Síntese da agua

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Reações Químicas: reação de deslocamento; reação de 
decomposição; reação de síntese. 
 
Alunos: Andressa Soares RA: 112290 
Giovana Rita Molina Ramari RA: 112299 
Giovanna Juvenasso Capanema RA:112292 
 
Curso: Química Bacharelado 
Disciplina: Química Geral Experimental 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Maringá, 2019 
 
Universidade Estadual de Maringá 
Centro de Ciências Exatas 
Departamento de Química 
1. INTRODUÇÃO 
 
A vida tal qual conhecemos esta diretamente ligada a uma 
substancia essencial, a água. Devido à interferência humana negativa 
na natureza, existe o debate e a preocupação diante da grande 
possibilidade da escassez de água potável em um futuro próximo. É 
necessário compreender os processos químicos que acontecem em 
águas naturais, e desenvolver métodos para a obtenção e purificação 
da água 1. 
Antoine Laurent de Lavoisier, em uma de muitas de suas 
contribuições para a química, esclarece a natureza composta da água, 
que deixa de ser um elemento. Já em 1783, Sir Charles Bladen, 
secretário e assistente de Cavendish, contribuiu com a descoberta da 
possibilidade de decomposição da água2. 
É possível a obtenção de água em laboratório, através de uma 
serie de reações químicas. Uma das maneiras é reagindo o gás 
hidrogênio (H2), que é um gás estável, incolor, inodoro, insípido, pouco 
solúvel na maioria dos líquidos. O hidrogênio possui alta energia de 
ionização por que não possui blindagem nuclear do seu único elétron5. 
Aproximadamente 300 bilhões de litros (CNTP) de hidrogênio são 
produzidos por ano no mundo, quase toda essa produção é utilizada na 
produção de amônia, metanol e outros produtos químicos.3Trata-se de 
um gás inflamável e explosivo quando exposto ao aquecimento, 
juntamente com o gás oxigênio (O2), também incolor, inodoro, insípido. 
Há dois íons não tão usuais do oxigênio, os íons peróxidos (O22-) e o 
superoxidos (O2-), geralmente compostos desses íons reagem, gerando 
um óxido e gás oxigênio, a exemplo disso, há o peróxido de hidrogênio 
(H2O2), que facilmente se decompõe em água e O2. O oxigênio reage 
com quase todos os elementos e ambos são pouco solúveis em água, 
esta ultima propriedade permite a sua obtenção através da cuba 
pneumática, que funciona pela propriedade de que ao colocar líquido e 
gases juntos, esses se separam de acordo com as densidades, o mais 
denso embaixo e o menos denso em cima. 
A cuba pneumática, é um sistema em que um recipiente cheio de 
um líquido (o liquido varia de acordo com as substancias envolvidas ), é 
inserido com o orifício para baixo em uma cuba (bacia), então o gás é 
injetado nesse recipiente e devido a sua baixa densidade, sobe, 
empurrando a água para baixo. 
Para a obtenção do gás oxigênio (O2), bem como a do gás 
hidrogênio (H2) ocorre uma reação de decomposição, isto é, formam-se 
dois ou mais produtos a partir de um único reagente, outra possibilidade 
de obtenção do gás hidrogênio é passar uma corrente elétrica através 
da água, convertendo-a em hidrogênio gasoso e oxigênio gasoso4. 
Após a obtenção dos gases, há a reação na presença de um 
ignidor, que funciona como energia de ativação e prossegue até que 
pelo menos um dos reagentes seja completamente consumido. As 
reações entre hidrogênio e não-metais costumam ser exotérmicas, 
como é visto na reação a seguir5: 
 
 
 
Outra reação extremamente exotérmica, por vezes, violenta, ocorre 
quando um metal alcalino reage com água, resultando em gás 
hidrogênio e soluções de hidróxidos de metais alcalinos. 
Os metais alcalinos apresentam baixa energia de ionização, 
tornando-os muito reativos, que é o caso do sódio. No organismo 
humano há íons sódio, porém se ingerido em grande quantidade, pode 
causar elevação da pressão sanguínea5. O sódio metálico é usado em 
iluminação pública. É também utilizado na metalurgia e na química 
orgânica. A grande diferença entre a fusão e a temperatura de ebulição do 
sódio a torna útil para aplicações de transferência de calor. 
 
2. OBJETIVO 
 
 Obter os gases H2 e O2 a partir de reações de deslocamento e de 
síntese 
 Sintetizar a água a partir dos gases oxigênio e hidrogênio 
 Observar a reação do Na e água 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. MATERIAIS E PROCEDIMENTOS 
 
EXPERIMENTO 01: 
Para a realização do experimento 01 foram utilizados uma bacia 
de aproximadamente 4 litros com água pela metade, sódio metálico 
imerso em solução, uma pinça metálica, uma faca. Primeiramente foi 
cortado em pequeno pedaço do sódio e observado. Depois com 
auxílio da pinça foi colocado esse sódio na agua e observado a 
reação. 
EXPERIMENTO 02: 
Obtenção do oxigênio Para a realização do experimento 02 
foram utilizados uma bacia com cerca de 4 litros de agua com um 
pouco mais da metade de água, um erlenmeyer de 250mL, um tubo 
de ensaio com uma rolha e uma tubulação embutida, garras metálica, 
suporte metálico, peróxido de hidrogênio H²O²(liq), catalisador 
MnO²(s). Primeiramente foi montado um sistema parecido com uma 
cuba pneumática, no tubo de ensaio foi colocado cerca de 10mL de 
peróxido de hidrogênio, e uma quantidade bem pequena de 
catalisador MnO²(s), o O²(g) produzido foi recolhido no erlenmeyer 
ocupando cerca de 1/3 do espaço. 
 EXPRIMENTO 03: 
Para a realização do experimento 03 foi utilizado o mesmo 
sistema usado no experimento 02, mantendo o O²(g) dentro do 
erlenmeyer. Após limpar o tubo de ensaio foi adicionado no mesmo 
cerca de 10mL de HCl e fitas de magnésio(s), que após reagir produziu 
H²(g) (antes de iniciar a coleta foi deixado o gás fluir para eliminar o ar 
que a tubulação guardava e foi colocado a tubulação novamente no 
erlenmeyer), o gás produzido foi recolhido no erlenmeyer ocupando 
2/3 do espaço. 
 EXPERIMENTO 04: 
Para a realização do experimento 04 foi utilizado o erlenmeyer 
contendo os gases recolhidos nos experimentos anteriores, após 
envolver o mesmo com um pano e com muito cuidado foi aproximado 
o erlenmeyer perto do bico de bunsen aceso e foi observado. 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 EXPERIMENTO 01 
 
Ao cortar o sódio que deve estar sempre em uma solução de 
hidrocarboneto inerte, pois trata-se de um elemento extremamente 
reativo, observou-se pequena mudança na coloração da parte quando 
ouve contato com o ar atmosférico, comprovando sua alta capacidade 
de reação. Posteriormente ao colocá-lo em uma bacia com água, foi 
possível notar uma reação extremamente exotérmica (libera calor) e 
também produz gás hidrogênio, gás extremamente inflamável, sendo 
assim, sendo necessária cautela na execução do experimento. A 
seguir, equação que demonstra a reação: 
 
Na(s)+H2O→ NaOH(aq)+H2(g) 
 
 
À água utilizada havia sido adicionado algumas gotas de 
fenolftaleina que é um indicador ácido base. Nos locais em que havia 
ocorrido o contado entre a água e o sódio metálico, observou-se 
coloração vermelha, que para esse indicador, mostra o caráter básico 
da solução. Pois há a liberação de íons OH- em meio aquoso. 
Imagem 01: reação de deslocamento de sódio 
metálico em água. 
 
 
 
 
 
 
Fonte: fotografada pelas autoras. 
 
EXPERIMENTO 02 
Para a obtenção do oxigênio, a reação ocorrida foi de 
decomposição, que pode ser realizada por meio do aquecimento, ou 
como foi feito no experimento, utilizado um catalisador. A catalise é 
um modo de acelerar a velocidade das reações. A substância usada 
como catalisador aumenta a velocidade sem ser consumida na 
reação. O catalisador fornece um meio para que a energia de ativação 
seja menor que a da reação original. Um catalisador pode ser 
homogênio, ou seja, que esta no mesmo estado que os reagentes, ou 
heterogenio que esta em fase diferente da dos reagentes. Nesse caso 
foi usado um catalisador homogênio6, o dióxido de manganês (MnO2) 
A seguir, a reação ocorrida: 
 
 MnO2(s) 
2H2O2(liq)────→ O2+H2O 
 
Ao colocar uma pequena porção de MnO2 notou-se a alteração da 
coloração, a parte mais superficial da solução de água oxigenada 
mais dióxido de manganês ficou cinza escuro, aparte mais inferior 
ficou apenas turva, depois de algum tempo a cor tornou-se 
homogeneamente acinzentada. Iniciou-se também o borbulhamento, e 
o aquecimento do tubo de ensaio, conclui-se então uma reação que 
libera calor, reação exotérmica. Para que a quantidade de gás 
oxigênio completasse 1/3 do erlenmeyer , foi adicionado mais 
catalisador em pequenas quantidades até obter a quantidade 
desejada do gás. 
Imagem 02: 
inicio da reação 
de decomposi- 
ção de H2O2 
 
 
fonte: 
fotografada 
pelas autoras 
 
 
 
EXPERIMENTO 03 
 
Ao adicionar um pequeno pedaço de fita de magnésio em um 
tubo de ensaio contendo ácido clorídrico (HCl), identificou-se uma 
reação exotérmica, pois ocorreu aumento de temperatura no tubo: 
Segue a reação: 
Metal+ácido→sál metálico+ H2 
↓ 
Mg(s)+2HCl(aq)→MgCl2(aq)+H2 
 
Pode-se dizer que o método mais limpo para a produção de 
hidrogênio seria a eletrólise da água, como citado na introdução, 
nesse processo, também seria produzido oxigênio gasoso 
extremamente puro.3 
Imagem 03: reação de deslocamento para obtenção 
de H2. 
 
 
 
EXPERIMENTO 04: 
 
Após a obtenção dos gases H2 e O2 no erlenmeyer submerso em 
água, retirou-se da bacia com água e o tampou rapidamente com uma 
rolha, para que não houvesse perda de material, depois envolveu o 
erlenmeyer em um pano, por prevenção, e na frente do bico de 
bunsen com a chama acessa abriu-se a rolha do erlenmeyer e ouve 
uma implosão, pois os gases contidos no erlenmeyer (H2 e 
O2)reagidos com o calor do fogo e o ar atmosférico, fazem com que 
ocorra uma implosão. Após a implosão o que resta no erlenmeyer é 
apenas uma quantidade pequena de água. 
 
 
Imagem 04: 
Reação de 
síntese da 
água. 
 
 
 
Fonte: 
fotografada 
pelas autoras 
Imagem 05: água 
obtida após a 
reação. 
 
 
 
 
Fonte: 
Fotografada 
pelas autoras 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Cálculos das reações de síntese da água: 
 
 
Equação de Clapeyron 
PV= n.R.t 
 
Sendo que 
P: pressão 
V: volume 
n: número de mols 
t: temperatura em kelvin 
R: constante (0,0082) 
 
Valores teóricos: 
O2: 83,33 mL→0,083 L 
H2: 166,66 mL→0,166 L 
 
Pressão atmosférica local: 717 
mmHg→ 0,94 atm 
 
Aplicando na equação de 
clapeyron: 
 
nO2= 0,94x0,083/0,082x298 
=0,00319 mols O2 
 
 nH2= 0,94x0,166/0,082x298 
=0,0638mols H2 
 
Observando a equação balanceada 
de formação da água, temos: 
 
2H2(g)+O2(g)→ 2H2O (l) 
 
Calculando o reagente limitante: 
 
 
Mols de H2: 
 0,0031 mols O2 x (2 mols H2/1 mol 
de O2)= 0,0062 mols de H2 
 
São necessários 0,0062 mols de H2 
para reagir com 0,0031 mols de O2. 
 
Então: 
 
Mols de H2O: 
 
(0,0031 mols O2)x (2 mols H2O/1 mol 
de O2) = 0,0062 mol H2O 
 
 
(0,0062 mol H2O)x(18g de H2O/ 1 mol 
H2O)=0,1116 g de H2O 
 
D=m/v 
 
D: densidade 
m: massa 
v: volume 
 
Sendo que a densidade da água é 
1g/m3 
 
Utilizando a fórmula acima, o 
resultado encontrado para o volume 
teorico de água obtido na reação de 
100 mL, valor esse muito acima do 
encontrado experimentalmente, que 
foi de 0,8 mL. 
 
 
 
 
 
 
 
5. CONCLUSÃO 
A partir dos experimentos verificou-se os métodos de obtenção 
dos gases H2 e O2, a reação deles com o fogo e o ar atmosférico em 
que ocorre uma implosão e resulta em H2O liquido e por fim a reação 
do sódio com água. 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
1-Baird, Colin, Química Ambiental, 4. ed., Porto Alegre: Bookman, 2011. 
2- MAAR, Juergen Heinrich, Pequena Historia da Química, Florianópolis, 
Papa-Livros, 1942. 
3- KOTZ, John C.; TREICHEL, P. J. Química Geral e reações químicas; 
vol. 2; 5.ed.; São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005 
4- KOTZ, John C.; TREICHEL, P. J. Química Geral e reações químicas; 
vol. 1; 4.ed.; LTC editora – Livros Técnicos e Científicos Editora S.A. 
5- BROWN, T.L.; LEMAY, H.E. Jr.; BURSTEN, B.E. – Quimica a Ciência 
Central – 9 ed. – São Paulo: Pratice Hall, 2005. 
6-ATKINS, P.; JONES, L.– Princípios de Química: questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. – 5.ed. – Porto Alegre: Bookman, 2012