Reações Com Hidrogênio

Objetivo

Obter o gás H2 a partir de ácido na presença de um metal. Estudar a reatividade dos metais com o desprendimento de H2, além de suas propriedades.

Introdução

O elemento mais simples da tabela periódica, o hidrogênio, possui propriedades químicas muito variadas, apesar de possuir um único elétron e, sob certas circunstâncias, poder ligar-se a mais de um átomo simultaneamente. Ele geralmente se apresenta em sua forma molecular, formando gás diatômico (H2). Este gás é inflamável, incolor, inodoro, não metálico e insolúvel em água. A entalpia de combustão para o hidrogênio é −286 kJ/mol; ele queima de acordo com a seguinte equação balanceada.

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

O elétron desemparelhado do H confere a ele grande instabilidade, e consequentemente reatividade. Nos laboratórios, o hidrogênio é obtido por ação dos metais sobre a água, solução de ácidos e soluções de álcalis. Empregam-se somente os metais que na série eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza”, dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade. Quanto mais nobre o elemento, menor será sua reatividade química (MONTOYA, 2011).

O H2 reage diretamente com outros elementos oxidantes. Uma reação violenta e espontânea pode ocorrer em temperatura ambiente com cloro e flúor, formando os haletos de hidrogênio correspondentes: Cloreto de hidrogênio e fluoreto de hidrogênio. Grandes quantidades de H2 são necessárias nas indústrias de petróleo e química. A maior aplicação de H2 é para o processamento ("aprimoramento") de combustíveis fósseis, e na produção de amoníaco.

Possui um papel particularmente importante na química ácido-base, na qual muitas reações envolvem a troca de prótons entre moléculas solúveis. (Wikipedia, 2014).

O elemento hidrogênio varia em caráter desde uma base forte de Lewis (como o hidreto, H-) e um ácido forte de Lewis (como no cátion hidrogênio H+, o próton) (RUSSEL, 1994).

Procedimento Experimental

3.1 Preparação de hidrogênio gasoso pela reação de um metal e um ácido

Em um tubo de ensaio, foram adicionados 5 mL de H2SO4 20% e posteriormente dispostos 2,0g de Zn em aparas. Fechou-se o tubo com uma rolha de borracha acoplada a uma mangueira para o escape do gás, que foi direcionado a outro tubo de ensaio vazio (tubo de escape).

3.2 Verificação da pureza do gás

Após o direcionamento do H2, o tubo de escape invertido foi levado à chama do bico de Bunsen, no qual a presença do H2 pode ser confirmada através de uma pequena explosão.

3.3 Combustão do H2

Sobre a chama, o H2 que escapava do tubo de escape foi aceso e direcionado a um béquer seco de boca para baixo.

3.4 Propriedades do H2

(a) Uma pequena quantidade de óxido de cobre (CuO) foi disposto em um tubo de ensaio limpo e seco. O mesmo foi conectado, de modo que ficasse inclinado, ao tubo gerador de H2 através de uma rolha de borracha furada e atravessada por uma mangueira. O H2 liberado passou pelo sistema e entrou em contato com o CuO. Eram aquecidos simultaneamente os tubos que continham o CuO e onde era gerado o H2, de modo a manter a eficácia do procedimento.

(b) Foram dispostos 3 mL de KMnO4 0,01mol/L; K2Cr2O7 0,01 mol/L e FeCl3 0,01 mol/L em tubos de ensaios separados. Em cada tubo foi borbulhado H2 durante 1 minuto. Posteriormente, foi adicionado um grânulo de Zn e 5 mL de H2SO4 0,1 mol/L.

3.5 Produção de H2 a partir de metais muito reativos com a água

O experimento foi realizado pelo professor responsável da disciplina, diretamente para todos os alunos presentes.

Em dois béqueres foram dispostos 50 mL de H2O e aproximadamente 3-5 gotas de fenolftaleína. Posteriormente, pequenos pedaços de sódio e potássio metálicos foram adicionados em cada béquer. A reação foi observada.

3.6 Obtenção de H2 a partir de reações de metais com ácidos e com hidróxidos

Em um tudo de ensaio foram adicionados pequenos pedaços de magnésio (Mg) sólido e 2mL de ácido clorídrico (HCl) diluído, para a produção de gás hidrogênio de acordo com a reação abaixo.

Mg(s) + HCl(aq) ⇋ H2(g) + MgCl2(aq)

Outro tubo de ensaio foi utilizado para adicionar 10 g de de alumínio (Al) em pó e 10 mL de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) 20%. As soluções foram aquecidas vez em quando.

2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O(l) ⇋ 2 Na[Al(OH)4](aq) + 3H2(g)

Resultados e Discussão

4.1 Preparação de hidrogênio gasoso pela reação de um metal e de um ácido.

A reação do zinco com o ácido sulfúrico para a produção de gás hidrogênio pode ser representada pela equação, em que é observada a oxidação do zinco metálico e a redução do íon H+ a gás hidrogênio:

Zn(s) + H2SO4 (aq) ⇋ ZnSO4 (aq) + H2(g)

4.2 Verificação da pureza do gás:

Ao colocar o tubo invertido contendo o gás, em contato com a chama do bico de Bunsen, uma pequena explosão ocorreu, fato que comprovou a pureza do gás estudado.

4.3 Combustão do H2

A reação de combustão do hidrogênio pode ser representada pela equação:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)

É possível notar a produção de água colocando um béquer acima da chama do bico de Bunsen, virado de boca para baixo. Após algum tempo a água produzida sofre condensação e suas gotículas são visualizadas no fundo do béquer.

Que outros metais poderiam ser utilizados além do Zn e que outros ácidos?

Metais reativos frente aos ácidos que seriam utilizados, como: alumínio, magnésio, sódio, potássio, lítio.

Ácidos fortes: HCl, HNO3

4.4 Propriedades do H2

Redução de CuO pelo H2

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