Relatório 1 - Obtenção Hidrogênio

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO RIO DE 
JANEIRO 
CAMPUS NILÓPOLIS 
BACHAREL EM QUÍMICA 
 
DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
OBTENÇÃO E PROPRIEDADES DO HIDROGÊNIO E AMÔNIA 
 
 
 
 
 
 
 
Docentes: Márcia Cristina Kaezer França 
 
Alunos: Geovana da Cunha Faustino, Nádia Valeriano Almeida 
 
 
 
 
 
 
 
Data: 14/04/2025 
 
 
 
 
 
 
 
Nilópolis 2025.1 
 
1. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
1.1. Reações entre metais e ácidos 
 A reatividade pode ser descrita como a tendência, de um determinado 
elemento, a doar elétrons e estabelecer reações. A fila de reatividade dos metais 
indica, em ordem decrescente, quais possuem maior tendência de perder elétrons 
(mais reativos). 
Li > K > Rb > Cs > Ba >Sr > Ca > Na > Mg > Al > Mn > Zn > Fe > Co > Ni > Pb > H 
> Cu > Ag > Pd > Pt > Au 
Foram adicionados em quatro tubos de ensaio, numerados, uma porção de 
zinco, ferro, alumínio e cobre, e em seguida 1 mL de solução aquosa 2 mol/L de 
ácido clorídrico (HCl). 
Tubo 1: Zinco 
 O zinco reage com a solução de HCl resultando em uma solução de 
coloração esbranquiçada com uma forte liberação de bolhas, formadas pela 
liberação de H₂. Essa reação ocorre pois o zinco, sendo um metal mais reativo que 
o hidrogênio, tem a capacidade de deslocar os átomos de hidrogênio da solução de 
HCl. A reação é apresentada a seguir: 
Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl₂(aq) + H₂(g) 
Tubo 2: Ferro 
 Na reação entre o ferro e o ácido clorídrico (HCl), foi observada uma leve e 
quase imperceptível efervescência da solução, formada pela liberação de H₂. A 
reação é apresentada a seguir: 
Fe(s) + 2HCl(aq) → FeCl₂(aq) + H₂(g) 
Tubo 3: Alumínio 
 A reação entre o alumínio e o ácido clorídrico (HCl) ocorreu de forma mais 
lenta, quando comparado ao zinco. Foi possível observar uma leve efervescência 
caracterizada pela liberação de H₂. Esta reação se deu pois o alumínio é capaz de 
 
deslocar os átomos de hidrogênio da solução de HCl, devido a sua maior 
reatividade. A reação é apresentada a seguir: 
2Al(s) + 6HCl (aq) → 2AlCl₃(aq) + 3H₂(g) 
Tubo 4: Cobre 
Não ocorreu reação entre o cobre e o ácido clorídrico. Através da fila de 
reatividade dos metais observou-se que o cobre é menos reativo que o hidrogênio, 
desta forma, não é capaz de deslocar o hidrogênio do ácido clorídrico. 
1.2. Obtenção e recolhimento do gás hidrogênio 
Para obtenção e recolhimento do gás hidrogênio, foi enchido uma cuba com 
água e depois, introduzido dois tubos de ensaio, deixando-os completamente 
submersos. Em seguida, foi conectado uma mangueira ao tubo de ensaio com saída 
lateral, que foi fixado ao suporte universal. Em seguida, foram colocados uma 
pequena porção de magnésio metálico no tubo de ensaio com saída lateral, e 
adicionado cerca de 5,0 mL de ácido clorídrico 2 mol/L ao tubo, e tampado com a 
rolha imediatamente. A equação da reação química é dada por: 
Mn(s) + 2HCl(aq) → MnCl₂(aq) + H₂(g) 
Essa reação ocorre pois o magnésio é bem mais reativo do que o hidrogênio, 
conseguindo assim deslocá-lo do HCl. Quando a reação acontece, é liberado o gás 
hidrogênio rapidamente, que é colhido a seguir através de dois tubos de ensaio 
submersos na cuba com água, juntamente com a mangueira inserida dentro do 
gargalo desses tubos. Mantendo-os em posição vertical, foi retido o gás formado por 
deslocamento da água contida no tubo. 
1.3. Teste de comburência e combustibilidade 
 Após preencher os tubos de ensaio com gás hidrogênio, introduziu-se um 
fósforo aceso na abertura de um dos tubos e um palito em brasa no outro. Foram 
analisados os resultados correspondentes. 
 O contato do gás hidrogênio com as chamas do fósforo resulta na seguinte 
reação: 
 
 ∆ 
2H₂ (g) + O₂ (g) → 2H₂O (l) 
A reação entre o gás hidrogênio e o oxigênio ocorre apenas sob a presença 
de uma fonte de calor, combustão. O resultado dessa reação é uma explosão em 
que a intensidade vai variar de acordo com a quantidade de reagentes presente, 
produzindo água na forma de vapor. 
 Durante a realização da prática, houve um estalo ocasionado pela liberação 
de energia do gás hidrogênio e observou-se a formação de gotículas de água no 
interior do tubo de ensaio, produto da reação. Nesta reação, o gás hidrogênio atua 
como combustível, enquanto o gás oxigênio desempenha o papel de comburente. 
 Ao introduzir o palito em brasa no interior do tubo com gás hidrogênio, 
observou-se o apagamento das brasas do palito. Isto ocorre pois o gás hidrogênio 
não possui propriedades comburentes, não sendo capaz de alimentar a brasa do 
palito 
1.4. Obtenção e propriedades da amônia 
 Foram adicionados em um tubo de ensaio de saída lateral 2 mL de solução 
saturada de cloreto de amônia (NH4Cl) e 2 mL de hidróxido de sódio (NaOH) 2 
mol/L. O tubo de ensaio de saída lateral foi vedado e aquecido, a solução obtida foi 
recolhida em um tubo de ensaio normal, contendo 3 mL de água destilada e 2 gotas 
do indicador fenolftaleína. A reação ocorrida é descrita a seguir: 
NH₄Cl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NH₃(g) + H₂O(l) 
A solução obtida foi dividida em três tubos. 
 Ao ser aquecida, a solução contida no tubo de ensaio libera gás amônia 
(NH₃). Esse fenômeno ocorre devido à decomposição do hidróxido de amônio 
(NH₄OH), que, por sua natureza instável, se dissocia facilmente. A evidência visual 
dessa reação é observada pela alteração de coloração no tubo de ensaio conectado 
a uma mangueira para o recolhimento do produto gasoso, utilizando-se a 
fenolftaleína como indicador. A fenolftaleína apresenta coloração rosa em meio 
básico e permanece incolor em meio ácido. Nos tubos de recolhimento, o gás 
amônia reage com a água presente, formando novamente hidróxido de amônio 
 
(NH₄OH). Um dos tubos foi reservado como padrão, enquanto os demais foram 
submetidos a diferentes procedimentos experimentais. 
Um dos tubos foi submetido a aquecimento direto na chama do bico de 
Bunsen. Durante o processo de aquecimento, observou-se que a coloração 
inicialmente rosa intensa tornou-se progressivamente mais clara, até apresentar um 
leve tom rosado. Essa alteração de coloração ocorre em função da decomposição 
do hidróxido de amônio (NH₄OH), com liberação de gás amônia (NH₃), o que resulta 
na diminuição do pH da solução. 
O segundo tubo de ensaio foi submetido à adição de cloreto de amônio 
(NH₄Cl), um sal de caráter ácido proveniente da reação entre uma base fraca 
(NH₄OH) e um ácido forte (HCl). A adição do sal ácido provocou o clareamento 
gradual da solução rosa até que esta se tornasse totalmente incolor. Esse 
comportamento deve-se à diminuição da concentração de íons hidroxila (OH⁻), 
conferindo à solução um caráter ácido, o que é visualmente evidenciado pela 
mudança de coloração da fenolftaleína para a forma incolor 
 
2. CONCLUSÃO 
 Com base na fila de reatividade dos metais, é possível prever a ocorrência de 
reações de deslocamento. De maneira complementar, a análise dos potenciais de 
redução permite a identificação de substâncias com forte caráter oxidante ou 
redutor. No contexto das reações entre metais e ácidos, o hidrogênio somente será 
deslocado caso o metal envolvido apresente maior reatividade do que o próprio 
hidrogênio. 
Quanto à combustibilidade, a combustão do hidrogênio caracteriza-se como 
uma reação exotérmica, com liberação significativa de calor e formação de 
condensado de água no interior do tubo de ensaio. 
 
 
 
 
3. REFERÊNCIAS 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta; LAVERMAN, Leroy. Princípios de Química: 
questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7ª ed. Porto Alegre: Bookman, 
2018. 
LEE, John David. Química Inorgânica não tão concisa. 1. ed. São Paulo:Edgard 
Blucher, 2003. 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 
2003.