Rel qi i - hidrogênio

Rel qi i - hidrogênio

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UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

Obtenção de Hidrogênio Molecular (H2) em Laboratório Beatriz Praciano de CASTRO

Rafaela de Sousa GOMES

Universidade Estadual do Ceará/Faculdade de Educação de Itapipoca

Relatório de Trabalho para Química Inorgânica I Prof. Dr. Antônio Sávio Gomes Magalhães

O presente trabalho aborda a primeira aula experimental da turma de Química Inorgânica I sobre propriedades e compostos do hidrogênio. Os objetivos dessa experiência era obter gás hidrogênio (H2) através de soluções diluídas de ácidos e bases reagindo com metais, observar a velocidade de desprendimento de gás hidrogênio a partir de diferentes ácidos com o mesmo metal reativo, comparar a reatividade de diferentes metais em meio ácido, verificar o efeito de um hidreto previamente preparado na presença de água, e observar o caráter redutor do hidrogênio. Como durante as reações químicas podem ocorrer liberação de hidrogênio gasoso, compreende-se que sua molécula queima na presença de chama e de gás oxigênio (O2). Já as reatividades dos metais dependem de seus potenciais de oxirredução e de sua posição na tabela periódica.

PALAVRAS-CHAVE: Hidrogênio; Ácidos; Metais; Reatividade.

O hidrogênio (H) é o mais simples dos elementos da tabela periódica, com uma configuração eletrônica 1s1. O autor J. D. LEE (1999) afirma que os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro átomo, perdendo um elétron para formar H+, ou adquirindo um elétron para formar H-. Também é o elemento de maior abundância no universo (92%), contudo existe apenas uma pequena concentração de gás hidrogênio (H2) na atmosfera terrestre, já que o campo gravitacional da Terra é muito pequeno para reter um elemento tão leve. O hidrogênio forma mais compostos que qualquer outro elemento e possui diversas aplicações industriais que vão desde a produção de semicondutores até a indústria petroquímica. O gás hidrogênio pode ser obtido, como esclarece VIGÍLIO (2010), através da reação entre um metal e um ácido. O ácido sulfúrico (H2SO4) diluído, o ácido clorídrico (HCl), diluído ou concentrado, reage rápido ou lentamente com muitos metais sem oxidar o hidrogênio formado. Estes ácidos são os mais convenientes para a preparação do hidrogênio em laboratório, pelo seu deslocamento com metais. No entanto, alguns outros, como o ácido nítrico (NHO3) concentrado ou diluído, ou o ácido sulfúrico concentrado, são agentes oxidantes fortes, e, quando reagem com metais, ocorre à redução dos seus íons negativos, o metal é oxidado e em vez de hidrogênio, forma água (H2O).

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Ainda, a partir de metais muito reativos com a água; os metais mais eletropositivos tais como o potássio (K), sódio (Na), cálcio (Ca), podem deslocar o hidrogênio da água a uma temperatura medíocre. Esses experimentos são realizados com bastante segurança porque são violentos e podem ser explosivos, ao exemplo, hidróxido de sódio (NaOH) e hidróxido de potássio (KOH), produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal. Com o deslocamento de hidrogênio também é possível perceber a reatividade de diferentes metais em meio ácido.

Por fim, a partir de hidróxidos; metais como zinco (Zn), alumínio (Al) e estanho (Sn) reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, produzindo hidrogênio gasoso (H2). Como o hidrogênio é bastante insolúvel em água, ele pode ser coletado por deslocamento. As grandes quantidades de H2 são produzidas pela reação de metano (CH4), principal componente do gás natural, com vapor d’água para produzir uma mistura de gases H2 e CO. Essa mistura, conhecida como gás d’água, é usada como combustível industrial.

J. D. LEE (1999) ainda acrescenta na obra “Química Inorgânica não tão concisa” sobre as propriedades do hidrogênio molecular, 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-1).

O presente trabalho caracteriza a prática laboratorial sobre propriedades e compostos do hidrogênio por meio de evidências experimentais. Cujos objetivos eram preparar o gás hidrogênio (H2) pela ação de ácidos e álcalis sobre metais, observar a velocidade de desprendimento de gás hidrogênio a partir de diferentes ácidos como mesmo metal reativo, comparar a reatividade de diferentes metais em meio ácido, preparar um hidreto covalente e verificar o efeito do hidreto na presença de água, e observar o caráter redutor do hidrogênio.

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Os reagentes utilizados na prática experimental foram ácido clorídrico (HCl 1,0 mol∕L), ácido sulfúrico (H2SO4 1,0 mol∕L), ácido fosfórico (H3PO4 1,0 mol∕L), ácido acético (CH3COOH 1,0 mol∕L), ácido nítrico (HNO3 1,0 mol∕L), hidróxido de sódio (NaOH 20% 1,0 mol∕L), cloreto de sódio (NaCl sólido) e água destilada (H2O). Também amostras de metais de magnésio (Mg), zinco (Zn), alumínio (Al), cobre (Cu) e óxido de cobre (CuO). Os materiais utilizados foram, béquer, pipeta graduada, tubos de ensaio, estante para tubo de ensaio, palitos de fósforo, pisseta, bico de Bunsen, pHmetro e capela de exaustão de gases.

PRIMEIRO PROCEDIMENTO Em um primeiro tubo adicionou-se aproximadamente 1 mL de HCl (incolor), no segundo 1 mL de H2SO4 (incolor), ao terceiro tubo 1 mL de H3PO4 (incolor), e ao quarto tubo

1 mL de CH3COOH (incolor). Em seguida colocou-se no primeiro tubo uma pequena amostra de Mg metálico. Fechou-se o tubo com o dedo polegar durante a reação por aproximadamente um minuto. Ao final aproximou-se um palito de fósforo em chama, enquanto o gás escapava. Este procedimento foi repetido para os outros três tubos de ensaio.

Separou-se quatro tubos de ensaio. Adicionou-se 1 mL de HCl 1 mol/L em cada tubo, e de forma simultânea colocou-se uma pequena amostra de Mg metálico no primeiro tubo de ensaio, Zn metálico no segundo, Al metálico no terceiro e Cu metálico no quarto. Foi possível observar a reatividades dos referidos metais a partir da velocidade de desprendimento de gás.

Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de HNO3 1 mol/L e colocou-se uma pequena amostra de Cu metálico. Em seguida, adicionou-se algumas gotas de HNO3 concentrado. (Procedimento realizado na capela)

Em um tubo de ensaio adicionou-se 1 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 20% e uma pequena amostra de alumínio (Al). Em seguida aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio no bico de Bunsen, após reagir, aproximou-se um palito de fósforo em chama na saída do tubo.

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QUINTO PROCEDIMENTO Este procedimento foi realizado numa câmara de exaustão (capela). Gotejando lentamente H2SO4 concentrado sobre NaCl sólido num sistema fechado, coletou-se o gás produzido num tubo de ensaio contendo água. E verificou-se a variação de pH da água.

Procedimento realizado pelo professor. Observou-se o sistema montado para a redução de CuO a cobre metálico com o gás hidrogênio.

No primeiro tubo de ensaio, ao colocar-se o Mg no HCl, houve uma reação forte, como o Mg é mais reativo que o H, ele o desloca, liberando-o na forma de gás (o fato foi observado ao notar efervescência na solução). Depois de fechar o primeiro tubo de ensaio com o dedo e colocar o palito de fósforo em chama da extremidade do tubo simultaneamente, ocorreu um rápido apagar do fogo e um ruído, comprovando a natureza do gás liberado nesta reação. Ressaltando que o HCl é um ácido não oxidante, por esta razão, ele reage rápido e/ou calmamente com muitos metais (no caso, o Mg) sem oxidar o hidrogênio formado.

Mg (s) + 2 HCl → MgCl2 + H2 (g)

No segundo tubo de ensaio, ao se colocar o Mg no H2SO4, ocorreu uma reação muito forte. O mesmo princípio da reação anterior é utilizado nesta, como o Mg é mais reativo que o

H, o magnésio o desloca. A chama foi apagada pelo gás e ouviu-se um ruído. Da mesma forma, a explicação da reação acima serve para esta. O gás liberado era H2 extremamente inflamável, o “grito do hidrogênio” mostrou que o H2 não estava misturado com o ar.

No terceiro tubo de ensaio ao se colocar o Mg no H3PO4 a reação observada foi menos forte que as duas anteriores. Observou-se também que não dissolveu-se todo o Mg. Como o fósforo (P) é somente um pouco mais reativo que o H, sua capacidade de descolar este é

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No quarto tubo, ao colocar-se Mg no CH3COOH, ocorreu a mais lenta de todas as reações. O gás que saiu do tubo não apagou a chama no primeiro momento, apenas na terceira tentativa. Sua reatividade é bem próxima do hidrogênio, por isso a dificuldade de deslocá-lo mais para a direita.

O estampido deu-se por causa da queima do gás hidrogênio que tem caráter extremamente inflamável, e que foi liberado nessas reações. O ruído foi maior nas reações de

HCl, H2SO4 e H3PO4 e menor com o CH3COOH, pois esse último é um ácido orgânico. Esse

“grito do hidrogênio” é exatamente a certeza da presença do hidrogênio gasoso (H2) (não se trata de H, um único átomo do elemento, ou H com outro elemento).

Para melhor compreensão da reação faz-se necessário saber para que haja fogo é preciso que existam três elementos essenciais, que constituem o chamado "Triângulo da

Combustão"; combustível (no caso foi o H2 liberado), calor e oxigênio comburente. Como a chama estava em contato direto com o H2, houve a inflamação do H2, neste momento faltou oxigênio e o fogo apagou.

Tabela 1: Tabela de constante de ionização de ácidos.

Ácidos Ka Força ácida Ácido clorídrico (HCl) 4,2 . 107 Muito forte

Ácido sulfúrico (H2PO4) 1,2 . 103 Muito forte Ácido fosfórico (H3PO4) 7,6 . 10-3 Forte Ácido acético (CH3COOH) 1,8 . 10-5 Fraco

Fonte: Próprio autor.

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Quanto maior o valor de Ka para um ácido, maior será sua força de ionização e maior será a força desse ácido. Por exemplo, o CH3COOH é um ácido mais fraco do que o H3PO4, por vez mais fraco que o HCl. O HCl e H2SO4, estão entre os sete ácidos mais fortes.

SEGUNDO PROCEDIMENTO O magnésio metálico (Mg) reagiu com o ácido clorídrico (HCl) doando seus elétrons para o cloro (Cl), formando produtos de cloreto de magnésio (MgCl2) e gás hidrogênio (H2), isso acontece porque Mg é muito reativo, por esta razão desloca com rapidez o hidrogênio, que é menos reativo, liberando-o na forma de gás. A reação é exotérmica, já que houve aquecimento no tubo de ensaio, e de oxirredução, onde o magnésio é oxidado (agente redutor), enquanto o hidrogênio é reduzido (agente oxidante).

O zinco (Zn) é mais reativo que o hidrogênio, deslocando-o. Entretanto o zinco não é tão reativo quanto o magnésio, por isso a reação do ácido clorídrico com zinco não é mais forte que a reação anterior. O zinco, quando em contato com a solução de HCl, reagiu de forma menos vigorosa, quando capacidade de oxidar do zinco é menor que a do magnésio.

A reação de ácido clorídrico (HCl) com alumínio (Al), não é tão forte como as anteriores, pois apresenta baixa reatividade. O alumínio, que está entre o magnésio e o zinco na série eletroquímica, reagiu lentamente formando pequenas bolhas de gás hidrogênio na superfície do metal. A demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido formado, assim removendo-o.

Os elementos abaixo do hidrogênio na série de atividade (como o cobre, por exemplo) não podem ser oxidados pelo H+, por isso a reação do ácido clorídrico (HCl) com cobre (Cu) não ocorreu, não ocorre deslocamento do H, porque o metal tem baixa tendência a se oxidar, assim a reatividade do cobre é menor que o do hidrogênio.

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Tabela 2: Tabela de potenciais de oxirreduçãoFigura 1: Metais + HCl.

Metais que deslocam o hidrogênio de seus ácidos

Mg2+ + 2e- → Mg E° redução = - 2,37 V Al3+ + 3e- → Al E° redução = - 1,6 V Zn2+ + 2e- → Zn E° redução = - 0,76 V Cu2+ + 2e- → Cu E° redução = + 0,34 V

Fonte: Próprio autorFonte: Próprio autor.

A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, quanto mais eletropositivo mais reativo será o metal. A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda. Os metais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons, formando íons positivo com mais facilidade.

Por isso observou-se que o magnésio reagiu mais rapidamente com o ácido clorídrico do que os outros metais, pois ele é mais eletropositivo, portanto mais reativo do que os demais: Mg > Zn > Al > Cu.

TERCEIRO PROCEDIMENTO Na reação, o cobre deixou de ser metálico, por isso foi observado que depois de misturado ácido nítrico (HNO3) e cobre (Cu), a cor do metal ficou mudando para a coloração preta. Depois adicionou-se gotas de HNO3 concentrado. Percebeu-se que os gases de nitrogênio formados são diferentes, o óxido nitroso e o dióxido de nitrogênio. Notou-se que em nenhuma das reações formou-se o hidrogênio gasoso. Isso indica que não é o próton do ácido nítrico que é o agente oxidante nesse processo, mas quem reduz é o nitrogênio.

Observou-se uma coloração azul na solução, que era o sal de cobre (Cu(NO3)2). Essa reação não é simples oxidação de cobre pelo íon H+ do ácido. Em vez disso, o metal é oxidado a Cu2+ pelo nitrato do ácido, acompanhado pela formação do gás, dióxido de nitrogênio

(NO2). Isto deve-se ao fato do NO, tão logo formado e desprendido, reagir com o oxigênio do ar, formando o dióxido de nitrogênio (NO2), que apresenta coloração marrom. Nesse caso, o NO2 resulta da redução de NO3-. Contudo, no fim, adicionou-se água para parar a reação.

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Após a adição do alumínio e hidróxido de sódio no tubo de ensaio, e aquecê-lo, houve efervescência da solução, já que o aquecimento acelera a reação, e observou-se a formação de um sal e a produção de pequenas bolhas de gás hidrogênio.

Na(OH)2 + Al → NaAlO2 + H2 (g)

É uma forma de obter H2 em meio básico. Metais como zinco, alumínio e estanho reagem com soluções aquosas concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, por exemplo, NaOH e KOH, produzindo hidrogênio e hidroxo-complexos do metal. Depois de aquecer o tubo de ensaio, a reação acontece de maneira mais forte, e ao colocar o palito de fósforo aceso em contato com o gás liberado (H2) sem o comburente O2, a chama se apaga. A reação do Al com o NaOH ocorreu lentamente, pelo fato de que há formação de óxido de alumínio na superfície do metal. O óxido na superfície do metal é resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar.

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