EXPERIMENTO 02 - SINTESE E PROPRIEDADES DO HIDROGÊNIO

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RELATÓRIO
Experimento 02: Síntese e propriedades do hidrogênio
CEARÁ
28/06/2017�
INSTITUTO FEDERAL DO CEARÁ
RELATÓRIO
Experimento 02: Síntese e propriedades do hidrogênio
CEARÁ
28/06/2017�
EXPERIMENTO 02 – SÍNTESE E PROPRIEDADES DO HODROGÊNIO
 Objetivos
Preparar hidrogênio a partir de reações com ácidos e bases com metais, observar e analisar a cinética da reação de diferentes ácidos com um mesmo metal reativo; 
Comparar a atividade eletroquímica de diferentes metais em meio ácido.
 Pré-laboratório
1.2.1 Consulte a tabela de potenciais de redução e relacione os metais, que dentre os que serão utilizados nessa atividade prática, serão capazes de deslocar o hidrogênio de seus ácidos.
R:
Os metais zinco (Zn), magnésio (Mg) e alumínio (Al) são mais reativos do que o hidrogênio, logo, podem reagir quimicamente com ácidos e deslocar esse elemento em sua forma gasosa. 
No entanto, o metal cobre (Cu), por apresentar reatividade menor que o hidrogênio, não reage de maneira espontânea ao ser colocado em contato com soluções ácidas, portanto não desloca hidrogênios de seus ácidos.
1.2.2 Consulte anos livros de química geral as constantes de ionização dos ácidos acético, fosfórico e clorídrico.
R:
Ácido acético – CH3CO2H, constante de ionização = 1,75 x 10-5
Ácido fosfórico - H3PO4, constante de ionização = 7,52 x 10-3
Ácido clorídrico – HCl, constante de ionização = 1 x 107
1.2.3 Pesquise sobre metodologias que podem ser utilizadas para produção de hidrogênio em laboratório, ou seja, em teste de bancada.
R:
Nos laboratórios, o hidrogênio é obtido por ação dos metais sobre a água, soluções diluídas de ácidos e soluções de álcalis. Empregam-se somente os metais que na série eletroquímica estejam colocados acima do hidrogênio. A série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” ou de fila de “reatividade química” dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade. Quanto mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química (MONTOYA, 2011).
1.3 Procedimento experimental
1.3.1 Parte A – Reatividade dos ácidos e a produção de hidrogênio.
Use três tubos de ensaio para adicionar diferentes tipos de ácidos: ao primeiro adicione 3 ml de HCl 1,0 mol/l; ao segundo, adicione 3 ml de H3PO4 1,0 mol/l; e ao terceiro, coloque 3 ml de CH3CO2H. Em seguida, a cada um desses tubos de ensaios, coloque uma pequena amostra de Zn metálico. Observe a reatividade e descreva todos os fenômenos observados.
1.3.2 Parte B – Reatividade dos metais em meio ácido
Em quatro tubos de ensaio limpos adicione 3,0 ml HCL 1,0 mol/l e coloque amostras de magnésio metálico (Mg) no primeiro tubo, de zinco (Zn) no segundo, de alumínio (Al) no terceiro e de cobre (Cu) no quarto de preferência simultaneamente. Espere cinco (5) minutos e descreva a reatividade dos metais no meio ácido.
Adicione 3,0 ml de HNO3 1,0 mol/l a um tubo de ensaio. Em seguida coloque uma amostra de cobre metálico. Espere cinco (5) minutos, observe e anote o ocorrido.
1.3.3 Parte C – Propriedade química do gás da reação metal com ácido.
Separe um tubo de ensaio limpo, coloque 3,0 ml de HCl 1,0 mol/l e uma amostra de magnésio metálico. Com o dedo polegar, feche a saída do tubo durante a reação, por no mínimo 2 minutos. Em seguida, acenda um palito de fósforo e aproxime da saída do tubo e observe o ocorrido enquanto o gás escapa.
1.3.4 Parte D – Reatividade do alumínio em base forte
A um tubo de ensaio, adicione 3,0 ml de NaOH 20% e coloque uma amostra de alumínio metálico. Em seguida de forma suave, aquece a parte inferior do tubo de ensaio e aproxime um palito de fósforo em chama da sua saída. Observe e anote o ocorrido.
1.3.5 Parte E – Eletrólise de uma solução aquosa
Monte um sistema eletrolítico, usando solução aquosa de NaOH 0,1 mol/L, eletrodos de grafite e uma fonte elétrica de 9V. No sistema, procure identificar o ânodo e o cátodo, assim como os produtos gasosos que estão sendo liderados na reação.
1.4 Pós laboratório
1.4.1 Estabeleça uma ordem de reatividade crescente dos ácidos ensaiados no item 3.1 e apresente uma justificativa para tal ordem.
R:
Os ácidos utilizados foram: Ácido clorídrico (HCl) Ácido fosfórico (H3PO4) e Ácido acético (CH3COOH). A partir da observação das reações de obtenção do hidrogênio utilizando diferentes ácidos com o mesmo metal foi perceptível que na reação do ácido clorídrico (HCl) houve consumo rápido, apresentando a maior reação, o ácido acético (CH3CO2H) por ser um ácido orgânico, reagiu de maneira muito lenta, e o ácido fosfórico (H3PO4) teve a menor reação. Portanto a ordem crescente de reatividade dos ácidos neste item pode ser dada como:
H3PO4 < CH3CO2H < HCl
1.4.2 Justifique as diferentes reatividades dos metais ensaiados no item 3.2.
R:
Os metais usados nestes ensaios foram o magnésio, alumínio, zinco e cobre todos em suas formas metálicas. As reações que ocorreram foram as seguintes:
Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) 
Zn(s) + 2HCl (aq) → ZnCl2 (aq) + H2 (g) 
2Al(s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g) 
Cu(s) + HCl (aq) → Não ocorre Reação
O cobre (Cu) não reagiu com o HCl, pois o cobre não pode ser oxidado pelo H+ pois possui o reatividade menor que a do hidrogênio
Nas reações foi observado que o alumínio reagiu lentamente, havendo a formação de pequenas bolhas de gás hidrogênio na superfície do metal. O zinco, quando em contato com o ácido clorídrico, reagiu de forma menos intensa que o magnésio, uma vez que a capacidade de oxidação do zinco é menor que a do magnésio. O magnésio reagiu com o ácido doando seus elétrons para o cloro, formando cloreto de magnésio e gás hidrogênio. O magnésio reage com mais intensidade do que os outros metais, pois possui maior potencial de oxidação, ou seja, é mais reativo. Dessa forma é possível organizar em ordem crescente a reatividade dos metais utilizados da seguinte forma:
Cu < Zn < Al < Mg 
1.4.3 Escreva a equação da reação ensaiada no item 3.3 e identifique os gases desprendidos.
R:
Mg(s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g) 
O H2 é o gás desprendido.
No tubo de ensaio foi observado a formação de gás hidrogênio através da reação de ácido clorídrico com magnésio metálico pois, ao fechar o tubo com polegar por aproximadamente 2 minutos e aproximar um palito de fosforo em chama ao tubo foi possível comprovar a natureza do gás liberado na reação, confirmando que o gás era o hidrogênio já que, a chama que o gás tinha caráter inflamável. Quando o magnésio reage com o ácido clorídrico, ocorre a formação de cloreto de magnésio e hidrogênio gasoso.
1.4.4 Escreva a equação da reação ocorrida no item 3.4. Que outros metais além do Al sofrem reações semelhantes?
R:
2Al(s) +2NaOH(aq) + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] (aq) + 3H2(g).
 Os alcalinos e alcalinos terrosos também podem sofrer reações semelhantes.
1.4.5 Em relação a eletrolise da água efetuada, escreva as semi-equações que ocorrem em cada eletrodo e a equação total.
R:
As semi-reações de ionização que ocorreram foram:
2NaOH → 2Na+ + 2 OH-
2H2O → 2H+ + 2OH-
No cátodo ocorre a redução do hidrogênio (cátions H+ tem maior facilidade de descarga do que cátions sódio) e no ânodo ocorre a oxidação dos ânions hidroxila da base (uma vez que a da água permanence na solução por ter um grau de ionização menor). As semi-reações no eletrodos são as seguintes:
2H+ + 2e- → H2
2OH- → H2O + 1/2O2 + 2e-
Somando as semi-reações que ocorre nos eletrodos com as semi-reações de ionização é possivel obter a equação total:
2NaOH → 2Na+ + 2OH-
2H2O → 2H+ + 2OH-
2H+ + 2e- → H2
2OH- → H2O + 1/2O2 + 2e-
_________________________________
NaOH + H2O → Na+ + OH- + H2 + 1/2O2
A partir da reação total percebe-se que o gás hidrogênio e oxigênio são liberados durante a reação.
1.5 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Liberação de Hidrogênio por Reaçõesentre Metais e Ácido
Disponível em: http://www.infoescola.com/quimica/liberacao-de-hidrogenio-por-reacoes-entre-metais-e-acidos/
Ácidos e bases
Disponível em: http://www.iq.usp.br/fmvichi/html/topico06.pdf
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO CEARÁ
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA
DISCIPLINA DE LABORATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA
Este trabalho foi solicitado como pré-requisito de aprovação no curso Técnico em Química.