é mais reativo que o cobre, o 
hidrogênio o desloca, possibilitando a reação. 
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CONCLUSÃO 
 
 Pode-se concluir é possível obter gás hidrogênio pela reação entre metais reativos 
como o magnésio e uma solução diluída de um ácido forte, como o HCl ou H2SO4, e também 
em meio básico. E que a reatividade dos metais depende de seus potenciais de oxirredução, e 
sua posição na tabela periódica. Quanto mais haver o desprendimento do H2, mais reativo é o 
metal que estava reagindo com ele em meio ácido. Apesar do recolhimento do hidrogênio 
gasoso ser inviável, uma vez que essas reações ocorrem ligeiramente rápidas e com pouca 
liberação do mesmo. 
 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
Livros 
 
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. Tradução da 5a edição inglesa: Henrique E. 
Toma, Koiti Araki, Reginaldo C. Rocha. São Paulo: Editora Blucher. 1999. p. 122 – 124. 
 
Sites 
 
VIGÍLIO, A. M. L. Prática 01 – Hidrogênio. Universidade Estadual do Ceará – UECE. 
Crateús, Ceará, 2010. Disponível em: < 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA5JQAF/relatorio-pratica-hidrogenio > 
 
 
MAGALHÃES, F. M. Relatório Prática Hidrogênio. Universidade Estadual do Ceará – 
UECE. Itapipoca, Ceará, 2012. Disponível em: < 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfvpcAC/relatorio-pratica-1-hidrogenio >