Universidade Estadual do Maranhão Centro de Educação de Ciências Exatas e Naturais-CECEN Departamento de Química e Biologia Disciplina: Química Inorgânica Professor Dr. William da Silva Cardoso Mário Jeymson Jeymson Carvalho Carvalho Corrêa Código:1216132
Obtenção do Gás Hidrogênio
São Luis-Ma 2013.1
Introdução O hidrogênio possui a estrutura atômica mais simples que qualquer outro elemento, sendo constituído por um núcleo contendo um próton com carga +1 e um elétron circundante. A configuração eletrônica pode ser representada como 1s1. Os átomos de hidrogênio podem alcançar a estabilidade de três maneiras diferentes: 1- Formando uma ligação covalente (um par de elétrons) com outro átomo. 2- Perdendo um elétron para formar H+ 3- Adquirindo um elétron e formando HComo a eletronegatividade do H é 2,1, ele pode valer-se de qualquer um desses três meios, sendo o mais comum a formação de ligações covalentes. O hidrogênio é o primeiro elemento da tabela periódica e apresenta características únicas. Existem apenas dois elementos no primeiro período, o hidrogênio e o hélio. O hidrogênio é bastante reativo, mas o hélio é inerte. O melhor é considerá-lo como um elemento à parte. A estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio, de certo modo, se assemelha com a dos metais alcalinos. Por outro lado, a estrutura eletrônica do átomo de hidrogênio, de certo modo, também se assemelha com a dos halogênios. O hidrogênio é o elemento mais abundante do universo. Segundo estimativas, o universo é constituído por 92% de hidrogênio e 7% hélio, de modo que todos os demais elementos juntos representam apenas 1%. Contudo, a quantidade de H 2 na atmosfera terrestre é muito pequena, pois o campo gravitacional da Terra é pequeno demais para reter um elemento tão leve. O hidrogênio é preparado em grande escala por diversos métodos: 1-
O hidrogênio pode ser obtido em grande escala e a baixo
custo, passando-se vapor d’água sobre coque aquecido ao rubro. O produto obtido é o gás d’água, ou seja, uma mistura de CO e H2. Tratase de um combustível industrial importante, pois é fácil de obter e queima liberando uma grande quantidade de calor.
C + H 2O CO+H 2 CO + H 2 + O2 CO2 + H 2O + calor
Não é fácil de obter o H 2 puro a partir do gás d’água, pois a remoção do CO é difícil. O CO pode ser liquefeito a baixas temperaturas e sob pressão, podendo assim ser separado do H 2. Alternativamente, a mistura gasosa pode ser misturada com vapor, resfriada a 400 ºC e passada sobre óxido de ferro num conversor adequado, formando H 2 e CO2. O CO2 assim formado pode ser facilmente removido, ou dissolvendo-o em água sob pressão ou reagindo-o com uma solução de K2CO3. Nesse caso forma-se KHCO3 em solução e o H 2 gasoso permanece inalterado.
CO + H 2 2H 2 + CO2 2-
O hidrogênio também pode ser obtido em grandes
quantidades pelo processo de reformação a vapor. O hidrogênio obtido dessa maneira é utilizado no processo Haber de síntese de NH3 e para a hidrogenação de óleos. Hidrocarbonetos leves, como o metano, são misturados com vapor de água e passados sobre um catalisador de níquel a 800-900º C. Esses hidrocarbonetos podem ser encontrados no gás natural e, também, são obtidos em refinarias no processo de “craqueamento” de hidrocarbonetos mais pesados.
CH 4 +H 2O CO + 3H 2 CH 4 + 2H 2O CO2 + 4H 2 O gás que sai do reator é constituído por CO, CO2, H2 e excesso de vapor d’água. A mistura gasosa é enriquecida com mais vapor, resfriada a 400 ºC e passada por um conversor que contém um catalisador de ferro/cobre, onde o CO é transformado em CO2.
CO + H 2O CO2 + H 2 Finalmente o CO2, é absorvido por uma solução de K 2CO3 ou de etanolamina,
HOCH2CH2NH2.
O
K2CO3
e
a
etanolamina
são
regenerados por aquecimento.
K 2C O3 + CO2 + H 2O 2KHCO3 2HOCH 2C H 2N H 2 + CO2 + H 2O (HOCH 2C H 2N H 3 )2CO3 3-
Nas
refinarias
de
petróleo,
misturas
naturais
de
hidrocarbonetos de elevado peso molecular, tais como nafta e óleo combustível, são submetido ao processo de “craqueamento” para formar misturas de hidrocarbonetos de pesos moleculares menores, que podem
ser usadas como combustível automotivo. O hidrogênio é um valioso subproduto desse processo. 4-
Hidrogênio muito puro (pureza 99,9%) e preparado por
eletrólise da água ou de soluções de NaOH ou KOH. Esse é o método mais dispendioso. A água não conduz muito bem a corrente elétrica, sendo comum a eletrólise de soluções de NaOH e KOH numa célula com anodos de níquel e cátodos de ferro. Os gases produzidos nos compartimentos do ânodo e do cátodo devem ser mantidos separados. Ânodo 2OH - H 2O + ½O2 + 2e Cátodo 2H 2O + 2e 2OH + H 2
Reação global H 2O H 2 + ½ O2 5-
Uma grande quantidade de hidrogênio puro também é
formado como subproduto da indústria de cloro e álcalis. Nesse caso, soluções aquosas de NaCl são eletrolisadas para formar NaOH, Cl 2 e H2. 6-
O método comum de preparação do hidrogênio em
laboratório é a reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio.
Zn + H 2S O4 ZnO4 + H 2 2Al + 2NaOH + 6H 2O 2Na[Al(OH)4 ] + 3H 2 7-
O hidrogênio pode ser preparado pela reação de hidretos
salinos (iônicos) com água. LiH + H2O LiOH + H2
O hidrogênio é elemento mais abundante do universo. Segundo algumas estimativas, o universo é constituído por 92% de hidrogênio e 7% de hélio, de modo que todos os demais elementos juntos representam apenas 1%. Contudo a quantidade de H2 na atmosfera terrestre é muito pequena, pois o campo gravitacional da terra é pequena demais para reter um gás tão leve. Contudo, um pouco de H 2 é encontrado nos gases vulcânicos. Em contrapartida, o hidrogênio é o décimo elemento mais abundante na crosta terrestre (1.520 ppm ou 0,152% em peso). Também é encontrado em grandes quantidades nas águas dos oceanos. Compostos contendo hidrogênio são muito abundantes,
sobretudo a água, organismos vivo (Carboidratos e proteínas), compostos orgânicos, combustíveis fosseis (carvão, petróleo e gás natural), amônia e ácidos. De fato o hidrogênio forma mais compostos que qualquer outro elemento.
OBJETIVOS
Obter o gás hidrogênio de modo simples no laboratório;
Observar a reatividade de metais na presença de um ácido
ou base forte;
Comprovar sua propriedade de combustão.
MATERIAIS E REAGENTES
Tubo de ensaio
Estante
Alumínio metálico
Zinco metálico
Espátula
Acido clorídrico (HCl)
Hidróxido de sódio (NaOH)
Balões volumétricos de 50ml
Pipeta graduada de 20ml
Balança Analítica
Beckers de 50ml
PROCEDIMENTO EXPERIMETAL
Preparo das soluções
Primeiramente preparou-se 100ml de soluções aquosas de ácido clorídrico 2 mol.L-1
Em seguida preparou-se uma solução de 100ml de hidróxido de sódio 2 mol.L-1
Obtenção do gás Hidrogênio
Pegou-se quaro tubos de ensaios e acrescentou-se em dois deles, 1g de Zn e, nos outros dois, 1g de alumínio metálico
Em um dos tubos contendo zinco, acrescentou-se 5 ml da solução de HCl. No outro, acrescentou-se 5ml da solução de NaOH. Repetiu-se a mesma operação para os tubos contendo alumínio.
Observou-se atentamente cada tudo.
Anotou-se o resultado.
Comprovação da existência do gás Hidrogênio
Cuidadosamente aproximou-se um fósforo aceso da
extremidade aberta de um dos tubos de ensaio e em seguida anotouse o ocorrido.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Preparo das soluções
Para o preparo de 100ml da solução aquosa de HCl 2
mol.L-1 efetuou-se o cálculos de molaridade e descobriu-se a massa necessária no preparo da solução:
2
m = 3,646g
Como o ácido clorídrico concentrado em temperatura
ambiente é líquido, transformou-se o grama em ml: 1 ml 1ml 1 ml X
0, 4403 g
3,646 g
x= 8, 28 ml
Na capela, pipetou-se 8,28 ml de ácido clorídrico e colocou-
se em um balão volumétrico contendo uma pequena quantidade de água. Completou-se com água até o volume de 100 ml.
Para o preparo de 100 ml da solução aquosa de NaOH 2
mol.L-1 efetuou-se os cálculos para achar a massa necessária:
2
m = 4g
Na balança analítica, pesou-se 4g de hidróxido de sódio.
Dissolveu-se o NaOH em água destilada.
Obtenção do gás Hidrogênio
Com as duas soluções prontas, pegou-se quatro tubos de ensaio.
Alumínio metálico + ácido clorídrico
No primeiro tubo de ensaio colocou-se uma pequena quantidade de alumínio metálico.
Adicionou-se uma solução de HCl 2,0 mol/L no tubo contendo alumínio metálico.
Quando em contato com a solução de HCl, a reação ocorreu lentamente, mas pode-se observar a formação de gases no tubo de ensaio. A demora na reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico se deve à formação de óxido de alumino, pois uma vez em contato com o ar o alumínio se oxida e forma tal óxido. A equação que descreve esse processo pode ser dada por:
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl 3(s) + 3H 2( g)
O alumínio reagiu lentamente, liberando hidrogênio (H2), os íons alumínio foram dissolvidos o que gerou uma solução de cloreto de alumínio. A reação é exotérmica e houve liberação de calor.
Alumínio metálico + hidróxido de sódio
No segundo tubo de ensaio, também contendo alumínio metálico, adicionou-se uma quantidade da solução de NaOH 2,0 mol/L suficiente para consumir o metal.
Em contanto com a solução NaOH , observou-se a liberação de hidrogênio na forma de bolhas esbranquiçadas, e posteriormente ocorreu a liberação de gás
hidrogênio. O alumínio metálico
começou a reagir rapidamente, formando um complexo de Na e Al, e H2 gasoso. A equação abaixo representa tal reação:
2Al + 2NaOH + 6H 2O 2Na[Al(OH)4 ] + 3H 2 Zinco metálico + ácido clorídrico
No terceiro tubo de ensaio colocou-se uma pequena quantidade de zinco metálico.
Adicionou-se ao tubo HCl 2,0 mol/L.
O zinco, quando entrou contato com a solução de HCl, reagiu de forma menos vigorosa que o alumínio, uma vez que a capacidade de oxidar do zinco é menor que a do alumínio. O zinco é menos reativo que o alumínio, ou seja, ele é menos eletropositivo. Tal reação pode ser representada pela equação:
Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2( aq) + H 2( g) Zinco metálico + hidróxido de sódio
No quarto tubo de ensaio colocou-se a mesma quantidade de zinco metálico do terceiro tubo.
Neste tubo colocou-se uma solução de NaOH suficiente para consumir o metal.
Na presença da solução de hidróxido de sódio o zinco metálico não se observou formação de bolhas durante o experimento. O zinco é menos reativo que o sódio, portanto ele não consegue deslocá-lo para forma Zn(OH)2, não reagindo na presença desta base. A reação entre o zinco e o ácido clorídrico é representada a seguir:
Zn + 2NaOH Na2 ZnO2 + H 2
Comprovação da existência do gás Hidrogênio
Ao aproximar o fósforo aceso dos dois primeiros tubos de ensaio, contendo Al + HCl e Al + NaOH respectivamente, ouviu-se um estampido, o que caracterizava a presença do gás hidrogênio que por sua vez é altamente inflamável.
Quando aproximou-se o fósforo do terceiro e do quarto tubo, estes contendo Zn + HCl e Zn + NaOH respectivamente, percebeu-se um estampido menor, isso se deve ao fato do desprendimento de gás hidrogênio ter sido menor nessas duas reações.
QUESTÕES I.
Equacione as reações ocorridas.
Reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico:
2Al + 6HCl 2AlCl 3 + 3H 2 Reação entre alumínio e hidróxido de sódio:
2Al + 2NaOH + 6H 2O 2Na[Al(OH)4 ] + 3H 2 Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico:
Zn(s) + 2 HCl(aq) ZnCl 2( aq) + H 2( g) Reação entre zinco metálico e hidróxido de sódio:
Zn + 2NaOH Na2 ZnO2 + H 2 II.
Quais os elementos que sofrem oxidação e redução? Reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico:
O alumínio sofre oxidação - nox: 0 para +3 O hidrogênio sofre redução – nox: +1 para 0
Reação entre alumínio e hidróxido de sódio:
O alumínio sofre oxidação – nox: 0 para +3
O hidrogênio sofre redução – nox: +1 para 0
Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico:
O zinco sofre oxidação – nox: 0 para +2 O hidrogênio sofre redução – nox: +1 para 0 III.
Quais são os agentes oxidante e redutor? Reação entre alumínio metálico e ácido clorídrico:
Agente oxidante: hidrogênio Agente redutor: alumínio
Reação entre alumínio e hidróxido de sódio:
Agente oxidante: hidrogênio Agente redutor: alumínio
Reação entre zinco metálico e ácido clorídrico:
Agente oxidante: hidrogênio Agente redutor: zinco IV.
Equacione a equação da reação de combustão do H2.
V.
Que procedimentos deveríamos adotar para evitar as
perdas do gás produzido? Os gases podem ser recolhidos em recipientes especiais, através do deslocamento de líquidos imiscíveis com tais gases, ou que não ocorram reações químicas entre si.
CONCLUSÃO Diante do que foi apresentado ao longo do trabalho, pôde-se notar através de experimentos, um método comum em laboratório para obtenção do gás hidrogênio no qual houve a reação de ácidos diluídos com metais, ou de um álcali com alumínio. Apesar de o recolhimento do hidrogênio ser inviável, uma vez que essas reações ocorrem ligeiramente rápidas e com pouca liberação de hidrogênio, ainda sim, é um método prático e eficiente. Além de observarmos que a reatividade dos metais depende de seus potenciais de oxiredução, e sua posição na tabela periódica.
REFERÊNCIAS
LEE, J.D., Química inorgânica não tão concisa. 5.ed. Blucher,São Paulo,1999
JONES, Loretta; Atkins, Peter. Princípios de química. Porto Alegre: Bookman, 2006.
Ohlweiler, Oto Alcides, 1914- Química Inorgânica. São Paulo.Edgard Blucher; Brasília,INL,1973.
