Obtenção e Propriedades do Hidrogênio - IFRJ (inorgânica)

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Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia.
Disciplina: Inorgânica I
Professor Diego Lopes
Turma: MAM 231 	
			 Relatório Avaliativo G1/2014
Obtenção e Propriedades
do Hidrogênio
ALUNAS: Letícia Silva do Nascimento
 Maria Carolina Moreira de Lima
 Ruth Osório de Lima
Rio de Janeiro, Agosto/2014.
Sumário
Objetivo..............................................................3
Vidrarias, Reagentes e Equipamentos.................3
Metodologia........................................................4
Resultados e Discussão.......................................5
Conclusão...........................................................10
Referência Bibliográfica.....................................10
Anexo I - Propriedades Físicas...........................11
 Objetivo
O experimento tem como objetivo realizar a obtenção do hidrogênio e observar algumas de suas propriedades.
Vidrarias, reagentes e equipamentos
Vidrarias:
-Tubos de ensaio 
-Tubos de ensaio com saída lateral 
-Bécher 
-Cuba 
-Pipeta graduada
Reagentes
-Zinco metálico (Zn0) 
-Ácido clorídrico (HCl) 
-Ferro (Fe0) 
-Alumínio (Al0) 
-Cobre (Cu0) 
-Fenolftaleína 
-Sódio metálico (Na0) 
-Nitrato Férrico ( Fe(NO3)3 ) 
-Ácido sulfúrico (H2SO4) 
-Permanganato de Potássio (KMnO4) 
-Dicromato de potássio (K2Cr2O7)
Equipamentos: 
-Bico de Bunsen 
-Capela 
-Palito de fósforo
Metodologia
OBTENÇÃO DO GÁS HIDROGÊNIO
Reação entre metais e ácidos
Em um tubo de ensaio, colocou-se uma pequena porção de zinco metálico. Adicionou-se ao tubo 1,0mL de solução aquosa de 6,0mol/L de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico e observou-se. Repetiu-se o mesmo procedimento substituindo o zinco metálico por ferro, alumínio e cobre. O tubo foi aquecido quando necessário.
 Reação entre metais e água
Colocou-se água em um bécher até a metade da sua capacidade e, em seguida, adicionou-se entre 2 e 3 gotas de fenolftaleína. Na Capela, com o auxílio de um professor, adicionou-se um pequeno pedaço de sódio metálico ao bécher contendo agua. Observou-se, Repita o procedimento trocando sódio por zinco metálico.
PROPRIEDADES DO GÁS HIDROGÊNIO
Preparação e Recolhimento
Encheu-se com água cerca de 2/3 de uma bacia ou cuba e introduziu-se dois tubos de ensaio abaixo do volume de água, um com a saída para cima e outro para baixo. Verificou-se se não havia bolhas no interior do tubo. Em um tubo de ensaio com adaptação para látex, colocou-se um pequeno pedaço de zinco metálico. Adicionou-se cerca de 5,0mL de solução aquosa de ácido clorídrico ou ácido sulfúrico ao tubo, fechando o sistema imediatamente. Introduziu-se o tubo de látex na bacia e desprezou-se as primeiras bolhas de gás, direcionando o látex ao tubo com gargalo para baixo para reter o gás. Manteve-se os tubos nas posições anteriores e realizou-se, imediatamente, as experiências descritas no item 2.2. Reutilizou-se o gerador de gás no item 2.3.1
TESTES DE COMBURÊNCIA E COMBUSTILIDADE
Comburência
Introduziu-se um palito de fósforo (ou barbante) em brasa no interior de um dos tubos contendo hidrogênio e observou-se.
Combustibilidade
Aproximou-se a chama de um palito de fósforo do gargalo de um dos tubos contendo hidrogênio e observou-se.
REATIVIDADE DO HIDROGÊNIO MOLECULAR E HIDROGÊNIO NASCENTE
 Hidrogênio Molecular
Introduziu-se o tubo de látex do experimento 2.1 em um tubo de ensaio contendo solução aquosa de Permanganato de Potássio (KMnO4) e 3 gotas do ácido clorídrico. Observou-se. Repetiu-se o mesmo procedimento substituindo o Permanganato por Dicromato de Potássio (K2Cr2O7) e Nitrato férrico ( Fe(NO3)3 )
Hidrogênio Nascente
Colocou-se 2mL de KMnO7, Fe(NO3)3 e K2Cr2O7 em tubos de ensaios distintos. Adicionou-se uma pequena lasca de zinco metálico e 2mL de ácido clorídrico ou sulfúrico em todos os tubos e observou-se. Comparou-se os resultados com a experiência anterior.
Resultados e Discussão
Obtenção do gás hidrogênio
Reações entre metais e hidrogênio
Reação entre metais e ácidos
A reatividade é considerada a partir dos potenciais de redução e oxidação. O potencial de redução é a medida quantitativa da tendência de uma espécie em ser reduzida em solução, já potencial de oxidação é a media quantitativa da tendência de uma espécie em ser oxidada em solução. 
	A espontaneidade da reação é medida através da soma desses pontencias, assim se a soma for positiva a reação será favorável e então ocorrerá, se for negativa é desfavorável e não ocorrerá. Portanto, se uma reação ocorre diz-se que o agente redutor foi capaz de deslocar o agente oxidante.
E 0 = E zer redução + E 0 oxidação
E 0 > 0 , reação favorável
E 0 < 0 , reação desfavorável
Nesse caso, o agente redutor é o Zinco e o agente oxidante o Hidrogênio.
Zn(s) + 2 H+(aq) +2Cl-(aq) ==> Zn2+(aq) + 2Cl-(aq) + H2(g)
E0 redução = 2H+ (aq) = 2 e- ==> H2 (g) 0,00V
E0 oxidação = Zn(s) ==> Zn2+(aq) + 2e-
E0 oxirredução = 0,00+ 0,76 V
E0oxirredução = 0,76V
Como a soma é favorável, pois a soma dos potenciais é 0,76 V, afirma-se que o Zinco é mais reativo do que o Hidrogênio. Assim, a reação terá como produto o gás Hidrogênio, resultado do deslocamento causado pelo Zinco no Àcido Clorídrico.
No caso da reação do Ferro com o Àcido Clorídrico o agente redutor será o Ferro e o o agente oxidante o Hidrogênio. 
2Fe(s) + 6H+ (aq) + 6Cl-(aq) ==> 2Fe3+(aq) + 6 Cl-(aq) + 3H2(g)
E0 redução = 6H+(aq) + 6e- ==> 3H2(g) 0,00V
E0 oxidação = 2 Fe(s) ==> 2Fe2+(aq) + 4e- 0,44V
E0 oxirredução = 0,00+ 0,44 V
E0 oxirredução = 0,44V
A reação ocorrerá obtendo como resultado o Fe2+ , pois o potencial de oxirredução é 0,44V, assim, o Ferro será mais reativo do que o Hidrogênio. A reação ocorre lentamente havendo a formação do gás Hidrogênio, proveniente do deslocamento do Hidrogênio no Ácido Clorídrico.
	Após algum tempo haverá a formação do aquo-íon [Fe(H2O)3(OH)3], causado pela presença do Fe 2+ no meio aquoso.
[Fe(H2O)5(OH)]2+(aq) + H2O(l) <==> [Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H2O (l)
[Fe(H2O)4(OH)2]+(aq) + H2O(l) <==> [Fe(H2O)3(OH)3](s) + H2O(l)
	Não haverá formação de Fe 3+ pela reação de oxirredução, pois o potencial de oxidação do Fe 3+ é negativo, -0,77V , somado ao potencial de redução do Hidrogênio que é 0,00V , o potencial de oxirredução será negativo, sendo assim uma reação desfavorável que não acontecerá.
	No caso da reação do Alumínio metálico como Ácido Clorídrico, a agente redutor será o Alumínio e o agente oxidante o Hidrogênio.
2Al(s) + 6H+ + 6Cl- ==> 2Al3+ + 6 Cl- + 3H2
A reação é favorável, pois a soma dos potenciais de oxidação e redução é positiva, afirma-se então, que o Alumínio é mais reativo do que o Hidrogênio. Portanto, haverá a formação do gás Hidrogênio, ao Alumínio deslocar o Hidrogênio no Ácido Clorídrico.
E0 redução = 6 H+(aq) + 6 e- ==> 3H2(g) 0,00V
E0 oxidação = 2Al(s) ==> 2Al3+(aq) + 6e- 1,66V
E0 oxirredução = 0,00+ 1,66 V
E0 oxirredução = 1,66V
No caso da reação do Cobre metálico com o Ácido Clorídrico a reação não ocorrerá. Não ocorrerá, pois o potencial de oxidação do Cobre é negativo, -0,15 V, somado ao potencial de redução do Hidrogênio, que é 0,00V, tem como resultado um potencial de oxirredução negativo, indicando uma reação desfavorável, que, portanto, não ocorre.
Reações entre metais e água
O agente redutor, nesse caso, será o Sódio metálico que possui de potencial de oxidação 2,71 V, e o agente oxidante o Hidrogênio que possui potencial de redução igual a 0,00 V.
2Na(s)+ 2H2O(l) ==> 2NaOH(aq) + H2(g)
E0 redução = 2H2O(l)+ 2e- ==> 2OH-(aq) + H2(g) 0,00V
E0 oxidação = 2 Na(s) ==> 2Na+ + 2e- 2,71 V
E0 oxirredução = 0,00+ 2,71 V
E0 oxirredução = 2,71V
	A soma dos potenciais indica que a reação será bastante favorável. Pode-se dizer o Sódio metálico é muito reativo e irá deslocar o Hidrogênio, formando a base Hidróxido de Sódio.
	Reações favoráveis liberamenergia, ou seja, são exotérmica. Nesse caso, como o valor do potencial de oxirredução é alto, a reação liberará bastante energia e será processada rapidamente. Assim, o aspecto a reação será intensa formação de bolhas e calor liberado notavelmente. Pode-se explicar a reatividade dessa reação segundo Voguel: " Quanto mais positivo o potencial de óxido-redução de um sistema redox, mais energético como oxidante será sua forma oxidada" (pg 144, 1991). 
	 Como um dos produtos formados será uma base, a cor provocada pelo indicador de pH Fenolftaleína será rosa indicando pH básico. A viragem de pH da Fenolftaleína é abaixo de 8,2 coloração incolor, entre os pHs 8,2 e 10 rosa claro e acima de 10 rosa forte. 
Zn(s)+ 2H2O(l) ==> Zn(OH)2(aq) + H2(g)
E0 redução = 2H2O(l)+ 2 e- ==> 2OH-(aq) + H2(g) 0,00V
E0 oxidação = Zn(s) ==> Zn2 +(aq) + 2e- 0,76 V
E0 oxirredução = 0,00+ 0,76 V
E0 oxirredução = 0,76V
	Assim como o Sódio, o Zinco metálico reagirá com a água formando uma base, nesse caso Hidróxido de Zinco, e liberando gás Hidrogênio. Isso ocorre pois o potencial de oxidação do do Zinco é 0,76 V , enquanto do Hidrogênio será 0,00V, pois o Hidrogênio é usado como padrão. Pode-se dizer que o Zinco é mais reativo que o Hidrogênio, assim o desloca e há a formação da base. A soma dos potenciais será 0,76 V indicando que a reação é favorável, ou seja, ocorre. 
	A cor da solução deverá ser rosa, por causa da viragem da Fenoftaleína, indicando a formação de hidróxido, ou seja, pH básico.
Propriedades do gás Hidrogênio
2.1 Preparação e recolhimento
Como visto na experiência 1.1, o zinco, em contato com o ácido clorídrico, reduz e há formação de H2 e Zn2+. Esta reação só ocorre porque o potencial de redução do zinco possui valor positivo.
Zn(aq) + 2HCl(aq) ==> ZnCl2(aq) + H2(g)
Zn(s) + 2 H+(aq) ==> Zn2+(aq) + H2(g)
E0 oxirredução = 0,76V
2.2 Testes de Comburência e Combustibilidade
 Feito o procedimento, conclui-se que o hidrogênio é um ótimo combustível. Nada ocorre quando uma brasa entra em contato com o gás, mas ao aproximar a chama do gargalo do tubo, é possível ouvir um estalo. 
A combustão é uma reação de redução, onde o combustível (H2) perde elétrons para o comburente(O2). Durante a troca de elétrons, as moléculas de H2 e O2 se combinam, formando agua:
H2(g) +1/2O2(g) → H2O(g)
 Esta reação gera bastante energia, onde a fração energética perdida é liberada em forma de calor e luz. A água, que é formada a partir destes gases, tem o poder de absorver a energia excedente da reação, e logo se torna vapor. O vapor substitui o ar em torno da chama, cessando o suprimento de oxigênio ao meio.
 
2.3 Reatividades do Hidrogênio molecular e nascente 
2.3.1 Hidrogênio Molecular
Neste procedimento, o gás hidrogênio (H2) obtido na experiência 2.1 é acrescentado diretamente ao meio.
Ao tubo de ensaio contendo Fe(NO3)3, ao se adicionar H2 e H2SO4, nota-se a mudança de cor da solução, variando de laranja à verde pálido. A mudança de cor comprova a existência de íons Fe+2 no meio, ou seja, o Fe+3 que é o agente oxidante desta solução. 
R global: Fe(NO3)3(aq) + H2(aq) + 2H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + 6HNO3(aq)
2Fe3+(aq) + H2(aq) → 2Fe2+(aq) + 2H+(aq)
O potencial de redução do Fe3+ + e-→ Fe2+ é de 0,771 eV. Esta solução, ao decorrer do tempo, pode adquirir uma coloração azul escuro se houver novamente a presença de Fe3+. O íon Fe2+ só existe em meio aquoso como um aquo-íon.
2Fe22+(aq) + 6H2O(l) → [Fe(H2O)6]2+(aq)
Ao tubo contendo KMnO4, nota-se que, na mudança de cor, há a variação de NOx. A solução, que antes apresentava uma cor violeta, apresentou um tom rosado e marrom.
O sal KMnO4 é um forte agente oxidante, que age diretamente de acordo com o pH do meio. Quando em solução ligeiramente neutra ou alcalina, o manganês se reduz de 7+ à 4+, com voltagem global 1,679eV, indicando que ocorre, sendo o MnO2 um precipitado marrom segundo a equação:
KMnO4(aq)+ H2SO4(aq)+3H2(aq) →2MnO2(s) ↓+ K2SO4(aq) + 4H2O(l)
2MnO4-(aq) + 8H+ (aq)+ 3H2(aq) → 2MnO2(s)↓ + 4H2O(l)
Quando em solução ácida, os íons permanganato se reduzidos de 7+ para 2+, com voltagem global de 1,507eV, indicando que ocorre e obtendo-se uma solução rosa pálida:
2MnO4-(aq) + 5H2(aq) + 6H+(aq) → 2Mn2+(aq) + 8H2O(aq)
A probabilidade de formação de Mn(II) é menor que a de Mn(IV)
O K2Cr2O7 é um agente de oxidação potente, onde sua solução apresenta uma cor laranja. Em soluções fortemente ácidas, os íons dicromato são reduzidos a Cr3+:
K2Cr2O7(aq) +4H2SO4(aq)+ 3H2(aq) → Cr2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 7H2O(l)
Cr2O72-(aq) + 3H2(aq) + 8H+(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O(aq)
O número de oxidação do cormo varia de 6+ para 3+. A solução torna-se verde clara, devido a presença dos íons Cr3+ . A voltagem global de 1,232eV, indica que a reação ocorre. 
2.3.2 Hidrogênio Nascente
 Uma substância encontra-se no estado nascente quando está se formando no momento de reagir. Encontra-se, pois, sob forma de átomos isolados, e é mais reativa do que sob forma de moléculas. Ser formado no meio provoca alterações ao decorrer da reação, que resulta em hidrogênio nascente. Quando há uma reação de dupla troca no meio, o agente redutor (sal) acaba induzindo a formação de [H], o hidrogênio nascente. O hidrogênio nascente não possui carga, porém é altamente reativo. A reação entre o zinco e o ácido sulfúrico é feita diretamente no tubos contendo cada um, respectivamente, nitrato férrico, permanganato de potássio e dicromato de potássio.
Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnCl2(aq) + 2[H](aq)
A solução de nitrato férrico, que antes possuía uma coloração laranja, após sua reação com o hidrogênio nascente adquire uma cor verde-pálida:
R global: Fe(NO3)3(aq) + 4[H](aq) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + 6HNO3(aq)
Fe3+(aq) + [H](aq) → Fe2+(aq) + H+(aq)
A solução de permanganato de potássio, antes de cor violeta, se torna marrom, indicando a presença de manganês (IV):
KMnO4(aq)+ H2SO4(aq)+6[H](aq) →2MnO2(s) ↓+ K2SO4(aq) + 4H2O(l)
MnO4-(aq)+ 4[H] → MnO2(aq) + 2H2O(l)
Já, na solução de dicromato de potássio, que antes possuía uma cor amarela, se torna verde pela presença de íons Cr3+(aq)
K2Cr2O7(aq) +4H2SO4(aq)+ 6[H](aq) → Cr2(SO4)3(aq) + K2SO4(aq) + 7H2O(l)
Cr2O72-(aq) + 6[H](aq) + 8H+(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O(aq)
Nos três tubos observa-se a formação de gás, ou seja, uma parcela do H2 formado escapa para a atmosfera. Também observou-se que os três tubos aqueceram, ou seja, as reações foram exotérmicas. Uma reação exotérmica indica que ela é favorável energeticamente ao meio. 
Conclusão
O gás hidrogênio(H2) pode ser obtido satisfatoriamente através de soluções diluídas de ácidos reagindo com metais que seu potencial de redução seja maior que 0. o hidrogênio reage somente como agente oxidante, pois seu potencial de redução é sempre 0,00eV, assim, qualquer metal positivo será capaz de deslocá-lo. O H2 também é um ótimo combustível, já que é um bom redutor.
	Em suma, pôde-se observar a obtenção do Hidrogênio molecular e nascente, além de observar suas propriedades de combustibilidade, comburência e reatividade.
Referências Bibliográficas
Greenwood, N. N.; & Earnshaw, A. (1997)
RUSSEL, J. B. Química Geral. Tradução de Márcia Guekezian. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Vol. 2.
ATKINS, P; JONES. L. Princípios de Química –. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. Porto Alegre: Bookman, 2006.
CRC Handbook of Chemistry and Physics, 87th Edition (CRC Handbook of Chemistry & Physics) Hardcover – 2006.
VOGUEL, A. Química Analítica Quantitativa  5ª ed, Gimeno, A. (tradutor), Ed. Mestre Jou, São Paulo, 1981