Prática 2

Prática 2

Universidade Estadual do Ceará – UECE

Faculdade de Educação de Crateús – FAEC

Disciplina: Química Inorgânica l

Professor: Marcello X. Façanha

PRÁTICA 2 –

HIDROGÊNIO

Aluna: Jéssica Rodrigues Sousa

3° semestre

Crateús – CE

2010

1. OBJETIVOS

1.1 Preparar hidrogênio pela ação de ácidos e álcalis sobre metais.

1.2 Observar a cinética da reação de diferentes ácidos com um mesmo metal reativo.

1.3 Comparar a atividade eletroquímica de diferentes metais em meio ácido.

2. PRÉ-LABORATÓRIO

2.1 Consulte uma tabela de potenciais de óxido-redução e relacione os metais que deslocam o hidrogênio de seus ácidos.

Potenciais de oxidação (Eº ox), em volt

Potenciais de redução (E° red), em volt

+2,36

Mg2+ + 2e- Mg

-2,36

+1,66

Al3+ + 3e- Al

-1,66

+0,76

Zn2+ + 2e- Zn

-0,76

0,00

2H+ + 2e- H2

0,00

-0,34

Cu2+ + 2e- Cu

+0,34

As setas vermelha e azul indicam, respectivamente, a direção do aumento do caráter redutor e do aumento do caráter oxidante.

Os metais que encontram-se acima do hidrogênio são os mais reativos, sendo o magnésio o mais reativo na tabela. O cobre não desloca o hidrogênio, pelo fato de ser menos reativo que o próprio.

2.2 Consulte uma tabela de constante de ionização de ácidos e relacione os valores para os ácidos acético, fosfórico, clorídrico e sulfúrico.

Ácido

Ka1

Ka2

Ka3

CH3COOH (acético)

1,8 x 10-5

H3PO4 (fosfórico)

7,5 x 10-3

6,2 x 10-8

4,2 x 10-13

HCl (clorídrico)

Grande

H2SO4 (sulfúrico)

Grande

1,2 x 10-2

2.3 Consulte sobre os métodos de produção de hidrogênio em laboratórios.

A obtenção de hidrogênio em laboratório (pequena escala) é normalmente feita por reações entre ácidos fortes diluídos, como ácido clorídrico e sulfúrico (HCl e H2SO4) com metais ativos, como zinco ou magnésio (Zn e Mg).

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 Reação entre zinco e magnésio com ácido

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2 sulfúrico

Mg + 2HCl MgCl2 + H2 Reação entre magnésio e zinco com ácido

Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 clorídrico

Outra maneira de produzir-se hidrogênio é com a reação de um álcalis com o alumínio.

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

O hidrogênio também pode ser preparado através da reação entre hidretos salinos (iônicos) e água.

LiH + H2O → LiOH + H2

3. PARTE EXPERIMENTAL

3.1 Em quatro tubos de ensaio, adicione 3 mL de HCl 1M ao primeiro tubo, no segundo tubo 3 mL de H2SO4 1M, ao terceiro tubo 3 mL de H3PO4 1M e ao quarto tubo 3 mL de CH3COOH 1M. Coloque em cada tubo, uma amostra de Mg metálico. Feche o tubo com o dedo polegar durante a reação por aproximadamente 2 minutos. Ao final aproxime um palito de fósforo em chama, em quanto o gás escapa. Observe o ocorrido.

No primeiro tubo, o magnésio reage com o ácido, formando cloreto de magnésio e hidrogênio. A reação é altamente exotérmica.

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

No segundo tubo, o magnésio é adicionado ao ácido sulfúrico. Não se precisou esperar pelos 2 minutos, pois a reação é altamente exotérmica e o tubo esquentou rapidamente.

Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)

No terceiro tubo, o magnésio é adicionado ao ácido fosfórico.

Mg(s) + 2H3PO4(aq) → Mg(PO4)2(s) + 3H2(g)

No quarto tubo, adiciona-se magnésio ao ácido acético.

Mg(s) + 2CH3COOH(aq) → Mg(CH3COOH)2(aq) + H2(g)

3.2 Em quatro tubos de ensaio, adicione 3 mL de HCl 1M e coloque amostras de Mg no primeiro, Zn no segundo, Al no terceiro e Cu no quarto tubo de preferência simultaneamente. Observe a reatividade dos referidos metais.

As reações foram as seguintes:

1. Cu(s) + HCl(aq) → não ocorre reação

2. 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) reação lenta

3. Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2 reação lenta

4. Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) reação rápida

3.3 A um tubo de ensaio adicione 3 mL de HNO3 1M e coloque uma amostra de Cu metálico. Observe a reação.

Ao adicionar-se cobre metálico ao ácido nítrico em um tubo de ensaio, dentro da capela de exaustão, percebe-se que a reação ocorre rapidamente e que o líquido ficou com cor verde azulado e que havia a presença de um gás castanho avermelhado ao longo do tubo.

Cu(s) + 4HNO3(aq) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

3.4 A um tubo de ensaio, adicione 3 mL de NaOH 20%, coloque uma amostra de Al e observe. Em seguida aqueça suavemente o tubo de ensaio e aproxime um palito de fósforo em chama na saída do tubo. Observe o ocorrido.

2NaOH(aq) + 2Al(s) + 2H2O(l) → 2NaAlO2(aq) + 3H2(g)

4. RESULTADO E DISCUSSÃO

4.1 Nas experiências do item 3.1, observou-se que nas reações de ácidos com magnésio, ocorreu um pequeno estampido ao retirar-se o dedo do tubo de ensaio. Aproximou-se um palito de fósforo em chama ao tubo para comprovar a natureza do gás liberado na reação, foi confirmado que o gás era o hidrogênio (pois percebeu-se com a chama que o gás tinha caráter inflamável).

Quando o magnésio reage com o ácido sulfúrico, ocorre a formação do sal sulfato de magnésio e hidrogênio gasoso. A reação é altamente exotérmica e violenta, o tubo esquenta rapidamente e a pressão também. O gás hidrogênio se desprende com muita velocidade. Neste caso a chama ocorre de maneira mais intensa.

O ácido acético, por ser um ácido orgânico, reagiu de maneira muito lenta, sendo necessário esquentar o tubo para que se perceba algo visualmente.

4.2 Reação 1 - O Cu não reagiu com o HCl, o Cu não pode ser oxidado pelo H+ pois possui o reatividade menor que a do H.

Reação 2 - O alumínio reagiu lentamente, houve a formação de pequenas bolhas de gás hidrogênio na superfície do metal. O alumínio metálico estava recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultado de sua reação com o oxigênio do ar. A demora ocorrida nesta reação deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, removendo-o.

Reação 3 – O zinco, quando em contato com o ácido clorídrico, reagiu de forma menos violenta que o magnésio, uma vez que a capacidade de oxidação do zinco é menor que a do magnésio.

Reação 4 - O magnésio reagiu com o ácido doando seus elétrons para o cloro, formando cloreto de magnésio e gás hidrogênio. A reação é exotérmica. O magnésio reage com mais intensidade do que os outros metais, pois possui maior potencial de oxidação, ou seja, é mais reativo.

4.3 Na reação 3.3 o cobre metálico reage com o ácido nítrico para formar um sal de cobre. Essa reação não é simples oxidação de Cu pelo íon H+ do ácido; neste caso, o metal é oxidado a Cu²+ pelo nitrato do ácido, acompanhado pela formação do gás marrom, que é o dióxido de nitrogênio (NO2). Isto acontece pelo fato de que, o NO(g) reagir com o oxigênio do ar e formar o dióxido de nitrogênio, que é marrom.

4.4 Nesta experiência o alumínio reage com o hidróxido de sódio (com participação da água) e há o aparecimento de bolhas, isso indica que houve a formação de gás na reação (neste caso, o hidrogênio) também é possível perceber que a feloftaleína presente na reação adquiriu cor rósea, com isso pode-se concluir que o produto obtido tem caráter básico, que é o alumiato de sódio.

5. PÓS LABORATÓRIO

5.1 Estabeleça uma ordem de reatividade crescente dos ácidos ensaiados no item 3.1 e apresente uma justificativa para tal ordem.

A ordem crescente de reatividade dos metais, ou Série de Potenciais de Oxidação, é a seguinte:

1A > 2A > Al > Zn > Fe > Pb > H > Bi > Cu > Hg > Ag > Au > Pt

Na experiência realizada, utilizou-se os seguintes ácidos: HCl, H2SO4, H3PO4 e CH3COOH. Todos na concentração 1M e volume 3mL reagindo com magnésio metálico.

Ao observar as reações, percebe-se que o ácido sulfúrico (H2SO4) reagiu de forma mais violenta que os demais. Isso pode ser explicado pelo fato de que este é o ácido mais reativo utilizado nas experiências.

Quanto maior a força do ácido, maior a sua reatividade com os metais.

A ordem de reatividade dos ácidos utilizados é a seguinte:

H2SO4 > HCl > H3PO4 > CH3COOH

O ácido acético, por ser um ácido orgânico, é o menos reativo.

5.2 Com base na atividade eletroquímica dos metais ensaiados no item 3.2, justifique as diferentes reatividades dos mesmos.

Os metais que encontram-se abaixo do hidrogênio não reagirão com ácidos não-oxidantes. Ao contrário deste, os ácidos que encontram-se acima do Hidrogênio podem deslocá-lo de soluções ácidas e oxidam-se com muita facilidade, ou seja, são fortes agentes redutores.

Mais reativo Magnésio

Alumínio

Manganês

Zinco

Cromo

Ferro

Cádmio

Cobalto

Estanho

Chumbo

Hidrogênio

Menos reativo Cobre

A facilidade de se oxidar do metal aumenta de cima para baixo na tabela, portanto, em ordem crescente de atividade dos metais utilizados no item 3.2. tem-se:

Mg > Al > Zn > Cu

5.3 Escreva a equação da reação ensaiada no item 3.3 e identifique os gases desprendidos. Justifique a diferença de reatividade do Cu nos itens 3.2 e 3.3.

Cu(s) + 2NO-3(aq) + 4H+(aq) → Cu2+(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)

O gás desprendido na reação foi o dióxido de nitrogênio.

O cobre não reagiu com o ácido clorídrico devido não poder deslocar o H+ na reação.

Na reação do item 3.3, o cobre provoca redução do íon nitrato (NO-3), por isso, a reação foi bem mais intensa. Com isso percebe-se que o cobre é oxidado pelo NO-3.

5.4 Escreva a equação ocorrida no item 3.4. Que outros metais além do Al sofrem reações semelhantes?

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

Os alcalinos e alcalinos terrosos também podem sofrer reações semelhantes.

6. CONCLUSÃO

Tendo-se como base os experimentos feitos e as conclusões tomadas, pode-se concluir que tanto nas reações entre bases e metais quanto em reações entre ácidos e metais, ocorre o desprendimento do hidrogênio gasoso. Levando-se em conta que nem todos reagirão vigorosamente, tanto em ácidos quanto em bases.

Percebe-se nas reações anteriormente ilustradas que quanto maior a força do ácido, maior será a sua facilidade de dissociar-se e conseqüentemente terá maior possibilidade de reagir com o metal.

REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA

Ciência Química; Disponível em: http://www.cienciaquimica.hpg.com.br/elementos/hidrogenio.htm. Acesso em: 23 jun. 2010.

Química On Line; Disponível em: www.quimicaonline.blogger.com.br/Tabela%20de%20Potenciais%20de%20eletrodo.doc . Acesso em: 24 jun. 2010

Universidade Federal Fluminense; Disponível em: http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas/givexp/apendices.pdf. Acesso em: 22 jun. 2010

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