Pratica2 do hidrogenio

Pratica2 do hidrogenio

Universidade Estadual do Ceará- UECE

Faculdade de Educação de Crateús- FAEC

Curso: Química Licenciatura Plena

Disciplina: Química Inorgânica

Professor: Marcello Façanha

Aluno: Ambrosio Martins da Cunha

PRÁTICA 2 :

HIDROGÊNIO

Crateús, junho de 2010.

1. OBJETIVOS

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

1.2. Observar a cinética das reações de diferentes ácidos com um mesmo metal reativo.

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

2. PRÉ-LABORATÓRIO

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

Mg2+ + 2e- ↔ Mg E° = -2,34V

Al3+ +3e- ↔ Al E° = -1,67V

Zn2+ + 2e- ↔ Zn E°= -0,76V

Fe2+ + 2e- ↔ Fe E° = -0,44

Pb2+ + 2e- ↔ Pb E° = -0,126

Os metais que possuem um potencial de redução menor que 0,00 que é o potencial do hidrogênio deslocarão o hidrogênio de seus ácidos.

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

Nome do ácido

Formula molecular

Ka

Ácido acético

CH3COOH

1,8 X 10-5

Ácido fosfórico

H3PO4

7,5 X 10-3

Ácido clorídrico

HCl

Grande

Ácido sulfurico

H2SO4

Grande

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

O método comum de preparação de hidrogênio em laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de álcalis com alumínio. Abaixo as reações mais usadas:

Zn + H2SO4 ® ZnSO4 + H2

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

Hidrogênio muito puro (99,9%) é preparado por eletrólise de água ou de soluções de NaOH ou KOH (nestes últimos é mais usual). É um método bastante caro devido ao consumo elevado de energia elétrica.

Ânodo 2OH-  H2O + ½ O2 + 2e-

Cátodo 2H2O + 2-  2OH- + H2

Reação global H2O  H2+ ½ O2

Também, pela reação de hidretos salinos (iônicos) com água.

LiH + H2O ® LiOH + H2

3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1. Colocou-se sobre a bancada quatro tubos de ensaio, em seguida pipetou-se 3mL dos seguintes ácidos, H2SO4,CH3COOH,H3PO4 e HCl, todos com a concentração de 1M. Em seguida adicionou-se uma pequena amostra de magnésio metálico em cada um dos tubos, depois tampou-se a boca do tubo com o polegar esperou-se e um certo tempo cerca de um minuto e meio, e em seguida aproximou-se da boca do tubo um palito de fósforo em chama, retirou-se o dedo e observou-se as diferentes combustões.

3.2. Pipetou-se 3 mL de HCl 1M em quatro tubos de ensaio, em seguida colocou-se pequenas quantidades dos seguintes metais sólidos, magnésio, zinco,alumínio e cobre e observou-se as reações.

3.3. Em um tubo de ensaio pipetou-se 3mL de HNO3, e adicionou-se uma pequena amostra de cobre metálico e observou-se a reação .

3.4. Pipetou-se em um tubo de ensaio 3mL de NaOH com a concentração de 20%,colocou-se uma amostra de alumínio metálico, tampou-se a boca do tubo com o polegar,aproximou-se o tubo do fogo e em seguida aproximou-se o palito de fósforo em chamas e observou-se o ocorrido.

4. PÓS-LABORATÓRIO

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

CH3COOH< H3PO4< HCl< H2SO4

Acima temos a ordem de reatividade crescente dos ácidos. O que caracteriza a força do ácido é a sua constante de ionização, quanto maior, mais forte é o acido maior sua reatividade.

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

Mg2+ + 2e- ↔ Mg E° = -2,34V

Al3+ +3e- ↔ Al E° = -1,67V

Zn2+ + 2e- ↔ Zn E°= -0,76V

Cu2+ + 2 e- ↔ Cu E° = 0,34V

A diferença na reatividade dos metais no item 3.2 ,está relacionada com os diferentes potencias de redução dos mesmos, que pode ser observado acima o que causou as diferenças nas reações já que se trabalhou com o mesmo acido nas mesmas concentrações e volumes.

4.3. 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+ 4H+ + NO3- Cu2+ + NO + 2H2O

Em seguida:

2NO + O2 2NO2

Gás incolor Gás castanho avermelhado

A diferença na reatividade do cobre se dá pelo fato que na reação com o acido nítrico que reage com o cobre e o íon nitrato (NO3-) e não com o hidrogênio do ácido nítrico.

4.4. Escreva a equação de reação ocorrida no item 3.4. Que outros metais alem do Al sofrem reações semelhantes?

Quando o Al é adicionado na solução de NaOH, a reação ocorreu lentamente.

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

Além do alumínio, a reação também ocorreria com magnésio.

RESULTADO E DISCUSSÃO

Os resultados e discussões estão divididos de acordo com os itens da parte experimental.

3.1.Tivemos as seguintes reações:

Ao adicionar ácido sulfúrico ao tubo contendo as aparas de zinco, observa-se a efervescência causada pela grande liberação de bolhas, formadas por hidrogênio gasoso, H2. Isto ocorre porque o zinco, sendo um metal mais reativo do que o hidrogênio, é capaz de deslocá-lo do ácido e ocupar o seu lugar, formando sal, sulfato de zinco (ZnSO4), no qual o metal é o cátion. Assim, o zinco é oxidado (seu nox passa de 0 a +2), sendo o agente redutor, enquanto o hidrogênio é reduzido (seu nox passa de +1 a 0), sendo o agente oxidante. A reação pode ser representada pela equação:

2H2SO4 + Mg(s) → Mg(HSO4)2(aq) + H2(g)

(exotérmica)

A reação do ácido clorídrico com o magnésio foi vigorosa mais não como a anterior, também de caráter exotérmico e com produção de hidrogênio comprovado pela combustão do mesmo.

2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g)

Com o acido fosfórico a reação foi mais fraca ainda podendo-se observar um pequeno estampido quando se aproximou o palito em chamas, e pela formação de bolhas ao redor do tubo.

2H3PO4 + Mg(s) → Mg(H2PO4)(aq) + H2(g)

O acido acético foi o que teve a menor combustão logo era o acido mais fraco, mas mesmo apesar de sua pequena combustão pode-se comprovar o surgimento do gás hidrogênio.

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

3.2. HCl com diferentes metais.

O magnésio ao ser colocado em contato com ácido reagiu de modo instantâneo com liberação de gás (H2). Formando a solução de cloreto de magnésio, meio amarelada.

Mg2+ + 2e- ↔ Mg Eº = -2,34V

2H+ + 2e- ↔ H2 Eº = -0,000V

Mg ↔ Mg2+ + 2e-

2HCl(aq) + Mg(s) → MgCl2(aq) + H2(g) E° = E°cat – E°ano

E° = 0,000V-( -2,34V)

E° = 2,34V(Reação espontânea)

O zinco (pequenas raspas) ao ser colocado em contato com ácido reagiu de maneira bem lenta, foi observado que não ocorreu modificação em sua coloração. Mas ocorreu a produção do gás H2.

Zn2+ + 2e- ↔ Zn Eº = -0,76V

2H+ + 2e- ↔ H2 Eº = -0,000V

Zn ↔ Zn2+ + 2e-

2HCl(aq) + Zn(s)ZnCl2(aq)+H2(g) E° = E°cat – E°ano

E° = 0,000V-( -0,76V)

E° = 0,76V(Reação espontânea)

O alumínio ao ser colocado em contato com o ácido reagiu de modo moderado, com liberação de gás (H2).

Al3+ +3e- ↔ Al Eº= -1,67V

2H+ + 2e- ↔ H2 (x3) Eº = -0,000V

Al ↔ Al3+ + 3e- (x2)

6H+ + 6e-↔ 6H2

2Al ↔ 2Al3+ + 6e-

6HCl(aq)+ 2Al(s)  2AlCl3(aq) + 3H2(g)

E° = E°cat – E°ano

E° = 0,000V-( -1,67V)

E° =1,67V (Reação espontânea)

O cobre ao ser colocado em contato com o ácido reagiu, mas ocorreu uma liberação de gás de modo lento, perdendo um pouco da sua coloração, surgindo uma cor amarelada devido a formação do íon complexo CuCl42-, que se acumulou no fundo do tubo de ensaio. A reação não acontece, porque o cobre não é capaz de deslocar o hidrogênio do acido clorídrico, porque seu potencial de redução é maior que o do hidrogênio.

2H+ + 2e- ↔ H2 Eº = -0,000V

Cu2+ + 2e-↔ Cu E° = 0,34V

H2 ↔ 2H+ + 2e-

HCl + Cu→ não reagiu E° = E°cat – E°ano

E° = 0,00 -( -0,34V)

E° = -0,34V(Reação não espontânea)

CONCLUSÃO

Com base nos experimentos realizados podemos observar a reatividade de alguns metais, que dependendo dos seus potenciais, reagem ou não com ácidos ou álcalis produzindo o hidrogênio gasoso. Podemos assim entender como foi construída a fila de reatividade dos metais. Percebemos o quão forte é a combustão do hidrogênio que mesmo em pequenas quantidades provocam um estampido pouco elevado. E que a reatividade de um acido esta fortemente ligada a força do acido.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

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