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Hidrogênio: propriedade e compostos
Tipologia: Notas de estudo
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Fundamentação teórica
Como só existem quantidades mínimas de H 2 , na natureza, ele deve ser preparado por reações químicas dos compostos que o contenham. Os compostos de hidrogênio que servem como matérias-primas para produção do gás hidrogênio são: água, certos ácidos, certas bases e hidrocarbonetos.
O hidrogênio pode ser obtido utilizando-se suas propriedades. Em ambos os casos, obtem-se o hidrogênio atômico, conhecido como hidrogênio nascente que é uma espécie reativa e que rapidamente se converte em hidrogênio molecular.
Pela reação entre um metal e um ácido:
Muitos metais podem substituir diretamente o hidrogênio dos ácidos. O ácido sulfúrico diluído, o ácido clorídrico, diluído ou concentrado, reage rápida ou lentamente com muitos metais sem oxidar o hidrogênio formado. Estes ácidos são mais convenientes para a preparação do hidrogênio em laboratório, pelo seu deslocamento com metais. No entanto, alguns outros ácidos, como o ácido nítrico concentrado ou diluído, ou o ácido sulfúrico concentrado, são agentes oxidantes fortes, e, quando reagem com metais, ocorre a redução dos seus íons negativos, o metal é oxidado e em vez de hidrogênio, forma-se água.
Hidrogênio molecular e hidrogênio nascente
Em muitos casos o hidrogênio que se produz é capaz de realizar reações que não ocorrem com o hidrogênio molecular e se deve a 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. Assim se observa, por exemplo, que o hidrogênio que se desprende na reação do zinco com ácidos, pode reduzir cromatos e permanganatos.
A partir de metais muito reativos com a água :
Os metais mais eletropositivos tais como o potássio, sódio, cálcio, podem deslocar o hidrogênio da água a temperatura ordinária. Estas experiências devem ser
O processo Haber para a obtenção de NH 3 a partir de N 2 e H 2 , no qual é utilizado um catalisador de Fe ativado a 380-450 º C e pressão de 200 atmosferas.
O hidrogênio reage diretamente com a maioria dos elementos nas condições apropriadas.
O hidrogênio queima ao ar numa atmosfera de oxigênio formando água e liberando uma grande quantidade de energia.
O hidrogênio reage com halogênios.
Diversos metais reagem com H 2 formando hidretos. As reações não são violentas e
geralmente requerem temperaturas elevadas.
Objetivos
Materiais utilizados
Métodos utilizados
Procedimento 1: pegou-se um tubo de ensaio e adicionou-se 1 mL de H 2 SO 4 1mol/
L e acrescentou-se uma amostra de Mg metálico, em seguida tampou-se o tubo com o polegar por aproximadamente dois minutos, após este tempo o tubo foi destampado e simultaneamente aproximou-se um palito de fósforo em chama, enquanto o gás escapava. Observou-se o ocorrido, repetiu-se o procedimento com o H 3 PO 4 1 mol/L e CH 3 COOH 1mol/L.
Procedimento 2: separou-se quatro tubos de ensaio na bancada, que em seguida foram enumerados de 1 a 4. Adicionou-se 1 ml de HCl 1 mol/L em cada um dos tubos, em seguida acrescentou-se simultaneamente nos tubos 1, 2, 3 e 4 os respectivos metais: Mg, Zn, Al e Cu. Observou-se a reatividade dos metais a partir do desprendimento do gás, logo após o tubo que continha Zn foi aquecido.
Procedimento 3: adicionou-se em um tubo de ensaio 1 ml de HNO 3 1 mol/L, logo após acrescentou-se uma amostra de Cu e observou-se o ocorrido. Em outro tubo, contendo outra amostra de cobre adicionou-se algumas gotas de HNO 3 concentrado
e observou-se novamente o ocorrido.
Procedimento 4: com auxilio de um Phâmetro mediu-se o ph da água destilada armazenada em um tubo de ensaio, logo após o tubo contendo água foi levado até a capela onde estava localizado um sistema que gotejava lentamente H 2 SO (^4) concentrado sobre NaCl, e coletou-se o gás que estava sendo liberado. Utilizando o Phâmetro mediu-se novamente o ph da água contida no tubo.
Procedimento 5 : observou-se um sistema montado para produção de gás hidrogênio, encheu-se completamente um tubo de ensaio com água e o colocou em um recipiente contendo água de forma que sua parte superior ficasse voltada para baixo, assim evitando que a água escapasse. Logo após com ajuda de uma mangueira que servia para conduzir o gás produzido pelo sistema, a mesma foi colocada dentro do recipiente com água de modo que essa mangueira penetrasse a parte do tubo de ensaio que estava dentro da água, com isso a água que está no tubo sai dando lugar ao gás. Com o polegar tampou-se o tubo contendo gás, aproximou-se um palito em chamas e observou-se o ocorrido. Coletou-se o gás
novamente em um tubo de ensaio, porém desta vez foi utilizado um segundo tubo que foi colocado boca a boca com o tubo que continha gás de forma que o tubo que continha gás ficou na parte inferior por aproximadamente um minuto, e em seguida foi feito o teste do palito em chama. No mesmo sistema utilizado para a produção de gás hidrogênio, observou-se a reação do gás com o óxido de cobre (CuO) a alta temperatura.
Resultados e discussão
Na reação foram utilizados os oixiácidos H 2 SO 4 e H 3 PO 4 para saber sua classificação quanto à força ácida é só fazer:
Para o H 2 SO 4 :
H= 2(a) O= 4(b)
pela fórmula b-a, temos: 4-2= 2, é considerado um ácido forte.
Para o H 3 PO 4 :
H=3(a)
O=4(b)
pela fórmula b-a, temos:4-3= 1, é considerado um ácido moderado.
Pelo fato da força ácida do H 3 PO 4 ser moderada ele não consome o magnésio tão rápido quanto o H 2 SO 4. Mas o ácido fosfórico libera H 2 em sua reação, porém o fato da reação não apresentar estampido pode está relacionada ao fato da reação apresentar uma velocidade reacional lenta, com isso deveria esperar mais tempo até que a transformação de reagentes em produtos seja total ou poderia aquecer a reação para aumentar as colisões entre as moléculas, assim a reação seria rápida e ao aproximar o palito em chamas da boca do tubo de ensaio poderia haver o estampido.
Ao fazer o teste do palito em chamas no tubo contendo CH 3 COOH com Mg não observou-se nenhum estampido, pois para obter uma molécula de gás hidrogênio é necessário reagir duas moléculas de CH 3 COOH para cada átomo de Mg, assim a quantidade de H 2 produzida na reação seria bem pequena.
2 CH3COOH (^) (aq) + Mg (^) (s) Mg(CH 3 COO)2(aq) + H2(aq)
Essa reação é considerada lenta porque é necessária uma grande quantidade de energia para quebrar as ligações das moléculas de CH 3 COOH. Para romper a
ligação do Oxigênio com Hidrogênio de uma só molécula é necessária uma energia de 462,3 KJ/mol e isto afeta diretamente na velocidade da reação. Procedimento 2: Ao colocar-se simultaneamente os metais Mg, Zn, Al e Cu nos quatro tubos de ensaio contendo HCl, observou-se que nem todos reagiram.
No tubo 1 no qual continha HCl e Mg, observou-se uma reação instantânea com formação de bolhas caracterizando o desprendimento do gás hidrogênio, pois o Mg se encontra acima do hidrogênio na tabela de potencial de oxi-redução, com um potencial de oxidação de +2,36 volts. Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(s) + H (^) 2(g)
No tubo 2 no qual continha HCl e Zn, observou-se que à temperatura ambiente não houve nenhum indício de reação apesar do Zn se encontrar acima do hidrogênio na tabela de potencial de oxi-redução, foi necessário aquecer o sistema para que a reação adquirisse uma velocidade maior e desta forma tornando possível o desprendimento gás hidrogênio. O fato do Zn não ter reagido à temperatura ambiente pode estar relacionado ao seu potencial de oxidação que é pequeno (+ 0,76 volts).
Zn (^) (s) + 2HCl (^) (aq) calor^ ZnCl (^) 2(l) + H (^) 2(aq)
No tubo 3 no qual continha HCl e Al não houve nenhum indício de reação, pois apesar do Al estar acima do hidrogênio na tabela de potencial de oxi-redução seu poder oxidante é pequeno, com isso a reação é lenta, consequentemente o desprendimento do gás hidrogênio também é lento. Uma forma de acelerar essa reação seria aquecendo o sistema, assim fornecendo energia suficiente para desprender o hidrogênio do HCl para forma o gás hidrogênio.
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(l) + 3H (^) 2(g)
No tubo 4 no qual continha HCl e Cu não houve reação, pois o Cu se encontra abaixo do hidrogênio na tabela de potencial de oxi-redução, com isso a sua força de oxidação é pequena (-0,34 volt).
Procedimento 3:
se como uma solução ácida. Isso se deve ao fato de que a solubilidade do gás clorídrico em água é grande, com isso é formado o HCl(ácido clorídrico) em solução com a água, pois o HCl doa íons H +^ para a molécula de água, deixando a solução com o caráter ácido, pois segundo a definição de Arhenius doadores de H+^ são
ácidos.
HCl + H 2 O H 3 O+^ + Cl -
Procedimento 5:
Ao coletar-se em um tubo de ensaio o gás hidrogênio que era liberado do sistema no qual continha NaOH (20%) reagindo com Al, observou-se após aproximar o palito em chamas da boca do tubo um enorme estampido, isso ocorre devido o gás ser altamente inflamável. 2NaOH (^) (aq) + 2AL (^) (s) + 2H 2 O(l) 2NaAlO2(aq) + 3H (^) 2(l)
Com o hidrogênio passando pela mangueirinha do sistema montado, sem aquecer o óxido de cobre o hidrogênio não reagiu. Porém quando o óxido de cobre foi aquecido ele reagiu com o hidrogênio. Isso se deve ao fato da ligação H-H ser difícil de ser quebrada, pois exige uma energia de ativação de 435,9 KJ/mol.
Conclusão:
Observou-se o caráter reativo do magnésio em diferentes ácidos e foi comprovado por meio do teste do palito em chamas o desprendimento do gás hidrogênio.
Foi possível concluir, a partir do experimento 2 que a reatividade de diferentes metais em ácido clorídrico obedece uma tabela de reatividade com o hidrogênio separando os metais mais reativos(acima do hidrogênio) dos metais menos reativos(abaixo do hidrogênio).
Com o cobre metálico foi observado que em solução com ácido nítrico 1mol/L o metal não reage, porém aumentando-se a concentração do ácido nítrico o cobre metálico reagiu instantaneamente formando uma solução azul deixando uma coloração castanha nas paredes do tubo.
Esta prática permitiu concluir também, que ao coletar gás clorídrico em um tubo que contem água o ph da mesma tenderá a ficar ácido. Através da transferência do gás hidrogênio de um tubo para outro que se encontrava boca a boca, pode-se observar o quão H 2 é leve.
Referências bibliográficas
http://nerdaquimica.webs.com/apps/videos/show/
