Relatório pratica do hidrogênio

Relatório pratica do hidrogênio

Universidade Estadual do Ceará – UECE

Faculdade de Educação de Crateús – FAEC

Disciplina: Química Inorgânica I

Prof.: Marcelo X. Façanha

Curso : Química 3ª Semestre

Aluno(a): Adriana Maria Lima Virgílio

Prática 01 – Hidrogênio

CRATEÚS/CE

2010

0.1- Objetivos:

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

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

    3. Comparar a atividade eletroquímica de diferentes metais em maio ácido.

0.2- Pré-laboratório:

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

Mg2+ + 2e- <----->Mg E° redução = -2,34V

Al3+ + 3e- <-----> Al E° redução = -1,67V

+ 2e- <----->Zn E° redução = -0,76V

+ 2e- <----->Cu E° redução = 0,34V

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

Nome

Fórmula

Ácido acético

H

1,8 x

Ácido clorídrico

HCl

Ácido forte

Ácido fosfórico

P

7,5 x

6,2 x

4,2 x

Ácido sulfúrico

S

Ácido forte

1,2 x

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

Quando se necessita de pequenas quantidades de hidrogênio, ele é normalmente obtido pela reação entre um metal ativo com o Mg e uma solução diluída de um ácido forte, como o ácido clorídrico ou S.

Mg(s) + 2(aq)(aq) + (g)

Como o hidrogênio é bastante insolúvel em água, ele pode ser coletado por deslocamento d Grandes quantidades de H2 são produzidas pela reação de metano (CH4, o principal componente do gás natural) com vapor para produzir uma mistura de gases H2 e CO.

C(s) + H2O(g) H2(g) + CO(g)

Essa mistura, conhecida como gás d’ água, é usada como combustível industrial.

0.3 - Procedimento experimental:

3.1. Em quatro tubos de ensaio adicionou-se 3mL de HCl 1M ao primeiro tubo, no segundo tubo 3mL de H2SO4 1M, ao terceiro tubo 3mL de H3PO4 1M e ao quarto tubo; 3mL de Ch3COOH 1 M.Colocou-se em cada tubo, uma amostra de Mg metálico. Fechou-se o tubo com o dedo polegar durante a reação por aproximadamente 2 minutos. Ao final aproximou-se um palito de fósforo em chama, em quanto o gás escapa.

3.2.Em quatro tubos de ensaio, adicionou-se 3mL de HCl 1M e colocou-se amostras de Mg no primeiro, Zn no segundo, Al no terceiro e Cu no quarto tubo.

3.3. A um tubo de ensaio adicionou 3mL de HNO3 1M e colocou uma amostra de Cu metálico.

3.4.A um tubo de ensaio,adicionou-se3mL de HNO3 20%, e colocou-se uma amostra de Al. Em seguida aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio e aproximou-se um palito de fósforo em chama na saída do tubo.

0.4 - Resultado e discussão:

4.1. No item 3.1, observou-se nas reações dos ácidos com o Mg, um pequeno estampido, quando tirou-se o dedo do tubo de ensaio que e aproximou-se um palito de fósforo em chama da extremidade do tubo simultaneamente, para comprovar a natureza do gás liberado nesta reação. O estampido deu-se por causa da queima do gás hidrogênio que tem caráter inflamável, e que foi liberado nessas reações. O estampido foi maior na reação com o HCl, H3PO4 e H2SO4 e menor com o CH3COOH, pois esse ultimo é um ácido orgânico.

2CH3COOH(aq) + Mg(s) Mg(CH3COO)2 +H2(g)

Mg + 2HCl  MgCl2 + H2(g)

4.2. No item 3.2, o Mg metálico reagiu com o ácido doando seus elétrons para o cloro, formando cloreto de Mg e gás hidrogênio (H2). Nesta reação ocorre oxidação e redução, o número de oxidação de cada átomo o elétron é mostrado na equação. A reação é exotérmica, pois sentiu um aquecimento no tubo de ensaio.

O magnésio reagiu imediatamente e bastante vigorosamente liberando hidrogênio (H2), os íons magnésio ficam dissolvidos gerando uma solução de cloreto de magnésio. A reação é exotérmica, houve liberação de calor.

A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, quanto mais eletropositivo mais reativo será o metal. Os metais reativos são aqueles que possuem grande tendência de perder elétrons logo formam íons positivo com mais facilidade. Por isso observou-se que o Mg reagiu mais rapidamente e vigorosamente com o HCl do que o Cu, Al, e Zn, pois ele é mais eletropositivo, portanto mais reativo do que os demais.

Mg + 2HCl  MgCl2 + H2(g)

O alumínio (Al), que está entre o Mg e o Zn na série eletroquímica, reagiu lentamente formando pequenas bolhas de gás hidrogênio na superfície do metal. O alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar. A demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o.

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2(g)

A reação do ácido clorídrico com o cobre não ocorre porque o metal tem baixa tendência a se oxidar, assim a reatividade do cobre é menor que o do hidrogênio, portanto não pode ser oxidado pelo H+.

Cu(s) + HCl(aq)  nenhuma reação

O zinco, quando em contato com a solução de HCl 1M, reagiu de forma menos vigorosa que o Mg, uma vez que a capacidade de oxidar do zinco é menor que a do magnésio. A reação entre o zinco e o ácido clorídrico é representada a seguir:

Zn(s) + HCl(aq) ZnCl2(aq) + H2(g)

Em todas as reações acima, de ácido clorídrico com os metais Mg, Zn e Al, o gás hidrogênio foi identificado da mesma forma que o item 3.1, devido ao pequeno estampido que ocorreu quando uma pequena chama do fósforo foi aproximada da extremidade do tubo de ensaio, que pode ser justificada pela o caráter inflamável do gás.

Os metais, como os elementos de transição dos grupos 8B e 1B, são muito estáveis e formam compostos com menos facilidade, e são chamados de metais nobres, porque apresentam baixa reatividade. Uma lista de metais dispostos em ordem decrescente de facilidade de oxidação é chamada de série de atividade (Anexo). Os elementos abaixo do hidrogênio na série de atividade (como o cobre, por exemplo) não podem ser oxidados pelo H+, por isso a reação do ácido clorídrico com cobre não ocorreu.

4.3 No item 3.3 observou-se uma coloração verde na solução, que era o sal de cobre (Cu (NO3)2). Essa reação não é simples oxidação de Cu pelo íon H+ do ácido. Em vez disso, o metal é oxidado a Cu2+ pelo nitrato do ácido, acompanhado pela formação do gás marrom dióxido de nitrogênio, NO2(g). Isto se deve ao fato do NO(g), tão logo formado e desprendido, reagir com o oxigênio do ar, formando o dióxido de nitrogênio, NO2, que é marrom:

2NO(g) + O2 2NO2(g)

Cu(s) + 4HNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g)

Nesse caso, o NO2 resulta da redução de NO3-.

4.4. No item 3.4,após a adição do Al e NaOH no tubo de ensaio observou a formação de um sal e a produção de pequenas bolhas de gás hidrogênio:

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

A reação do Al com o NaOH ocorreu lentamente, pelo fato de que há formação de óxido de alumínio na superfície do metal. O óxido na superfície do metal é resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar.

0.5 – Pós-laboratório

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

O HCl e H2SO4, estão entre os sete ácidos mais fortes.Quanto maior o valor de pKa, mais fraco é o ácido.Por exemplo, o ácido acético com um pKa = 4,75 é uma ácido mais fraco do que o ácido fosfórico com um pKa = -2. O ácido clorídrico com um pKa = -7 é um ácido mais forte do que o ácido fosfórico.

Nome

pKa

Ácido acético

4,75

Ácido fosfórico

-2

Ácido clorídrico

-7

Ácido sulfúrico

-9

CH3COOH < H3PO4 < HCl < H2SO4

pKa=4,75 pKa=-2 pKa=-7 pKa=-9

--------------------------------> Aumento da força ácida

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

A reatividade química dos metais varia com a eletropositividade, quanto mais eletropositivo mais reativo será o metal. A eletropositividade aumenta nas famílias, de cima para baixo, e nos períodos, da direita para a esquerda. Portanto o Mg é mais reativo do que o Al e que o 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) + 4HNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g). O gás desprendido foi o NO2(g).

Cu(s) + HCl(aq)não ocorre. A reação do Cu com HCl não ocorre, pois o Cu não pode ser oxidado pelo H+. Já na reação do Cu com HNO3, essa reação não é simples de oxidação de Cu pelo H+ do acido, em vez disso o metal é oxidado a C2+ pelo íon nitrato do ácido.

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

2Al(s) +2NaOH(aq) + 6H2O  2Na[Zn(OH)4](aq) + 3H2(g). O belírio é anfótero, também reage com NaOH, formando H2 e berilato de sódio.

Be + 2NaOH + 2H2O Na2[Be(OH)4] + H2 ou NaBeO2 . 2H2O + H2

0.6 – Conclusão

Pode-se concluir que a reatividade dos metais dependem de seus potenciais de oxi-redução, e sua posição na tabela periódica. E que podemos obter gás hidrogênio pela reação entre metais reativos como o magnésio e uma solução diluída de um ácido forte, como o HCl ou H2SO4. Apesar de o recolhimento do hidrogênio ser inviável, uma vez que essas reações ocorrem ligeiramente rápidas e com pouca liberação de hidrogênio.

0.7 – Referências bibliográficas

1 -Brown, Theodore L. Química A Ciência Central. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 119,120,237,239p.

2 -Reatividade de metais com ácido clorídrico. Disponível em <http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/index.html

3 - LEE, J.D – Quimica Inorganica não tão concisa; tradução da 5a edição inglesa, Editora Blucher, São Paulo, 1999

0.8 - Anexo

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