Preparação do hidrogênio

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QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
PROFESSOR: AGNALDO LESSA
CURSO: LICENCIATURA EM QUÍMICA
MÓDULO V
VINICIUS DE SOUSA MARTINS
RELATÓRIO
Preparação do Hidrogênio
Paulistana-PI
2021
Sumário
1	INTRODUÇÃO	4
2	OBJETIVO GERAL	5
2.1	Objetivos específicos	5
3	MATERIAIS	5
4	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	5
4.1	Preparação do Hidrogênio	5
5	RESULTADOS E DISCUSSÃO	6
5.1	Pesagem dos metais	6
5.2	Observando se reagia	6
6	APÊNDICES	8
7	CONCLUSÃO	8
8	REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS	9
INTRODUÇÃO
Solução é uma mistura homogênea de uma ou mais substâncias. A substância presente em maior quantidade é normalmente chamada solvente. As outras substâncias na solução são conhecidas como solutos, e dizemos que elas estão dissolvidas no solvente. Quando uma pequena quantidade de cloreto de sódio (NaCI) é dissolvida em grande quantidade de água; por exemplo, a água é o solvente, e o cloreto de sódio, o soluto. (Theodore L. Brown; Bruce E. Bursten. p.87, 2005). 
As transformações químicas são também chamadas de reações químicas, pois o estado final é constituído por substância(s) diferente(s) daquela(s) presente(s) no estado inicial. (Julio Cesar F. Lisboa p. 89, 2010).
As fórmulas químicas à esquerda da seta representam as substâncias de partida, chamadas de reagentes. Já as fórmulas químicas à direita da seta representam as substâncias produzidas na reação, chamadas de produtos. (Theodore L. Brown; Bruce E. Bursten. p.86, 2016). 
Alguns metais, quando em contato com soluções que contêm íons H+, reagem e acabam sendo corroídos. No final da reação, o ferro na forma metálica é consumido, transformando em íons, e se forma um gás. (Julio Cesar F. Lisboa p. 251, 2010).
Ácidos são substâncias que se ionizam em soluções aquosas para formar íons hidrogênio, aumentando a concentração de íons H+(aq)... Bases são substâncias que aceitam (reagem com) íons H+. Elas produzem íons hidróxido (OH-) quando dissolvidos em água. (Theodore L. Brown; Bruce E. Bursten. p.110, 2005). 
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 (Atkins Peter; Jones Loretta. 2002).
São chamadas reações de deslocamento porque o íon em solução é deslocado ou trocado pela oxidação de um elemento. (Theodore L. Brown; Bruce E. Bursten. p.117, 2005).
OBJETIVO GERAL 
· Formar o gás hidrogênio 
Objetivos específicos
· Observar se está ocorrendo reação nas misturas dentro tubo de ensaio; 
· Identificar que tipo de reação ocorre entre os metais após reagir com o ácido clorídrico e a base de hidróxido de sódio; 
· Analisar como ocorrem as reações química.
		 
MATERIAIS 
Espátula
Fósforo
Água destilada 
Hidróxido de sódio (NaOH) 
Ácido clorídrico (HCl)
Placas de zinco
Placas de alumínio 
Béquer 50mL
Balança analítica 
Tubos de Ensaio 
Estante para tubos de ensaio 
Pipeta graduada
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Preparação do Hidrogênio
Iniciou-se, preparando-se 20mL de soluções aquosas de ácido clorídrico(aq)/2 mol/L e de hidróxido de sódio(aq)/2mol/L. Após colocou-se na estante de ensaio quatro tubos de ensaio, em seguida pesou-se na balança analítica, quatro metais separados, sendo dois zinco e dois alumínio. Em seguida, em dois dos tubos de ensaio colocou-se Zn e nos outros dois Al. Colocou-se a 5mL de solução HCl(aq)/2mol/L em dois tubos, um que tinha Zn e outro Al, e nos outros dois tubos que um tinha Zn e no outro que tinha Al, colocou-se 5mL de solução de NaOH(aq)/2mol/L. Acendeu-se o fosforo e colocou na saída dos tubos de ensaio.
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Pesagem dos metais 
O peso ideal de cada metal para realizar o experimento seria de 1g, mas devido não termos matérias no laboratório, foi conseguido o zinco em uma oficina e o alumínio retirado de uma lâmpada. E ficou com o peso de cada metal como mostra na tabela abaixo. 
Tabela 1
	Metal
	Massa(g)
	1° Zn
	0,5935
	2° Zn
	0,9001
	3° Al
	0,9473
	4° Al
	0,9457
Fonte: Própria
Observando se reagia
Foi observado após colocar as soluções, se iria reagir e vimos que: 
Tabela 2
	Tubo de ensaio
	Metal em estado sólido + Solução 
	Observado
	1°
	Zn(0,5935g) + Ácido clorídrico(aq)/2mol/L
	Reagiu 
	2°
	Zn(0,9001g) + Hidróxido de sódio(aq)/2mol/L
	Nada observado
	3°
	Al(0,9473g) + Ácido clorídrico(aq)/2mol/L
	Nada observado
	4°
	Al(0,9457g) + Hidróxido de sódio(aq)/2mol/L
	Reagiu 
Fonte: Própria
1° Tubo de ensaio: 
Foi visto o início da reação, que quando adicionou a solução de HCl(aq) no 1° tubo de ensaio, a solução teve contato com o Zn(s) e aconteceu a reação, saiu da parte externa do metal bolhas de gás de H2, e o gás que ia sendo produzido automaticamente subia na solução e se espalhava no ar.
A reação foi a de deslocamento onde o Zn(s) reagiu com a solução HCl(aq)/2mol/L, produzindo cloreto de zinco e liberando gás hidrogênio. 
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)
	Nessa reação o Zn(s) perdeu elétrons (oxidou) e o hidrogênio recebeu os elétrons (reduziu). 
2° Tubo de ensaio: 
	O esperado no 2° tubo de ensaio era que acontecesse uma reação entre o Zn(s) e a solução de NaOH (aq)/2mol/L, como mostra a equação química abaixo:
Zn(s) + 2NaOH(aq) → Na2ZnO2(aq) + H2(g)
Produzindo zincato de sódio e gás hidrogênio.
	Mas, não foi possível observar nada no momento em que adicionou NaOH(aq), devido o zinco metálico utilizado ser uma pequena barra, tendo sua superfície de contato pouco para a solução de NaOH(aq)/2mol/L reagir rapidamente, por esse motivo demorou a reação acontecer. 
3° Tubo de ensaio: 
	O esperado era que acontecesse reação entre o Al(s) e a solução HCl(aq), produzindo cloreto de alumínio e gás hidrogênio, como mostra a equação química abaixo: 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
	Não foi possível observar a reação no momento, devido a barra de Al(s) ter pouca superfície de contato para que a solução de HCl(aq) reagisse rapidamente. 
4° Tubo de ensaio: 
	No 4° tubo de ensaio, aconteceu o que era esperado, Al(s) e a solução de NaOH(aq) reagiu produzindo aluminato de sódio e gás de hidrogênio, como a equação química: 
2Al(s) + 6NaOH(aq) → 2Na3AlO3(aq) + 3H2(g)
	Nessa reação o Al(s) perdeu elétrons (oxidou) e o hidrogênio recebeu os elétrons (reduziu). Quando iniciou a reação, começou sair bolhas de gás de hidrogênio ao redor da barra de alumino, e subia e espalhava no ar. 
	Todas reações iria ocorrer, pois os dois metais (Al e Zn) tem uma boa reatividade ou seja tem uma maior tendência de perder elétrons em uma ligação. E não ocorreu estopim na hora que encostou a chama do fosforo na saída do tubo de ensaio, devido o gás hidrogênio ser bastante volátil. 
APÊNDICES
Equacione as reações ocorridas, em cada caso.
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g) 
Formando cloreto de zinco e gás hidrogênio.
Zn(s) + NaOH(aq) → Não observamos
Al(s) + HCl(aq) → Não observamos
2Al(s) + 6NaOH(aq) → 2Na3AlO3(aq) + 3H2(g)
Formando aluminato de sódio e gás hidrogênio.
Qualquer metal poderia ser utilizado para se preparar hidrogênio, utilizando-se as rotas de síntese propostas? Explique.
Não, para ocorrer uma reação devem as substancias ter uma boa afinidade química, para que ocorram de forma espontânea. Alguns elementos não permite que ocorram a reação devido a reatividade.
CONCLUSÃO
	De acordo com os procedimentos de cada parte e pelas pesquisas feitas em livros, pode-se perceber e compreender, como os ácidos forte e bases forte reagem com os metais liberando gás hidrogênio, visto que para a reação acontecer de forma espontânea devem as substância ter uma boa afinidade química. E existe vários tipos de reações químicas, mas nesses experimentos só ocorreu a reação de deslocamento e as outras mistura não ocorreu reação devido à pouca superfície de contato da parte do Al(s) e do Zc(s) para que acontecesse rapidamente. Na reação de deslocamento, só ocorre se o elemento químico da substância simples for mais reativo do que um dos elementos químico da substanciacomposta. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
BROWN, Theodore L; BURSTEN, Bruce E. Química a ciência central. 9. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil. 2005.
BROWN, Theodore L; BURSTEN, Bruce E. Química a ciência central. 13. ed. São Paulo: Pearson Education do Brasil. 2016.
LISBOA, Julio Cezar Foschini (org). Química, 1°ano: ensino médio. 1. ed. São Paulo: Edições SM. 2010.
PETER, Atkins; LORETTA, Jones. Princípios de química: questionando a vida moderna, o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre: Bookmam, 2012.
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