Obtenção, Combustão e Propriedades Redutoras do Hidrogênio

Obtenção, Combustão e Propriedades Redutoras do Hidrogênio

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1 - Introdução

Estrutura eletrônica

O hidrogênio possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento, sendo constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e um elétron circundante. A configuração eletrônica pode ser representada como 1s1. Os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras diferentes:

1 - formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro átomo. O hidrogênio forma esse tipo de ligação preferencialmente com não metais. Por exemplo, H2, H2O, HCl (gás) ou CH4. Muitos metais também formam esse tipo de ligação.

2 - perdendo um elétron para formar H+.

Um próton é extremamente pequeno (raio de aproximadamente 1,5.10 -5 Ă, comparando com os 0,7414 A do hidrogênio e 1-2 . da maioria dos átomos). Por ser o H+ muito pequeno, ele tem um poder polarizante muito grande, e, portanto deforma a nuvem eletrônica de outros átomos. Assim, os prótons estão sempre associados a outros átomos ou moléculas. Por exemplo, na água ou soluções aquosas de HCL ou H2SO4, o próton existe na forma de íons H3O+, H9O4+ou H(H2O)n+.

Prótons livres não existem em condições normais, embora eles sejam encontrados em feixes gasosos a baixas pressões, por exemplo, um espectrômetro de massa.

Sólidos cristalinos como LiH contem o íon H-, sendo formado por metais altamente eletropositivos ( todo o grupo 1 parte do grupo 2). Os íons H- não são, porem, muito comuns.

Como a eletronegatividade do H é 2,1 ele pode valer-se de qualquer desses três meios, sendo o mais comum de ligações covalentes.

A estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio, de certo modo se assemelha com os do metais alcalinos. Estes também possuem um elétron no nível mais externo, mas quando reagem tendem a perder este elétron formando íons positivos. O hidrogênio apresenta uma tendência de compartilhar elétrons, formando ligações covalentes. Se assemelha também com os halogênios pois ambos precisam de um elétron para alcançar a estrutura de gás nobre, e ainda se assemelha com o grupo 14, pois ambos possuem o nível mais externo semi preenchido.

Propriedades do hidrogênio molecular:

Hidrogênio é o gás mais leve conhecido. Por causa de sua baixa densidade, é utilizado no lugar do hélio para inflar balões meteorológicos. É incolor, inodoro e quase insolúvel em água.

O hidrogênio forma moléculas diatômicas H2, onde os dois átomos estão unidos por uma ligação covalente muito forte (energia de ligação 435,9 KJ /mol).

Em condições normais, o hidrogênio não é muito reativo. A baixa reatividade se deve a cinética e não á termodinâmica da reação, e está relacionada com a força da ligação H –H . Uma etapa essencial durante a reação do H2 com outros elementos, é a quebra da ligação H-H, formando átomos de hidrogênio. Isso requer 435, 9 KJ/mol:

Portanto, há uma elevada energia de ativação para essas reações. Em conseqüência, muitas reações são lentas, ou requerem elevadas temperaturas ou catalisadores (freqüentemente metais de transição). Muitas reações importantes do hidrogênio envolvem a catálise heterogênea; ou seja, o catalisador inicialmente reage com o H2 ou quebrando ou enfraquecendo a ligação H-H. dessa forma a energia de ativação é diminuída. Pode ser citado como exemplo:

O processo Haber para a obtenção de NH3 a partir de N2 e H2, no qual é utilizado um catalisador de Fe ativado a 380-450 º C e pressão de 200 atmosferas.

O hidrogênio reage diretamente com a maioria dos elementos nas condições apropriadas.

O hidrogênio queima ao ar numa atmosfera de oxigênio formando água e liberando uma grande quantidade de energia.

O hidrogênio reage com halogênios.

Diversos metais reagem com H2 formando hidretos. As reações não são violentas e geralmente requerem temperaturas elevadas.

Obtenção do hidrogênio:

O hidrogênio pode ser obtido por diversos métodos:

1 - O hidrogênio pode ser obtido em grande escala de baixo custo, passando-se vapor de água sobre coque aquecido ao rubro. O produto obtido é o gás d’água, ou seja, uma mistura de COe H2. Trata-se de um combustível industrial importante, pois é fácil de obter e queima liberando grande quantidade de energia.

C + H2O 1000ºC CO + H2

CO + H2 + O2  CO2 + H2O + calor

É difícil obter o H2 puro a partir do gás de água, pois a remoção de CO é difícil. O CO pode ser liquefeito a baixas temperaturas e sob pressão, podendo assim ser separado do H2. (1)

2 - Neste método o hidrogênio é obtido em grandes quantidades pelo processo de reformação a vapor. O hidrogênio obtido dessa maneira é utilizado no processo de Haber de síntese de NH3 e para a hidrogenação de óleo. Hidrocarbonetos leves, como metano, são misturados com vapor de água e passado sobre um catalisador de níquel a 800-900oC.

CH4 + H2O  CO + 3 H2

CH4 + 2H2O  CO2 + 4 H2

3 - Em refinarias de petróleo, misturas naturais de hidrocarbonetos de elevado peso molecular, como a nafta e óleo combustível, são submetidos ao processo de craqueamento para formar misturas de hidrocarbonetos de peso molecular menor, que podem ser usadas como gasolina. O hidrogênio é um subproduto desse processo.

4 – Hidrogênio muito puro (99,9%) é preparado por eletrólise de água ou de soluções de NaOH ou KOH (nestes últimos é mais usual). É um método bastante caro devido ao consumo elevado de energia elétrica.

Ânodo 2OH-  H2O + ½ O2 + 2e-

Cátodo 2H2O + 2-  2OH- + H2

Reação global H2O  H2+ ½ O2

5 - Uma grande quantidade de hidrogênio puro se forma como subproduto da indústria de cloro e álcalis, na qual soluções aquosas de NaCl sofrem eletrólise para formar NaOH, Cl2 e H2.

6 - O método comum de preparação de hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de álcalis com alumínio.

Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2

2Al + 2NaOH + 6H2O ® 2Na[Al(OH)4] + 3H2

7 - O hidrogênio pode ser preparado pela reação de hidretos salinos (iônicos) com água.

LiH + H2O ® LiOH + H2

2 - Objetivos

Investigar experimentalmente as propriedades do hidrogênio, sua obtenção, combustão e propriedades redutoras.

3 - Procedimento Experimental

a) Materiais utilizados:

-Tubos de ensaio;

- Rolha;

- Bico de Bunsen;

- Pinça de madeira;

- H2SO4;

- Zinco em aparas;

- NaOH;

- Alumínio em pó;

- CuO.

b) Procedimento:

Interação do metal com acido:

Primeiramente, colocou-se algumas aparas de zinco em um tubo de ensaio, e adicionou a ele primeiramente 3 ml de H2SO4 a 3 mol/L. Como a reação não teve bom rendimento, foram adicionados mais 2 ml de H2SO4 a 6 mol/L, e tampou-se o tubo com uma rolha com tubo de vidro dobrado. Na outra extremidade do tubo dobrado colocou-se outro tubo de ensaio, para recolhimento do gás liberado.

Após recolhido o gás no segundo tubo colocou-se o tubo na chama para comprovar a natureza do gás.

Interação de Metal com álcalis:

Colocou-se um pequena quantidade de alumínio em pó em um tubo de ensaio, adicionou-se ao mesmo tubo 1 ml de NaOH 3,2 mol/L e tampou-se o tubo com uma rolha e o tubo de vidro dobrado. Na outra extremidade do vidro, colocou-se outro tubo para recolhimento do gás.

Após recolhido os gases no segundo tubo, colocou-se o tubo na chama para verificar a natureza do gás.

Propriedades Redutoras do Hidrogênio:

Seguindo o mesmo procedimento da reação entre metal e ácido, produziu-se hidrogênio gasoso. Em outro tubo de ensaio, foi adicionada uma pequena quantidade de CuO. Colocou-se então a ponta do tubo de vidro dobrado, por onde o hidrogênio produzido na reação entre o ácido sulfúrico e o zinco metálico era liberado, dentro do tubo de ensaio contendo CuO, de modo que a ponta do tubo de vidro encostasse no óxido. Primeiramente, isto foi feito nas condições ambientes. Em seguida, o tubo contendo CuO foi exposto à chama, para verificar se haveria alguma alteração.

4 - Resultados e discussão

Interação do metal com ácidos

Ao adicionar ácido sulfúrico ao tubo contendo as aparas de zinco, observa-se a efervescência causada pela grande liberação de bolhas, formadas por hidrogênio gasoso, H2. Isto ocorre porque o zinco, sendo um metal mais reativo do que o hidrogênio, é capaz de deslocá-lo do ácido e ocupar o seu lugar, formando sal, sulfato de zinco (ZnSO4), no qual o metal é o cátion. Assim, o zinco é oxidado (seu nox passa de 0 a +2), sendo o agente redutor, enquanto o hidrogênio é reduzido (seu nox passa de +1 a 0), sendo o agente oxidante. A reação pode ser representada pela equação:

Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)

A liberação de gás hidrogênio é comprovada através da sua combustão. Ao recolher-se o gás liberado durante a reação entre o zinco metálico e o ácido sulfúrico, e, logo após, expor o conteúdo do tubo à chama, ouve-se um estampido e há a formação de gotículas de água nas paredes do tubo, indicando que houve a reação de combustão do hidrogênio, comprovando ser, de fato, hidrogênio o gás liberado na reação entre o metal e o ácido, e formando água através desta combustão com o oxigênio, ativada pelo calor da chama. A reação de combustão é descrita por:

H2(g) + O2(g) → H2O

Interação do metal com álcalis

Quando se adiciona hidróxido de sódio ao alumínio em pó contido no tubo de ensaio, há grande liberação de gás, que faz com que haja grande efervescência. Esta efervescência é caracterizada pela liberação de gás, que, neste caso, também é o hidrogênio, o que pode ser comprovado pela combustão do gás na chama. A equação da reação entre o metal e a base é:

2Al(s) + 2NaOH(aq) + 6H2O(l) → 3H2(g)↑ + 2AlNa(OH)4

Para comprovar a natureza do gás liberado nesta reação, recolheu-se o gás em um tubo de ensaio, e o tubo foi exposto à chama, ouvindo-se novamente o estampido característico da combustão do gás hidrogênio com o oxigênio presente no ar, formando-se também gotículas de água nas paredes do tubo, comprovando a liberação de hidrogênio gasoso durante a reação.

Na reação do metal com a base, também há uma reação de oxirredução, onde o alumínio é oxidado (seu nox passa de 0 a +3), e é o agente redutor, e o hidrogênio é reduzido (seu nox passa de +1 a 0), sendo o agente oxidante.

Propriedades redutoras do hidrogênio

Produzindo hidrogênio a partir da reação de zinco metálico com ácido sulfúrico concentrado, e colocando-o em contato direto com o óxido de cobre, sob temperatura ambiente, não há nenhuma alteração visível, e, também, provavelmente não há nenhuma alteração não visível. Porém, mesmo quando o óxido de cobre é aquecido, não percebe-se nenhuma alteração. Era de se esperar que o cobre fosse reduzido, e assumisse sua forma metálica, que seria identificada pela coloração castanho-avermelhada, enquanto que o hidrogênio seria oxidado na formação de água, seguindo a reação:

H2(g) + CuO(s) → H2O(l) + Cu(s)

No entanto, esta transformação não foi observada. Este fato pode ter explicação nas condições em que o experimento foi realizado, assim como nas condições em que se encontravam os reagentes. Possivelmente, algum traço de umidade presente no CuO pode ter dificultado a reação. Além disso, um dos principais fatores que podem ter impedido a reação é a formação insuficiente de hidrogênio através da reação do zinco metálico com o ácido sulfúrico. A temperatura da chama também pode ser um dos fatores que impossibilitaram da reação, já que o fornecimento de calor de forma rápida e elevada pode levar à queima do CuO, sendo mais conveniente, para que se realize a redução do cobre, o fornecimento de calor de forma contínua e à uma temperatura menor.

5 - Conclusões

Através deste experimento, pode-se concluir que a produção de hidrogênio gasoso pode ser obtida através da reação entre metais mais reativos do que o hidrogênio com ácidos, e também através de reações de metais anfóteros com bases, por meio de reações de oxirredução, onde o hidrogênio atua como agente oxidante. Além disso, o hidrogênio sofre combustão facilmente, em uma reação exotérmica que é ativada pela absorção de calor. Conclui-se também que, em condições determinadas, o hidrogênio pode atuar como agente redutor, levando à formação de metais a partir de reações de oxirredução com os compostos do respectivo metal.

6 - Referências

  1. LEE,J.D. Química inorgânica não tão concisa /J.D.Lee; tradução da 5º edição inglesa/ Henrique E. Toma, Koiti Araki, Reginaldo C. Rocha – São Paulo: Blucher, 1999.

  2. http://www.cienciaquimica.hpg.com.br/elementos/hidrogenio.htm.

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