RELATÓRIO SIMPLIFICADO DE QUÍMICA

RELATÓRIO SIMPLIFICADO DE QUÍMICA (RESQ) - UESB

Nome aluno: Adonias de Oliveira Teixeira	Prática nº.: 01 Disc.: Química Inorgânica Experimental I Turma: P.02
Título: Hidrogênio e água
Objetivos:  1.1.Obter o hidrogênio molecular e estudar a sua reatividade; 1.2. Evidenciar a água como meio para a ocorrência de reações químicas, enfatizando os fenômenos da hidratação e eflorescência.
Introdução: Este relatório apresenta os resultados e os procedimentos realizados na prática de laboratório no 1, Hidrogênio e água. Os experimentos envolveram reações de metais com ácido ou base a fim de obter H molecular e estudar sua reatividade.         O Hidrogênio(H) está localizado no primeiro período da tabela periódica, apresentando propriedades que não podem ser correlacionadas com nenhum dos grupos representativos, sua estrutura eletrônica se assemelha com a dos metais alcalinos. Porém, os metais alcalinos tendem a perder um elétron e o H tende a compartilhar seu elétron. Observa-se também, que é possível assemelha-se com os halogênios. Ambos precisam de um elétron para alcançar a estrutura de um gás nobre, entretanto, não é comum o H formar íon negativo, embora formem hidretos iônicos com poucos metais altamente eletronegativos. Assim, o melhor é considerá-lo como um elemento à parte. Este elemento é o mais abundante, onde 92% do universo é constituído por H  apresenta uma baixa reatividade em condições normais, essa baixa reatividade está relacionada com a força da ligação H-H(435,9 KJ mol-1). Em consequência, muitas reações são lentas ou requerem elevadas temperaturas ou catalisadores. Diversos metais reagem com H2 formando hidretos. As reações não são violentas e geralmente requerem temperaturas elevadas.           O hidrogênio atômico possui apenas um próton no seu núcleo e um único elétron porém, o hidrogênio ordinário é formado de moléculas diatômicas não polares que contém dois átomos unidos entre si por uma ligação covalente. O hidrogênio atômico não se encontra livre na natureza, mas sim combinado em grande número de compostos. É um elemento de grande instabilidade e, consequentemente, muito reativo, que tende a ajustar seu estado eletrônico de diversas formas. A energia interna de dois átomos de hidrogênio, H, é maior do que o de uma molécula deste elemento, H2 por esta razão o hidrogênio atômico é muitas vezes utilizado nas reações de redução.
Materiais principais: 8- Bico de Bunsen  (1 un) 1- Tubo de ensaio (6 un) 9- Lixa(1 un) 2- Espátula (1 un) 10- Cloreto de Cobalto hexahidratado(~0,50 g) 3- Pipetas de 10mL (1 un) 11- Sulfato de cobre pentahidratado (~1 g) 4- Béqueres (3 un) 12- Sol. de Hidróxido de sódio a 30 %(m/v) (~7 mL) 5- Conta-gotas (1un) 13- Sol. de Ácido clorídrico 1,0 M (~ 3,0 m L) 6-  Zinco e Alumínio metálicos (~ 6 un) 14- Sol. de  Ácido sulfúrico 4,0 M (~ 10 mL) 7- Caixa de fósforos (1un) 15- Sol. de permanganato de potássio 0,01 M (~10 gotas)
Metodologia: Os experimentos (Exp) foram desenvolvidos seguindo os passos (P) recomendados no Roteiro de Aula Prática-1 fornecido pela professora:   Exp.1- Em um tubo de ensaio colocou-se 3 grânulos de zinco e com um auxílio de uma pipeta graduada adicionou-se 3,00 mL de solução de ácido clorídrico 1,0 M. .P. 2- Em um tubo de ensaio colocou-se 3 aparas de alumínios e 7,0 mL de solução de hidróxido de sódio a 30 % (m/v). Compararam-se os experimentos. Exp. 2 – Foicolocado em um tubo de ensaio, 10,00 mL de solução de ácido sulfúrico 4,0 M e 10 gotas de solução de permanganato de potássio 0,01 M. Adicionando-se em seguida  3 grânulos de zinco. Exp. 3- Colocou-se em um tubo de ensaio aproximadamente 1,0 g de sulfato de cobre pentahidratado. Aqueceu-se o tubo até expulsar toda água presente no sal. Observou-se a mudança no aspecto do sólido. Esperou-se esfriar o tubo em seguida foram adicionados 2,0 mL de água destilada e aqueceu a mistura até a água ferver. Deixou-se o recipiente esfriar. Caso não houvesse formação de cristais, evaporar parte da água. Foi comparado o aspecto do sólido formado com o original. P.2- Aqueceu-se 0,50 g de cloreto de cobalto hexahidratado em um tubo de ensaio. Acrescentou 2,0 mL de água destilada ao tubo. Mergulhou-se a porta de um palito na solução e escreveu-se sobre um papel filtro, depois o papel foi aquecido em uma chama fraca. Em seguida, espirou-se ar pela boca sobre o papel.
Resultados/Discussão: Exp.1-P.1: Obtenção do hidrogênio – Ao adicionar grânulos de zinco (Zn) lixado em um tubo de ensaio contendo solução de ácido clorídrico(HCl), observou-se liberação de um gás. Segue a reação na qual obtiveram-se os seguintes produtos: Zn(s) +2HCl(aq)  → ZnCl2(aq) + H2 (g)  Eq. 1 O zinco é um metal mais reativo que o H ele doa elétrons para o cátion H+, que se reduz, formando gás hidrogênio(H2), sendo o agente oxidante. Enquanto o Zn é oxidado formando íon Zn2+(agente redutor) no composto Cloreto de Zinco, ZnCl2. O íon Cl-(aq) não participa efetivamente da reação de oxiredução, atuando como compensador de carga. Este é um dos ácidos convenientes para a preparação do hidrogênio em laboratório, pelo seu deslocamento com metais O zindo foi lixado para retirar a camada de óxido formado através da reação do oxigênio (O2) presente no ar e o metal citado. Segue a reação de formação do óxido de zinco (ZnO):    2 Zn(s) + O2(g) → 2 ZnO(s) De posse desses dados com análise da Eq. 1 e com auxílio de fórmulas matemáticas calcularam-se a força eletromotriz, a variação da energia livre de Gibbs e a constante de equilíbrio respectivamente :[pic 1][pic 2]     Zn(s) → Zn+2(aq) +2e-  [pic 3]     2H+(aq) + 2e- → H2(g)[pic 4][pic 5] Zn(s)+ 2H+( aq) → Zn+2( aq)  + H2(g) Energia livre ∆Gr= -nFE ∆Gr= - 2(9,65 x104 C. mol-1)(0,76V)= - 1,47 x 105 C.V mol-1= -1,47 KJ.mol-1 Constante de equilíbrio A 25 ºC = 298,15 K log K = 16,905 n(E0cátodo – E0ânodo) log K = 16,905 x2( 0-(-0,76) log K = 16,905 x2(0,76) log K =25,696 = 1025,696 = K= 4,96 x 1025        É possível verificar na literatura e através de alguns cálculos que a reação de zinco com acido clorídrico é um processo espontâneo, pois o potencial padrão (E°) da célula é positivo e a sua constante de equilíbrio e muito alta, o que é possível notar que todo o reagente foi consumido, e a Energia livre de Gibbis (∆G°) é negativa. P. 2: Adicionando-se pequenas aparas de alumínio (Al) em um tubo contendo solução de hidróxido de sódio(NaOH), foi observado o consumo total do metal, movimento do mesmo dentro do recipient e bolhas sobre a superfície do Al. Observe a reação: 2 Al(s)+ OH-(aq) +6H2O(l)→3 H2(g)+ 2[Al(OH)4]-(aq) Eq.2 O hidróxido de sódio reage com o alumínio, com o desprendimento de hidrogênio e a formação de tetrahidroxialuminato (aluminato)  (Al(OH)4-) como mostra a Eq.2. Um quadro mais completo desta reação é dado com a produção de aluminato, quando o caráter anfotéro (De acordo com a teroria ácido-base de Bronsted-Lowry, é uma substância que se comporta como um ácido ou como uma base, dependendo do outro reagente presente) do hidróxido de alumínio(Al(OH)3) atua. O  Al(OH)3 é anfótero ele reage principalmente com ácido para formar sais, contudo  na Eq.3 ele mostra caráter ácido, pois doa o próton para hidroxila (OH-) formando o complexo tetrahidroxialuminato conforme a Eq. 3. Al(OH)3+ OH- →[Al(OH)4]- Eq.3 . Ao calcular a força eletromotriz, a variação da energia livre de Gibbs e a constante de equilíbrio obtiveram os seguintes resultados:              2Al → 2Al3+ + 6e-[pic 6][pic 7]          6H2O + 6e- → 3H2 + 4OH-[pic 8][pic 9]          2Al + 6H2O → Al3+ + 4OH- + 3H2 ∆Gr= - 6(9,65 x104 C. mol-1)(0,83V)= - 4,8057 x 105C.V mol-1= -480,57 KJ.mol-1 log K = 16,905 x6(0,83) = 84,1869 = 1084,1869  K= 1,54 x 1084 Exp.2- P.1: Atividade do hidrogênio molecular – Após adicionar grânulos de Zn no recipiente que continha ácido sulfúrico (H2SO4) e solução de permanganato de potássio (KMnO4) pôde-se perceber que a cor rosa proveniente da solução de KMnO4 desapareceu lentamente. Seguem as reações: 16 H+(aq)  + 2MnO4-(aq)  + 5Zn0(s) →5 Zn2+(aq)  + 2 Mn2+(aq)  + 8 H2O(l)   Eq.4  H2SO4(aq)  + Zn0(s) →Zn2+ + SO42-(aq)  + H2(g)   Eq.5 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). Assim, o zinco é oxidado, formando íon Zn2+, enquanto o hidrogênio é reduzido, sendo o agente oxidante, com mostra na Eq. 5 citada anteriormente. De acordo com dados literários, o íon permanganato, MnO4- é um agente oxidante forte porque o número de oxidação do manganês neste íon é elevado(+7). Apresenta coloração violeta intensa devido a transição de transferência de carga do ligante para o metal, um elétron energeticamente exitado migra do ligante para o íon central do metal. Em meio ácido, o permanganato se reduz a Mn2+, que é um íon incolor.  O Hidrogênio atômico é um agente redutor suficientemente forte para promover a redução de permanganato a manganês(II), enquanto que o hidrogênio molecular não é: Ocorre reação: 2MnO4-  + 6 H+ + 10H  → 2Mn2+  + 8H2O Eq.5  Não ocorre reação: 2MnO4-  + 6 H+ + 5H2  → 2Mn2+  + 8H2O Eq.6          Assim, o hidrogênio atômico (que é uma espécie reativa e que rapidamente se converte em H2), produzido na reação do zinco com o ácido é muito mais reativo que o molecular, reduzindo o íon permanganato. Isto se deve à capacidade especial de reação do estado nascente o hidrogênio que reage se encontra em estado atômico, ativado, rico em energia, podendo reduzir elementos e compostos que não reagem prontamente com hidrogênio molecular (H2). Por fim, pôde-se calcular a força eletromotriz e a variação da energia livre de Gibbs: 16 H+(aq)  + 2MnO4- (aq) + 10e- → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l) [pic 10][pic 11][pic 12] 10H(aq) → 5H2(g) + 10e- 16 H+(aq)  + 10H(aq)  + 2MnO4-(aq)  → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l) + 5H2(g)[pic 13] ∆Gr= - 10(9,65 x104 C. mol-1)( 1,51V) = - 1,46 x 103 KJ.mol-1 Exp.3-P.1: Hidratos – Ao aquecer o sal sulfato de cobre pentahidratado (CuSO4.5H2O) o mesmo perdeu sua cor original (azul), tornando-se branco. Adicionando-se água o sal retornou a coloração original, aquecendo-se novamente formaram-se pequenos cristais brancos diferentes do original.   CuSO4.5H2O   ∆   Cu2+ + SO42- + 5H2O Eq.7[pic 14] Este, é um sal bastante solúvel em água, o cobre é cercado por seis átomos de oxigênio, providos por dois grupos distintos sulfato e por quatro moléculas de água. Uma quinta água reside noutra parte da estrutura, mas não se liga diretamente ao cobre. Perde sua água de hidratação à 110 °C a 200 Cº, transformando-se no sulfato de cobre anidro (CuSO4), pó branco muito higroscópico (tem facilidade de absorver água), que se torna instantaneamente azul ao contato da menor quantidade de água. Esta coloração azul é característica dos íons de cobre de carga 2+(Cu2+) na presença de água.  A temperaturas superiores 300 ºC o sulfato de cobre se decompõe em óxido de cobre e trióxido de enxofre. conforme ilustrado pela reação 8:                                                  [pic 15][pic 16] CuSO4(s) → CuO + SO3(g) Eq.8 Quando os cristais se formam, muitas vezes são incorporadas moléculas de água que estavam ao redor do soluto na estrutura cristalina. Ao se aquecer o cristal, pode-se remover a água de hidratação formando o composto anidro (sem água). A eflorescência de sais hidratados consiste, em exposição ao ar, na libertação de moléculas de água do sal P. 2: Aquecendo-se o cloreto de cobalto Hexahidratado (CoCl4.6H2O),  foi observado que o mesmo tende a desidratar, perdendo algumas de suas propriedades como a cor (rosa). [Co(H2O)6]2+           [Co(H2O)4]2+ + H2O Eq.9[pic 17][pic 18][pic 19][pic 20] [Co(H2O)6]2+(aq) + 4Cl-(aq)                  [CoCl4]2(aq)+ 6H2O(l) Eq.10[pic 21][pic 22][pic 23][pic 24][pic 25] Este sal apresenta Co2+(aq) e CoCl42-(aq) com coloração constante, logo a intensidade das cores rosa e azul em solução são proporcionais à concentração molar de Co2+ e CoCl42-. É constituído por íons  octaédricos [Co(H2O)6]2+. Se o composto for parcialmente  aquecido o íon tetraédrico [Co(H2O)4]2+  de cor azul é formado. A adição de água produz a reação inversa. O íon  octaédrico hidratado reage com excesso de Cl- de modo análogo, formando o íon  tetraédrico de cor azul. Observe a reação 10.
Conclusões: Através dos experimentos realizados foi possível concluir que o método comum de obtenção do hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de álcalis com alumínio sem oxidar o hidrogênio formado. Também, pôde-se identificar que algumas reações foram bastante espontâneas. Na maioria das vezes as reações químicas podem ocorrer em meio aquoso formando complexos que estabilizam os cátions. O hidrogênio atômico ou nascente é muito mais reativo que o hidrogênio molecular, e visto suas propriedades redutivas pode ser empregado em reações de redução.
Referências (padrão resumido s/ título): 1.ATKINS, Peter; JONES, Loretta; Princípios de Química: contestando a vida moderna e o meio ambiente; 3ª ed; porto Alegre: Bookman, 2006.
2. Lee, J. D.; Química Inorgânica não tão concisa, 5ª Edição, Cap. 8, Edgard Blücher LTDA.
3.VOGEL, A. Análise Química Qualitativa, 5º edição, Rio de Janeiro: Ed. LTC, 1992.
4.BROWN, Theodore L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, Bruce E.; BURDGE, Julia R. Química, a ciência central. 9ª ed. v. único. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.
Anexos (Questionário): [pic 26][pic 27] Outros processos para obtenção de Hidrogênio Hidrogênio através da Eletrólise[pic 28] Essa produção se dá através da quebra da molécula de água (H2O) em seus átomos constituintes, o hidrogênio (H) e o oxigênio (O), por meio de uma corrente elétrica que passa por dois eletrodos, atravessando uma solução aquosa. O processo mais conhecido comercialmente é chamado de “eletrólise alcalina”. Este tipo de eletrólise é indicado para grandes produções de hidrogênio. Para ocorrer a quebra da molécula de água - ligação entre hidrogênio e oxigênio - a tensão aplicada deve ser maior que 1,23 volts (uma pilha comum tem 1,5 volts). [pic 29][pic 30][pic 31][pic 32][pic 33] Hidrogênio a partir da Reforma a vapor A reforma a vapor é uma forma de produção de hidrogênio a partir de um processo térmico que envolve a reação de um combustível com o vapor de água. Esse combustível tanto pode ser fóssil como um biocombustível. Ao final da reação são produzidos hidrogênio e dióxido de carbono. Para que essa reação ocorra, é misturado o combustível a ser reformado com água e catalisadores, dentro de um tanque de 450 a 500 °C de temperatura. Hidrogênio a partir do Etanol Utiliza-se uma mistura de água e etanol, que passa por todo um procedimento, alcançando uma eficiência de 80%. O etanol tanto pode ser utilizado diretamente em uma célula combustível chamada DEFC (Célula a Combustível de Etanol Direto), como também pode serre formado em hidrogênio externamente à célula combustível, sendo utilizado em uma célula do tipo PEMFC (Célula a Combustível de membrana por troca de prótons).
Local: Data:	Visto professor: Data :           /           /