1. A quimica do hidrogênio

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UNILAB 
Universidade da Integração Internacional da Lusofonia Afro-Brasileira 
Instituto de Ciências Exatas e da Natureza 
Química Inorgânica Experimental I 
Prof. Drª. Cleide Leite 
 
 
 
 
 A QUÍMICA DO HIDROGÊNIO 
 
 
 
 
 
 
Dayana Nascimento Dari 
 
 
 
 
 
 
CAMPUS DAS AURORAS 
07 de março de 2016 
1. RESUMO 
 O gás hidrogênio pode ser obtido no laboratório utilizando-se ácidos, bases e reagindo com 
metais. Neste experimento foi obtido H2 (g) pela reação de ácidos e base sobre metais. 
Observou-se que os ácidos HCl, H2SO4, H3PO4 e CH3COOH reagiram com o magnésio 
metálico de acordo com a força destes. Utilizando-se diferentes metais estabeleceu-se a ordem 
de reatividade, Mg > Al > Cu e que está de acordo com o potencial de redução destes metais. 
Foi possível testar a reatividade do H2 usando uma chama. O H2 reage de forma explosiva, 
entrando em ignição ao estar em contato com a chama. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2. INTRODUÇÃO 
 O hidrogênio é o elemento com maior abundância no universo e o décimo abundante em 
massa da terra (SHRIVER et al., 2008). 
 É o primeiro e mais simples dos elementos da tabela periódica sendo constituído por um 
núcleo que contém um próton e tem, portanto, uma carga positiva, a qual é contrabalançada por 
um elétron circundante contendo uma carga negativa (LEE, 1999). Como a configuração 
eletrônica do hidrogênio é 1S1, ele é geralmente colocado acima do lítio na tabela periódica. 
Mesmo tendo a mesma configuração eletrônica de valência do grupo I, ele não é um metal e 
não é membro de qualquer família na tabela periódica (BROWN, T.L. et al., 2005). 
 O gás hidrogênio tem característica inflamável sendo preparado em grande escala por 
diversos métodos (KOTZ e TREICHEL, 2009): uma parte do hidrogênio é obtida a partir de 
carvão por meio da reação do gás de água, essa reação é conduzida injetando-se água em um 
leito de coque aquecido ao rubro, e a mistura de gases produzida é chamada “gás de água”: 
C (s) + H2O (g) → H2(g) + CO (g) 
 A maior quantidade de hidrogênio é produzida atualmente pela reforma catalítica a vapor 
de hidrocarbonetos como o metano do gás natural. O metano reage com vapor a alta 
temperatura, formando H2 e CO: 
CH4 (g) + H2O (g) → 3 H2 (g) + CO (g) ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = +206 𝑘𝐽 
 Mais o hidrogênio pode ser obtido em uma segunda etapa, na qual o CO formado reage 
com mais água. Essa reação, chamada reação de deslocamento do gás de água, é realizada a 
400 – 500º C e é ligeiramente exotérmica: 
H2O (g) + CO (g) → H2 (g) + CO2 (g) ∆𝐻° = − 41 𝑘𝐽 
 Talvez a forma mais limpa de se produzir hidrogênio em escala relativamente ampla seja 
a eletrólise da água (KOTZ, J.C. et al. 2009): 
H2O (l) + energia elétrica → H2 (g) + 
1
2
 O2 (g) 
 O método comum de preparação do gás hidrogênio no laboratório é a reação de ácidos 
fortes diluídos com metais ou de um álcali com alumínio (KOTZ, J.C. et al. 2009): 
.Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4(aq) + H2 (g) 
2Al (s) + 2NaOH (aq) + 6H2O(l) →2Na[Al(OH)4] (aq)+ 3H2(g) 
 Por meio de ácidos, o hidrogênio é produzido pela redução dos íons hidrogênio de um ácido 
forte por um metal que tenha potencial-padrão negativo; aqueles metais com potencial padrão 
positivo somente poderão ser dissolvidos por ácidos oxidantes, como o HNO3 (VOGEL, 1981). 
OBJETIVOS 
 O objetivo desse experimento consiste em produzir gás hidrogênio pela ação de ácidos e 
álcalis sobre metais; observar a cinética de reação de reação de diferentes ácidos com um metal 
reativo e comparar a atividade eletroquímica de diferentes metais em meio ácido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.1 PARTE EXPERIMENTAL 
 3.1.1.MATERIAIS E REAGENTES 
- Estante para tubos de ensaio 
- 6 Tubos de ensaio grandes 
- Pinça de madeira 
- Caixa de fósforos 
- Fitas de magnésio (Mg) 
- Alumínio (Al) sólido 
- Fios de cobre (Cu) sólido 
- Ácido clorídrico (HCl) a 3,0 mol/L 
- Ácido acético (CH3COOH) a 3,0 mol/L 
- Ácido nítrico (HN03) a 3,0 mol/L 
- Ácido fosfórico (H3PO4) a 3,0 mol/L 
- Ácido sulfúrico (H2SO4) a 3,0 mol/L 
- Solução de hidróxido de sódio NaOH 20 %. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
A. Produção de gás hidrogênio pela ação de ácidos. 
 
1. Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo metal: 
 Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de HCl a 3,0 mol/L, em seguida colocou-se uma 
amostra de Mg metálico ao tubo. Fechou-se o tubo com o dedo polegar durante a reação por 
um tempo de 2 minutos. Ao final aproximou-se um palito de fósforo em chama, enquanto o 
gás escapava. Repetiu-se o mesmo procedimento utilizando H2SO4 3,0 mol/L, H3PO4 3,0 mol/L 
e CH3COOH 3,0 mol/L. 
 
2. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os metais: 
 Adicionou-se em quatro tubos de ensaio 3 mL de HCl 3,0 mol/L, em seguida colocou-se 
uma amostra dos seguintes metais em tubos diferentes: Al, Mg e Cu. Fez-se o experimento 
simultaneamente com os três metais. 
 
3. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico: 
 Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de HNO3 3,0 mol/L, em seguida colocou-se 
uma amostra de Cu metálico. 
 
B. Produção de gás hidrogênio pela a ação de álcalis. 
 Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de solução de NaOH a 20 %. Em seguida, 
adicionou-se uma amostra de Al metálico ao tubo. Por final aqueceu-se suavemente o tubo de 
ensaio e aproximou-se um palito de fósforo em chama na saída do tubo. 
 
 
 
 
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
A. Produção de gás hidrogênio pela ação de ácidos: 
 
1. Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo metal: 
 Observou-se que a adição do ácido HCl ao metal Mg, borbulhou e reagiu rapidamente, por 
outro lado, o ácido CH3COOH reagiu de maneira muito lenta, entretanto, H3PO4 teve a reação 
mais lenta de todas e H2SO4 reagiu por muito tempo. A ordem de reatividade crescente dos 
ácidos para este experimento é: 
H3PO4 < CH3COOH< H2SO4<HCl. 
 Observou-se em segundo, que todas as reações dos ácidos (HCl, H2SO4, H3PO4 e 
CH3COOH) com o Mg, ao retirar-se o dedo polegar do tubo de ensaio e aproximando um palito 
de fósforo em chama da extremidade aberta do mesmo, simultaneamente, acontecia um 
fenômeno, uma pequena explosão. O fenômeno da explosão foi menor com o ácido CH3COOH 
e maior com os ácidos HCl, H3PO4 e H2SO4. 
 A explosão deu-se por causa do gás hidrogênio que tem característica inflamável como 
reportado na literatura (KOTZ e TREICHEL, 2009), e que foi desprendido nessas reações: 
Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g) 
Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4(aq) + H2(g) 
Mg (s) + 2 H3PO4 (aq) →Mg3(PO4)2 + H2 (g) 
Mg (s) + 2CH3COOH (aq) →Mg (CH3COO)2 + H2(g) 
 
2. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os metais: 
 Observou-se nas reações de HCl com Al, Mg e Cu, apenas Mg e o Al reagiu. O Mg reagiu 
imediatamente e vigorosamente, liberando gás hidrogênio, a reação é exotérmica, pois houve 
liberação de calor. E o Al reagiu lentamente formando pequenas bolhas que desprendiam gás 
hidrogênio na superfície do metal. As equações que representam essas reações: 
6 HCl (aq) + 2 Al (s) → 2AlCl3 (aq) + 3H2(g) 
2 HCl (aq) + Mg (s) → MgCl2 (aq) + H2 (g)Com auxílio de uma tabela de potencial de redução-padrão (vide Anexo), vemos que o Cu 
(E0 redução = +0, 337 V) tem um potencial padrão de redução positivo e está abaixo do 
hidrogênio (E0 redução = 0, 000 V), enquanto que o Al (E0 redução = -1, 66 V) e o Mg (E0 
redução = -2, 37 V) tem potencial padrão de redução negativo e estão acima do hidrogênio. Os 
metais, Mg e Al, possuem potencial padrão negativo e deslocaram o hidrogênio e puderam, 
portanto, serem dissolvidos pelo o ácido, liberando gás hidrogênio. 
 A ordem de reatividade para esse experimento: Mg > Al > Cu, está de acordo com o 
potencial de redução destes metais. 
3. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico: 
 Observou-se que a reação de ácido nítrico com Cu reagiu. No experimento anterior, o Cu 
não reagiu com o ácido clorídrico por possuir potencial padrão positivo. 
 Ao trocar nesse experimento o ácido HCl pelo HNO3, verificou-se que o cobre reagiu formando 
pequenas bolhas e um gás marrom no tubo de ensaio. A equação da reação é mostrada abaixo: 
Cu (s) + 4HNO3(aq) → Cu (NO3)2 (aq) + 2H2O (l) + 2NO2 (g) 
 
 O cobre possui potencial de redução positivo não pôde ser oxidado pelo o H+, Cu não reage 
com HCl. Entretanto, o cobre reage com HNO3, de acordo como reportado na literatura 
(VOGEL, 1981). Essa reação não é simples oxidação de Cu pelo H+, o metal é oxidado a Cu2+ 
pelo íon nitrato de sódio, acompanhado pela formação do gás marrom dióxido de nitrogênio, 
NO2 (g). 
 
B. Produção de gás hidrogênio pela a ação de álcalis. 
 Observou-se que após a adição do Al no tubo de ensaio contendo NaOH houve a produção 
de bolhas indicando a formação de gás hidrogênio na reação. A equação para essa reação é dada 
por: 
3 NaOH (aq) + 2Al (s) →Al (OH)3 (s) + 3Na (s) + H2 (g) 
 Observou-se ainda que a medida que a reação ocorria formava-se um sólido no fundo do 
recipiente Al (OH)3 (s) e Na (s). Aproximou-se um palito de fósforo em chama da extremidade 
aberta do tubo de ensaio, simultaneamente, aconteceu um fenômeno, o H2 reage de forma 
explosiva, entrando em ignição ao estar em contato com a chama. Ao final houve, após a 
explosão, aparecimento de coloração de cor cinza. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÕES 
 Obtemos a ordem de reatividade da reação dos ácidos com o Mg metálico, H3PO4 < 
CH3COOH < H2SO4<HCl, que está de acordo com a força destes. Os metais, Mg e Al, possuem 
potencial padrão negativo e deslocam o hidrogênio e, portanto, podem ser dissolvidos pelo o 
ácido, liberando gás hidrogênio; por outro lado, o cobre por possuir potencial padrão positivo 
somente pôde ser dissolvido pelo o ácido oxidante HNO3, liberando gás dióxido de nitrogênio, 
NO2 (g). A ordem de reatividade Mg > Al > Cu, está de acordo com o potencial de redução 
destes metais. Na reação do Al metálico com a base forte NaOH, o H2 reage de forma explosiva, 
entrando em ignição ao estar em contato com a chama. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6. REFERÊNCIAS 
BROWN, T.L.; LE MAY, H.E.; BURSTEN, B.E; BURDGE, J.R. Química a ciência central. 
9 ed. Robson, M. (tradutor). São Paulo: Prentice Hall, 2005. 
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5 ed. Toma, H. E.; Araki, K.; Rocha, R. C. 
(tradutores). São Paulo: Edegard Blucher, 1999. 
LEITE, C.M.S (Org.). Apostila: Laboratório de Química Inorgânica. 2015. 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W.; OVERTON, T.L.; ROURKE, J. P.; WELLER, M. T.; 
ARMSTRONG, F. A. Química Inorgânica. 4 ed. Faria, R.B. (tradutor) Porto Alegre: 
Bookman, 2008. 
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Gimeno, A. (tradutor), Ed. Mestre Jou. 
São Paulo, 1981. 
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações Químicas. vol.2. 6 
ed. Vichi, F.M; Visconte, S.A. (tradutores). São Paulo: Cengage Learning, 2009. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. ANEXO 
TABELA: POTENCIAIS DE ELETRODOS PADRÃO 
POTENCIAL DE OXIDAÇÃO (V) 
 
 
REAÇÃO NO ELETRODO POTENCIAL DE REDUÇÃO 
(V) 
 
+3,045 Li1+ + e Li - 3,045 
+2,925 K1+ + e K - 2,925 
+2,89 Sr2+ + 2e Sr - 2,89 
+2,87 Ca2+ + 2e Ca - 2,87 
+2,714 Na1+ + e Na - 2,714 
+2,52 La3+ + 3e La - 2,52 
+2,48 Ce3+ + 3e Ce - 2,48 
+2,37 Mg2+ + 2e Mg - 2,37 
+2,08 Sc3+ + 3e Sc - 2,08 
+2,07 Pu3+ + 3e Pu - 2,07 
+1,85 Be2+ + 2e Be - 1,85 
+1,80 U3+ + 3e U - 1,80 
+1,66 Al3+ + 3e Al - 1,66 
+1,63 Ti2+ + 2e Ti - 1,63 
+1,53 Zr4+ + 4e Zr - 1,53 
+1,18 Mn2+ + 2e Mn - 1,18 
+1,1 Nb3+ + 3e Nb - 1,1 
+0,763 Zn2+ + 2e Zn - 0,763 
+0,74 Cr3+ + 3e Cr - 0,74 
+0,53 Ga3+ + 3e Ga - 0,53 
+0,440 Fe2+ + 2e Fe - 0,440 
+0,403 Cd2+ + 2e Cd - 0,403 
+0,342 In3+ + 3e In - 0,342 
+0,336 Tl1+ + e Ti - 0,336 
+0,277 Co2+ + 2e Co - 0,277 
+0,250 Ni2+ + 2e Ni - 0,250 
+0,2 Mo3+ + 3e Mo - 0,2 
+0,136 Sn2+ + 2e Sn - 0,136 
+0,126 Pb2+ + 2e Pb - 0,126 
0,000 2H1+ + 2e H2 0,000 
-0,21 Sb3+ + 3e Sb + 0,21 
-0,25 As3+ + 3e As + 0,25 
-0,32 Bi3+ + 3e Bi + 0,32 
-0,337 Cu2+ + 2e Cu + 0,337 
-0,521 Cu1+ + e Cu + 0,521 
-0,789 Hg2+ + 2e Hg + 0,789 
-0,799 Ag1+ + e Ag + 0,799 
-0,8 Rh3+ + 3e Rh + 0,8 
-0,987 Pd2+ + 2e Pd + 0,987 
-1,2 Pt2+ + 2e Pt + 1,2