QIE0001 Química Inorgânica Experimental Prof. Fernando R. Xavier. Prática 01 Reatividade de Metais: Síntese do gás hidrogênio

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1 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 ( ), através da reação química entre certos metais na presença de ácidos fortes. Sua fórmula molecular (H 2 ) 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 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.

2 O H 2 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 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 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 E o 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 o C e 1 atm). A seguir é apresentada um exemplo de tabela de potenciais redox para agumas substâncias selecionadas:

3 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 - (E o = +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 E o devem ser levados em conta para que um veredito seja encontrado para a espontaneidade de uma reação. Desta forma utilizamos o cálculo de ΔE o ou diferença de potencial padrão (ddp). Por definição temos:

4 A ddp de uma reação redox, em condições padrão é a diferença entre o potencial da substância oxidante (E o do cátodo) e o potencial da substância redutora (E o do ânodo). ΔE o = E o (cátodo) E o (ânodo) ou ΔE o = E o (oxidante) E o (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 ΔE o são > 0 (positivos), diz-se que este processo é espontâneo. E por fim, quando valores encontrados de ΔE o 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 (Cl 2 ) e o gás flúor (F 2 ), 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.

5 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) Alumínio metálico Zinco metálico H 2 SO 4 concentrado Cobre 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.

6 5. Resultados e Questionário Complete a tabela abaixo, indicando se houve reação ou não para cada caso estudado: Metal H 2 SO 4 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 (ΔE o ) 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 ΔE o 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.