Relatório da Aula Prática 01 A química do Hidrogênio Final

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Relatório da Aula Prática 01 
A Química do Hidrogênio 
 
 
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I 
Semestre: 2017.2 
Curso: Licenciatura em Química 
Docente: Cleide Maria da Silva Leite 
Discente: Antônio Luthierre Gama Cavalcante 
 
 
 
Redenção–CE 
2017 
Resumo 
No excerto, exibe-se que o hidrogênio é o elemento mais abundante do universo, 
sendo que o mesmo seja o quinto mais abundante do planeta Terra. Destaca-se, pela 
sua variabilidade de características, sendo que para definir a sua posição na tabela 
periódica existe um impasse pois, o hidrogênio possui características de metal alcalino 
e halogênio. Deste modo, expõe-se que a partir deste impasse define-se que o 
hidrogênio deve ser considerado um elemento a parte. Posto isto, exibe-se que este 
trabalho objetiva fundamentalmente a produção de gás hidrogênio pela ação de 
ácidos e álcalis sobre metais diversos, que ocorreu através de reações de ácidos e 
bases de Lewis na presença de metais de transição diversos. A obtenção de gás 
hidrogênio foi possível em algumas reações, sendo que a diversidade de ácidos, 
bases e metais foi fundamental para a experimentação química. Portanto, evidencia-
se que a metodologia proposta foi executada linearmente, possibilitando assim o 
alcance dos objetivos propostos. 
 
1. Introdução 
A priori, deve-se expor o hidrogênio é um elemento fundamental para os estudos 
acerca da química inorgânica. Este elemento químico, caracteriza-se por inúmeros 
aspectos que identifica a sua composição. Posto isto, exibe-se alguns fatores 
históricos que contribuíram para a construção científica da química, com um foco no 
Hidrogênio. No ano de 1766 o químico e físico inglês Henry Cavendish, foi o pioneiro 
em estudos acerca da composição e propriedades físicas do hidrogênio. Assim sendo, 
todos os estudos de Cavendish, partiram dos experimentos que Robert Boyle realizou 
na produção de um gás inflamável, até então desconhecido, através de reações com 
metais. No entanto, químico que realmente definiu a nomenclatura deste elemento 
químico foi o francês Antoine Lavoisier que partiu dos estudos de Cavendish. 
Doravante, salienta-se que o hidrogênio detém uma estrutura atômica simples, sendo 
constituído por um núcleo que contém um próton e um elétron que circundam. Em 
contrapartida, ressalta-se que o hidrogênio possui propriedades químicas variadas 
desde um ácido forte de Lewis à uma base forte de Lewis apesar de parecer um 
elemento químico simples. Expõe-se, ainda que em condições normais de pressão e 
temperatura, o hidrogênio é um gás não tóxico, inflamável incolor e inodoro. Salienta-
se que as propriedades químicas do hidrogênio não podem ser linearizadas gerando 
uma relação com nenhum dos elementos e nem tampouco com os grupos 
representativos da tabela periódica, embora sua distribuição eletrônica seja 
semelhante ao grupo dos metais alcalinos, possuindo um elétron no nível mais 
externo, porém também se assemelhe com os halogênios que necessitam de um 
elétron para alcançar a estabilidade. Deste modo a opção mais viável para esse 
impasse é considerar o hidrogênio como um elemento a parte. Os átomos de 
hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras diferentes: Formando uma 
ligação covalente, perdendo um elétron, adquirindo um elétron. (LEE, J. D., 1999). 
Por conseguinte, faz-se necessário exibir que o hidrogênio é o elemento mais 
abundante do universo, porém é o quinto elemento mais abundante da Terra. 
Entretanto este elemento encontra-se em pouca quantidade na atmosfera terrestre, 
pode-se encontrá-lo apenas em gases vulcânicos, nas águas do oceano, na água, 
organismos vivos, compostos orgânicos, combustíveis fósseis, amônia e ácidos. A 
partir dessas exemplificações, expõe-se a importância dos compostos que encontra-
se áreas essenciais para a preservação da vida (excetos os gases vulcânicos). 
Nesta perspectiva, observa-se que o hidrogênio pode ser obtido em larga escala, ou 
seja, industrialmente, utilizando uma diversidade de metodologias de obtenção de gás 
hidrogênio sendo estes exemplos nítidos de processos: Processo Bosch, reforma 
catalítica de hidrocarbonetos, eletrólise da água, eletrólise de solução aquosa de NaCl 
e os métodos comuns em laboratório: ácidos diluídos + metais, álcalis + metais que 
formam hidróxidos anfóteros, metais mais reativos + água e hidretos salinos + água. 
Deste modo exemplifica-se que escolhe-se o melhor método de produção do 
hidrogênio dependo da quantidade que se quer produzir e quanto ao grau de pureza 
necessário. Posto isto, exibe-se que além das técnicas industriais de produção de gás 
hidrogênio, existem ainda os processos laboratoriais que produzem este gás em 
menor quantidade, em caráter prático-teórico-educacional. Com isso exibe-se o 
processo comum de preparação do gás hidrogênio em laboratório que é a reação de 
ácidos fortes diluídos com metais ou de um álcali com alumínio que são elementos de 
fácil acesso e baixo custo. Deste modo, por intermédio de ácidos, o hidrogênio é 
produzido pela redução dos íons hidrogênio de um ácido forte de Lewis por metal que 
tenha potencial-padrão negativo. 
Porquanto, este conjunto de informações tem por objetivo fundamental a produção de 
gás hidrogênio pela ação de ácidos e álcalis sobre metais diversos. Além disso, 
objetivou-se ainda a observação da cinética de reação de diferentes ácidos com um 
mesmo metal reativo. 
 
2. Parte Experimental 
2.1 Materiais e Reagentes 
2.1.1 Materiais 
12 Tubos de ensaio; 
1 Estante para tubos de ensaio; 
1 lamparina; 
4 Pipetas de pasteur; 
4 Espátulas 
2.1.2 Reagentes 
Ácido Clorídrico (HCl) 3 mol/L 
Ácido Sulfúrico (H2SO4) 3 mol/L 
Ácido Fosfórico (H3PO4)3 mol/L 
Ácido Acético (CH3COOH) 3 mol/L 
Ácido Nitrico (HNO3) 3 mol/L 
Solução de NaOH 20% 
Magnésio sólido (Mg) 
Alumínio sólido (Al) 
Cobre sólido (Cu) 
 Ferro sólido (Fe) 
 
2.2 Procedimento experimental 
A priori, foi realizado uma breve explanação da prática pela professora Cleide Leite, 
ao qual foi possível perceber com maior clareza alguns tópicos. No seguinte verificou-
se as vidrarias que estavam sobre a bancada e se os reagentes estavam à disposição 
para execução dos procedimentos. Por conseguinte, iniciou-se a prática com a 
execução do primeiro procedimento. 
A princípio, adicionou-se cerca de 3 mL de HCl 3 mol/L, ao tubo 1 de ensaio, logo em 
seguida colocou-se uma pequena parcela de Mg metálico com o auxílio de uma 
espátula. No seguinte, logo após a adição do metal fechou-se o tubo com o dedo 
polegar e deixou-se que a reação acontecesse por 2 minutos. Após o término do 
tempo, aproximou-se um palito de fósforo em chama, e deixou que o gás escapasse 
um pouco. Em seguida, anotou-se dados para discussões futuras. 
No seguinte, este procedimento foi realizado novamente mais 3 vezes (tubo 2, tubo 3, 
tubo 4), repetindo-se sempre o Mg metálico, o volume de ácido adicionado e o tempo 
de reação, apenas alterando os ácidos utilizados, sendo que no segundo 
procedimento foi usado ácido sulfúrico (H2SO4) 3 mol/L, no terceiro procedimento 
usou-se ácido fosfórico (H3PO4) 3 mol/L e no quarto procedimento foi utilizado ácido 
nítrico (HNO3) 3 mol/L. Salientando-se ainda que em todos os experimentos utilizou-
se a mesma metodologia alterando-se somente os ácidos utilizados em cada 
procedimento, mantendo o Mg metálico como sólido adicionado aos tubos e além 
disso manteve-se o tempo de reação para cada processo. Em todos os procedimentos 
foram anotados dados e realizadas observações para futuras discussões. 
A posteriori, executou-se a segunda etapa da prática laboratorial. De início, adicionou-
se o volume de cerca de 3 mL de ácido clorídrico (HCl) 3mol/L em 4 tubos de ensaio 
(tubo 5, tubo 6, tubo 7, tubo 8), sendo que em cada tubo foi adicionado 3 mL de ácido 
clorídrico (HCl) 3 mol/L. Em seguida, no tubo 1 foi adicionado uma pequena parcela 
de Magnésiometálico com o auxílio de uma espátula. No tubo 2 adicionou-se uma 
pequena parcela de Ferro metálico. No tubo 3 adicionou-se uma uma pequena parcela 
de alumínio. No tubo 4 foi adicionado Cobre metálico. Salienta-se que todas as 
adições dos tubos foram realizadas simultaneamente. Logo após, foi possível realizar 
inúmeras observações e a partir destas realizou-se anotações, para futuras 
discussões de dados. 
Doravante, realizou-se a terceira etapa da prática laboratorial. Inicialmente, adicionou-
se ao tubo 9 de ensaio cerca de 3 mL de HNO3 3 mol/L, em seguida com o auxílio de 
uma espátula adicionou-se uma pequena parcela de Cobre metálico. Após isto, 
observou-se o tubo por cerca de 10 minutos. Anotou-se as observações feitas para 
futuras discussões. 
Dando seguimento a prática laboratorial, iniciou-se a quarta etapa. Adicionou-se a um 
tubo de ensaio um volume de 3mL de uma solução de NaOH 20%, em seguida 
adicionou-se uma pequena parcela de Alumínio metálico ao tubo. Posteriormente, 
aqueceu-se o tubo suavemente por alguns segundo. Após 60 segundos, aproximou-
se da saída do tubo, que estava sobre aquecimento constante, um palito de fósforo 
em chama. No seguinte, foram feitas algumas observações acerca do procedimento 
e anotou-se todas as observações executadas, para futuras observações. 
 
3. Resultados e Discussão 
3.1 Etapa 1 - Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo 
metal 
A princípio no experimento 1 foi possível identificar que no tubo de ensaio 1 (reação 
entre Magnésio e HCl), o magnésio metálico reagiu com o ácido clorídrico realizando 
a doação de seus elétrons para o cloro formando assim cloreto de Mg e gás 
hidrogênio. Durante a ocorrência da reação, fechou-se o tubo de ensaio com o dedo 
polegar por cerca de 2 minutos observando o notório aquecimento do tubo 
evidenciando assim uma reação com caráter exotérmico. Para constatar a liberação 
do gás hidrogênio aproximou-se palito de fósforo em chama do tubo identificando uma 
pequena “explosão” que caracteriza a presença de H2. Assim sendo, exibe-se a 
reação que ocorreu entre o Magnésio metálico e o Ácido clorídrico. 
Reação ocorrida: Mg(s) + 2HCl (l) --> MgCl2(s) + H2(g) 
 
Dando seguimento, no tubo de ensaio 2 (Reação entre Magnésio e H2SO4) entre 
notou-se a formação de gás hidrogênio através da reação do ácido sulfúrico com 
Magnésio metálico pois, ao fechar o tubo com o polegar por um intervalo de tempo de 
2 minutos, foi percebido uma evidente pressão dentro do tubo caracterizando assim a 
liberação de um gás. Posto isto, para constatar a ocorrência da reação acendeu-se o 
palito de fósforo próximo a saída do tubo e houve uma pequena “explosão” 
evidenciando a presença do gás hidrogênio, ressaltando assim o caráter exotérmico 
da reação. 
Reação ocorrida: Mg(s) +H2SO4(l) --> MgSO4(l) + H2(g) 
 
Posteriormente, no tubo de ensaio 3 (Reação entre Magnésio e H3PO4) observou-se 
apenas a formação de pequenas bolhas ao redor do magnésio caracterizando a 
reação como lenta. Deste modo, quando fechou-se o tubo com o polegar durante 2 
minutos e acendeu-se o palito de fósforo próximo do tubo, ocorreu uma pequena 
explosão. Assim sendo, destaca-se que a ocorrência parcial da explosão foi 
provocada pelo fechamento incorreto do tubo de ensaio deixando que uma parcela do 
gás escapasse fazendo com que tal observação e comprovação fosse realizada com 
maior dúvida e menor nitidez. 
Reação ocorrida: 3Mg (s) + 2H3PO4(l) --> Mg3(PO4)2(l) + 3H2(g) 
 
Para tanto, no tubo de ensaio 4 (Reação entre o Magnésio e o ácido fosfórico), foi 
observado a reação entre o magnésio com o ácido acético. Ao fechar o tubo de ensaio 
com o polegar durante 2 minutos e acender o palito de fósforo próximo do tubo, não 
aconteceu explosão. Entretanto essa não explosão foi devido ao fechamento incorreto 
do tubo de ensaio pois, segundo a literatura a reação ocorre e a liberação de gás é 
imediata. Assim sendo, exibe-se a reação ocorrida no tubo: 
Reação ocorrida: Mg(s) + 2CH3COOH(l) --> Mg(CH3COOH)2(l) + H2(g) 
 
Portanto depois de todas essas discussões, exibe-se uma notória explicação para a 
ocorrência das reações citadas anteriormente. Segundo Russel: “a reatividade 
química dos metais varia com a eletropositividade, logo quanto mais eletropositivo for 
o elemento, mais reativo será o metal. Os metais mais reativos são aqueles que 
possuem grande tendência de perder elétrons, logo, formam íons positivos com mais 
facilidade”. (J.B. RUSSEL, 1996) 
A partir disto, generalizando diz-se que os metais de modo geral tendem a produzir 
gás hidrogênio quando reagem com ácido. O princípio fundamental para que essas 
reações aconteçam é que o metal que reagirá com o ácido necessariamente precisa 
ser mais reativo que o hidrogênio para que a tendência de perder elétrons seja maior. 
Deste modo, o Metal utilizado foi o Magnésio para as quatro reações anteriores, o 
mesmo é altamente eletropositivo, caracterizando-o como bastante reativo, facilitando 
assim a obtenção de gás hidrogênio por meio dos processos listados anteriormente. 
 
3.2 Etapa 2 - Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os 
metais 
Nesta etapa foi possível fazer algumas observações quanto a reatividade dos metais. 
Adicionou-se a cada tubo de ensaio contendo ácido clorídrico os pedaços de dos 
metais magnésio, ferro, alumínio e cobre, nesta ordem específica, observou-se 
imediatamente a reação de desprendimento de gás, evidenciando a formação do gás 
hidrogênio em dois tubos, nos tubos que foram adicionados magnésio e alumínio. 
Entretanto, nos tubos que foram adicionados ferro e cobre não foi possível observar a 
as reações, pois ambos elementos apresentam baixo potencial de oxidação, sendo 
que a reatividade de ambos é menor que a do hidrogênio, não podendo assim ser 
oxidado pelo H+ e ao reagir com o ácido clorídrico ocorreu apenas a formação de 
algumas bolhas próximas ao cobre metálico e quanto a ferro nada foi observado. 
Posto isto, é perceptível que nem todos os metais podem ser utilizados para a 
formação do gás hidrogênio. Deste modo pode-se notar que segundo a literatura os 
metais dos grupo 8B e 1B da tabela periódica, são muito estáveis e não forma 
compostos com facilidade e são chamados de metais nobres, pois possuem baixa 
reatividade. Deste modo, destaca-se que o cobre pertence ao grupo 1B e o ferro 
pertence ao grupo 8B, portanto ambos são metais que não reagem com esse ácido 
nas condições estabelecidas. 
Por conseguinte, faz-se necessário exibir que nos outros 2 tubos foi observado a 
formação do gás hidrogênio, deste modo destaca-se as reações ocorridas. 
Nos demais tubos de ensaio houve reação e produção de gás hidrogênio, conforme 
se pode acompanhar nas reações abaixo: 
Reação 1: 2HCl (aq) + Mg (s) MgCl2(aq) + H2(g) 
 
Deste modo, acordando com a reação exibida anteriormente, o magnésio reagiu 
imediatamente liberando gás hidrogênio (H2), os íons magnésio ficaram dissolvidos 
gerando uma solução de cloreto de magnésio. A reação ocorrida é caracterizada como 
exotérmica, pois houve a liberação de calor. 
Reação 2: HCl + Fe não ocorreu 
 
Reação 3: 6HCl (aq) + 2Al (s) 2AlCl3 + 3H2 
Assim sendo, o alumínio (Al), reagiu lentamente formando pequenas bolhas de gás 
hidrogênio na superfície do metal, pois a sua reatividade é baixa. Com isso, vale 
lembrar que a reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, ou seja, 
quanto mais eletropositivo o metal mais reativo ele será. Por isso observou -se que o 
Mg reagiu mais rapidamente e vigorosamente com o HCl do que o Cu, Al, e Fe, pois 
ele é mais eletropositivo, portanto mais reativo do que os demais. 
 
3.3 Etapa 3 - Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico 
Dando seguimento, nesta etapa ocorreu a reação entre o cobre e o ácido nítrico não 
ocorreu uma reação imediata, embora segundo a literatura deveria ocorrer uma 
reaçãorápida e imediata, caracterizada ainda pela liberação de um gás castanho 
amarelado, óxido de azoto. Entretanto por algum fator indeterminado, que pode ter 
sido a concentração da solução do ácido nítrico ou a quantidade de metal adicionado. 
No entanto, as observações definiram a não formação de gás hidrogênio, acordando 
assim com a literatura. Deste modo, faz-se necessário exibir reação teórica entre o 
cobre e o ácido nítrico: 
Cu(s) + 4HNO3(l) --> Cu(NO3)2 + 2H2O(l) + 2NO2(g) 
 
Segundo a literatura o ácido nítrico, diluído ou concentrado, é um agente oxidante 
muito forte, descartando assim o fator concentração do ácido no erro do procedimento. 
Além disso, o ácido nítrico quando reage com metais, ocorre a redução dos seus íons 
negativos, o metal é oxidado e em vez de hidrogênio, forma-se água. 
 
3.4 Etapa 4 - Produção de gás hidrogênio pela ação de álcalis 
Para tanto, na etapa 4 da prática laboratorial, notou-se inicialmente a reação entre a 
solução de NaOH 20% e Al observando a formação de bolhas sobre a superfície do 
metal enquanto ia sendo consumido. Exibe-se ainda a aceleração da reação por um 
catalisador, o aquecimento constante. 
Reação entre o Alumínio e Hidróxido de sódio: 
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 2H2O(aq) - 2NaAlO2(aq) + 3H2(g) 
 
Portanto, no momento em que o alumínio se dissolve na solução aquosa de NaOH é 
produzido o hidrogênio e um aluminato. Por conseguinte, ao aquecer a amostra e 
acender o palito de fósforo na saída do tubo de ensaio, para comprovar a existência 
do hidrogênio, observou-se a formação de uma chama, provocada pelas 
características inflamáveis do hidrogênio. 
 
4. Conclusão 
Para tanto, exibe-se as seguintes constatações quanto a prática laboratorial realizada 
e descrita no tópico 2 (Parte experimental) deste relatório. Deste modo, destaca-se 
que a metodologia de preparação de hidrogênio a partir de reações entre ácidos e 
bases de Lewis na presença de um metal, é um procedimento prático e eficiente, 
apesar do aprisionamento de hidrogênio ser inviável, sendo que as reações 
acontecem ligeiramente rápidas. 
Além disso, ressalta-se que a reatividade, o potencial de redução e a 
eletropositividade dos metais influencia diretamente nas reações de obtenção do 
hidrogênio. Salienta-se que as reações favoráveis para a produção de hidrogênio 
partem do pressuposto de que a reatividade dos metais é minimamente superior à do 
hidrogênio. 
Portanto, além disso constatou-se ainda que, metais que apresentam características 
e são considerados nobre não reagem com ácidos e bases para formar gás 
hidrogênio, pois a sua estabilidade parcial impede que a sua reatividade seja superior 
à dos ácidos e das bases de Lewis. 
 
5. Referências Bibliográficas 
1. LEE, J.D - Química Inorgânica - 5ª Edição - Editora Edgard Blucher Ltda, 1999, 
São Paulo - Brasil.. 
2. RUSSEL, J. B. Química geral. 6. ed. Rio de Janeiro, LTC, 1996. 
 
6. Anexos 
• Pós Laboratório 
1. Estabeleça uma ordem de reatividade crescente dos ácidos ensaiados. 
Apresente uma justificativa para tal ordem. 
CH3COOH< H3PO4< HCl< H2SO4 
2. Com base na atividade eletroquímica dos metais ensaiados no item justifique as 
diferentes reatividades dos mesmos. 
Mg2+ + 2e- ↔ Mg E° = -2,34V 
Al3+ +3e- ↔ Al E° = -1,67V 
Zn2+ + 2e- ↔ Zn E°= -0,76V 
Cu2+ + 2 e- ↔ Cu E° = 0,34V 
A diferença na reatividade dos metais, está relacionada com os diferentes potencias 
de redução dos mesmos, que pode ser observado acima o que causou as diferenças 
nas reações já que se trabalhou com o mesmo acido nas mesmas concentrações e 
volumes. 
3. Escreva a equação da reação observada no item A.3 e identifique os gases 
despendidos. Justifique a diferença de reatividade do Cu nos itens A.2 e A.3. 
Cu+ 4H+ + NO3-  Cu2+ + NO + 2H2O 
Em seguida: 
2NO + O2  2NO2 
Gás incolor Gás castanho avermelhado 
A diferença na reatividade do cobre se dá pelo fato que na reação com o acido nítrico 
que reage com o cobre e o íon nitrato (NO3-) e não com o hidrogênio do ácido nítrico. 
4. Escreva a equação da reação ocorrida no item B. Que outros metais além do Al 
sofrem reações semelhantes? 
Quando o Al é adicionado na solução de NaOH, a reação ocorreu lentamente. 
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l) → 2Na[Al(OH)4](s) + 3H2(g) 
Além do alumínio, a reação também ocorreria com magnésio.