O Hidrogênio e Água

Resultados e Discussão

• Obtenção do hidrogênio:

Ao colocar 3 grânulos de zinco em 3,00 mL de uma solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L, ocorreu uma rápida efervescência onde foi observado um gás esbranquiçado saindo do sistema, até que os grânulos de zinco foram totalmente consumidos na reação, o recipiente no qual o experimento foi realizado ficou quente.

Quando o zinco metálico entra em contato com a solução de ácido clorídrico acontece uma reação de deslocamento, onde o zinco fica ionizado na forma Zn²+ e por ser mais reativo que o hidrogênio, consegue deslocá-lo, liberando então o gás hidrogênio, demonstrado no experimento na fase da rápida efervescência, a liberação de bolhas é o momento em que o gás hidrogênio é formado e liberado do sistema para a vizinhança sob a forma de uma fumaça esbranquiçada. O aumento da temperatura no sistema foi devido a formação do gás hidrogênio, que houve liberação de energia na forma de calor para formá-lo. Metais reagem com ácidos liberando hidrogênio e formando o sal correspondente. Neste caso um dos produtos obtidos na reação foi o cloreto de zinco (ZnCl2), como mostra a equação a seguir:

 

Zn(s) + 2HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2(g)↑      

Oxidação:       Zn(s)  →  Zn2+(aq) + 2e-(aq)        ΔE°= + 0,76V

Redução:        2H+(aq)  + 2e-(aq)  → H2(g)        ΔE°= 0,0V

                _______________________________________________

                Zn(s)  + 2H+(aq)  →  Zn2+(aq)  + H2(g)           ΔE°= + 0,76V

               

Esta reação ocorreu porque o zinco é mais reativo do que o hidrogênio e consegue deslocá-lo, como os metais em geral possuem baixas energias de ionização, consequentemente tem mais tendência a perder elétrons, sendo o zinco então mais eletropositivo do que o hidrogênio, que por sua vez, ao receber o elétron aumenta a sua energia de ionização devido a forte ligação H-H que se forma, liberando assim energia na forma de calor. A energia necessária para formar esta ligação é de -435,9 KJ/mol-1, configurando então uma reação exotérmica.

Se ao invés do zinco, tivesse usado metais como o cobre, prata ou ouro, a reação não ocorreria porque esses metais são menos reativos do que o hidrogênio. Conforme mostra a seguinte tabela:

Fila de reatividade dos metais

Aumenta a reatividade

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Li>K>Ca>Na>Mg>	Al>Zn>Cr>Fe>Ni>Sn>Pb>	H>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
Metais alcalinos e alcalino-terrosos	Metais mais comuns do cotidiano	Metais nobres

                           Reagem com HCl                                   Não reagem com HCl

          Aumenta a nobreza

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Esta reação é uma das formas de se obter o gás hidrogênio em meio ácido, observando a equação da reação, percebe-se que o zinco oxida e o hidrogênio reduz, e segundo o valor de energia livre, caracteriza também uma reação espontânea.

Para estudar as formas de se obter hidrogênio molecular em meio básico foi realizado o seguinte procedimento: Lixou-se algumas placas de alumínio retirado de uma lata de refrigerante e depois adicionou as mesmas em 7,0 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) a 30% (m/v), e foi observado uma reação com formação de bolhas mais lenta do que a anterior, após algum tempo a solução ficou turva e não consumiu totalmente o metal.

Em estudos realizados no pós-laboratório deixou claro que esta reação era para ter sido significativamente mais vigorosa do que a anterior, porque o alumínio é ainda mais reativo que o zinco e portanto consegue deslocar o hidrogênio da molécula de hidróxido de sódio bem mais rápido, resultando então em uma maior produção do gás hidrogênio. No entanto, isto não ocorreu, e acredita-se que devido ao alumínio utilizado ter sido proveniente de uma lata comum de refrigerante pode ter alterado o resultado do experimento, porque estas embalagens comerciais são preparadas com películas protetoras para que o líquido armazenado em seu interior não reaja com o metal em questão. Mesmo que tenha lixado os pedaços de alumínio que foram usados, não foi o suficiente para retirar toda essa película, e poucos espaços com alumínio puro ficaram expostos durante a reação, diminuindo assim a sua superfície de contato.

Oxidação: 2Al(s) → 2Al3+(aq) + 6e-                      E°= +1,66V

 Redução: 6H2O(l) + 6e- → 6OH-(aq)  + 3H2(g)      E°=  -0,83V

2Al(s)  + 6H2O(l) → 2[Al(OH)4](s) + 3H2(g)↑           E°=  -2,49V

Fazendo uma análise quantitativa percebe-se que o meio mais eficaz de se obter o gás hidrogênio é utilizando a reação do alumínio puro com o hidróxido de sódio, pois este consegue desprender uma maior quantidade de hidrogênio em comparação com a reação do zinco com ácido clorídrico.

Estes dois métodos descritos acima são meios de se obter o hidrogênio em laboratório; reagindo metais menos nobres com ácidos, e utilizando um álcali com alumínio. Porém, nenhum deles é utilizado industrialmente devido ao elevado custo do alumínio e da pouca eficácia do zinco com ácido clorídrico, não sendo portanto economicamente viável.