PRODUÇÃO DE HIDROGÊNIO MOLECULAR

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SEGIPE
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
CAMPUS PROFESSOR ALBERTO CARVALHO
PRODUÇÃO DE HIDROGÊNIO MOLECULAR
Alunos (as): Arnóbio Neres Chagas, Beatriz Mota Teixeira e Deidyane Wityla Felix da Silva Ferreira.
Disciplina: Química Inorgânica II
Período: 2018.2
Prof. Dra. Ivy calandreli Nobre
Itabaiana, Sergipe
01 de Novembro de 2018
INTRODUÇÃO
O hidrogênio é o gás mais leve conhecido, não tem cor, não possui cheiro e é muito pouco solúvel em água, chegando a ser quase insolúvel. Possui uma energia de ligação de 435,9 kJ mol-1 e em condições normais, não é muito reativo pois para romper a ligação H-H é necessária uma alta energia de ativação que pode ser diminuída por meio da catálise heterogênea, aonde o catalisador reagirá incialmente com o H2 de forma que a ligação H-H seja rompida ou enfraquecida.[1]
O hidrogênio é constituído por um núcleo contendo um próton com carga positiva e um elétron com carga negativa circundante. É o elemento mais abundante do universo, porém, na Terra é o décimo elemento de maior abundância, isto se dá, porque o campo gravitacional da Terra é relativamente muito pequeno para que possa mantê-lo, uma vez que é um elemento tão leve.[2] 
Pode ser queimado ao ar ou numa atmosfera de oxigênio resultando na formação de água, uma reação que libera uma grande quantidade de energia.
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l)					(1)
Pode ainda reagir de forma direta com a maioria dos metais em condições apropriadas, e reage também com halogêneos. No entanto, a reação com flúor é perigosa, mesmo a baixas temperaturas, e a produção do HCl ocorre por meio da combinação direta dos elementos.[1]
H2 + F2 → 2HF						(2)
H2 + Cl2 → 2HCl					(3)
É utilizado na produção industrial de amônia pelo processo Haber; em larga escala em reações de hidrogenação nas quais o hidrogênio se adiciona a duplas ligações de compostos orgânicos; para reduzir nitrobenzeno à anilina e na redução catalítica do benzeno.[1]
Existe três isótopos de hidrogênio: Prótio (), Deutério (D, ) e Trítio (T, ) que é radiativo e sofre decaimento com emissão β. O hidrogênio encontrado na natureza é composto por 99,98 % do prótio, 0,014 % do deutério e 7x10-16 % de trítio.[3] 
Os átomo de hidrogênio podem alcançar de três formas distintas a sua estabilidade, sendo pela formação de uma ligação covalente com outro átomo, perdendo um elétron para formar H+ (próton) ou adquirindo um elétron formando H- (hidreto).[3] 
Compostos binários do hidrogênio com outros elementos são designados hidretos, cada tipo de hidreto formado depende de sua eletronegatividade e consequentemente do tipo de ligação formada. Sendo conveniente a separação dos hidretos em três classes, sendo elas: hidretos iônicos ou salinos, hidretos covalentes ou moleculares e hidretos metálicos ou intersticiais.[1]
O hidrogênio pode ser preparado por diversos métodos, dentre estes, se encontra a produção passando-se vapor de água sobre coque aquecido ao rubro; por meio do processo de formação a vapor; pela reação de hidretos salinos; por eletrólise da água ou de solução de NaOH que é a forma de se obter o hidrogênio com maior grau de pureza (99,9%), ou pelo método comum em laboratório que se dá por meio da reação de ácidos diluídos com metais ou de um álcali com alumínio.[1]
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2					(4)
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na [Al(OH)4] + 3H2			(5)
Sendo assim, a reação de ácido clorídrico (HCl) com magnésio(Mg) que resulta na formação de cloreto de magnésio (MgCl) e de gás hidrogênio (H2) como produto principal desta reação é uma reação de oxirredução, devido a transferência de elétrons, aonde o hidrogênio agirá como agente oxidante e o magnésio como agente redutor da reação.[4]
OBJETIVO
Obter hidrogênio a partir da reação entre um metal com excesso de uma solução ácida forte.
MATERIAIS E REAGENTES
Proveta de 100 mL
Béquer de 50 mL e 1000 mL
Vidro relógio
Suporte universal
Garra
Pisseta
Régua
Conta gotas
Balança analítica
Gaze
Parafilm®
Termômetro
AMOSTRAS
0,0447 g de fita de magnésio
10 mL de ácido clorídrico concentrado (HCl) 
H2O destilada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Inicialmente foi medido uma massa de 44,7 mg de fita de magnésio. Em seguida, colocou-se a amostra no fundo de um béquer de 1000 mL e um pedaço de gaze de forma que a fita de magnésio fosse coberta. Depois, foi colocado um funil por cima da gaze e encheu-se o béquer com água até que o funil fosse totalmente coberto com a água impedindo assim a entrada de ar. Logo após, uma proveta de 100 mL foi preenchida cuidadosamente com água, vedou-se a superfície da proveta com um pedaço de parafilm tendo sempre cuidado para que as bolhas de ar não entrem no sistema. Verteu-se a proveta e a fixou no suporte universal na parte superior ao béquer de 1000 mL. Após isto, foi adicionado lentamente no fundo do béquer com o auxílio de um conta gotas 10 mL de ácido clorídrico concentrado, esperou-se até que todo o metal reagisse e agitou-se cuidadosamente para deslocar eventuais bolhas de hidrogênio retidas no funil, anotou-se o volume (V) do gás coletado na proveta e a altura da coluna de água.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Ao adicionar ácido clorídrico na fita de magnésio, observou-se a formação de bolhas, isto é devido a reação de ácido clorídrico (HCl) com magnésio(Mg) que resulta na formação de cloreto de magnésio (MgCl) e de gás hidrogênio (H2) como produto principal desta reação. Essa é uma reação de oxirredução, devido a transferência de elétrons, aonde o hidrogênio agirá como agente oxidante e o magnésio como agente redutor da reação.
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)				(6)
Na determinação do valor da pressão do hidrogênio nas condições experimentais (PH2), utilizou-se a altura da coluna de água (Hh2O), a pressão de vapor da água (Pvapor da H2O ) e a pressão atmosfera (Patm). Os valores são descritos na Tabela 1:
Tabela1- Dados da massa do Mg, volume do gás coletado (H2), altura da coluna de água (hH2O), pressão do hidrogênio nas condições experimentais (PºH2), pressão atmosfera (Patm), pressão de vapor da água (Pvapor da H2O), temperatura na CNTP (TºH2) e temperatura (TH2).
	Massa do Mg
	VH2
	hH2O
	TH2
	PºH2
	TºH2
	Patm
	Pvapor da H2O
	0,0047 mg
	33,03 mL
	7,72 mmHg
	300 k
	760 mmHg
	273 K
	760 mmHg
	26,7 mmHg
Todas as pressões que estavam agindo no sistema encontravam-se em equilíbrio com a pressão atmosfera assim que a coluna de água foi estacionada. Logo:
Patm = PH2 + Pvapor da H2O + hH2O				(7)
PH2 = Patm - Pvapor da H2O - hH2O
PH2=760mmHg – 26,7 mmHg – 7,72 mmHg
PH2= 725,58 mmHg
Em seguida, calculou-se o valor do gás hidrogênio formado nas condições normais de temperatura e pressão (VºH2) e da massa do gás produzido, aonde teve-se que conduzir os valores experimentais (reais) paras as condições ideais (CNTP). Com o valor de PH2 estabelecido, dos dados contidos na Tabela 1 e da Equação 8, determinou-se o valor de VºH2:
					(8)
 = 
V°H2 x 26,7 mmHg x 300 K = 273 K x 881,1 mmHg mL
V°H2 = 
 = 30,03 mL
Por conseguinte, tendo o valor do volume de gás produzido nas condições normais de temperatura e pressão, obteve-se a massa real do gás produzido
mH2 = 30,03 mL x x x 
mH2 = 2,68x10-3 g H2
Em seguida, calculou-se a massa esperada respeitando a estequiometria da reação abaixo, com a massa de 0,0447 g de Mg e sua massa molar de 24,305 gmol-1 
Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)				(9)
mH2 = 0,0447 gMg x x x 
mH2 = 3,68x10-3 g H2
Contudo, para saber a quantidade de gás hidrogênio formado, determinou-se o rendimento por meio da Equação 10, pois o rendimento da reação é uma porcentagem do valor teoricamente esperado.
		(10)
Rendimento da reação = 
Rendimento da reação = 67,93%
Como pode ser observado, obteve-se um rendimento de 67,93% provavelmente devido ao erros experimentais que ocasionaram a perda de produtos durante a reação. 
CONCLUSÃO
Foi possível a obtenção de hidrogênio gasoso a partir da reação entre um metal (Mg) com excesso de umasolução ácida forte (HCl), aonde pode-se observar a formação do gás devido a liberação de bolhas ao adicionar ácido clorídrico na fita de magnésio. A reação apresentou um rendimento de 67,93 % ocasionado provavelmente por erros experimentais que possibilitaram a perda de produtos durante a reação. 
REFERÊNCIAS 
[1] LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: E. Blucher, 1999. xiii, 527p.
[2] SHRIVER, D. F; ATKINS, P. W. Química inorgânica. 3. ed. Porto Alegre, RS: Bookman, 2003. 816 p. 
[3] LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: E. Blucher, 1996. xi, 452p.