Obtenção e caracterização do hidrogênio

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Obtenção de hidrogênio
Introdução
O Hidrogênio é um gás insípido, incolor, inodoro e altamente inflamável. Sua estrutura eletrônica se assemelha de certo modo com os metais alcalinos, possuem um elétron no nível mais externo, mas quando reagem eles tendem a perder esse elétron formando íons positivos.[1] Já no caso do hidrogênio, não é comum ele perder seu elétron, ou seja, normalmente faz ligações covalentes.
No seu estado elementar, é encontrado em moléculas diatômicas H2, suas propriedades não se encaixam em nenhum grupo da tabela, por isso se encontra sozinho na tabela periódica. [2]
Compostos contendo Hidrogênio são muito abundantes, sobretudo a água, organismos vivos (carboidratos e proteínas), compostos orgânicos, combustíveis fósseis, amônia e ácidos. Ele forma mais compostos do que qualquer outro elemento. [1]
Em pequenas quantidades, pode ser obtido pela reação de ácidos com metais, ou pela reação do hidreto de cálcio com água. Industrialmente pode ser produzido pela decomposição de hidrocarbonetos sob ação do calor. O H2 com pureza 99,9% é preparado por eletrólise da água: H2O(l) + 2e- → 2OH (aq) + H2(g). H2 puro também é formado como subproduto da indústria de cloro e álcalis, da eletrólise de soluções aquosas de NaCl. [3] 
O Hidrogênio tem grande importância econômica como um combustível alternativo ao carvão e ao petróleo. Estão sendo investidos estudos sobre essa alternativa pois apresenta características que nenhum outro gás possui tal como elevada quantidade de energia por unidade de massa, baixa densidade, é um elemento abundante no universo e porque quando utilizado, o produto dessa reação é apenas H2O. [4]
Objetivos
O experimento 1 teve como objetivo a obtenção do gás Hidrogênio por meio da reação de um metal com um ácido, sendo o Zinco e o ácido sulfúrico 20% respectivamente. 
O experimento 2 teve como objetivo analisar as propriedades redutoras do hidrogênio.
O experimento 3 teve como objetivo a produção do hidrogênio através da reação dos metais com a água.
O experimento 4 também teve como objetivo a produção de hidrogênio através de uma reação de deslocamento, em que o metal reage com o ácido, tendo um deslocamento em que o hidrogênio é liberado.
 Procedimento Experimental
Nesta série de experimentos, o primeiro experimento realizado foi o da reação entre alumínio (Al) e Hidróxido de sódio (NaOH) e a reação entre magnésio (Mg) e ácido clorídrico (HCl). Primeiramente separou-se dois tubos de ensaio e adicionou-se no primeiro tubo 3 pequenos pedaços de magnésio. No tubo 2, foi adicionado 0,11g de alumínio em pó. Em seguida foi pipetado 2ml de HCl 0,25 mol/L no tubo 1 e 10ml de NaOH 20% no tubo 2. Após isso, observou-se as reações. Em seguida, foi realizada a experiência número 1, que consistia na montagem de um sistema gerador de gases para gerar H2. Um kitasato contendo H2SO4 foi ligado através de uma mangueira à um recipiente contendo água com um tubo de ensaio virado de cabeça para baixo. Em seguida alguns pedaços de Zn foram adicionados ao kitasato e este foi fechado com uma rolha. A mangueira foi brevemente retirada do tubo de ensaio para que o O2 presente no sistema se esvaísse e tivéssemos maior pureza do H2. Foi utilizado o bico de Bunsen no kitasato para catalisar a reação entre o zinco e o ácido sulfúrico. Após um tempo de reação entre estes, retirou-se o tubo de ensaio de dentro da água e acendeu-se um fósforo na boca do tubo com a parte aberta virada para baixo. Em seguida, como utilizava o mesmo sistema anteriormente preparado, passamos ao experimento número 2. Uma pipeta de Pasteur foi lavada e secada com auxílio da chama do bico de Bunsen. Após secado, adicionou-se ao meio da pipeta de Pasteur uma pequena quantidade de CuO e conectamos 1 mangueira em cada extremidade (uma ligando ao kitasato e outra a um recipiente com água). Observou-se possíveis mudanças e passou-se a aquecer tanto o kitasato contendo pedaços de H2SO4 quanto o centro da pipeta, que continha o óxido de cobre. Após isto, foi conectada outra pipeta, limpa, ao kitasato e o gás foi borbulhado em 3 soluções: a primeira solução era de KMnO4 0,01 mol/L; a segunda solução era K2Cr2O7 0,01 mol/L e a terceira solução continha FeCl3 também a 0,01 mol/L. As reações foram devidamente observadas e após isto foi adicionado um grânulo de Zn e 5 ml de H2SO4 0,1 mol/L em cada uma das soluções. Por último, realizamos a experiência número 3, que consistia na reação entre alguns metais e água. Foram adicionados à 3 béqueres contendo aproximadamente 50ml de água um pequeno pedaço (do tamanho de uma cabeça de fósforo, aproximadamente) de sódio, potássio e cálcio, respectivamente. Após isso, observou-se a reação e utilizaram-se fitas de medição de pH e posteriormente 3 gotas de fenolftaleína em cada um dos béqueres para averiguação do pH de cada uma das misturas. Todo o sistema gerador de gases foi desmontado e devidamente limpados. Todo o resíduo gerado foi descartado conforme instrução da dupla responsável pelo gerenciamento dos resíduos
Resultados e discussões
Façamos por parte a discussão dos resultados obtidos. O primeiro experimento visava a obtenção de gás hidrogênio através da reação de Zn com H2SO4 (expressa abaixo):
Zn (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + ZnSO4 (aq)[1]
Esta reação ocorre porque o Zn tem menor potencial de ionização e, portanto, é mais reativo. Com isso, o H da molécula de ácido sulfúrico é substituído pelo Zn e é então liberado em sua forma gasosa. Quando o zinco foi adicionado à solução de H2SO4 a 20%, pôde-se observar o desprendimento de bolhas gasosas na superfície do metal, o que indica que a reação ocorreu na superfície de contato do metal com a água. Após um breve período, começamos a usar o bico de Bunsen para esquentar e catalisar a reação. Ao final da coleta do gás, acendemos um fósforo e este ocasionou uma leve explosão acompanhada por um ruído causado pela grande quantidade de energia liberada de uma vez. 
Para o segundo experimento, nós utilizamos o mesmo sistema gerador de gases. No centro de uma pipeta de Pasteur continha uma pequena quantidade de CuO. O gás gerado no kitasato passava pelo CuO, porém nada visível parecia ocorrer. Foi então que adicionamos calor ao sistema, com auxílio do bico de Bunsen, e então a reação começou a ocorrer. A pipeta de Pasteur ficou muito tempo exposta à chama do bico de Bunsen e sofreu deformação, porém nada que atrapalhasse o sistema. Quanto ao sal presente na mesma, começou a ganhar uma coloração avermelhada, característica do cobre. A reação ocorrida foi:
CuO (s) + H2 (g) → Cu (s) + H2O (g)
Esta reação ocorre porque o hidrogênio é mais reativo do que o cobre, então este se liga ao oxigênio, formando água em estado gasoso por conta da temperatura. Após trocarmos de pipeta e borbulharmos H2 nas soluções de KMnO4, FeCl3 e K2Cr2O7 e nada ocorrer, adicionamos 5ml de ácido sulfúrico 0,1 mol/L e um grânulo de zinco em cada. A solução. A única solução que pareceu reagir foi a de FeCl3, mesmo sendo possível observar o H2 sendo liberado em todas as 3. Não conseguimos identificar a reação que ocorre (além da reação entre o ácido sulfúrico e o zinco) para ocorrer alteração de cor na solução, visto que o H2 tem maior potencial de ionização do que o Fe então a reação entre este e o FeCl3 não deveria ocorrer.
Para o experimento 3, adicionamos pequenos pedaços de cálcio, potássio e sódio em 3 béqueres contendo água. A reação intensa entre estes metais e a água se dá pela alta reatividade destes metais, que em contato com a água formam respectivas bases e liberam gás hidrogênio, gás altamente inflamável. O aumento de temperatura ocasionado pela liberação de energia na reação é suficiente para que o gás gerado entre em combustão. Quanto maior a reatividade do metal, mais intensa é a reação. Os metais reagem com a água da seguinte forma:
2 K (s) + 2 H2O (l) → 2 KOH (aq) + H2 (g) para o potássio;
Ca (s) + 2 H2O (l) → Ca(OH)2 (aq) + H2 (g) para o cálcio;
2 Na (s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) para o sódio.
Para averiguarmos seestas foram realmente as reações ocorridas, utilizamo-nos de fitas de medição de pH para identificação de possíveis compostos básicos. A solução contendo potássio teve pH por volta de 12, a solução contendo Ca foi apontado como tendo algo próximo de 7 e a do Na teve pH 2. Utilizamos também gotas de fenolftaleína, indicador ácido base que tem sua coloração alterada para rosa/arroxeado em meios básicos. A solução de potássio e de cálcio ficaram rosas, já a solução de Na permaneceu transparente. Não sabemos o que aconteceu, talvez uma possível contaminação de um ácido no béquer contendo o sódio tenha ocorrido sem que saibamos. De qualquer forma, o resultado obtido deveria ser que as 3 soluções tivessem mudado de cor com a fenolftaleína. Indicadores ácido base servem justamente para identificar se aqueles compostos são ácidos ou básicos. Para isso, utiliza-se um ácido ou base orgânica fracos que tem cor diferente quando está em sua forma normal e sua forma dissociada². 
No experimento 4, na reação entre o HCl e o Mg foi possível observar pequenas bolhas gasosas se formando e desprendendo da superfície metálica. Concluímos que este gás era o hidrogênio, conforme a reação:
2HCl (aq) + Mg (s) → Mg (Cl)2 (aq) + H2 (g)
A reação entre o alumínio em pó e o NaOH foi rápida, ocorreu formação de bolhas na superfície do líquido, indicando formação de gás. A reação foi a seguinte:
2 Al (s) + 2 NaOH (aq) → 2 NaAlO2 (aq) + H2 (g)
Ambas as reações ocorrem pelo fato de que os metais presentes nas reações são mais reativos do que o H2, sendo assim, estes o “substituem” na reação, liberando-o na forma gasosa.
Conclusão
Podemos concluir que a obtenção de hidrogênio pode ocorrer de diversas formas, conforme as propriedades do elemento. Por possuir seu potencial de redução zero, o hidrogênio é capaz de oxidar ou reduzir um elemento, sendo analisado essa propriedade nos experimentos 1 e 2, em que o zinco se oxida e o cobre reduz.
Presente em abundância, é possível a obtenção desse gás por inúmeras maneiras, de diversos compostos.
Como é um gás extremamente leve, deve-se ter cuidado ao realizar os experimentos, pois rapidamente o gás sobe para a atmosfera, necessitando de mais produção do gás, visto que algumas reações são bem difíceis de observar, podendo ocorrer alterações nos resultados caso não se perceba a falta de liberação de gás.
Referências
[1] LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª ed. São Paulo: Edgard Blücher, 2000.
[2] LABORATÓRIO DE QUÍMICA VIRTUAL - UNESP. Hidrogênio. Disponível em: <http://www2.fc.unesp.br/lvq/lvq_tabela/001_hidrogenio.html >. Acesso em: 27 ago. 2018.
[3] UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARANÁ. Hidrogênio. Disponível em: <http://www.quimica.ufpr.br/fsnunes/cq133/hidrogenio.pdf>. Acesso em: 29 ago. 2018.
[4] ESTÊVÃO, Tânia Esmeralda Rodrigues. O hidrogênio como combustível. Faculdade de engenharia da universidade do porto, Porto, jul. 2008. Disponível em: <https://repositorio-aberto.up.pt/bitstream/10216/58102/1/000129289.pdf>.Acesso em: 30 ago. 2018.
[5] SKOOG, WEST, HOLLER, CROUCH, Fundamentos de Química Analítica, Tradução da 8ª Edição norte-americana, Editora Thomson, São Paulo-SP, 2006.