1º Experimento Hidrogenio

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QUÍMICA
	
CURSO: QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA – PRÁTICAS DE LABORATÓRIO.
PROF: ROBSON MARQUES
ALEXSANDRO ALMEIDA DA SILVA
MATRÍCULA: 5106985
1ª EXPERIÊNCIA
HIDROGÊNIO
Duque de Caxias – RJ
2016
DATA DO EXPERIMENTO: 02/09/2016.
HIDROGÊNIO
RelatórRelatório da disciplina Química Inorgânica I - Práticas e Seminários de Química apresentado à Universidade do Grande Rio – “Prof. José de Souza Herdy” como parte dos requisitos necessários para aprovação na disciplina.
Duque de Caxias – RJ
2016
Sumário
INTRODUÇÃO..................................................................................................4
Objetivo ...................................................................................................6
Materiais.................................................................................................. 6
Reagentes................................................................................................. 6
DESENVOLVIMENTO....................................................................................7
Procedimento Experimental....................................................................7
Resultados................................................................................................8
PERGUNTAS DA PRÁTICA..........................................................................9
CONSIDERAÇÕES FINAIS...........................................................................11
BIBLIOGRAFIA.............................................................................................11
INTRODUÇÃO
O Hidrogênio é o elemento que apresenta a mais simples estrutura atômica. É o elemento mais abundante no universo e o décimo quinto mais abundante na Terra. É um gás incolor, inodoro e insípido. Possui propriedades químicas muito variadas, apesar de seu único elétron e, sob certas circunstâncias, pode se ligar a mais do que um átomo simultaneamente. 
Além disso, varia em caráter desde uma base forte de Lewis (como o íon de hidreto, H -, o próton). Há três isótopos de Hidrogênio: o próprio Hidrogênio (1H), o Deutério (D, 2H) e o Trício (T, 3H) que é radioativo. 
O átomo de H possui uma alta energia de ionização (1310 kJ mol-1) e uma afinidade eletrônica baixa, mas positiva (77 kJ mol-1). A eletronegatividade de Pauling do hidrogênio é 2,2. 
	A forma estável do Hidrogênio elementar sob condições normais é o di-hidrogênio, H2, mais informalmente ‘hidrogênio’. A molécula H2 tem uma entalpia de ligação alta (436 kJ mol-1) e um comprimento de ligação curto (0,74Å). Como possui poucos elétrons, as forças entre as moléculas de H2 vizinhas são fracas, e a 1atm o gás condensa em um liquido somente quando resfriado a 20 K. 
	A produção de hidrogênio é frequentemente integrada com processos químicos que requerem H2 como matéria prima. O principal uso do hidrogênio é na combinação direta com N2 para produzir NH3, a fonte primaria dos compostos contendo nitrogênio, plásticos e fertilizantes.
	O hidrogênio atômico possui apenas um próton no seu núcleo e um único elétron; porém o hidrogênio ordinário é formado de moléculas diatômicas não polares que contem dois átomos unidos entre si por uma ligação covalente. O hidrogênio atômico não se encontra livre na natureza, mas sim combinado em grande número de compostos. É um elemento de grande instabilidade e, consequentemente, muito reativo, que tende a ajustar seu estado eletrônico de diversas formas. Quando perde um elétron, constitui um cátion H+, que é na realidade um próton. Em outros casos se produz por meio de ganho de um elétron para formar o ânion hídrico H-, presente apenas em combinações com metais alcalinos e alcalinos-terrosos.
	O hidrogênio molecular é relativamente inerte à temperatura ordinária. A altas temperaturas, a ligação entre os átomos é rompida e o hidrogênio torna-se ativo. A energia interna dos átomos de hidrogênio é muito maior que a de uma molécula deste elemento; devido a isto o hidrogênio atômico é muito mais ativo que o molecular.
	Na prática, o hidrogênio atômico é empregado, geralmente, nas reações de redução (hidrogênio nascente). O hidrogênio molecular só toma parte em reações que ocorrem a temperaturas elevadas. O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande quantidade de calor: 	
2 H2 (g) + O2(g) → 2 H2O (g) + 136,8 kcal
	Devido à liberação de grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio, sua chama apresenta alta temperatura (aproximadamente 1000ºC). Porém, a temperatura pode ser aumentada ainda mais (2500-3000ºC) por introdução de um excesso de oxigênio na chama de hidrogênio. 
	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. 
	
Objetivo 
Esse experimento tem como objetivo a obtenção do gás de hidrogênio (H2) a partir de ácidos sobre os metais e a reatividade dos metais a partir do desprendimento do gás de hidrogênio (H2).
Materiais 
Espátula
Estante
Fosforo 
Pera
Pipeta
Tubo de ensaio
Reagentes
Ácido clorídrico (1mol/L)
Ácido clorídrico diluído
Ácido clorídrico concentrado
Ácido sulfúrico diluído
Ácido sulfúrico concentrado
Alumínio em pó
Cobre metálico
Ferro metálico
Fita de magnésio
Grânulos de zinco 
Hidróxido de sódio (6mol/L)
Sulfato de cobre (1mol/L)
Zinco metálico
DESENVOLVIMENTO
Procedimento Experimental 
Em um tubo de ensaio foi colocado pequenos grânulos de zinco, 2ml de sulfato de cobre e foi acrescentado 5ml de ácido clorídrico diluído. Depois de colocar os reagentes no tubo de ensaio, ele foi agitado para que os reagentes fossem misturados, logo após aproximou-se um palito de fosforo acesso na boca do tubo e observou.
Em um tubo de ensaio foi colocado pequenos grânulos de zinco e acrescentou-se 5ml de Ácido clorídrico diluído, foi agitado e observado.
Foi colocado aproximadamente 0,5g de alumínio em pó e 5ml de hidróxido de sódio, em um tubo de ensaio, logo depois foi agitado e reconhecido o gás que foi desprendido.
Uma pequena quantidade de fita de magnésio metálico foi colocada em um tubo de ensaio e sobre este foi adicionado cerca de 1ml de ácido sulfúrico diluído, onde foi agitado e observado. Logo após, foi colocado aproximadamente mais 5ml de ácido clorídrico diluído e novamente foi agitado e observado.
Em um tubo de ensaio foi colocado pequenos pedaço de fita de magnésio e acrescentou-se 5ml de Ácido clorídrico, foi agitado e observado. 
Foi colocado em tubo de ensaio uma pequena porção de zinco metálico e 5 ml de ácido sulfúrico, depois agitado e observado.
Em dois tubos de ensaio foi colocado uma pequena porção de cobre metálico, no primeiro tubo foi colocado cerca de 5ml de ácido clorídrico concentrado e no segundo tubo foi colocado cerca de 5ml de ácido sulfúrico diluído. Depois foi agitado e observado.
Em dois de ensaio foi colocado uma pequena porção de fita de magnésio metálico, no primeiro tubo foi colocado cerca de 5ml de ácido clorídrico diluído e ao outro tubo foi adicionado cerca de 5ml de ácido clorídrico concentrado, logo após foi agitado e observado.
Resultados
Após ser colocado o fosforo acesso com o fogo próximo a boca do tubo de ensaio houve a liberação do gás hidrogênio, era para acontecer uma pequena explosão, porém não ocorreu, gerando um precipitado. 
Depois de colocar os grânulos de zinco com o ácido clorídrico diluído no tubo de ensaio observou-se que o ácido foi dissolvendo lentamente os grânulos até que acabasse a reação por completo sem gerar nenhum precipitado.
Após agitar o frasco foi observada que houveuma reação exotérmica a liberação do gás hidrogênio, com isso oxidou o alumínio até obter a coloração preta. 
Observou-se a reação e constatou que houve a dissolução totalmente a fita de magnésio sem deixar nenhum precipitado.
Logo após agitar o tubo de ensaio observou-se que a reação entrou em processo de ebulição dissolvendo por completo o metal, com isso não foi gerado nenhum precipitado.
Depois de colocar no tubo de ensaio uma porção de zinco metálico com 5ml de ácido sulfúrico observou-se que não houve dissolução, sendo assim foi gerado precipitação.
O experimento número 7 foi realizado em duas etapas. Na primeira etapa foi adicionado em um tubo de ensaio o cobre com o ácido clorídrico e notou-se que a reação ficou com a coloração amarelada, além de, gerar um precipitado. E na segunda etapa foi adicionado o cobre com o ácido sulfúrico e notou-se que a reação ficou com a coloração transparente e foi gerado um precipitado.
O experimento número 8 foi realizado em duas etapas. Na primeira etapa foi realizado a junção da fita de magnésio com o ácido clorídrico diluído, onde esta reação entrou em processo de ebulição liberando gás hidrogênio, dessa maneira ocorreu a dissolução por completo sem ser gerado nenhum precipitado. E na segunda etapa, foi adicionado em tudo de ensaio a fita de magnésio com o ácido clorídrico concentrado onde instantaneamente entrou em ebulição sem gerar nenhum precipitado.
PERGUNTAS PRÁTICAS
Para cada procedimento no tubo de ensaio, expressar cada reação.
Tubo 1:
Zn° + CuSO4 Cu° + ZnSO4
ZnSO4 + 2HCl ZnCl2 + H2(g)↑ + SO4
Tubo 2:
Zn° + 2HCl ZnCl2 + H2(g)↑
Tubo 3:
2Al° + 2NaOH 2NaAlO + H2(g)↑
Tubo 4:
Mg° + 2H2SO4 (diluído) Mg(SO4)2 + 2H2(g)↑
Mg° + 2HCl (concentrado) MgCl2 + H2(g)↑
Tubo 5:
Mg° + 2HCl MgCl2 + H2(g)↑
Tubo 6:
Zn° + H2SO4 ZnSO4 + H2(g)↑
Tubo 7:
Cu° + 2HCl CuCl2 + H2(g)↑
Cu° + H2SO4(diluído) CuSO4 + H2(g)↑
Tubo 8:
Mg° + 2HCl (diluído) MgCl2 + H2(g)↑
Mg° + 2HCl MgCl2 + H2(g)↑
Na primeira reação, qual o papel do sulfato de cobre? 
Seguindo a fila de reatividade, o zinco está à direita do Hidrogênio, enquanto o cobre está à esquerda. Então se pode dizer que, o zinco é mais reativo que o cobre. portanto numa reação, como a anterior, o zinco substitui o cobre, no sulfato de cobre, se tornando então sulfato de zinco.
Na primeira reação poderíamos substituir o zinco por outro metal? Por quê? 
Sim, pois o cobre é um metal nobre. Tendo menor reatividade que alguns metais, podendo assim, ser trocado facilmente por todos os metais que estão localizados antes do hidrogênio na tabela de reatividade. Ou seja, para ser espontâneo é necessário que o metal esteja à frente do cobre na fila de reatividade.
Na reação nº3 enumerar quatro ou cinco metais que poderiam substituir o alumínio nesta reação?
Magnésio, estanho, zinco e potássio.
Nas reações acima realizada quais poderíamos dizer que não ocorreriam? 
As reações do experimento número 7 e 8, uma vez, que o cobre é um metal nobre e com isso não reage de maneira espontânea ao ser colocada em contato com soluções acidas.
Se colocássemos os seguintes metais K, Ca, Na e Mg. Coloque em ordem crescente de reatividade com a água? Por quê? 
Mg, Ca, Na, K. Essa ordem se deve a fila de reatividade, e os elementos citados estão à esquerda do hidrogênio, portanto bastante reativos.
CONSIDERAÇÕES FINAIS
Por consequência do que foi mostrado nos experimentos é notado que seu objetivo foi alcançado com êxito, pois em muitos dos experimentos realizados há a obtenção do gás hidrogênio a partir dos ácidos sobre os metais e a oxidação com o desprendimento do gás hidrogênio.
BIBLIOGRAFIA
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª Ed. Inglesa: TOMA H. E.; ARAKI, K.; ROCHA R.C. São Paulo: Blucher, 1999. Acessado em: 10/09/2016.
MAHAN, B. M. Química: Um curso universitário. 4. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 2003. Acessado em: 04/09/2016. Acessado em: 10/09/2016.
PEIXOTO, M. A. E. Hidrogênio e Hélio. QNEsc, nº 1. Maio, 95. Disponível em: <http://www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc01/elemento.pdf>. Acessado em: 10/09/2016.
Reatividade de metais com ácidos. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com-acidos.htm>. Acessado em: 10/09/2016.
Reações de simples troca ou deslocamento. Disponível em: < http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-inorganica/reacoes-simples-troca-ou-deslocamento.htm>. Acessado em: 10/09/2016.