Relatorio 1 Química Inorgânica Experimental Preparação e identificação de gases.

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Universidade Federal de Campina Grande – UFCG
Centro de Educação e Saúde – CES
Unidade Acadêmica de Biologia e Química – UABQ
Disciplina: Química Inorgânica Experimental
Docente: Dr. Paulo Sérgio
Discente: Jefferson Felipe dos Santos Cruz
“Aplicando a química na produção de gases”
Preparação e Identificação de Algumas Substâncias Gasosas.
Prática nº 1 
Cuité – PB, 2018.
Aplicando a química na produção de gases
Introdução
	Existem diferentes inúmeros procedimentos experimentais aplicados na produção de gases. Em laboratório, são utilizadas reações químicas que podem ser, com a ação de um ácido sobre metal, ação de um álcalil forte sobre metal e outras.
	A produção de gases em laboratório pode ainda nos possibilitar que esses gases sejam identificados através de características como obtenção de chamas ou borbulhamento do gás em solução.
	A análise desses gases tem importância significativa no campo da pesquisa e no controle de qualidade de componentes químicos em misturas. Para tanto, são aplicados procedimentos dos mais variados, com técnicas de simples à complexas e sofisticadas. 
	A análise das propriedades dos gases produzidos fornece ainda informações de como proceder mediante a necessidade de armazenamento do gás produzido, pois existem riscos nestas questões relacionadas a recipientes e meio de armazenagem.
	Nesta prática experimental, nos detemos ao estudo mais especificamente da produção de Hidrogênio, gás altamente inflamável, inodoro e incolor. O hidrogênio é o elemento mais abundante do universo com 92% seguido do hélio (7%); é o quarto elemento mais abundante na Terra e é encontrado em grandes quantidades no oceano e nos organismos vivos (na forma de carboidratos e proteínas), compostos orgânicos, combustíveis fósseis (carvão, petróleo e gás natural), amônia e ácidos. O hidrogênio forma mais compostos que qualquer outro elemento. Foi isolado pela primeira vez pelo químico inglês Henry Cavendish.
 	Em laboratório o Hidrogênio é produzido e obtido por reações de Óxirredução. A redução ocorre nos íons hidrogênio de ácidos fortes como o HCl por ação de metais com potencial padrão negativo como Zn.
Zn(s) + 2H+(aq) Zn2+(aq) + H2(g).
	A Química Inorgânica estabelece a regra de que reações entre ácidos e metais, irá à maioria dos casos, ocorrerem liberação de gás Hidrogênio. No entanto, essa regra só é válida quando se tem um metal mais reativo que o Hidrogênio. Segue a ordem:
(+) Li > Cs > Rb > K > Ba > Sr > Ca > Na > Mg > Be > Al > Zn > Cr > Fe > Cd > Co > Ni > Pb > H > Sb > Bi > Cu> Hg > Ag > Pd > Pt > Au (-).
Objetivos
Com a realização dos procedimentos, espera-se observar por meio de reações químicas entre metal e ácidos, metal e base e metal e sais, a obtenção de Gás Hidrogênio de maneira a averiguar características do mesmo experimentalmente.
Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Tubos de ensaio
	Ácido Clorídrico 1,0M
	Béqueres
	Ácido Clorídrico 6,0M
	Pipetas
	Ácido Sulfúrico [ ] não informada. 
	
	Sulfato de Cobre 1,0M
	
	Hidróxido de Sódio 6,0M
	
	Ferro (Bombril – lã de aço)
Procedimento Experimental
Inicialmente, transferiram-se os reagentes para béqueres, para facilitar o trabalho de manipulação. Em seguida, com utilização de pipetas, os reagentes foram transferidos um por vez para tubos de ensaios. A partir de então, adicionou-se a lã de aço em cada tubo de ensaio, e observou-se como se procedia a reação. Estávamos todos focados em denotar características e evidências de ocorrência de reação química, em cada reação.
A ordem seguida para realizar e observar as reações foi: 
Ácido Clorídrico 6M + Ferro (Bombril);
Ácido Sulfúrico (concentração não informada) + Ferro (Bombril);
Ácido Clorídrico 1M + Ferro (Bombril);
Hidróxido de Sódio 6M + Ferro (Bombril);
Sulfato de Cobre 1M + Ferro (Bombril).
Resultados e discussão
5.1- HCl + Ferro (Bombril)
Para as reações entre o Ácido Clorídrico 1M e 6M com o Ferro (Bombril), observou-se nas soluções, borbulhamento característicos da produção e liberação de gás. Esse borbulhamento é gerado pela redução dos íons hidrogênios do HCl, pela ação do Ferro que desloca o hidrogênio, por reação de simples troca. 
Partindo da equação: 
Fe(s) + HCl(aq) FeCl(aq) + H2(g)
Balanceando: 2Fe(s) + 6HCl(aq) 2FeCl3(aq) + 3H2(g)
É importante citar que as diferenças entre as soluções se dão apenas pelas concentrações dos reagentes, que atuam significativamente na cinética das reações. Na reação Contendo HCl 6M o borbulhamento em solução foi perceptível mais rapidamente e com maior intensidade em relação a reação contendo HCl 1M. Sendo importante citar que o estado de Oxidação mais comum do Ferro para esta reação é Fe3+.
5.2- Ácido Sulfúrico + Ferro (Bombril)
Para a reação entre H2SO4 e Ferro (Bombril), foi possível observar que a velocidade da reação foi alta, ocorrendo rapidamente. Notou-se a liberação de gás por presença de borbulhamento em solução e ainda uma mudança de cor, causada pela oxidação e corrosão do ferro, apresentando um tom escuro (preto). Novamente a produção do gás hidrogênio foi consequência da ação do metal sobre os íons H+ do Ácido Sulfúrico, causando redução.
Partindo da equação: 
Fe(s) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g)
Para reação H2SO4 + Fe(s), o metal Ferro apresenta NOX Fe+2.
5.3- Hidróxido de Sódio + Ferro (Bombril)
A reação entre NaOH(aq) + Fe(s), não ocorreu devido que o Ferro apresenta potencial reativo menor que o Sódio, portanto, não ocorre o deslocamento do Sódio para a entrada do Ferro. Contudo, pode-se obter uma espécie de revestimento do Ferro, pelo NaOH. 
Partindo da equação:	
Fe(s) + NaOH(aq) Fe(NaOH)
Balanceando: Fe(s) + 3NaOH(aq) Fe(NaOH)3(aq)
Portanto, para a reação em questão não há produção e liberação de gás. Tendo como fundamentação que a reação química não ocorre, devido a afinidade química dos reagentes, em relação a potenciais reativos. 
5.4- Sulfato de Cobre + Ferro (Bombril)
Na reação de CuSO4(aq) + Fe(s), ocorreu uma simples troca. O ferro, agente redutor, reduz o Cobre, e logo o Ferro oxida em solução.
Uma característica forte desta solução foi a mudança de cor, proveniente da redução do cobre que antes era azul, passando a ser vermelho, saindo da solução e “precipitando” em estado sólido. 
Partindo da equação: 
CuSO4(aq) + Fe(s) FeSO4 + Cu(s).
Em caso da utilização de Fe(III) : 3CuSO4 + 2Fe3+ Fe2(SO4)3 + 3Cu2+
Nesta reação também observou-se que não aconteceu liberação de gás. A reação entre metal e sal, ocorreu por oxirredução, havendo simples troca, e uma velocidade de reação rápida. Neste sentido foi possível observar a influencia dos potenciais de redução para algumas reações químicas. O NOX do Ferro nesta solução é comumente, Fe+2.
Conclusão
Com a realização dos experimentos, foi possível compreender o processo de obtenção de gases no laboratório a partir de reações químicas, entender como os potenciais reativos de cada elemento podem interferir nas reações químicas. Observou-se como se dá a ação do metal sobre ácidos fortes, reduzindo os íons H+ e formando novos compostos por deslocamento. Além de compreender reações em que se há produção e liberação do gás hidrogênio, foi possível observar reações onde não ocorrem produção de gás, mas que são interessantes por propiciar uma visão sobre os potenciais redutores de espécies em relação a outras, e ainda potencial reativo.
Nas reações entre Ferro e Ácidos (Clorídrico, Sulfúrico) houve liberação de gás hidrogênio, enquanto que na reação Ferro e NaOH ocorre apenas uma espécie de revestimento, mas não altera a natureza química das substancias, forma-se o Fe(NaOH)3 alterando apenas o estado físico do Ferro, que passa de sólido a líquido, na fundamentação de que o Fe é menos reativo que o Na, não ocorre um deslocamento ou troca. E ainda na reação de Ferro e Sulfato de Cobre que ocorreu apenas a simples troca dos metais, com a redução do Cobre que precipita, e a oxidação do Ferro que entra em solução.Bibliografia
Voguel, Análise Química Quantitativa, 5ª Ed., LTC – Livros Técnicos e Científicos. Editora S.A., R.J., 1992;
https://www.infoescola.com/quimica/liberacao-de-hidrogenio-por-reacoes-entre-metais-e-acidos/ acesso em 15/09/18 às 11:45h.
LEE, J.D - Química Inorgânica - 5ª Edição - Editora Edgard Blucher Ltda, 1999, São Paulo - Brasil. 
ATKINS, P. JONES, L.– 5ª Edição – Editora Bookman, 2012, Porto alegre – Brasil.
RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996.