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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC
Disciplina: Química Geral Experimental – QEX0002
Prática 12 – Reatividade de Metais: Síntese do gás hidrogênio
1. Introdução
O gás hidrogênio foi sintetizado pela primeira vez na história por Von Hohenheim, também
conhecido por Paracelso (1493-1591), através da reação química entre certos metais na presença de
ácidos fortes. Sua fórmula molecular (H2) é consideravelmente estável, porém raramente é encontrado na
natureza nesta forma. Normalmente o hidrogênio está ligado a outros elementos sendo um elemento
indispensável para a manutenção da vida como a conhecemos. O H 2 é incolor, inodoro, atóxico, mais leve
que o ar e combustível.
Fora da Terra, o hidrogênio pode ser encontrado em grande abundância dentro de estrelas,
nebulosas dentre outras estruturas celestes. Acredita-se que cerca de 75% da massa do Universo
conhecido seja hidrogênio em sua forma elementar.
Quimicamente, o hidrogênio, constituído por um próton e um elétron (sem nêutrons) possui
propriedades físico-químicas únicas e desta forma não se enquadra claramente em nenhum grupo
periódico (família). Sua posição na tabela periódica acima do elemento lítio é apenas uma convenção uma
vez que o hidrogênio possui apenas um elétron em sua camada de valência.
O gás hidrogênio possui larga aplicação industrial como a hidrogenação de óleos vegetais, na síntese de
diversos compostos de interesse tais como amônia, o ácido clorídrico, o metanol, e em maçaricos de
oxicorte.
Atualmente sua aplicação como um combustível verde e economicamente viável tem chamado a
atenção da comunidade científica e maciças atividades de pesquisa e desenvolvimento são feitas nesta
área.
O H2 pode ser obtido industrialmente partindo-se da água dentre outras substâncias através de
processos eletrolíticos (alto consumo de energia elétrica) ou ainda pelo aquecimento do carvão na
presença de água, gerando monóxido de carbono e H 2. Em laboratório, o hidrogênio molecular pode ser
gerado facilmente através de reações químicas do tipo oxidorredução entre os íons H + e metais de maior
reatividade que este cátion. Desta forma, metais em podem ceder elétrons (substância redutora) aos íons
H+ (substância oxidante) que são reduzidos ao hidrogênio molecular. A equação abaixo ilustra um
exemplo deste processo:
Uma maneira prática de verificar se um metal ou alguma substância química é capaz de reduzir
os íons H+ para gerar gás hidrogênio é a verificação dos potenciais redox das semi-reações de oxidação e
de redução envolvidas. Para o caso acima as semi-reações envolvidas são:
Desta forma, quanto mais positivo for o valor do potencial redox indicado na tabela, mais
favorável será o seu acontecimento. O raciocínio inverso vale para os potenciais negativos: quanto mais
negativo for um processo menos favorável será o seu acontecimento.
O processo redox do hidrogênio (0,00 V) foi escolhido por convenção como sendo o padrão de
comparação, logo todos os demais valores são referenciados a ele. O símbolo Eo expressa então o
potencial padrão (em volts) para uma dada semi-reação. O termo “padrão” se refere às seguintes
condições experimentais: [reagentes] = 1,0 mol L-1; 25 oC e 1,0 bar (1,0×105 Pa ou ≈1 atm). A seguir é
apresentado um exemplo de tabela de potenciais redox para algumas substâncias selecionadas:
O sinal algébrico dos valores de potencial padrão (Eo) indica o sentido espontâneo das reações
redox em questão. Desta forma, o processo de redução mais favorável é a redução do flúor molecular (F2)
para íons fluoreto (F-) (+2,87 V) enquanto, no sentido oposto, a redução dos íons lítio (Li+) para a
formação do lítio metálico Li0 é bastante desfavorável.
Um ponto fundamental deve ser agora esclarecido: Em um processo redox (oxidação de uma
substância e redução de outra) ambos os valores de Eo devem ser levados em conta para que um veredito
seja encontrado para a espontaneidade de uma reação. Assim, utilizamos o cálculo de ΔEo ou diferença de
potencial padrão (ddp) que, por definição, é descrita da seguinte forma:
“A ddp de uma reação redox, em condições padrão, é a diferença
entre o potencial da substância oxidante (Eo do cátodo) e o potencial da
substância redutora (Eo do ânodo).”
ΔEo = Eo (cátodo) – Eo (ânodo)
ou
ΔEo = Eo (agente oxidante) – Eo (agente redutor)
É importante ressaltar que, no momento de inserir os valores dos potencias redox na equação,
estes devem ser considerados exclusivamente no sentido de redução para que os cálculos estejam corretos
e as condições padrão estejam mantidas. Quando valores encontrados de ΔEo são > 0 (positivos), diz-se
que este processo é espontâneo. E por fim, quando valores encontrados de ΔEo são < 0 (negativos), diz-se
que este processo não é espontâneo do ponto de vista termodinâmico.
2. Objetivos
Testar a reatividade de metais tais como zinco, alumínio e cobre na presença de ácidos e bases
fortes buscando a formação de gás hidrogênio.
3. Pré-laboratório
a) Defina oxidação e redução citando semi-reações como exemplos.
b) Escreva as semi-reações de oxidação dos seguintes metais: Na, Mg, Al, K e Ca.
d) Escreva a semi-reação de redução do íon H+.
e) Defina substância oxidante e substância redutora.
f) Ao compararmos o gás cloro (Cl2) e o gás flúor (F2), qual teria um maior poder oxidante frente à outra
espécie química? Justifique.
g) Mostre todos os cálculos para o preparo de uma solução de HCl 2,0 mol L -1 a partir da garrafa
concentrada (37%) e densidade 1,18 g cm-3.
h) Quantos gramas de KOH são necessários para prepararmos uma solução aquosa de concentração 2,0
mol L-1?
4. Materiais e Métodos
4.1 Materiais e reagentes
02 balões volumétricos de 50 mL
02 béquer de 100 mL
Pipetas de 05 ou 10 mL
Espátula
Pinça
06 tubos de ensaio com estante
NaOH(s)
H2SO4 concentrado
Alumínio metálico
Cobre metálico
Zinco metálico
Água destilada
4.2 Procedimento Experimental
Preparar 50 mL de ácido sulfúrico 2,0 mol L-1 e 50 mL de hidróxido de sódio 4,0 mol L-1. Estas
soluções serão preparadas uma única vez e todos os demais alunos se utilizarão destas para realizarem o
experimento.
Tome dois tubos de ensaio e adicione a cada um destes uma pequena porção de zinco metálico.
Repita o mesmo processo com o alumínio e com o cobre metálico.
Adicione 2 mL da solução de ácido sulfúrico em um dos tubos contendo cada metal e repita o
procedimento utilizando a solução de hidróxido de sódio no tubo restante. Faça o procedimento com
calma e um tudo de cada vez, anotando cuidadosamente todos os fenômenos observados.
Caso o metal não tenha sido consumido completamente, adicione um pouco mais da respectiva solução de
ácido ou base necessária.
3.1.5 Resultados e Questionário
Complete a tabela abaixo, indicando se houve reação ou não para cada caso estudado:
Metal
H2SO4
NaOH
Alumínio
Cobre
Zinco
Com base nas observações feitas responda as seguintes questões:
a) Para os casos onde houve reação e consequente evolução de gás hidrogênio escreva as semi-reações de
oxidação e redução bem como a reação global do processo.
b) Calcule a variação de potencial padrão (ΔEo) para cada caso acima confirmando teoricamente os
resultados obtidos na prática. Utilize a tabela de potenciais padrão fornecida na parte introdutória do
experimento.
c) Explique os casos onde não houve reação química através do cálculo de ΔEo com base nas possíveis
reações redox.
d) Por questões de segurança, não foi ateado fogo ao gás hidrogênio formado embora suas propriedades
combustíveis sejam bastante conhecidas. Por que a queima do gás hidrogênio pode ser descrita como
“limpa” ou, em termos atuais, dita “verde”? Explique utilizando equações químicas.