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UNIVERSIDADE DO ESTADO DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS TECNOLÓGICAS – CCT
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQMC
QIE0001 – Química Inorgânica Experimental
Prof. Fernando R. Xavier
Prática 01 – 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 H2 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 1 próton e 1 elétron (sem
nêutrons) possui propriedades fisico-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 1 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
maçicas atividades de pesquisa e desenvolvimento são feitas nesta área.
O H2 pode ser obtido industrialmente partindo-se da água dentre outras
substâcias através de processos eletrolíticos (alto comsumo de energia
elétrica) ou ainda pelo aquecimento do carvão na presença de água, gerando
monóxido de carbono e H2. 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 subtância
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 acontencimento. 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 conveção 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 as seguintes condições experimentais: [reagentes] = 1 mol L -1; 25 oC e
1 atm).
A seguir é apresentada um exemplo de tabela de potenciais redox para
agumas substâncias selecionadas:
As flechas grandes horizontais indicam o sentido normalmente
espontâneo das reações. Desta forma, como mencionado na página anterior , o
processo de redução mais favorável é a redução do F 2 molecular para íons F(Eo = +2,87 V). De maneira semelhante, a oxidação do Li para a formação do
cátion Li+ também é extremamente favorável.
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. Desta forma utilizamos o cálculo de ΔEo ou
diferença de potencial padrão (ddp). Por definição temos:
“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 (oxidante) – Eo (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.
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.
c) Escreva a semi-reação de redução do íon H+.
d) Defina substância oxidante e subtância redutora.
e) Ao compararmos o gás cloro (Cl2) e o gás flúor (F2), qual teria um maior
poder oxidante frente a um outra espécie química? Justifique.
f) Mostre todos os cálculos para o preparo de uma solução de HCl 2,0
mol L-1 a partir da garrafa concentrada (37% em massa) e densidade
1,18 g cm-3.
g) 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
2 balões volumétricos de 50 mL
02 béqueres de 100 mL
Pipetas de 5 ou 10 mL
Espátula
Pinça
06 tubos de ensaio com estante
4.2 Reagentes
NaOH(s)
H2SO4 concentrado
Alumínio metálico
Cobre metálico
Zinco metálico
Água destilada
4.3 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 necessárias.
5. Resultados e Questionário
Complete a tabela abaixo, indicando se houve reação ou não para cada
caso estudado:
Metal
H2SO4
HCl
Alumínio
Cobre
Zinco
Com base nas observações feitas respoda 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 quê a queima do gás hidrogênio pode ser descrita como
“limpa” ou, em termos atuais, dita “verde”? Explique utilizando equações
químicas.