O documento apresenta um experimento sobre a produção de gás hidrogênio utilizando ácidos e metais, observando a reatividade dos metais e a cinética das reações. Foi determinada a ordem de reatividade dos ácidos e a relação entre o potencial de redução dos metais e sua capacidade de deslocar o hidrogênio. Constatou-se que o hidrogênio é inflamável e reage explosivamente ao entrar em contato com chamas.

1. UNILAB
Universidade da Integração Internacional da Lusofonia Afro-Brasileira
Instituto de Ciências Exatas e da Natureza
Química Inorgânica Experimental I
Prof. Drª. Cleide Leite
A QUÍMICA DO HIDROGÊNIO
Dayana Nascimento Dari
CAMPUS DAS AURORAS
07 de março de 2016

2. 1. RESUMO
O gás hidrogênio pode ser obtido no laboratório utilizando-se ácidos, bases e reagindo com
metais. Neste experimento foi obtido H2 (g) pela reação de ácidos e base sobre metais.
Observou-se que os ácidos HCl, H2SO4, H3PO4 e CH3COOH reagiram com o magnésio
metálico de acordo com a força destes. Utilizando-se diferentes metais estabeleceu-se a ordem
de reatividade, Mg > Al > Cu e que está de acordo com o potencial de redução destes metais.
Foi possível testar a reatividade do H2 usando uma chama. O H2 reage de forma explosiva,
entrando em ignição ao estar em contato com a chama.

3. 2. INTRODUÇÃO
O hidrogênio é o elemento com maior abundância no universo e o décimo abundante em
massa da terra (SHRIVER et al., 2008).
É o primeiro e mais simples dos elementos da tabela periódica sendo constituído por um
núcleo que contém um próton e tem, portanto, uma carga positiva, a qual é contrabalançada por
um elétron circundante contendo uma carga negativa (LEE, 1999). Como a configuração
eletrônica do hidrogênio é 1S1
, ele é geralmente colocado acima do lítio na tabela periódica.
Mesmo tendo a mesma configuração eletrônica de valência do grupo I, ele não é um metal e
não é membro de qualquer família na tabela periódica (BROWN, T.L. et al., 2005).
O gás hidrogênio tem característica inflamável sendo preparado em grande escala por
diversos métodos (KOTZ, J.C. et al., 2009): uma parte do hidrogênio é obtida a partir de carvão
por meio da reação do gás de água, essa reação é conduzida injetando-se água em um leito de
coque aquecido ao rubro, e a mistura de gases produzida é chamada “gás de água”:
C (s) + H2O (g) → H2(g) + CO (g)
A maior quantidade de hidrogênio é produzida atualmente pela reforma catalítica a vapor
de hidrocarbonetos como o metano do gás natural. O metano reage com vapor a alta
temperatura, formando H2 e CO:
CH4 (g) + H2O (g) → 3 H2 (g) + CO (g) ∆𝐻° 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 = +206 𝑘𝐽
Mais o hidrogênio pode ser obtido em uma segunda etapa, na qual o CO formado reage
com mais água. Essa reação, chamada reação de deslocamento do gás de água, é realizada a
400 – 500º C e é ligeiramente exotérmica:
H2O (g) + CO (g) → H2 (g) + CO2 (g) ∆𝐻° = − 41 𝑘𝐽
Talvez a forma mais limpa de se produzir hidrogênio em escala relativamente ampla seja
a eletrólise da água (KOTZ, J.C. et al. 2009):
H2O (l) + energia elétrica → H2 (g) +
1
2
O2 (g)
O método comum de preparação do gás hidrogênio no laboratório é a reação de ácidos
fortes diluídos com metais ou de um álcali com alumínio (KOTZ, J.C. et al. 2009):
Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4(aq) + H2 (g)
2Al (s) + 2NaOH (aq) + 6H2O(l) →2Na[Al(OH)4] (aq)+ 3H2(g)

4. Por meio de ácidos, o hidrogênio é produzido pela redução dos íons hidrogênio de um ácido
forte por um metal que tenha potencial-padrão negativo; aqueles metais com potencial padrão
positivo somente poderão ser dissolvidos por ácidos oxidantes, como o HNO3 (VOGEL, 1981).
O objetivo desse experimento consiste em produzir gás hidrogênio pela ação de ácidos e
álcalis sobre metais; observar a cinética de reação de reação de diferentes ácidos com um metal
reativo e comparar a atividade eletroquímica de diferentes metais em meio ácido.

5. 3.1 PARTE EXPERIMENTAL
3.1.1.MATERIAIS E REAGENTES
- Estante para tubos de ensaio
- 6 Tubos de ensaio grandes
- Pinça de madeira
- Caixa de fósforos
- Fitas de magnésio (Mg)
- Alumínio (Al) sólido
- Fios de cobre (Cu) sólido
- Ácido clorídrico (HCl) a 3,0 mol/L
- Ácido acético (CH3COOH) a 3,0 mol/L
- Ácido nítrico (HN03) a 3,0 mol/L
- Ácido fosfórico (H3PO4) a 3,0 mol/L
- Ácido sulfúrico (H2SO4) a 3,0 mol/L
- Solução de hidróxido de sódio NaOH 20 %.

6. 3.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A. Produção de gás hidrogênio pela ação de ácidos.
1. Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo metal:
Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de HCl a 3,0 mol/L, em seguida colocou-se uma
amostra de Mg metálico ao tubo. Fechou-se o tubo com o dedo polegar durante a reação por
um tempo de 2 minutos. Ao final aproximou-se um palito de fósforo em chama, enquanto o
gás escapava. Repetiu-se o mesmo procedimento utilizando H2SO4 3,0 mol/L, H3PO4 3,0 mol/L
e CH3COOH 3,0 mol/L.
2. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os metais:
Adicionou-se em quatro tubos de ensaio 3 mL de HCl 3,0 mol/L, em seguida colocou-se
uma amostra dos seguintes metais em tubos diferentes: Al, Mg e Cu. Fez-se o experimento
simultaneamente com os três metais.
3. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico:
Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de HNO3 3,0 mol/L, em seguida colocou-se
uma amostra de Cu metálico.
B. Produção de gás hidrogênio pela a ação de álcalis.
Adicionou-se em um tubo de ensaio 3 mL de solução de NaOH a 20 %. Em seguida,
adicionou-se uma amostra de Al metálico ao tubo. Por final aqueceu-se suavemente o tubo de
ensaio e aproximou-se um palito de fósforo em chama na saída do tubo.

7. 4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
A. Produção de gás hidrogênio pela ação de ácidos:
1. Obtenção do gás H2 utilizando diferentes ácidos com um mesmo metal:
Observou-se que a adição do ácido HCl ao metal Mg, borbulhou e reagiu rapidamente, por
outro lado, o ácido CH3COOH reagiu de maneira muito lenta, entretanto, H3PO4 teve a reação
mais lenta de todas e H2SO4 reagiu por muito tempo. A ordem de reatividade crescente dos
ácidos para este experimento é:
H3PO4 < CH3COOH< H2SO4<HCl.
Observou-se em segundo, que todas as reações dos ácidos (HCl, H2SO4, H3PO4 e
CH3COOH) com o Mg, ao retirar-se o dedo polegar do tubo de ensaio e aproximando um palito
de fósforo em chama da extremidade aberta do mesmo, simultaneamente, acontecia um
fenômeno, uma pequena explosão. O fenômeno da explosão foi menor com o ácido CH3COOH
e maior com os ácidos HCl, H3PO4 e H2SO4.
A explosão deu-se por causa do gás hidrogênio que tem característica inflamável como
reportado na literatura (KOTZ, J.C. et al., 2009), e que foi desprendido nessas reações:
Mg (s) + 2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2(g)
Mg (s) + H2SO4 (aq) → MgSO4(aq) + H2(g)
Mg (s) + 2 H3PO4 (aq) →Mg3(PO4)2 + H2 (g)
Mg (s) + 2CH3COOH (aq) →Mg (CH3COO)2 + H2(g)
2. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HCl, porém variando os metais:
Observou-se nas reações de HCl com Al, Mg e Cu, apenas Mg e o Al reagiu. O Mg reagiu
imediatamente e vigorosamente, liberando gás hidrogênio, a reação é exotérmica, pois houve
liberação de calor. E o Al reagiu lentamente formando pequenas bolhas que desprendiam gás
hidrogênio na superfície do metal. As equações que representam essas reações:
6 HCl (aq) + 2 Al (s) → 2AlCl3 (aq) + 3H2(g)
2 HCl (aq) + Mg (s) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Com auxílio de uma tabela de potencial de redução-padrão (vide Anexo), vemos que o Cu
(E0
redução = +0, 337 V) tem um potencial padrão de redução positivo e está abaixo do
hidrogênio (E0
redução = 0, 000 V), enquanto que o Al (E0
redução = -1, 66 V) e o Mg (E0
redução = -2, 37 V) tem potencial padrão de redução negativo e estão acima do hidrogênio. Os
metais, Mg e Al, possuem potencial padrão negativo e deslocaram o hidrogênio e puderam,
portanto, serem dissolvidos pelo o ácido, liberando gás hidrogênio.

8. A ordem de reatividade para esse experimento: Mg > Al > Cu, está de acordo com o
potencial de redução destes metais.
3. Obtenção do gás H2 utilizando o ácido HNO3 com o cobre metálico:
Observou-se que a reação de ácido nítrico com Cu reagiu. No experimento anterior, o Cu
não reagiu com o ácido clorídrico por possuir potencial padrão positivo.
Ao trocar nesse experimento o ácido HCl pelo HNO3, verificou-se que o cobre reagiu formando
pequenas bolhas e um gás marrom no tubo de ensaio. A equação da reação é mostrada abaixo:
Cu (s) + 4HNO3(aq) → Cu (NO3)2 (aq) + 2H2O (l) + 2NO2 (g)
O cobre possui potencial de redução positivo não pôde ser oxidado pelo o H+
, Cu não reage
com HCl. Entretanto, o cobre reage com HNO3, de acordo como reportado na literatura
(VOGEL, 1981). Essa reação não é simples oxidação de Cu pelo H+
, o metal é oxidado a Cu2+
pelo íon nitrato de sódio, acompanhado pela formação do gás marrom dióxido de nitrogênio,
NO2 (g).
B. Produção de gás hidrogênio pela a ação de álcalis.
Observou-se que após a adição do Al no tubo de ensaio contendo NaOH houve a produção
de bolhas indicando a formação de gás hidrogênio na reação. A equação para essa reação é dada
por:
3 NaOH (aq) + 2Al (s) →Al (OH)3 (s) + 3Na (s) + H2 (g)
Observou-se ainda que a medida que a reação ocorria formava-se um sólido no fundo do
recipiente Al (OH)3
(s) e Na (s). Aproximou-se um palito de fósforo em chama da extremidade
aberta do tubo de ensaio, simultaneamente, aconteceu um fenômeno, o H2 reage de forma
explosiva, entrando em ignição ao estar em contato com a chama. Ao final houve, após a
explosão, aparecimento de coloração de cor cinza.

9. 5. CONCLUSÕES
Obtemos a ordem de reatividade da reação dos ácidos com o Mg metálico, H3PO4 <
CH3COOH < H2SO4<HCl, que está de acordo com a força destes. Os metais, Mg e Al, possuem
potencial padrão negativo e deslocam o hidrogênio e, portanto, podem ser dissolvidos pelo o
ácido, liberando gás hidrogênio; por outro lado, o cobre por possuir potencial padrão positivo
somente pôde ser dissolvido pelo o ácido oxidante HNO3, liberando gás dióxido de nitrogênio,
NO2 (g). A ordem de reatividade Mg > Al > Cu, está de acordo com o potencial de redução
destes metais. Na reação do Al metálico com a base forte NaOH, o H2 reage de forma explosiva,
entrando em ignição ao estar em contato com a chama.

10. 6. REFERÊNCIAS
BROWN, T.L.; LE MAY, H.E.; BURSTEN, B.E; BURDGE, J.R. Química a ciência central.
9 ed. Robson, M. (tradutor). São Paulo: Prentice Hall, 2005.
LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5 ed. Toma, H. E.; Araki, K.; Rocha, R. C.
(tradutores). São Paulo: Edegard Blucher, 1999.
LEITE, C.M.S (Org.). Apostila: Laboratório de Química Inorgânica. 2015.
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W.; OVERTON, T.L.; ROURKE, J. P.; WELLER, M. T.;
ARMSTRONG, F. A. Química Inorgânica. 4 ed. Faria, R.B. (tradutor) Porto Alegre:
Bookman, 2008.
VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa. 5 ed. Gimeno, A. (tradutor), Ed. Mestre Jou.
São Paulo, 1981.
KOTZ, J. C.; TREICHEL, P.; WEAVER, G.C. Química Geral e Reações Químicas. vol.2. 6
ed. Vichi, F.M; Visconte, S.A. (tradutores). São Paulo: Cengage Learning, 2009.

11. 7. ANEXO
TABELA: POTENCIAIS DE ELETRODOS PADRÃO
POTENCIAL DE OXIDAÇÃO (V) REAÇÃO NO ELETRODO POTENCIAL DE REDUÇÃO
(V)
+3,045 Li1+
+ e Li - 3,045
+2,925 K1+
+ e K - 2,925
+2,89 Sr2+
+ 2e Sr - 2,89
+2,87 Ca2+
+ 2e Ca - 2,87
+2,714 Na1+
+ e Na - 2,714
+2,52 La3+
+ 3e La - 2,52
+2,48 Ce3+
+ 3e Ce - 2,48
+2,37 Mg2+
+ 2e Mg - 2,37
+2,08 Sc3+
+ 3e Sc - 2,08
+2,07 Pu3+
+ 3e Pu - 2,07
+1,85 Be2+
+ 2e Be - 1,85
+1,80 U3+
+ 3e U - 1,80
+1,66 Al3+
+ 3e Al - 1,66
+1,63 Ti2+
+ 2e Ti - 1,63
+1,53 Zr4+
+ 4e Zr - 1,53
+1,18 Mn2+
+ 2e Mn - 1,18
+1,1 Nb3+
+ 3e Nb - 1,1
+0,763 Zn2+
+ 2e Zn - 0,763
+0,74 Cr3+
+ 3e Cr - 0,74
+0,53 Ga3+
+ 3e Ga - 0,53
+0,440 Fe2+
+ 2e Fe - 0,440
+0,403 Cd2+
+ 2e Cd - 0,403
+0,342 In3+
+ 3e In - 0,342
+0,336 Tl1+
+ e Ti - 0,336
+0,277 Co2+
+ 2e Co - 0,277
+0,250 Ni2+
+ 2e Ni - 0,250
+0,2 Mo3+
+ 3e Mo - 0,2
+0,136 Sn2+
+ 2e Sn - 0,136
+0,126 Pb2+
+ 2e Pb - 0,126
0,000 2H1+ + 2e H2 0,000
-0,21 Sb3+
+ 3e Sb + 0,21
-0,25 As3+
+ 3e As + 0,25
-0,32 Bi3+
+ 3e Bi + 0,32
-0,337 Cu2+
+ 2e Cu + 0,337
-0,521 Cu1+
+ e Cu + 0,521

12. -0,789 Hg2+
+ 2e Hg + 0,789
-0,799 Ag1+
+ e Ag + 0,799
-0,8 Rh3+
+ 3e Rh + 0,8
-0,987 Pd2+
+ 2e Pd + 0,987
-1,2 Pt2+
+ 2e Pt + 1,2