Relatório de inorgânica1 - hidrogênio

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PRODUÇÃO DE GÁS HIDROGÊNIO EM LABORATÓRIO (REAÇÃO METAL – ÁCIDO)
RESUMO: O hidrogênio é o mais simples dos elementos químicos e também o mais abundante do universo, é um elemento muito reativo, que tende a ajustar seu estado eletrônico de diversas formas para formar diferentes compostos e pode ser obtido de diversas maneiras. Este trabalho teve como objetivo mostrar as formas de obtenção do hidrogênio em laboratório e deu-se através de reações realizadas com ácidos e bases na presença de um metal. A liberação de H2 foi observada na maioria das reações. Houve exceção apenas na reação do ácido clorídrico com o cobre metálico, que apresenta reatividade inferior ao hidrogênio desfavorecendo a reação, e na reação do ácido acético com o magnésio, por ele ser um ácido orgânico. O processo de obtenção do H2 em laboratório foi eficiente, atingindo os objetivos propostos na prática.
1 - INTRODUÇÃO	
 De acordo com BROWN, T.L., (2005) hidrogênio é o elemento mais abundante no universo. Na crosta terrestre aparece como o terceiro elemento mais abundante (depois do oxigênio e do silício) em porcentagem de átomos e o nono em porcentagem de massa. Na Terra, o hidrogênio pode ser encontrado combinado, em grande parte com o oxigênio, constituindo a água. Este elemento também pode ser encontrado em minerais, oceanos e seres vivos (RUSSEL, 1994; SHRIVER; ATKINS, 2008). 
 O hidrogênio possui uma estrutura atômica simples, sendo constituído por um núcleo contendo um próton e um elétron circundante. Em condições normais de pressão e temperatura, ele é um gás não tóxico, inflamável, incolor e inodoro. Apesar de aparentemente ser um elemento simples, o hidrogênio possui propriedades químicas variadas, desde uma base forte de Lewis à um ácido forte de Lewis. Suas propriedades não podem ser correlacionadas com nenhum dos grupos representativos da tabela periódica, embora se assemelhe ao grupo dos metais alcalinos (possuem um elétron no nível mais externo), aos halogênios (precisam de um elétron para alcançar a estabilidade) e aos elementos do grupo 14 (possuem o nível mais externo semi-preenchido), mas a melhor alternativa é considera -lo como um elemento a parte. Os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras diferentes: Formando uma ligação covalente, perdendo um elétron, adquirindo um elétron. (LEE, J. D., 1999).
 Segundo Lee (1999. P. 123) a diversos métodos de preparar o hidrogênio em grandes escalas:
Pode ser obtido a baixo custo, passando-se de vapor de água sobre coque aquecido ao rubro. O produto obtido é o gás d’água, ou seja, uma mistura de CO e H2. Trata-se de um combustível industrial importante, pois é fácil de se obter e queima liberando uma grande quantidade de calor.
Também pode ser obtido em grandes quantidades pelo processo de reformação a vapor. O hidrogênio obtido dessa maneira é utilizado no processo Haber de síntese de NH3 e para a hidrogenação de óleos.
Nas refinarias de petróleo, misturas naturais de hidrocarbonetos de elevado peso molecular, tais como nafta e óleo combustível, são submetidos ao processo de “craqueamento” para formar misturas de hidrocarbonetos de pesos moleculares menores, que podem ser usadas como combustível automotivo.
Hidrogênio muito puro (pureza 99,9%) é preparado por eletrólise da água ou de solução de NaOH ou KOH. 
Uma grande quantidade de hidrogênio puro também é formada como subproduto da indústria de cloro e álcalis. Nesse caso, soluções aquosas de NaCl são eletrolisadas para formar NaOH, Cl2 e H2.
O hidrogênio pode ser preparado pela reação de hidretos salinos (iônicos) com água.
O método comum de preparação de hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio, por exemplo.
 Muitos metais podem substituir diretamente o hidrogênio dos ácidos (reação de deslocamento ou simples troca). O ácido sulfúrico diluído, o ácido clorídrico, diluído ou concentrado, reage rápida 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.
 
Equação geral:
W + HX → WX + H2
 Onde W é o metal e HX é o ácido.
 
 Para a preparação de hidrogênio a partir de bases, ou seja, soluções aquosas de bases fortes (bases de metais alcalinos), apenas os metais como zinco, alumínio e estanho reagem produzindo hidrogênio gasoso, H2 e hidroxo-complexo do metal.	
 Diante disso, esta prática trouxe como proposta a produção do gás hidrogênio pela ação de ácidos e álcalis em metais, bem como a observação das velocidades das reações e reatividade dos metais para que fosse possível realizar uma comparação da atividade eletroquímica dos diferentes metais em meio ácido.
2 - PARTE EXPERIMENTAL
2.1 - Materiais e reagentes:
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3 mol/L
Ácido Fosfórico (H3PO4) 3 mol/L
Ácido Acético (CH3COOH) 3 mol/L
Ácido Clorídrico (HCl) 3 mol/L
Ácido Nítrico (HNO3) 3 mol/L
Hidróxido de Sódio (NaOH) 20%
Magnésio
Ferro
Alumínio
Cobre 
Tubos de Ensaio
Pipeta de Pasteur
Estante para tubos de ensaio
Palitos de fósforo
2.2 Procedimento Experimental:
Produção de gás hidrogênio pela ação de ácidos
1. Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo metal
	Adicione em um tubo de ensaio cerca de 3 mL de HCl3 mol/L, em seguida coloque uma amostra de Mg metálico ao tubo. Feche o tubo com o dedo polegar e deixe a reação ocorrer por aproximadamente 2 minutos. Ao final aproxime um palito de fósforo em chama, enquanto o gás escapa. Observe o ocorrido e anote.
	Repita o mesmo procedimento utilizando os ácidos: H2SO43mol/L, H3PO4 3mol/L e CH3COOH 3mol/L
2. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os metais
	Adicione em quatro tubos de ensaios cerca de 3 mL de HCl3 mol/L, em seguida coloque uma amostra dos seguintes metais em tubos diferentes: Mg, Zn, Al e Cu. Faça o experimento simultaneamente com todos os metais para observar a reatividade dos referidos metais.
 3.Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico
	Adicione em um tubo de ensaio cerca de 3 mL de HNO33 mol/L, em seguida coloque uma amostra de Cu metálico. Observe a reação.
Produção de gás hidrogênio pela ação de álcalis
	Adicione em um tubo de ensaio cerca de 3 mL de solução de NaOHa 20%. Adicione uma amostra de Al metálico ao tubo e observe. Em seguida aqueça suavemente o tubo de ensaio e aproxime um fósforo em chama na saída do tubo. Observe e anote o ocorrido.
3 - RESULTADOS E DISCUSSÃO
A tabela 1 apresenta os resultados das reações do magnésio metálico com os ácidos HCl, H3PO4, H2SO4 e CH3COOH e suas respectivas ordens de reatividade observadas: 
	Reagente
	Observações
	pKa
	Ordem de Reatividade
	H2SO4
	Pequena explosão
	pKa= -9
	1 ( Mais reativo)
	HCl
	Pequena explosão
	pKa= -7 
	2
	H3PO4
	Pequena explosão
	pKa= -2 
	3
	CH3COOH
	Não teve explosão
	pKa=4,75 
	4 (Menos reativo)
Tabela 1 – Resultado da ordem de reatividade dos ácidos.
A confirmação da presença do H2 no experimento veio com a aproximação da chama na boca do tubo de ensaio, pois quando o gás entrou em contato com a chama houve uma pequena explosão onde foi possível ouvir uma espécie de “grito do H”, confirmando a existência do gás hidrogênio, uma vez que este gás é inflamável (RUSSEL, 1994). O pequeno barulho foi ouvido com maior intensidade na reação com o HCl, H3PO4 e H2SO4 e praticamente imperceptível com o CH3COOH, por ele ser um ácido orgânico.
 O HCl e H2SO4, estão entre os sete ácidos mais fortes. Levando-se em consideração o pKa, quanto maior for o seu valor, mais fraco é o ácido (BROWN, 2005). O ácido acético tem um pKa = 4,76 e é um ácido mais fraco do que o ácido fosfórico quetem um pKa = -2. O ácido clorídrico com um pKa = -7 é um ácido mais fraco do que o ácido sulfúrico que tem pKa = -9. Portanto, tem-se a ordem de reatividade apresentada na tabela 1.
 A tabela 2 apresenta os resultados obtidos nas reações dos metais com o ácido clorídrico e suas respectivas ordens de reatividade:
	Metal
	Observações
	 Potencial de oxidação
	Ordem de Reatividade
	Magnésio
	Reação muito rápida
	+ 2,37 V
	1 (Mais reativo)
	Ferro
	Reação rápida
	+0,440 V
	2
	Alumínio
	Reação lenta
	+1,66 V
	3
	Cobre
	Não houve reação
	- 0,337 V
	4 (Menos reativo)
Tabela 2 – Resultado das reações de metais com ácido clorídrico.
 A reatividade química dos metais varia conforme sua eletropositividade. Quanto mais eletropositivo, mais reativo será o metal. Os metais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, logo formam íons positivos com maior facilidade. Em decorrência dessa característica, observou-se que o Mg reagiu mais rapidamente e com maior intensidade com o HCl do que o Cu, Al, e Fe, pois ele é mais eletropositivo, portanto mais reativo do que os demais. 
 O alumínio (Al) reagiu muito lentamente gerando pequenas bolhas de H2 na superfície do metal. Ele está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar. A lentidão na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o conforme a reação a seguir:
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2(g) 
 No caso do Ferro, a reação acontece porque ele é mais reativo que o hidrogênio. Apesar do seu potencial de oxidação ser menor que o do alumínio, a sua reação foi mais rápida, pois, como já foi descrito anteriormente, o alumínio reage inicialmente com o oxigênio do ar, provocando lentidão na sua reação:
		2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2(g)	
 O cobre tem baixa tendência a se oxidar e por isso sua reação não aconteceu. Dessa forma, a reatividade do cobre é menor que o do hidrogênio, portanto não pode ser oxidado pelo H+.
Cu(s) + HCl(aq) Não houve reação
 Levando-se em consideração a fila eletroquímica descrita através dos potenciais de oxidação na tabela 2, o Cu tem baixa tendência de oxidação e o ácido clorídrico não é um forte agente oxidante sendo incapaz de reagir com o cobre. 
 No momento em que se reagiu ácido nítrico e Cu metálico, existe uma reação que não é uma simples oxidação de Cu pelo íon H+ do ácido, por isso o cobre reagiu neste caso. Em vez disso, o metal é oxidado a Cu2+ pelo nitrato do ácido, e acontece a formação do gás marrom dióxido de nitrogênio, NO2(g). Isto se deve ao fato do NO(g), tão logo formado e desprendido, reagir com o oxigênio do ar, formando o dióxido de nitrogênio, NO2, que é marrom: 
2NO(g) + O2 2NO2(g)
Cu(s) + 4HNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g)
Nesse caso, o NO2 resulta da redução de NO3-.
 Na última etapa visualizou-se a produção de pequenas bolhas de gás hidrogênio:
2 NaOH + 2 Al + 2 H2O → 2 NaAlO2 + 3 H2
 Quando o alumínio reage com o hidróxido de sódio forma o aluminato de sódio e libera o hidrogênio gasoso. O alumínio, por ser anfótero, ou seja, comporta-se como base ou ácido, dependendo do meio, irá reagir tanto com ácido quanto com a base (hidróxido de sódio). Além do alumínio metais como zinco, chumbo e estanho também reagem com bases. Nessas reações são produzidos sais que não são muito comuns e o gás hidrogênio:
 
Zincato
 de SódioEx: Zn(aq) + 2 NaOH(aq) ----> 2 Na2ZnO(aq) + H2(g)
 	
4 - CONCLUSÃO
 Nesta prática foi possível obter gás hidrogênio a partir da reação de metais com ácidos fortes diluídos, verificou-se a reatividade desses diferentes metais obtendo-se a seguinte ordem: 1°- Magnésio (mais reativo), 2°: Ferro, 3°: Alumínio e 4°: Cobre (menos reativo) observou-se que conforme a eletropositividade deles aumenta a sua reatividade também aumenta, portanto, experimento mostrou que o magnésio é o metal mais reativo do grupo de metais analisado, pelo fato de ele ser o mais eletropositivo. A ordem de reatividade dos ácidos foi observada da seguinte maneira: 1°- H2SO4 (mais reativo), 2°: HCl, 3°: H3PO4 e 4°: CH3COOH (menos reativo). Essa ordem foi comparada e organizada a partir dos seus respectivos índices de pKa, demonstrando que quanto maior o seu valor , menor a reatividade do ácido, implicando por tanto no ácido sulfúrico como o mais forte neste grupo. Todos os resultados encontrados nesta prática, desde a ordem de reatividade até os processos ocorridos, estão de acordo com os dados consultados na literatura.
5- REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, T. L.; LeMay, H. E.; Bursten, B. E. Química - A Ciência Central. 9 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall. 2005. 972p
 LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard Blücher Ltda.509p. 1999.
RUSSEL, John Blair. Química Geral, 2. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil, 1994. 621p.
SHRIVER, Duward. F.; ATKINS, Peter. W. Química Inorgânica, 4 ed., Bookman, Porto Alegre, 2008. 848p.