relatorio Estudo do hidrogênio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICA DIANA MARCELA CADENA MONTOYA MATRICULA 20900616 ESTUDO DO HIDROGÊNIO: Obtenção, combustão e comparação das propriedades redutoras do atômico e molecular Relatório solicitado pela professora Ivoneide de Carvalho Lopes Barros, para obtenção de nota da disciplina Química Inorgânica Experimental, do curso Bacharelado

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS DEPARTAMENTO DE QUÍMICAESTUDO DO HIDROGÊNIO: Obtenção, combustão e comparação das propriedades redutoras do atômico e molecularRelatório solicitado pela professora Ivoneide de Carvalho Lopes Barros, para obtenção de nota da disciplina Química Inorgânica Experimental, do curso Bacharelado em Química. Experimento realizado em 24 de março de 2010Manaus ± AM 29 de março de 2010INT

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONASINSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

DIANA MARCELA CADENA MONTOYAMATRICULA 20900616

ESTUDO DO HIDROGÊNIO: Obtenção, combustão e comparação das propriedades redutoras do atômico e molecular

Manaus – AM29 de março de 2010

Relatório solicitado pela professora Ivoneide de Carvalho Lopes Barros, para obtenção de nota da disciplina Química Inorgânica Experimental, do curso Bacharelado em Química. Experimento realizado em 24 de março de 2010

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INTRODUÇÃO

O Hidrogênio é o elemento que apresenta a mais simples estrutura atômica. É o

elemento mais abundante no universo e o décimo quinto mais abundante na Terra. É um

gás incolor, inodoro e insípido.

Possui propriedades químicas muito variadas, apesar de seu único elétron e, sob

certas circunstâncias, pode se ligar a mais do que um átomo simultaneamente. Alem disso,

varia em caráter desde uma base forte de Lewis (como o íon hidreto, H -) a um ácido forte

de Lewis (como no cátion hidrogênio, H+, o próton).

Há três isótopos de Hidrogênio: o próprio Hidrogênio (1H), o Deutério (D, 2H) e o

Trício (T, 3H) que é radioativo.

O átomo de H possui uma alta energia de ionização (1310 kJ mol-1) e uma afinidade

eletrônica baixa, mas positiva (77 kJ mol-1). A eletronegatividade de Pauling do hidrogênio

é 2,2.

A forma estável do Hidrogênio elementar sob condições normais é o di-hidrogênio,

H2, mais informalmente “hidrogênio”. A molécula H2 tem uma entalpia de ligação alta (436

kJ mol-1) e um comprimento de ligação curto (0,74 Å). Como possui poucos elétrons, as

forças entre as moléculas de H2 vizinhas são fracas, e a 1 atm o gás condensa em um

liquido somente quando resfriado a 20 K.

A produção de hidrogênio é freqüentemente integrada com processos químicos que

requerem H2 como matéria prima. O principal uso do hidrogênio é na combinação direta

com N2 para produzir NH3, a fonte primaria dos compostos contendo nitrogênio, plásticos e

fertilizantes.

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 contem

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, conseqüentemente, muito reativo, que tende a ajustar

seu estado eletrônico de diversas formas. Quando perde um elétron, constitui um cátion H+,

que é na realidade um próton. Em outros casos se produz por meio do ganho de um elétron

para formar o ânion hídrico H¯, presente apenas em combinações com metais alcalinos e

acalinos-terrosos.

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O hidrogênio molecular é relativamente inerte à temperatura ordinária. A altas

temperaturas, a ligação entre os átomos é rompida e o hidrogênio torna-se ativo. A energia

interna dos átomos de hidrogênio é muito maior que a de uma molécula deste elemento;

devido a isto o hidrogênio atômico é muito mais ativo que o molecular.

Na prática, o hidrogênio atômico é empregado, geralmente, nas reações de redução

(hidrogênio nascente). O hidrogênio molecular só toma parte em reações que ocorrem a

temperaturas elevadas.

O hidrogênio reage com o oxigênio formando água. A reação libera grande

quantidade de calor:

2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 136,8 kcal

Devido à liberação de grande quantidade de calor durante a combustão do hidrogênio,

sua chama apresenta alta temperatura (aproximadamente 1000ºC). Porém, a temperatura

pode ser aumentada ainda mais (2500-3000ºC) por introdução de um excesso de oxigênio

na chama de hidrogênio.

Nos laboratórios, o hidrogênio é obtido por ação dos metais sobre a água, soluções

diluídas de ácidos e soluções de álcalis. Empregam-se somente os metais que na serie

eletroquímica estejam colocados acima do hidrogênio.

A serie eletroquímica dos metais, também chamada de “escala de nobreza” ou de fila

de “reatividade química” dispõe os elementos em ordem decrescente de reatividade. Quanto

mais nobre o elemento, menor será a sua reatividade química.

Maior reatividade, menor nobreza

Li, K, Rb, Cs, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

Esta pratica de laboratório tem como objetivo obter o Hidrogênio gasoso a partir de ácidos

e de hidróxidos, queimar o Hidrogênio produzido e comparar as propriedades redutoras do

hidrogênio atômico e o hidrogênio molecular.

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PARTE EXPERIMENTAL

1. Obtenção e combustão de Hidrogênio:

Em um tubo de ensaio foram colocados três grânulos de Zinco e 2 mL de solução de

Ácido Sulfúrico 6N. Após o desprendimento do gás colocou-se outro tubo de ensaio sobre a

boca do primeiro tubo, fixo por uma pinça de madeira e de cabeça para baixo, como

mostrado na figura 1. Após três minutos de recolhimento do gás, o segundo tubo foi

afastado e aproximado de uma chama produzida por um palito de fósforo.

Figura 1 Esquema da obtenção e combustão de Hidrogênio.

2. Obtenção do Hidrogênio por outros métodos

2.1 A partir de hidróxidos

Em um tubo de ensaio foi colocado 1mL de solução de Hidróxido de sódio 6N, 2 mL

de água e um pequeno pedaço de alumínio.

2.2 A partir de ácidos

Em dois tubos de ensaio foram adicionados 1 mL de solução de Ácido sulfúrico 6 N e

2 mL de água. Posteriormente em um dos tubos foi colocado uma pequena quantidade de

Magnésio, e no outro, de Ferro.

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3. Comparação das propriedades redutoras do Hidrogênio atômico e do Hidrogênio

molecular

Montou-se um “gerador de Hidrogênio” como ilustrado na figura 2. No kitasato

colocaram-se aproximadamente 7g de Zinco e 5,0 mL de água; no funil de decantação foi

adicionado 7,0 mL de Ácido sulfúrico 6N, que foi caindo lentamente no kitasato.

Figura 2 Gerador de hidrogênio.

O final da mangueira conectada ao kitasato colocou-se dentro de um tubo de ensaio

contendo uma gota de solução de Permanganato de potássio, 3,0 mL da solução do ácido

com a mesma concentração, e duas gotas de solução 1N de Sulfato de cobre, até que houve

uma variação na coloração da solução contida no tubo.

Em seguida foi adicionado um grânulo de Zinco ao tubo de ensaio e observou-se a

mudança ocorrida.

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RESULTADOS E DISCUSSÃO

1. Obtenção e combustão de Hidrogênio:

Como pode ser observado na Figura 3, ao adicionar o zinco na solução diluída de

ácido sulfúrico houve a formação de muitas bolhas e a solução ficou de cor cinza, o que

evidencia que teve desprendimento de um gás, e, portanto reação. À medida que esta

ocorria o zinco mudou da cor cinza para marrom.

(A) (B) (C) (D)

Figura 3 Reação do Zinco com Ácido sulfúrico. (A) grânulos de Zinco metálico; (B) adição do

Ácido sulfúrico; (C) recolhimento do gás desprendido; (D) Tubo de ensaio após combustão

Esta reação aconteceu porque o zinco é muito mais reativo que o Hidrogênio, e tendo

um poder redutor maior do que o Hidrogênio pode então deslocar-lo do ácido sulfúrico,

produzindo o sal Sulfato de zinco e Hidrogênio gasoso.

Esta reação pode ser expressa mediante a equação:

Zn(s) + H2SO4(aq) → ZnSO4(aq) + H2(g)

Ao recolher o gás Hidrogênio pôde se sentir um grande esquentamento do tubo de

ensaio, o que comprova que a reação libera uma grande quantidade de energia em forma de

calor.

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Ao submeter o Hidrogênio à combustão ouviu-se um pequeno barulho de explosão e

foram observadas algumas gotículas de água condensada nas paredes do tubo. Isto permitiu

corroborar a informação relatada na literatura:

2 H2(g) + O2(g) → 2H2O(g) + 136,8 kcal

Esta reação é espontânea, já que o processo ocorre por si mesmo, sem qualquer ajuda adicional, e também a queima é muito rápida.

2. Obtenção do Hidrogênio por outros métodos

2.1 A partir de hidróxidos

Ao colocar o pedaço de Alumínio na solução diluída de Hidróxido de sódio observou-

se a formação de uma grande quantidade de pequenas bolhas na superfície do metal que

enturbeceram a solução, como mostra a figura 4. O tubo de ensaio esquentou bastante, o

que comprova que a reação é exotérmica.

Figura 4 Reação do Alumínio com Hidróxido de sódio.

Segundo a reação:

2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 2 H2O(l) → 2 Na Al O 2(aq) + 3 H2(g)

Apresentando as seguintes reações intermediárias e paralelas:

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

Na[Al(OH)4] → Na Al O 2 + 2 H2O

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A produção do Aluminato de sódio NaAlO2 não pôde ser observada por completo já

que ao finalizar o tempo destinado para a realização da prática o alumínio ainda não tinha

terminado de reagir. Isto aconteceu porque foi utilizada uma lâmina do metal, a qual tem

uma pequena superfície de contato, que fez com que a reação fosse muito demorada.

2.2 A partir de ácidos

Ao adicionar uma lâmina do Magnésio na solução diluída de acido sulfúrico o metal

se decompôs rapidamente e verificou-se a libertação do hidrogênio com a formação de

varias bolhas. Após o término da reação a solução ficou transparente, como pode ser

observado na figura 5, o que evidencia a formação do Sulfato de magnésio na forma de íons

em solução.

Figura 5 Reação do Magnésio com Ácido sulfúrico

Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)

O ferro metálico em pó adicionado à solução de ácido sulfúrico diluído produziu

muita efervescência (Figura 6). A solução ficou de uma cor cinza escura, contendo como

precipitado o Sulfato de Ferro formado na reação:

Fe(s) + H2SO4(aq) → FeSO4(aq) + H2(g)

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Figura 6 Reação do Ferro com Ácido sulfúrico

2.3 Comparação das propriedades redutoras do Hidrogênio atômico e do Hidrogênio

molecular

Montou-se um gerador de Hidrogênio como ilustrado na figura 7:

( a ) ( b ) ( c ) ( d ) ( e ) ( f )

Figura 7. (a) Gerador de Hidrogênio; (b) Tubo de ensaio; (c) Adição do H2SO4 com CuSO4 no kitasato; (d)

descoloração da solução; (e) adição do zinco; (f) solução final.

No kitasato colocou-se 7,415g de Zinco, junto com 8,5 mL de água; no funil de

separação, 15,0 mL de H2SO4 6N (a). No tubo de ensaio, 1 gota de KMnO4, e mL H2SO4 6N

e 2 gotas de CuSO4, obtendo-se uma solução rosa (b). Como não se observou mudança na

coloração do tubo foi adicionado CuSO4 ao funil de separação (c) podendo então perceber

alguma descoloração da solução (d).

Quando o zinco foi adicionado ao tubo observou-se uma efervescência que tornou a

solução cinza e esquentou o tubo. No final, a solução ficou marrom, com precipitado da

mesma cor.

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As reação iônicas que descrevem o acontecido são:

2 MnO4-(aq) + 6 H+

(a) + 5 H2 (g) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)

2 MnO4-(aq) + 6 H+

(a) + 10 H (g) → 2 Mn2+(aq) + 8 H2O(l)

Verifica-se então que o Hidrogênio atômico, 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. Seu fundamento se baseia no fato de que 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).

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CONCLUSÕES

O hidrogênio gasoso pode ser obtido satisfatoriamente a traves de soluções diluídas

de ácidos e bases reagindo com metais que estejam acima dele na serie eletroquímica. A

molécula do hidrogênio queima espontaneamente na presença de oxigênio.

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.

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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

LEE, J. D., Química Inorgânica não tão concisa, 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999.

MAHAN, B. M. Química: Um curso universitário. 4. ed. São Paulo : Edgard Blucher,

2003.

http://www.cienciaquimica.hpg.com.br/elementos/hidrogenio.html Acessada em 27 de

março de 2010.

http://www2.uni-siegen.de/~pci/versuche/spanish/v44-10.html. Acessada em 29 de Março

de 2010.

http://www.tabela.oxigenio.com/hidrogenio/elemento_quimico_hidrogenio.html. Acessada

em 30 de março de 2010.