Slide 1 - SOL - Professor | PUC Goiás

Química do Hidrogênio
Hidrogênio e Hidretos
Abundância
• Mais abundante no universo (92%)
• 10º elemento na crosta terrestre
oceanos, vulcões e toda forma de vida).
(minerais;
Configuração Eletrônica - 1s1
- Forma ligação covalente, preferencialmente
com não-metais
CH4
H2
H2O
H2O
Aula 3: Química de Elementos
2
Perde um elétron para formar íon H+
• H+ é muito pequeno, apresenta alto poder polarizante
e deforma a nuvem eletrônica de outros átomos.
• H+ está sempre associado a outras moléculas: H3O+;
H9O4+ ou H(H2O)n+. Em média são 6 moléculas de
água.
• H+
livre não existe em condições normais, mas é
encontrado em feixes gasosos a baixas pressões.
Estrutura de
solvatação Zundel
H5O2+
Aula 3: Química de Elementos
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Adquire um elétron para formar Hidretos (H-)
• Sólidos cristalinos: formados por metais altamente
eletropositivos (grupo 1 e 2).
Hidreto de Lítio (LiH)
• O Hidrogênio apresenta eletronegatividade igual a 2,1,
podendo doar ou receber elétrons.
Aula 3: Química de Elementos
4
Isótopos de Hidrogênio
(H)
99,98% (H11)
(D)
0,0156% (H12)
(T)
0,0044% (H13)
Aula 3: Química de Elementos
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Propriedades dos Isótopos
• O trítio (H3) é radioativo e sofre decaimento
com emissão β
3H  3/ He + 1e2
1
• H2 reage mais rápido do que o D2  Ea do H2 é
menor
•H2O dissocia (Kd = 1,0x10-14 mol/L) três vezes
mais do que a água pesada D2O (Kd = 3,0x10-15
mol/L);
Aula 3: Química de Elementos
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Propriedades dos Isótopos
• Ligações com o prótio são rompidas mais
facilmente (18 vezes) do que com o deutério
Ex: eletrólise da água libera H2 mais facilmente
que D2 e a água remanescente após a eletrólise
torna-se enriquecida com D2O. A hidrólise de
29.000L de H2O fornece 1L de D2O
• D2O sofre todas as reações da H2O
Ex.: D2O possui menor constante dielétrica 
menor solubilidade de íons
Aula 3: Química de Elementos
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Posição na Tabela Periódica
• 1º elemento da TP (propriedades semelhantes
ao G18)
• 1º período H e He (propriedades diferentes dos
principais grupos da TP)
GRUPO 1
GRUPO 14
GRUPO 17
Semelhanças
1 e- no
nível mais
externo
Nível
eletrônico
externo
semipreenchido
Falta 1 e- para
configuração
de gás nobre
Diferenças
Tende a
formar
ligações
covalentes
Aula 3: Química de Elementos
Formação de
íons negativos
não é típico
para o H
8
Obtenção de Hidrogênio
1. Reforma a vapor: principal método comercial
• Reação catalisada da água com hidrocarbonetos a
altas temperaturas
CH4(g) + H2O(g)
1000°C
CO(g) + 3H2(g)
•Reação similar com coque como redutor: reação do
gás de água
1000°C
C(g) + H2O(g)
CO(g) + H2(g)
• Ambas reações são seguidas por outra etapa
Fe/Cr
CO(g) + H2O(g)
CO2(g) + H2(g)
2. Craqueamento de nafta e óleo combustível nas
refinarias de petróleo : H2 é subproduto da reação
Aula 3: Química de Elementos
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3. Eletrólise de NaOH ou KOH: 99,9% pureza
Método caro, viável economicamente quando integrado
com as indústrias de cloro-alcali.
Anodo (Ni)
2OH-  H2O + ½ O2 + 2eCatodo (Fe)
2H2O + 2e-  2OH- + H2
Reação global
H2O  H2 + ½ O2
4. Subproduto na indústria de cloro e álcalis
Soluções aquosa de NaCl sofrem eletrólise para formar
NaOH, Cl2 e H2
5 - Reações de ácidos diluídos com metais do grupo 1,
2, 3, 4 e lantanídeos ou de álcalis com alumínio
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O  2Na[Al(OH)4] + 3H2
6 - Reações de hidretos iônicos com água
LiH + H2O  LiOH + H2
Aula 3: Química de Elementos
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7. Métodos Biológicos
Fotossíntese
Fermentação
Algas Verdes e
Cianobactérias
Biofotólise
Bactérias
Fotossintetizantes
Fotodecomposição
de Compostos
Orgânicos
Bactérias
Fermentativas
Fermentação
de Compostos
Orgânicos
Sistemas Híbridos
Bactérias Fermentativas +
Fotossintetizantes
Obtenção de
Hidrogênio
Eletrólise da Água
Reforma a vapor
Obtenção de Hidrogênio
Metal + Acido
Al + NaOH
Usos do Hidrogênio (H2)
1 - Síntese de amônia
2H2 + (O2 + 4N2 (ar))
N2 + 3H2
1100°C
Fe/400°C/200atm
2H2O + 4N2
2NH3
2 - Hidrogenação catalítica de óleos - fabricação
de margarina
3 - Manufatura de reagentes orgânicos – síntese
do metanol pelo processo de hidroformilação
CO + 2H2
Co
MeOH
4 - Produção de HCl, hidretos metálicos,
combustível e na metalurgia (redução de óxidos
a metais)
Aula 3: Química de Elementos
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Fritz Haber
1868-1934
Propriedades Gerais e Químicas
 H2 - gás natural, inodoro, baixa solubilidade
em solventes de baixa densidade.
 Substitui o He em balões metereológicos
 Possui ligação covalente muito forte (435,9
kJmol-1)
 Pouco
reativo
em
condições
naturais
(predomina aspectos cinéticos em relação aos
termodinâmicos).
 Deve haver quebra da ligação H-H --> Ea alta
==>
reações
lentas
ou
requerem
altas
temperaturas ou catalisadores.
Aula 3: Química de Elementos
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Propriedades Gerais e Químicas
 H2 - queima no ar ou oxigênio, liberando muita
energia:
2H2 + O2  2H2O
ΔH = -485kJmol-1
 H2 reage com os halogênios:
H2 + F2  2HF
( violenta mesmo a baixa T)
H2 + Cl2  2HCl
(catalisada pela luz, explosiva à luz solar direta
Aula 3: Química de Elementos
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 Formação de Hidretos: reações do H2 com
metais para formar Hidretos. As reações são
violentas e requerem altas temperaturas.
 Produção industrial de NH3 (Processo Haber)
N2 + 3H2  2NH3 ΔG298K= -33,4kJmol-1
Favorecida por altas pressões, baixas T (380 a
450°C e 200atm) e catalisadores (Fe)
 Reações de hidrogenação - adição de H2 a C=C
Ex:
saturação de ácidos graxos (Pd como
catalisador)
CH3(CH2)nCH=CHCOOH + H2  CH3(CH2)nCH2CH2COOH
 Redução de nitrobenzeno
indústria de corantes
a
anilina
em
 Produção de metanol
CO + 2H2  CH3OH (necessita catalisador)
Aula 3: Química de Elementos
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 H2 é muito estável: condições normais
apresenta baixa tendência em dissociar.
 H2  2H
ΔH = 435,9kJmol-1 (muito
endotérmica)
Possível a altas T, campo elétrico ou radiação UV
mas o átomo de H tem vida de menos de 1/2
segundo.
 H2 como combustível: substituir carvão e
petróleo; não libera poluentes como SO2, NOx,
CO2. Hidrocarbonetos
Aula 3: Química de Elementos
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Hidretos
Os
hidretos
são
compostos
inorgânicos
hidrogenados, que apresentam o hidrogênio como o
elemento mais eletronegativo, ou seja, como ânion
Hidretos
de estado de oxidação
-1iônicos
( H-1 ).ou salinos
Hidretos Iônicos
 Reação do H com metais do grupo 1 e 2(Ca, Sr,Ba),
a altas temperaturas
Ex: NaH, CaH2
 Sólidos de ponto de fusão elevados
 Quando fundidos conduzem eletricidade
 Eletrólise da solução fundida libera H2
 Possuem estrutura cristalina conhecida
Aula 3: Química de Elementos
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Hidretos Iônicos
 Só é possível com elementos de eletronegatividade
menor que 2,1
 Hidretos com elementos do grupo 1 são mais
reativos do que os do grupo 2. (Reatividade aumenta
de cima para baixo no grupo – por quê?)
 H- é instável em água
 Todos hidretos iônicos reagem com água
LiH + H2O  LiOH + H2
 São poderosos agentes redutores
2CO + NaH  H-COONa + C
Aula 3: Química de Elementos
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Hidretos Covalentes
 Hidretos
dos elementos do grupo p: pequena
diferença de eletronegatividade entre estes átomos e
o hidrogênio
 São voláteis, baixo p.f e p.e
 Constituídos por moléculas covalentes, mantidas por
forças de Van der Walls
 Hidretos do grupo 13 são polímeros mononucleares
 Ex: B2H6; B4H10, B10H14; (AlH3)n
 Nos outros grupos, exceto halogênios,
hidretos polinucleares. Principalmente C, N e O
forma
 Ex: CH4; C2H6; C2H4; C2H2; C6H6; Si10H22; Sn2H6;
N2H4; NH3; H2O2
Aula 3: Química de Elementos
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Hidretos metálicos ou intersticiais
 Elementos do grupo d ou f reagem com hidrogênio;
 Elementos situados no centro do bloco d não
formam hidretos;
 Propriedades
semelhantes
aos
dos
metais
correspondentes:
 Duros, brilho metálico, condutores de eletricidade,
propriedades Magnéticas;
 Formam hidretos com diferentes estequiometrias:
Ex: EuH2; CeH2,69; UH3; NbH0,7; PdH0,6
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