Obtenção de hidrogenio

Prática 1: Obtenção de hidrogênio a partir da reação de metais com água

Julia Bahia, Gabriel Prazeres, Marcela Sepreny, Rosivaldo Júnior

1 - Introdução

    O hidrogênio é o gás mais leve conhecido. É incolor, inodoro e quase insolúvel em água. Por causa de sua entalpia específica alta, o hidrogênio é um excelente combustível para foguetes grandes. Varia em caráter desde uma base forte de Lewis a um ácido forte de Lewis. Há vários métodos para a obtenção do hidrogênio, um deles, a preparação comum do hidrogênio em laboratório, ocorre pela reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio, como mostrada abaixo. ¹ ²

Zn + H2SO4  →  ZnSO4 + H2

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

O potencial redox (tendência de uma espécie química a ser reduzida) dos metais escolhidos para tais reações são de extrema importância, pois são esses potenciais, quando positivos, que garantirão a espontaneidade do sistema ao influenciar na energia livre de Gibbs, como mostra a equação (1).

[pic 1][pic 2]                        (1),

onde [pic 3][pic 4] é a variação da energia livre de Gibbs, [pic 5][pic 6] é o coeficiente estequiométrico dos elétrons transferidos e [pic 7][pic 8] a constante de Faraday.

O objetivo desta aula prática foi realizar os experimentos para a obtenção do hidrogênio a partir da reação entre soluções diluídas de ácidos e bases com metais reativos como o Magnésio (Mg).

Mg(s) + 4H3O+ → Mg(l) + 4H2O +  2H2(g)

 

Mg(s) + 2H2O(l) → Mg+2(aq) + 2OH-(aq) + H2(g)

2 - Material e Métodos

      Para a realização da prática foram utilizados os materiais apresentados nas tabelas 1 e 2 a seguir:

Tabela 1- Vidrarias

Vidraria	Capacidade	Quantidade
Pipeta	6 mL	2
Tubo de ensaio	-	2
Béquer	50 mL	2

Tabela 2. Produtos químicos

Reagente	Quantidade
Acido clorídrico (HCl) 37%	4,08 ml
Hidróxido de sódio (NaOH) 97%	2,054 g
Magnésio (Mg(s))	0,148 g

O roteiro da prática seguiu os seguintes fluxogramas:

[pic 9]

[pic 10]

3 - Resultados e Discussão

 

   Dando início a prática, foi observada a reação da água, com a presença do ácido clorídrico, com magnésio em seu estado sólido, Mg(s). Na primeira etapa do procedimento foi adicionado o Mg(s) a água com a solução de HCl(aq) 2 mol/L. Assim que o metal entrou em contato com os íons livres de H3O+(aq)  proveniente do HCl, foi observada uma grande liberação de gás, que posteriormente pôde ser comprovado como sendo gás hidrogênio. Ainda foi possível observar um aquecimento no tubo de ensaio, (consequência da reação ser exotérmica) e em seguida, após a aproximação de um fósforo em chamas ao tubo de ensaio, ocorreu uma pequena combustão, com aparecimento de uma chama seguida de um ruído de “explosão”, constatando, assim, a presença do gás hidrogênio, que é altamente inflamável, incolor, inodoro e pouco solúvel em água. Ainda foi possível notar após um período maior que o magnésio sólido foi consumido. A reação ocorrida é representada abaixo: ³

Mg(s) + 4H3O+(aq)  → Mg(aq)  + 4H2O(l)  +  2H2(g)

  Tal reação pode ser explicada pelo fato do Mg(s), ser um metal reativo e conter um potencial-padrão para redução negativo, a reação é considerada termodinamicamente favorável (com base na Eq. (1), ΔG é negativo), liberando o H2 na forma de gás. Isso pôde ser notado através das bolhas saindo da solução. Ao dissolver o ácido clorídrico ocorre uma maior concentração dos íons hidrônio (H3O+) em solução, que acabam reagindo com as hidroxilas liberadas, restaurando as moléculas de água consumidas na reação com o metal, gerando assim mais reagente, no caso a água. Outro fator que influencia na formação da grande quantidade de H2, é que o meio ácido propicia a solubilização do óxido de magnésio (MgO2) presente na superfície da placa metálica, que poderia vir a impedir a reação do metal com a água, possibilitando que uma maior quantidade de Mg(s) reaja com H2O e consequentemente produza mais gás hidrogênio. Ainda é possível inferir que Mg(s) é oxidado, tendo o papel de agente redutor e o hidrogênio reduzido, sendo ele o agente oxidante, observando o potencial padrão de redução da reação em meio ácido, mostrado abaixo: 3