1º EXPERIMENTO - Inorgânica (Síntese do Hidrogênio)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
	
1º RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
MANAUS - AM
21 DE OUTUBRO DE 2014
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
SÍNTESE DO HIDROGÊNIO
Laiane Souza da Silva	– 21201351
Wagner Picanço Moreira – 21203673
MANAUS - AM
21 DE OUTUBRO DE 2014
SÍNTESE DO 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 detentor da 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. É interessante observar que o os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras distintas: formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro átomo, perdendo um elétron para formar H+, ou adquirindo um elétron e formando H-.
Sendo o primeiro elemento da Tabela Periódica, o hidrogênio apresenta características únicas. E uma característica simbólica, é a sua grande reatividade ao ser manipulado em suas devidas proporções. O hidrogênio é o gás mais leve conhecido, consequentemente a sua densidade é baixa, às vezes 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).
Em condições normais, o hidrogênio não é muito reativo. A baixa reatividade se deve à cinética e não à termodinâmica da reação, e está relacionada com a 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 quebrando ou enfraquecendo a ligação H – H. O hidrogênio é preparado em grande escala por diversos métodos. Ele pode ser obtido, por exemplo, em grande escala e baixo custo. Passando 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 obter a queima, liberando uma grande quantidade de calor: C(s) + H2O(v) CO(g) + H2(g)
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 realizar o presente experimento, usamos o método comum de preparação do hidrogênio em laboratório. Através de uma reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio.
MATERIAIS E MÉTODOS
Material
5 tubos de ensaio normal;
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;
Fe
Procedimento Experimental
Obtenção e combustão do Hidrogênio
Colocar no tubo de ensaio 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, 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.
Use o gerador de H2, montado pelo professor e mostrado no esquema a seguir:(4)
Kitassato
Rolha furada
Funil de separação
Tubo de borracha
Pedaço de tubo de vidro
(1)
(5)
(2)
(3)
15 mL de H2SO4 6N
15 g de Zn + 10 mL H2O
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 desta reação acontecer é pelo fato que o zinco é muito mais reativo em comparação ao 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 mediante a 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 (motivo pelo qual recomenda-se o uso da pinça de madeira), o que demonstra que a reação libera uma grande quantidade de energia em forma de calor.
Logo após a capitação do gás hidrogênio, submetemos o mesmo a uma chama, e podemos perceber uma pequena explosão e observamos gotículas de água condensada nas paredes do tubo de ensaio. Isto permitiu corroborar a informação relatada na literatura:
2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 136,8 kcal
Logo, podemos dizer que essa reação é espontânea, pois o processo acontece sem qualquer ajuda adicional e também a queima ocorre rapidamente.
Obtenção do Hidrogênio por outros métodos
A partir de hidróxidos
Podemos observar a formação de umagrande quantidade de pequenas bolhas na superfície do alumínio, com um aumento gradativo da liberação de hidrogênio. O tubo de ensaio dessa esquentou muito, o que evidencia uma reação exotérmica.
Segundo a reação:
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 2 H2O(l) → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g) 
Apresentando as seguintes reações intermediárias e paralelas:
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 se decompôs, liberando o hidrogênio com a formação de inúmeras bolhas. Logo após o término da reação, pode-se notar 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 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 do hidrogênio 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 realizado em laboratório, conseguiu-se obter êxito na aplicação e manipulação dos procedimentos descritos no roteiro de aula prática. É importante ressaltar que os objetivos foram alcançados, ou seja, obteve-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 constatar que o hidrogênio atômico é mais reativo que o hidrogênio molecular. Através de pesquisas bibliográficas foi acessível à 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