Relatório HidrogÊnio e água

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA - UESB 
CURSO: BACHARELADO EM QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUIMICA INORGANICA EXPERIMENTAL I 
PROFESSOR (A): MARLUCIA BARRETO 
ALUNO: RAFAEL BRAGA VIEIRA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXPERIMENTO Nº 01: 
Hidrogênio e água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
JEQUIÉ- BA 
DEZEMBRO 2018 
RESULTADO E DISCUSSÃO 
 
3.9) Obtenção do hidrogênio 
 
 4.1.1) Foi adicionado em um tubo de ensaio 3,00 mL de solução de ácido 
clorídrico 1,0 mol/litro e 3 grânulos de zinco. Ao inserir os grânulos de zinco na 
solução de ácido clorídrico pode perceber o surgimento de bolhas na superfície 
da apara de zinco, caracterizando a liberação de um gás (hidrogênio). Esta 
reação ocorreu porque o zinco é muito mais reativo que o hidrogênio, e sendo 
mais reativo tem um poder redutor maior do que o hidrogênio podendo então 
desloca-lo do ácido clorídrico, produzindo o cloreto de zinco e hidrogênio gasoso. 
Essa reação ocorreu lentamente por conta da pequena superfície de contato do 
zinco em grânulo. 
 
A reação de zinco e solução de ácido clorídrico é expressa abaixo: 
 
Zn(s) + 2HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g) 
 
Essa reação é chamada de reação de deslocamento porque o íon em solução 
é deslocado pela oxidação de um elemento. O zinco metálico reage 
quimicamente com o ácido clorídrico, produzindo cloreto de zinco e liberando 
gás hidrogênio, devido a sua grande tendência de perder elétrons formando 
íons positivos Zn2+. Como o zinco é um metal mais reativo que o hidrogênio, 
ele doa elétrons para o cátion H+, que se reduz, formando gás hidrogênio (H2), 
sendo agente oxidante, enquanto o Zn é oxidado formando o íon Zn2+ (agente 
redutor) no composto cloreto de zinco (ZnCl2). 
 
A reação de oxirredução e os cálculos da força eletromotriz é expressa abaixo: 
Semi-reação de oxidação – Ânodo: Zn(s) + Zn+2(aq) + 2e- E0 = +0,76 V 
 
Semi-reação de redução –Cátodo: 2H+(aq) + 2e- H2(g) E0 = 0,0 V 
Equação global Zn(s) + 2H+(aq) Zn+2(aq) + H2(g) ΔE0 = +0,76 V 
 
E0célula = E0cátodo – E0ânodo 
E0célula = 0 – (+0,76 V) 
E0célula = – 0,76 V 
Após os cálculos, é provado que essa reação aconteceu de maneira 
espontânea, mostrando que é viável para obtenção de hidrogênio. 
 
 4.1.2) Em um tubo de ensaio colocou-se 3 aparas de alumínio e 7,0 mL 
de solução de hidróxido de sódio a 30%(m/v). Ao adicionar as aparas de 
alumínio na solução de hidróxido de sódio em solução aquosa, houve formação 
de bolhas sobre apara de alumínio, que caracteriza a liberação de um gás 
(hidrogênio) e logo em seguida a formação de uma névoa branca dentro do 
tubo, como também houve uma reação exotérmica, ou seja, liberando calor. 
Após alguns minutos a solução escureceu e foi produzido o aluminato de sódio 
(NaAlO2) e o hidrogênio molecular (H2). 
 
A equação de alumínio e solução de hidróxido de sódio é expressa abaixo: 
2NaOH(aq) + 2Al(s) + 6H2O(l) 2Na[Al(OH)4](aq) + 3H2(g) 
 Na[Al(OH)4](aq) NaAlO2(aq) + 2H2O(l) 
 (Aluminato de Sódio) 
 
 
 
Equação de oxirredução: 
Semi-reação de oxidação – Ânodo: 2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e- E0 = +1,66 V 
Semi-reação de Redução – Cátodo: 6H+(aq) + 6e- 3H2(g) E0 = +0,00 V 
 
Equação global 2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+(aq) + 3H2(g) ΔE0 = +1,66 V 
 
E0célula = E0cátodo – E0ânodo 
E0célula = 0 – (+1,66 V) 
E0célula = – 1,66 V 
 
Diante dos cálculos pode-se afirmar que que a reação é espontânea, pois ela 
libera energia alcançando também a energia potencial mínima, pode-se 
afirmar, portanto que ela é uma reação exotérmica. O hidróxido de sódio é uma 
base forte, ele remove a camada protetora que se forma na superfície alumínio, 
a água entra em contato com o alumínio formando aluminato de sódio com 
liberação de hidrogênio. O hidrogênio oxida o alumínio, e por sua vez é 
reduzido em hidrogênio gasoso. A reação é espontânea e extremamente 
exotérmica. 
 
 
3.10) Atividade do hidrogênio molecular. 
 
4.2.1) Acrescentou-se em um tubo de ensaio 10,00 mL de solução de ácido 
sulfúrico 4,0 mols/litro e 10 gotas de solução de permanganato de potássio 
0,01 mol/litro. Foi obtido uma coloração rósea característica do permanganato 
e nenhuma reação foi observada. 
 
Em outro tubo de ensaio colocou-se 10,00 mL de solução de ácido sulfúrico 4,0 
mols/litro, 10 gotas de solução de permanganato de potássio 0,01 mol/litro e 3 
grânulos de zinco. Ao adicionar as aparas de zinco na solução houve liberação 
de gás, formou gotículas de água na parede do tubo de ensaio e mudança na 
sua coloração, de violeta para incolor. 
 
A equação de ácido sulfúrico, permanganato de potássio e zinco é expressa 
abaixo: 
 
2KMnO4(aq) + H2SO4(aq) 2MnO4-(aq) + K2SO4(aq) + 2H+(aq) 
 
 
8H+(aq) + MnO4- (aq) + 6e- 2MnO2(aq) + 4H2O(l) Cátodo E0 = +1,51 V 
6H+(aq) + 6e- 3H2(g) Ânodo E0 = 0,00 V 
2H+(aq) + 2MnO4-(aq) + 3H2(g) 2MnO2(aq) + 4H2O(l) ΔE0 = +1,51 V 
 
O ácido sulfúrico ao reagir com o zinco e o hidrogênio atômico formado, 
produziu gás hidrogênio. 
 
 Zn(s) Zn2+ + 2e- (Ânodo) 
2H+(aq) + 2e- H2(g) (Cátodo) 
 Zn(s) + 2H+ Zn2+(aq) + H2(g) 
Reação do hidrogênio atômico: 
 
 2H+(aq) + 2e- 2H 
 2H H2(g) + 435,9 KJ 
 
Reação geral: 
H2SO4(aq) + Zn(s) ZnSO4(aq) + H2(g) 
 
 
Nessa reação foi gerado o hidrogênio atômico, simultaneamente parte desse 
hidrogênio logo que formado se combina e dá origem ao hidrogênio molecular 
gasoso. Isso pode ser explicado pelo fato de o hidrogênio molecular ser pouco 
reativo, diferente do hidrogênio atômico. 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 um próton. Em outros casos se produz por meio do ganho de 
um elétron para formar o anion hídrico H-, presente apenas em combinações 
com metais alcalinos e alcalinos-terrosos. 
Quando o zinco foi adicionado ao tubo, observou-se uma efervescência que 
tornou a solução incolor e esquentou o tubo, isso porque o zinco reduz o cátion 
manganês (Mn+7) no permanganato que tem cor violeta, para o cátion Mn+2, 
que é incolor, em soluções ácidas e funciona como catalisador reagindo com o 
íons H+, reduzindo-o fornecendo elétrons e liberando gás hidrogênio em forma 
molecular. 
 
3.11) Hidratos 
4.3.1) Ao aquecer o sulfato de cobre pentahidratado houve uma mudança na 
sua coloração, que era azul e passou a ficar branco, com gotículas de água 
condensada na parede do tubo de ensaio. 
 
A equação da reação de desidratação é expressa abaixo: 
[CuSO4(H2O)5]2+(s) + calor CuSO4(S) + 5H2O(g) 
(azul-hidratado) (branco-anidro) 
 
Os sais hidratados contem moléculas de água que estão ligadas ao que seja a 
parte metálica ou cristalizadas com o complexo metálico. Os cristais azuis do 
sulfato de cobre tornam-se brancos após o aquecimento. Logo após o 
esfriamento foi adicionado água ao tubo. Quando adicionamoságua, observou-
se a volta da cor azul. 
 
CuSO4(s) + 5 H2O(l) [CuSO4(H2O)5]2+(s) 
(azul-hidratado) (branco-anidro) 
 
Esta coloração é característica dos íons de cobre de carga 2+ na presença de 
água. A água contida nos cristais de sulfato de cobre é conhecida como água 
de hidratação. Após ter colocado água no tubo de ensaio, novamente ele foi 
levado a chama de forma a evaporar a água. Em seguida esse tubo resfriado 
tendo como consequência a formação de cristais. Quando os cristais se 
formam, muitas vezes são incorporadas moléculas de água que estavam ao 
redor do soluto na estrutura cristalina. Ao se aquecer o cristal, pode-se remover 
a água de hidratação formando o composto anidro (sem água). 
 
4.3.2) O cloreto de cobalto hexahidratado apresenta uma coloração violeta, ao 
aquece-lo observou-se que sua coloração mudou para azul. 
A reação de cloreto de cobalto hexahidratado + calor é expressa abaixo: 
[Co(H2O)6]2+ + calor CoCl22+(s) + 6H2O(g) 
(violeta-hidratado) (azul-anidro) 
 
Depois da adição de água a solução voltou a ficar violeta. 
A reação de cloreto de cobalto hexahidratado + água é expressa na reação 
abaixo: 
CoCl2(s) + 6H2O(l) [Co(H2O)6]2+ 
(azul-anidro) (violeta-hidratado) 
 
 
Após ter adicionado água no tubo de ensaio, mergulhou a ponta de um palito 
na solução e escreveu sobre um papel filtro. Levou-se ao bico de Bunsen e 
aqueceu o papel filtro. Em seguida observou-se que houve mudança na sua 
cor, que de violeta passou para azul. Posteriormente colocou o papel filtro que 
continha o sal desidratado em frente ao ar condicionado e pode-se observar 
que sua cor ficou violeta. O princípio de Le Chatelier diz que quando é causado 
algum tipo de perturbação num sistema em equilíbrio, este se deslocará no 
sentido que tende a anular essa perturbação, procurando retornar ao estado de 
equilíbrio. 
O aquecimento faz com que o meio libere H2O(g) para estabelecer o equilíbrio 
químico perturbado pela diminuição da concentração. O sistema favoreceu a 
decomposição de cloreto de cobalto hexahidratado em cloreto de cobalto 
anidro fazendo com que o equilíbrio se desloque em sentido aos produtos. Ao 
adicionar água ao sal anidro, este se tornou violeta devido a contração do 
sistema. Após a adição de H2O o equilíbrio se desloca e, sentido aos 
reagentes, favorecendo o aumento de concentração [Co(H2O)6]2+ que possui 
coloração violeta. 
Eflorescência é uma propriedade característica dos sais hidratados e consiste 
na liberação de moléculas de água por exposição dos sais ao ar. Os sais 
perdem toda ou uma parte da sua água de cristalização, tornando-se 
pulverulentos (pó seco). O sulfato de cobre pentahidratado e o cloreto de 
cobalto (II) são sais eflorescentes, pois observou-se cristais na parede interna 
do tubo de ensaio quando os deixou expostos após a realização do 
experimento. 
 
3.12) Anexo 
1. Cite outras maneiras de obter hidrogênio. 
A partir de combustíveis fósseis: Os métodos para a produção de hidrogênio a 
partir de combustíveis fósseis são o seguinte: Craqueamento térmico de gás 
natural, oxidação parcial de hidrocarbonetos pesados, gaseificação do carvão e 
reforma catalítica do gás natural. 
Biofotólise: A biofotólise da água é um processo biológico que converte energia 
solar em energia química armazenada, útil para a célula. A biofotólise acontece 
quando um sistema biológico sofre a ação da luz, resultando na decomposição 
de um substrato (quase sempre água) e na produção de hidrogênio. 
Hidrogênio a partir do gás natural: o hidrogênio é obtido quebrando as 
moléculas de hidrocarboneto que compõem o combustível. Grande parte da 
produção de hidrogênio hoje é feita a partir da reforma catalítica do gás natural 
(cerca de 90%). 
2. O que é um sal hidratado? 
Sal hidratado é um sal em que os íons do composto incorporam moléculas de 
água em seus retículos cristalinos, o que faz essas moléculas passarem a 
integrar o cristal salino. A fórmula química de um sal hidratado segue um 
padrão, no qual temos a presença de um cátion qualquer (X+), um ânion 
qualquer (Y-) e uma certa quantidade (n) em mol de água. 
 
 
3.13) REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
1. LEE, J.D. Química inorgânica não tão concisa. 5º Ed. Inglesa: Henrique E. Toma, 
Koiti Araki, Reginaldo C. Rocha – São Paulo: Blucher, 1999. 
 
2. Dias, S. C.; BRASILINO, M. G. A. Aulas Práticas de Química Inorgânica. 
FPB. Departamento de Química. PB. 
3. DIAS, Diogo Lopes. "O que é sal hidratado?"; Brasil Escola. Disponível em 
<https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-sal-hidratado.htm>. 
Acesso em 09 de dezembro de 2018.