Prática 1 - Hidrogênio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO CARLOS 
CENTRO DE CIÊNCIAS E DE TECNOLOGIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA EXPERIMENTAL DOS ELEMENTOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Prática 1: Hidrogênio 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Leticia Ambok - 759236 
Natasha Leandra Chiaranda da Rosa - 759118 
 
 
 
 
 
 
São Carlos 
Agosto/2019 
 
SUMÁRIO 
 
1. INTRODUÇÃO……………………………………………………………………... 2 
2. OBJETIVOS………………………………………………………………………… 3 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL…………………………………………….. 4 
3.1. Materiais e Reagentes…………………………………………………….. 4 
3.2. Métodos…………………………………………………………………….. 6 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES…………………………………………………. 
9 
5. CONCLUSÃO……………………………………………………………………....14 
6. REFERÊNCIAS …………………………………………………………………... 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. INTRODUÇÃO 
 
O hidrogênio é um dos elementos mais importantes e é o mais abundante do 
universo, embora a quantidade de H​2 na atmosfera terrestre seja muito pequena em 
razão do campo gravitacional da Terra ser pequeno para reter um elemento leve. 
Elemento de estrutura atômica mais simples do que qualquer outro, o 
hidrogênio é constituído por um núcleo com um próton de carga +1 e apenas um 
elétron, possuindo propriedades físicas e química únicas que podem variar entre 
uma base forte e um ácido forte de Lewis, forma mais compostos 
O hidrogênio forma moléculas diatômicas H​2​, sua forma mais estável, que 
consiste em um gás incolor, inodoro e quase insolúvel em água. Contudo, o 
hidrogênio molecular não é muito reativo em condições normais, devido à alta 
energia da ligação covalente (435,9 KJ mol -1​), que demanda elevada energia de 
ativação para as reações. Por ser muito pequeno e não polar, as moléculas de H​2 só 
interagem por forças de London muito fracas, por isso seu estado gasoso em 
condições normais de temperatura e pressão. 
Preparado por diversos métodos que dependem da quantidade e pureza 
intencionada, as formas mais comuns de se obter o hidrogênio no laboratório é 
através da reação de ácidos ou bases diluídas com metais e pela reação de hidretos 
salinos com água. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2. OBJETIVOS 
 
● Realizar reações, as quais possuem como finalidade a produção e 
desprendimento do hidrogênio (H ​2(g)​). 
● Observar experimentalmente as propriedades do hidrogênio, sua obtenção, 
combustão e propriedades redutoras. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
3.1. Materiais e reagentes 
 
Parte 1 - Preparação de hidrogênio gasoso pela reação entre um metal e um 
ácido. 
 
● 1 Erlenmeyer de 50 mL; 
● 1 rolha de borracha perfurada; 
● 1 mangueira de borracha; 
● 1 pipeta de vidro; 
● 1 pipeta graduada de 5 mL; 
● 2 garras; 
● Aproximadamente 1,00 g de 
zinco; 
● 5 mL de ácido sulfúrico 20%. 
 
 
Tabela 1. ​Reagentes utilizados na parte 1 e suas propriedades físicas. 
 Massa Molar ​Ponto de ebulição Ponto de fusão Densidade 
Zn 65,38 g/mol 907ºC 419,5ºC 7,14 g/cm³ 
H​2​SO​4 98,08 g/mol 337ºC 10ºC 1,84 g/cm³ 
 
Parte 2 - Verificação da pureza do gás. 
 
● Sistema gerador de gases da parte 1; 
● Bico de Bunsen; 
● 1 palito de madeira. 
 
Parte 3 - Combustão do H​2​. 
 
● Erlenmeyer gerador de H​2​; 
● 1 mangueira; 
● 1 pipeta de vidro; 
● 1 espátula; 
● 1 béquer; 
● 1 palito de madeira; 
● Bico de Bunsen. 
 
Parte 4 - Propriedades do H​2​. 
 
a) 
● Erlenmeyer gerador de H​2​; 
● 1 mangueira; 
● 1 pipeta de vidro; 
● 1 tubo de ensaio; 
● Bico de Bunsen 
● 1 garra; 
● Óxido de cobre 
 
 
4 
b) 
● Erlenmeyer gerador de H​2​; 
● 1 mangueira; 
● 1 pipeta de vidro; 
● 3 tubos de ensaio; 
● Permanganato de potássio; 
● Dicromato de potássio; 
● Cloreto de ferro (III); 
● Grânulos de zinco; 
● Ácido sulfúrico 0,1 M. 
 
Tabela 2. ​Reagentes utilizados na parte 4 e suas propriedades físicas. 
 Massa Molar ​Ponto de ebulição Ponto de fusão Densidade 
CuO 79,54 g/mol 2000ºC 1326ºC 6,31 g/cm³ 
KMnO ​4 158,04 g/mol decompõe 240ºC 2,70 g/cm³ 
K​2​Cr​2​O ​7 294,18 g/mol 500ºC 398ºC 2,68 g/cm³ 
FeCl​3 162,2 g/mol 315ºC 306ºC 2,90 g/cm³ 
 
 
Parte 5 - Obtenção de H​2​ a partir de metais muito reativos com água. 
 
● 3 béqueres de 250 mL; 
● Água; 
● Cálcio metálico; 
● Sódio metálico; 
● Potássio metálico; 
● Espátulas; 
● Fenolftaleína. 
 
 
 
Tabela 3. ​Reagentes utilizados na parte 5 e suas propriedades físicas. 
 Massa Molar ​Ponto de ebulição Ponto de fusão Densidade 
Ca 40,08 g/mol 1490ºC 840ºC 1,53 g/cm³ 
Na 22,99 g/mol 883ºC 98ºC 0,97 g/cm³ 
K 39,10 g/mol 774ºC 64ºC 0,86 g/cm³ 
C​20​H​14​O​4 162,20 g/mol 557,8ºC 262,5ºC 1,28 g/cm³ 
 
Parte 6 - Obtenção de H2 a partir de reações de metais com ácidos. 
 
● 1 tubo de ensaio; 
● 1 pipeta graduada de 5 mL; 
● Magnésio sólido; 
● Ácido clorídrico diluído. 
 
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Tabela 4. ​Reagentes utilizados na parte 6 e suas propriedades físicas. 
 Massa Molar ​Ponto de ebulição Ponto de fusão Densidade 
Mg 24,31 g/mol 1100ºC 650ºC 1,74 g/cm³ 
HCl 36,46 g/mol -85ºC -114,8ºC 1,18 g/cm³ 
 
 
Parte 7 - Obtenção de H2 a partir de hidróxidos 
 
● 1 tubo de ensaio; 
● 1 pipeta graduada de 5 mL; 
● Alumínio em pó; 
● Solução aquosa 20% de hidróxido de sódio. 
 
Tabela 5. ​Reagentes utilizados na parte 7 e suas propriedades físicas. 
 Massa Molar ​Ponto de ebulição Ponto de fusão Densidade 
Al 26,98 g/mol 2467ºC 660ºC 2,70 g/cm³ 
NaOH 39,99 g/mol 1388ºC 318ºC 2,13 g/cm³ 
 
 
3.2. Métodos 
 
Parte 1 - Preparação de hidrogênio gasoso pela reação entre um metal e um 
ácido. 
 
Adicionou-se em um Erlenmeyer alguns fragmentos de zinco (Zn), de modo 
que contivesse aproximadamente 1,00 g. Em seguida, adicionou-se 5 mL de ácido 
sulfúrico (H​2​SO​4​) 20% por meio de uma pipeta graduada (de 5 mL). O Erlenmeyer 
com a reação foi fechado com uma rolha perfurada, fixado com ajuda de uma garra, 
conectado a uma mangueira acoplada a um tubo de ensaio invertido também fixado 
por uma garra, de modo que o gás liberado pela reação entre o zinco e o ácido 
fosse armazenado dentro do tubo, resultando em um sistema de geração de gases 
(Figura 1). 
 
 
 
 
 
 
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Figura 1. Sistema gerador de gás hidrogênio. 
 
Parte 2 - Verificação da pureza do gás. 
 
Após a montagem do sistema, aguardou-se a ocorrência da reação por 
alguns minutos e acendeu-se um palito de madeira utilizando o bico de Bunsen. A 
chama foi posta em contato com o gás desprendido no tubo de ensaio a fim de 
verificar uma pequena explosão. O processo foi repetido até as explosões 
cessarem. 
 
Parte 3 - Combustão do H​2​. 
 
Colocou-se sobre a ponta da pipeta conectada à mangueira do Erlenmeyer 
gerador do gás, um béquer de cabeça para baixo. Concomitantemente, acendeu-se 
um palito de madeira, levando a chama até a saída gás. Observou-se. O produto da 
reação foi coletado no béquer. 
 
Parte 4 - Propriedades do H​2​. 
 
a) Inicialmente, colocou-se uma pequena quantidade de óxido de cobre (CuO) 
em tubo de ensaio com o auxílio de uma espátula. Inseriu-se no tubo, a 
pipeta conectada à mangueira do Erlenmeyer gerador de H ​2 de modo que o 
gás estivesse em contato diretocom o óxido de cobre. Em seguida, 
aqueceu-se o tubo de ensaio com a chama do bico de Bunsen por uns 
minutos. Deixou-se o sólido esfriar sob corrente de gás. 
 
b) No 1° tubo de ensaio, adicionou-se 3 mL de dicromato de potássio (K​2​Cr​2​O​7​) 
0,01 N, no 2° tubo 3 mL de permanganato de potássio (KMnO​4​) 0,01 N e no 
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3° tubo 3 mL de cloreto de ferro (FeCl​3​) 0,01 N com auxílio de diferentes 
pipetas graduadas. (Figura 2) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 2. O dicromato de potássio, o permanganato de potássio 
e o cloreto de ferro, respectivamente. 
 
Posteriormente, inseriu-se a ponta da pipeta conectada à mangueira do 
gerador de gases em cada tubo durante 1 minuto, a fim de borbulhar H ​2 nas 
soluções. Após o borbulhamento, adicionou-se um grânulo de zinco e 5 mL de ácido 
sulfúrico 0,1M em cada tubo de ensaio. 
 
Parte 5 - Obtenção de H​2​ a partir de metais muito reativos com água. 
 
Em 3 béqueres, colocou-se em torno de 150 mL de água destilada. Em 
seguida, adicionou-se, com auxílio de espátulas, potássio metálico (K) no 1º, sódio 
metálico (Na) ao 2º e ao 3°, cálcio metálico (Ca). Após a observação de cada 
reação, adicionou-se 5 gotas do indicador ácido-base fenolftaleína em cada solução. 
 
Parte 6 - Obtenção de H​2​ a partir de reações de metais com ácidos. 
 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se um pequeno pedaço de magnésio sólido 
(Mg). Em seguida, adicionou-se 2 mL de ácido clorídrico (HCl) diluído com auxílio de 
uma pipeta graduada de 5 mL. Observou-se. 
 
Parte 7 - Obtenção de H​2​ a partir de hidróxidos. 
 
Em um tubo de ensaio, adicionou-se 10 mg de alumínio em pó (Al). Em 
seguida, adicionou-se 10 mL de uma solução aquosa 20% de hidróxido de sódio 
(NaOH) com auxílio de uma pipeta graduada de 5 mL. Observou-se. 
8 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
Parte 1 - Preparação de hidrogênio gasoso pela reação entre um metal e um 
ácido. 
Ao adicionar ácido sulfúrico ao Erlenmeyer contendo zinco, observa-se 
efervescência causada pela grande liberação de bolhas (Figura 3) formadas pelo 
hidrogênio gasoso, H​2​. Isso ocorre porque o zinco, sendo um metal mais reativo que 
o hidrogênio, é capaz de deslocá-lo, formando um sal, observado pela formação de 
um precipitado branco, o sulfato de zinco (ZnSO4), conforme descrito na reação 1. 
 
Zn​ (s)​ + H​2​SO​4 (aq) ​→ ZnSO​4 (s)​ + H​2 (g). ​ (1) 
 
Assim, o zinco age como agente redutor e é oxidado, enquanto o hidrogênio, 
como agente oxidante, é reduzido. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 3. Reação entre o zinco e o ácido sulfúrico. 
 
Nota-se que o hidrogênio é um gás incolor, inodoro e muito inflamável. 
 
Outros metais poderiam ser utilizados no lugar do zinco, como por exemplo, 
alumínio, níquel, cromo, lítio, entre outros metais, desde que sejam mais reativos 
que o hidrogênio. 
Além do ácido sulfúrico, poderiam ser utilizados outros ácidos fortes, tal como 
o ácido clorídrico e o ácido fosfórico. 
 
Parte 2 - Verificação da pureza do gás 
 
Ao aproximar a chama do tubo de ensaio, observou-se uma pequena 
explosão, perceptível através de um ruído, e a formação de gotículas de água nas 
paredes do tubo. Tal explosão comprovou a eficiência da reação entre o zinco e o 
9 
ácido sulfúrico na preparação de H​2​. As gotículas de água se devem à combustão 
do oxigênio, ativada pelo calor. 
A equação da reação que ocorre a explosão é descrita conforme a reação 2. 
 
2 H​2 (g)​ + O​2 (g)​ → 2 H​2​O ​(l)​ (2) 
 
Parte 3 - Combustão do H​2​. 
 
Ao aproximar a chama do gás, notou-se a formação de algumas gotículas de 
água nas paredes do béquer, o que fez sentido uma vez que o produto da reação de 
combustão do H2 é água, consoante a reação de combustão (Reação 3). 
 
2 H​2 (g)​ + O​2 (g)​ → 2 H​2​O ​(l) ​ (3) 
 
Parte 4 - Propriedades do H​2​. 
 
a) Durante a reação entre o óxido de cobre e H ​2 foi possível observar uma 
pequena mudança na coloração do sólido. O óxido de cobre, que possui cor 
preta, passou a ter uma cor alaranjada. 
Esse fato indicou que a reação produziu cobre metálico, ou seja, o H2 
age como agente redutor do óxido de cobre, conforme a reação 4. 
 
CuO ​(s)​ + H​2 (g)​ → Cu​ (s)​ + H​2​O ​(l) ​ (4) 
 
Outros óxidos podem ser reduzidos pelo H​2​, como por exemplo, o 
óxido de ferro (Fe​2​O​3​), como mostra a equação 5. 
 
3 Fe​2​O​3 (s) ​+ H​2 (g) ​ → 2 Fe​3​O​4 (s) ​+ H​2​O​ (l) ​ (5) 
 
b) No borbulhamento de H​2 direto do Erlenmeyer gerador em cada tubo de 
ensaio, nenhuma mudança foi perceptível. O mesmo ocorre ao colocar um 
grânulo de zinco em contato com cada uma das substâncias. Entretanto, ao 
adicionar o ácido clorídrico (HCl), foi possível perceber o desprendimento de 
gás, indicando a ocorrência de reação e preparação de H ​2​. 
No tubo contendo cloreto de ferro, essa reação ocorreu de forma mais 
rápida, havendo mudança de coloração de amarelo para transparente (Figura 
4). 
 
 
 
 
 
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Figura 4. Produtos das reações ocorridas na parte 4. 
 
Em contrapartida, no tubo contendo dicromato de potássio, a reação ocorreu 
de forma lenta e no tubo com permanganato de potássio mais lenta ainda e não 
houveram mudanças nas colorações das soluções. Esse fato indica que o 
hidrogênio não foi capaz de reduzir os compostos.As reações observadas foram: 
 
K ​2​CrO​7 (aq) ​+ 3H​2 (g) ​ → 2 KOH​ (aq) ​+ Cr​2​O​3 ​+ 2H​2​O​ (l) ​ (6) 
 
FeCl​3 (aq) ​+ H​2 (g) ​ → 2FeCl​2​ + 2HCl ​ (aq) ​ (7) 
 
KMnO​4 (aq) ​+ 3/2H​2 (g) ​ → MnO​2 (l) ​+ KOH​ (aq) ​+ H ​2​O​ (l) ​ (8) 
 
 
 
 
 
Parte 5 - Obtenção de H​2​ a partir de metais muito reativos com água 
 
Ao adicionar-se os metais em água foram feitas as seguintes constatações: 
- O potássio apresentou maior reatividade, resultando numa pequena 
explosão de coloração rosa acompanhada de fumaça branca; 
- Na adição do Na, foi possível perceber o desprendimento de gás pela 
agitação do metal boiando na superfície da água. A reação ocorreu de 
forma mais lenta que o potássio. 
- Já o cálcio, apresentando a menor reatividade entre os três, 
percebe-se que no primeiro momento não houve nenhuma alteração. 
O desprendimento do gás inicia após alguns minutos. 
11 
 
Ao adicionar-se a fenolftaleína (indicador ácido-base), aos 3 béqueres, todos 
adquiriram uma coloração roxa ou carmim (Figura 5), indicando que o pH estava 
acima de 10, ou seja, o meio estava alcalino. 
 
 
 
 
Figura 5. Soluções dos metais utilizados na parte 5 ao 
adicionar indicador ácido-base, sendo Ca, Na e K, 
respectivamente. 
Todas as reações tiveram como produto 
uma base e resultaram no 
desprendimento de hidrogênio, 
representadas pelas equações 9, 10 e 
11. 
 
K ​(s)​ + 2 H​2​O ​(l)​ → K(OH)​ 2 (aq)​ + H​2 (g) ​ (9) 
 
2 Na ​(s)​ + 2 H​2​O​ (l)​ → 2 Na(OH)​ (aq)​ + H​2 (g) ​(10) 
 
Ca ​(s)​ + 2 H​2​O​ (l)​ → Ca(OH)​2​ ​(aq)​ + H ​2​ ​(g)​ (11) 
 
Parte 6 - Obtenção de H​2​ a partir de reações de metais com ácidos. 
 
Ao adicionar ácido clorídrico ao tubo contendo magnésio, observou-se, após 
certo tempo, a formação de bolhas indicando o desprendimento do gás H​2​, em uma 
reação lenta, como descreve a equação 12. 
 
Mg ​(s)​ + 2 HCl ​(aq)​ → MgCl ​2 (s)​ + H​2 (g) ​ (12) 
 
Neste caso, o houve a oxidação do magnésio, portanto o H ​2 age como 
agente oxidante. 
 
Parte 7 - Obtenção e H​2​ a partir de hidróxidos. 
 
Com a adição de hidróxido de sódio no tubo de ensaio contendo alumínio, 
observou-se a ocorrência de uma reação exotérmica, com liberação de calor. A 
reação ocorreu de forma relativamente rápida e não foi necessário aquecer para 
que houvesse produção de hidrogênio. 
12 
Ao final da reação, percebe-se a formação de um precipitado de cor preta 
(Figura 6), indicando a formação do aluminato de sódio, conforme representa a 
equação x. 
 
Figura 6. Precipitado formado na reação de alumínio com hidróxido de sódio​. 
2 Al ​(s)​ + 6 NaOH ​(aq)​ → 2 Na​3​AlO​2 (s)​ + 3 H​2 (g) ​ (13) 
 
Outros metais poderiam ser substituídos pelo alumínio, como por exemplo, o 
zinco, o chumbo e o estanho. 
 
 
Observação: Todos os compostos produzidos nesta prática foram 
descartados corretamente com orientação do técnico e da professora. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5. CONCLUSÃO 
 
Há diversas maneiras de se obter hidrogênio molecular experimentalmente. 
Através desta prática, conclui-se que todos os métodos realizados para a obtenção 
do hidrogênio molecular são eficientes. 
As reações de ácidos com metais têm como produto o H ​2 desde que o metal 
utilizado seja mais reativos que o hidrogênio. 
Além disso, pode-se afirmar que o hidrogênio atua, em grande parte dos 
métodos, como agente redutor, conforme demonstrou a parte 4 da prática, em que 
houve a redução do cobre e a oxidação do hidrogênio. Exceto na parte 6 em que o 
gás hidrogênio atuou como agente oxidante do magnésio. 
Contudo, é necessário ressaltar que o hidrogênio é um gás altamente 
inflamável, como verificado na parte 1 do experimento. Logo medidas de proteção 
devem ser tomadas para se evitar acidentes durante a preparação desse gás. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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6. REFERÊNCIAS 
 
● ATIKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna 
e o meio ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012. p. 615-628. 
● BROWN, T. L.; LEMAY JR., H. E.; BURSTEN, J. R. Química, a ciência 
central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. p. 809-812. 
● Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. 
Editora Edgard Blücher Ltda. pp. 24, 217, 360-370. 1999. 
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