Preparação e Caracterização do hidrogenio

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:

HIDROGÊNIO: Síntese, Caracterização, Propriedades e Outros Compostos.

Fabio Augusto Pires R.A.: 728577

Gustavo Carniato Vilela R.A.: 728601

São Carlos - SP

Outubro/2016

1 INTRODUÇÃO

O hidrogênio é o elemento em maior abundância na crosta terrestre, representando 75% da massa de nosso planeta e é de extrema importância para as mais variadas atividades industriais e ciclos naturais. É um dos constituintes do Sol e também, juntamente com o oxigênio, compõe a molécula essencial para a vida no planeta Terra, a água (H2O). Seu nome foi atribuído por Antoine Lavoisier e deriva do grego que significa “que gera água”. Seu primeiro uso e descrição foram feitos em torno do ano de 1500 por Paracelso, um iatroquímico (estudava as substâncias geralmente para aplicação medicinal), porém este não o citava como elemento químico, sendo Henry Cavendish o responsável por tal atribuição em 1766. O hidrogênio não está localizado em nenhum grupo na tabela periódica, possui número atômico 1 e número de massa relativa próximo de 1,008u. Por este fato é um elemento extremamente pequeno, simples e leve. Uma molécula de hidrogênio encontra-se na forma gasosa com dois átomos (H2), sendo incolor, inflamável, inodoro e insolúvel em água.

2 OBJETIVOS

        A prática tem como objetivos a produção e caracterização de gás hidrogênio através de diferentes métodos laboratoriais, bem como a observação e análise dos processos empregados e outros compostos envolvidos.

3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 Escolha do ácido para produção de gás hidrogênio:

        Separaram-se quatro tubos de ensaio. Ao primeiro adicionou-se 1 mL de ácido clorídrico (HCl) diluído de concentração 3,0 mol.L-1, ao segundo 1 mL de ácido sulfúrico (H2SO4) diluído 3,0 mol.L-1, ao terceiro 1 mL de ácido fosfórico (H3PO4) diluído 2,0 mol.L-1 e ao quarto tubo 1 mL de ácido acético (CH3COOH) diluído 2,0 mol.L-1. A cada tubo adicionou-se uma pequena amostra de magnésio metálico em lascas e observaram-se as transformações decorrentes da adição do metal.

3.2 Análise das características do gás hidrogênio:

        Escolhido o ácido adequado para produzir H2, montou-se um sistema de captação do gás utilizando-se um kitassato, uma rolha de borracha para tampar o frasco e uma mangueira na saída para coleta. Em diferentes etapas, observou-se a produção de hidrogênio com amostras de aproximadamente 0,300g de magnésio metálico em raspas, alumínio metálico em finas chapas e zinco metálico em grãos. Coletou-se o gás em um recipiente contendo água e sabão nos testes com os três metais e, eleito o processo que gerou mais gás, repetiu-se o procedimento recolhendo o H2 em um tubo de ensaio para verificação de sua pureza com uso de uma chama. Por fim, repetiu-se o processo captando-se o gás em um balão de festa acoplado a um registro de gás com uma seringa na extremidade, a fim de realizar um teste de chama com o hidrogênio.

3.3 Verificação qualitativa dos processos redox envolvidos na produção de H2:

        Adicionou-se a um tudo de ensaio uma solução 33% de HCl e metavanadato de amônio (NH4VO3). A esta solução, adicionaram-se gradativamente pequenos pedaços de folha de alumínio, conforme estas foram consumidas no processo reacional, impedindo que as mesmas flutuassem. Observaram-se as mudanças ocorridas.

3.4 Processo redox com formação de precipitado:

Preparou-se uma suspensão de 0,361g de sulfato de níquel (NiSO4) em 50 mL de uma mistura hidroetanólica 1:1 v/v. Sob vigorosa agitação, adicionou-se uma solução de 0,052g de borohidreto de sódio diluído em 1 mL de água destilada. Completada a reação, filtrou-se o precipitado e lavou-se o mesmo com etanol.

4 RESULTADOS E DISCUSSÃO

        No primeiro experimento, observou-se como os metais têm tendência a deslocar o hidrogênio em ácidos não oxidantes. Todos os ácidos utilizados são caracterizados como não oxidantes, isto é, oxidam metais com potenciais padrão de redução negativos, liberando hidrogênio gasoso.

        No tubo 1, o processo observado resultou em significativo desprendimento de gás e forte exotermia, com efervescência na interface metal-ácido. As equações 4.1 e 4.2 representam as semirreações desse processo e a equação 4.3 caracteriza a reação global.

Mg(s)  ⇄  Mg2+(aq) + 2e-           E0 = +2,37 V                        (4.1)

2 H+(aq) + 2 e-  ⇄  H2(g)                  E0 = 0,0 V                           (4.2)

Mg(s) + 2 HCl(aq) ➔ MgCl2(aq) + H2(g)                                 (4.3)

        No tubo 2, pôde-se verificar uma reação mais violenta, com desprendimento de gás semelhante à do tubo anterior, porém exotermia mais acentuada. Observou-se também uma coloração amarelada na parede do tubo, indicando que o aquecimento do sistema ocasionou o desprendimento do gás dióxido de enxofre. Valem as semirreações gerais 4.1 e 4.2 para o processo, a equação 4.4 verifica o desprendimento do gás amarelado e a equação 4.5 representa a reação geral.