Relatório 1

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
	
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
MANAUS - AM
 2015
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
HIDROGÊNIO
Ana Tayná Chaves Aguiar – 21250971
Nathália Lamenha Lopes – 21457037
MANAUS - AM
2015
HIDROGÊNIO
OBJETIVO
Geral
Produzir e identificar a presença de gás hidrogênio.
Específicos
Analisar a obtenção e combustão do hidrogênio;
Analisar a obtenção do hidrogênio a partir de hidróxidos;
Analisar a obtenção do hidrogênio a partir de ácidos;
Analisar e comparar as propriedades redutoras do hidrogênio atômico e molecular.
INTRODUÇÃO TEÓRICA
O hidrogênio é o elemento que possui estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento. Seu núcleo contém um próton com carga +1 e um elétron circundante. A configuração eletrônica pode ser representada como 1s1. Sendo o primeiro elemento da Tabela Periódica, o hidrogênio apresenta características únicas. Uma característica simbólica é a grande reatividade ao ser manipulado em devidas proporções. O hidrogênio é o gás mais leve conhecido, consequentemente a sua densidade é baixa, além de ser incolor, inodoro e quase insolúvel em água.
Em condições normais, o hidrogênio não é muito reativo. A baixa reatividade se deve à cinética da reação, que e está relacionada à força da ligação H–H. Uma etapa essencial durante a reação do H2 com outros elementos é a quebra da ligação H–H, formando átomos de hidrogênio. Isso requer 435,9 KJ.mol-1; portanto, há uma elevada energia de ativação para essas reações. Em consequência, muitas reações são lentas, ou requerem elevadas temperaturas ou catalisadores (frequentemente metais de transição). 
Muitas reações importantes do hidrogênio envolvem a catálise heterogênea, ou seja, o catalisador inicialmente reage com H2 ou quebra ou enfraquece a ligação H–H. O hidrogênio também pode ser obtido em grandes quantidades pelo processo de reformação a vapor. Hidrocarbonetos leves, como o metano, são misturados com vapor de água e passados sobre um catalisador de níquel a 800-900º C. O gás que sai do reator é constituído por CO, CO2, H2 e excesso de vapor d’água. 
A mistura gasosa é enriquecida com mais vapor, resfriada a 400º C e passada por um conversor que contém um catalisador de ferro/cobre, onde o CO é transformado em CO2. Finalmente o CO2 é absorvido por uma solução de K2CO3 ou de etanolamina. Essas soluções são regeneradas por aquecimento.
Uma grande quantidade de hidrogênio puro também é formada como subproduto da indústria de cloro e álcalis. Nesse caso, soluções aquosas de cloreto de sódio (NaCl) são eletrolisadas para formar NaOH, Cl2 e H2.
Para a realização deste experimento, utilizamos o método comum de preparação do hidrogênio em laboratório. Através reações de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio.
MATERIAIS E MÉTODOS
Material
5 tubos de ensaio grandes;
1 Kitassato;
1 Tubo de ensaio pequeno;
1 Rolha furada;
1 Fósforo;
1 Funil de separação;
1 Pinça de madeira;
1 Tubo de borracha;
1 Espátula;
Pedaço de tubo de vidro.
Reagentes
H2SO4;
CuSO4;
NaOH;
Zn;
KMnO4;
Mg;
Al;
F
Procedimento Experimental
Obtenção e combustão do Hidrogênio
Colocar no tubo de ensaio grande 3 grânulos de zinco. Adicionar, em seguida, 2mL de solução 6N de H2SO4 (se a evolução de gás for lenta, adicionar gotas de solução 1N de CuSO4). Após o desprendimento do gás, colocar, sobre a boca do tubo grande, o tubo de ensaio pequeno, limpo e seco, fixo por pinça de madeira. Depois de 3 min de recolhimento do gás, afastar o tubo de ensaio pequeno do tubo de ensaio maior – o tubo pequeno deverá permanecer de cabeça para baixo – e aproximar uma chama sob a boca do mesmo, onde ocorrerá uma pequena explosão.
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)
		 Figura 1 Esquema da obtenção e combustão de Hidrogênio.
Obtenção de hidrogênio por outros métodos
a) A partir de hidróxidos
Colocar em um tubo de ensaio 1 mL da solução 6N de NaOH e 2 mL de água destilada. Agitar e, em seguida, acrescentar um pequeno pedaço de alumínio em fio. Observar a evolução de H2.
2NaOH(aq) + 2Al(s) + 2H2O(l) → 2NaAlO2(aq) + 3H2(g)
b) A partir de ácidos
Colocar em dois tubos de ensaio 1 mL de solução 6N de H2SO4 , 2 mL de água destilada e agitar. Adicionar em seguida penas quantidades dos metais Mg e Fe nos respectivos tubos. Observar a evolução de H2 e a diferença de reatividades entre os dois metais.
Mg(s) + H2SO4(aq) → H2(g) + MgSO4(aq);
Fe(s) + H2SO4(aq) → H2(g) + FeSO4(aq).
3.3.3 Comparação das propriedades do hidrogênio atômico e do hidrogênio molecular
Colocar 1 gota de solução 1N de permanganato de potássio (KMnO4), 3 mL da solução 6N de H2SO4 e 2 gotas de solução 1N de CuSO4 em um tubo de ensaio. Agitar.
(4)
Kitassato
Rolha furada
Funil de separação
Tubo de borracha
Pedaço de tubo de vidro
(1)
(5)
(2)
(3)
15 mL de H
2
SO
4
 6NUse o gerador de H2, montado pelo professor e mostrado no esquema a seguir:
15 g de Zn + 10 mL H
2
O
Borbulhar, lentamente, dentro da solução, hidrogênio gasoso proveniente do gerador montado. Em seguida, adicionar ao tubo um grânulo de zinco e observar o deslocamento da solução.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Obtenção e combustão de Hidrogênio:
Ao adicionarmos os grânulos zinco na solução diluída de ácido sulfúrico (H2SO4) ocorreu formação de várias bolhas e a solução passou a apresentar uma cor acinzentada, caracterizando o desprendimento de gás, e assim podemos dizer que houve uma reação. Com o passar do tempo dessa reação, o Zn alterou sua cor, apresentando um tom marrom.
O motivo de esta reação acontecer é o fato de o zinco ser muito mais reativo do que o hidrogênio, possuindo uma capacidade redutora maior, logo o Zn pode deslocar o H do ácido sulfúrico, produzindo o sal sulfato de zinco e hidrogênio gasoso.
Esta reação pode ser expressa pela equação:
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g) 
Durante a capitação do gás hidrogênio, podemos notar o aumento de temperatura no tubo de ensaio onde a reação está acontecendo, o que demonstra que a reação libera uma grande quantidade de energia em forma de calor.
Após a capitação do gás hidrogênio, levamos o tubo menor à uma chama e podemos perceber uma pequena explosão e formação de gotículas de água nas paredes do tubo de ensaio. O que nos permite confirmar a reação:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 136,8 kcal
Podemos então dizer que a reação é espontânea, pois o processo acontece sem qualquer ajuda adicional e a queima ocorre rapidamente.
Obtenção do Hidrogênio por outros métodos
A partir de hidróxidos
Observamos a formação de uma grande quantidade de pequenas bolhas na superfície do alumínio, com um aumento gradativo na liberação de hidrogênio. 
Logo, temos a reação:
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 2 H2O(l) → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g) 
Apresentando as seguintes reações intermediárias:
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2
Na[Al(OH)4] → NaAlO2 + 2 H2O
A partir de ácidos 
Ao adicionarmos o magnésio na solução diluída de H2SO4, o Mg rapidamente liberou hidrogênio, formando inúmeras bolhas. Houve um superaquecimento no tubo de ensaio, caracterizando uma reação exotérmica. Logo após o término da reação, notou-se uma solução incolor, o que caracteriza a formação do sulfato de magnésio na forma de íons em solução:
Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)
Ao adicionarmos o ferro metálico à solução de ácido sulfúrico diluído, podemos observar muita efervescência na reação. A solução apresentou uma coloração cinza escura, contendo como precipitado o sulfato de ferro formado na reação: 
Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)
Comparação das propriedades redutoras do hidrogênio atômico e dohidrogênio molecular
Ao adicionarmos o H2SO4 na solução de zinco + água, podemos observar uma efervescência na reação, apresentando uma coloração cinza com a produção de calor no kitassato, produzindo hidrogênio gasoso. No final, a solução ficou marrom avermelhado, com precipitado da mesma cor. 
O gás hidrogênio produzido na reação foi diretamente borbulhado na reação do tubo de ensaio (KMnO4+H2SO4+CuSO4), onde pode-se notar a alteração de cor para uma tonalidade azul clara. Depois de adicionarmos os grânulos de zinco ao tubo de ensaio, observamos uma mudança coloração, apresentando agora um tom marrom avermelhado, devido ao zinco deslocar o cobre, tornando-o Cu0.
As reações iônicas que descrevem o acontecido são:
2 MnO4-(aq) + 6 H+(a) + 5 H2 (g) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
2 MnO4-(aq) + 6 H+(a) + 10 H (g) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)
Verifica-se então que o hidrogênio atômico, produzido na reação do zinco com o ácido, é muito mais reativo em comparação ao hidrogênio molecular, reduzindo o íon permanganato. Isto se deve à capacidade especial de reação do estado nascente. Seu fundamento se baseia no fato de que o hidrogênio que reage se encontra em estado atômico, ativado, rico em energia, podendo reduzir elementos e compostos que não reagem prontamente com hidrogênio molecular (H2). 
CONCLUSÃO
A partir desse experimento foi possível alcançar os objetivos propostos, podendo obter-se gás hidrogênio a partir de uma solução de ácido diluído e um metal, ou entre base e metal, capaz de reduzir o hidrogênio favorecendo, assim, a reação de deslocamento.
O outro objetivo foi comparar a reatividade do hidrogênio atômico com o molecular. E desta maneira pôde-se concluir que o hidrogênio atômico é mais reativo que o hidrogênio molecular. Através de pesquisas bibliográficas foi possível haver verificação teórica dos fatos ocorridos.
BIBLIOGRAFIA
LEE, J. D., Química Inorgânica não tão concisa, 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999.
MAHAN, B. M. Química: Um curso universitário. 4. ed. São Paulo : Edgard Blucher, 2003.
DIAS, S. C.; BRASILINO, M. G. A. Aulas Práticas de Química Inorgânica. FPB. Departamento de Química. PB