A Síntese e Propriedades do Hidrogênio

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO CEARÁ (CAMPI – QUIXADÁ)

SÍNTESE E PROPRIEDADES DO HIDROGÊNIO

Professor: Cícero

Aluna: Mônica da Silva Parente

QUIXADÁ, 2018

RESULTADOS E DISCUSSÕES

3.1. Parte A – Reatividade dos ácidos e a produção de hidrogênio

        Ao adicionar a amostra de Zinco (Zn) no Ácido Clorídrico (HCl) pode-se observar uma rápida liberação de gás, o que ocorreu de forma bastante lenta ao adicionar o Zn ao Ácido Sulfúrico (H3PO4). Na mistura de Zn e Ácido Nítrico (HNO3), houve liberação de gás de forma muito lenta, mas, ocorreu uma corrosão parcial do metal, indicando nos três casos, que houve reação química e ocorreu a formação de gás Hidrogênio (H). Isso ocorreu devido a reatividade do Zinco que em presença de ácido reagem, liberando gás hidrogênio.

3.2. Parte B – Reatividade dos metais em meio ácido

        Ao adicionar Magnésio (Mg) no tubo contendo HCl, pode-se observar um leve aquecimento da amostra seguida de formação de bolhas e liberação de gás hidrogênio, indicando que houve reação devido a reatividade do Mg em presença de ácido. Ao adicionar uma pequena amostra de Zinco ao HCl houve de forma rápida, liberação de gás hidrogênio, já que o Zinco é bastante reativo em meio ácido. Não houve reação na amostra de HCl com Alumínio (Al), isso deve-se a presença de óxido na superfície do metal e a concentração do ácido utilizado. Nas amostras de HCl + Cu e HNO3 + Cu não ocorreu reação, já que o Cobre é um metal nobre de reatividade menor que a do hidrogênio.

3.3. Parte C – Propriedade química do gás da reação metal com ácido

        Ao aquecer a mistura de HCl e Magnésio metálico pode-se observar a formação de bolhas e liberação de gás. Ao aproximar uma pequena chama da entrada do tubo, foi possível comprovar a natureza do gás liberado na reação, confirmando a liberação de hidrogênio que tem caráter inflamável. O magnésio reagiu com o ácido doando seus elétrons para o cloro, formando cloreto de magnésio e gás hidrogênio.  O magnésio reage com mais intensidade do que os outros metais, pois possui   maior potencial de oxidação, ou seja, é mais reativo.

3.4. Parte D – Reatividade do alumínio em base forte

        Ao aquecer o tubo contendo NaOH (Hidróxido de Sódio) e alumínio ocorreu liberação de gás. Ao aproximar a chama da entrada do tudo, ocorreu uma pequena explosão, indicando que houve reação.

3.5. Parte E – Eletrólise de uma solução aquosa

No cátodo ocorre a redução de hidrogênio, já que cátions H+ tem maior facilidade de descarga do que cátions no sódio, liberando oxigênio. No ânodo ocorre oxidação dos ânions hidroxila da base, uma vez que a da água permanece na solução por ter um grau de ionização menor, liberando hidrogênio.

CONCLUSÃO

        Com essa prática pode-se concluir que existem metais que reagem facilmente, ou seja, que possuem maior tendência de doar elétrons. Os metais não nobres, que estão na fila de reatividade à esquerda do hidrogênio, reagem com substâncias ácidas, por serem mais reativos que o hidrogênio e os metais nobres situados à direita do hidrogênio não reagem de maneira espontânea ao serem colocados em contato com soluções ácidas.

ATIVIDADE PÓS LABORATÓRIO

1. Estabeleça uma ordem de reatividade crescente dos ácidos ensaiados no item 3.1 e apresente uma justificativa para tal ordem.

R = Os ácidos utilizados foram Ácido Clorídrico (HCl), Ácido Sulfúrico (H3PO4) e Ácido Nítrico (HNO3). A partir da observação das reações de obtenção de hidrogênio utilizando diferentes ácidos com mesmo metal, foi perceptível que na reação do ácido clorídrico houve consumo rápido, apresentando maior reatividade. O ácido nítrico reagiu de forma lenta, houve corrosão do metal devido ao poder corrosivo do HNO3. O ácido fosfórico teve a menor reação. Portanto a ordem crescente de reatividade dos ácidos neste item é:

H3PO4 < HNO3 < HCl

2. Justifique as diferentes reatividades dos metais ensaiados no item 3.2.

R = Os metais utilizados nestes ensaios foram magnésio, zinco, alumínio e cobre em suas formas metálicas. Ocorreram as seguintes reações:

Mg(s)+ 2 HCl(aq) → MgCl2 (aq)  +  H2 (g) 

Zn(s)  +  2HCl (aq)  → ZnCl2 (aq)+  H2 (g)   

2Al(s)  + 6 HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) +  3H2 (g)   

Cu(s)  +  HCl (aq) → Não  ocorre  Reação

        O cobre (Cu) não reagiu com o HCl, pois o cobre não pode ser oxidado pelo H+ devido a reatividade menor que a do hidrogênio. O zinco, quando em contato com o HCl, reagiu de forma menos intensa que o magnésio, uma vez que a capacidade de oxidação do zinco é menor que a do magnésio. O magnésio reagiu de forma mais intensa em relação aos outros metais, devido ao seu maior potencial oxidação, ou seja, ele é mais reativo.