Escreva as equações químicas balanceadas para três métodos de preparação industrialmente importantes do gás hidrogênio. Proponha duas reações diferentes que sejam apropriadas para a preparação do hidrogênio em laboratório.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) escrever as equações químicas balanceadas para três métodos de preparação industrialmente importantes do gás hidrogênio e (2) propor duas reações diferentes adequadas para preparação de hidrogênio em laboratório.
Informações relevantes fornecidas (implícitas no enunciado): temos que dar equações balanceadas (coeficientes estequiométricos corretos) e indicar métodos industriais importantes e métodos laboratoriais práticos.

Passo 2

Antes de começar a escrever equações, vamos revisar rapidamente o que significa “equação balanceada” de um jeito bem amiguinho: uma equação química está balanceada quando o número de átomos de cada elemento é o mesmo nos reagentes e nos produtos. Isso garante conservação de massa. Para balancear a equação, ajustamos coeficientes estequiométricos (números inteiros na frente das fórmulas) sem mudar as fórmulas químicas. Vou mostrar passo a passo para cada método industrial e para as reações de laboratório, sempre checando átomo a átomo.

Passo 3

Método industrial 1 — reformamento a vapor do metano (steam methane reforming, SMR).
Explicação: é o método mais usado industrialmente. Consiste em fazer o metano reagir com vapor d’água em alta temperatura na presença de catalisador, formando monóxido de carbono e hidrogênio; depois faz-se o deslocamento gás-água (water–gas shift) para transformar CO em CO2 e gerar mais H2. Vamos escrever as equações e balancear.
Equação do reformamento (etapa primária):
\mathrm{CH_4 + H_2O \rightarrow CO + 3H_2}
Verificação rápida: contagem de átomos — C: 1 ambos os lados; H: 4 + 2 = 6 à esquerda, 3\times2 = 6 à direita; O: 1 ambos os lados. Está balanceada.
Equação do deslocamento gás-água (water–gas shift):
\mathrm{CO + H_2O \rightarrow CO_2 + H_2}
Verificação: C: 1; H: 2; O: 1+1=2 2 do CO2. Balanceada.
Equação global (somando as duas etapas: some as duas equações e cancele o que aparece em ambos os lados — aqui o \mathrm{CO} intermediário):
\mathrm{CH_4 + 2H_2O \rightarrow CO_2 + 4H_2}
Como checagem: C: 1; H: 4 + 4 = 8 à esquerda, 4\times2 = 8 à direita; O: 2 à esquerda, 2 no \mathrm{CO_2}. Tudo ok. Relevância prática: alta temperatura ( \sim 700\!-\!1000^\circC) e catalisadores (Ni) são usados.

Passo 4

Método industrial 2 — gaseificação de carvão (ou de carbono) a vapor.
Explicação: carvão (basicamente carbono) reage com vapor a altas temperaturas para produzir monóxido de carbono e hidrogênio; novamente usa-se o deslocamento gás-água para maximizar H2 e gerar \mathrm{CO_2}.
Equação primária de gaseificação (steam–carbon reaction):
\mathrm{C + H_2O \rightarrow CO + H_2}
Verificação: C: 1; H: 2; O: 1. Balanceada.
Aplicando o deslocamento gás-água (mesma equação do passo anterior) e somando para obter a forma oxidada final:
Some \mathrm{C + H_2O \rightarrow CO + H_2} com \mathrm{CO + H_2O \rightarrow CO_2 + H_2}. Cancelando \mathrm{CO}, obtemos a equação global:
\mathrm{C + 2H_2O \rightarrow CO_2 + 2H_2}
Verificação: C: 1; H: 4 2\times2=4; O: 2 CO_2 tem 2. Prático: usado onde há disponibilidade de carvão ou biomassa; requer altas temperaturas e controle de impurezas.

Passo 5

Método industrial 3 — eletrólise da água (produção de “hidrogênio por eletrólise”).
Explicação: água é decomposta em hidrogênio e oxigênio por passagem de corrente elétrica. É método simples conceitualmente; a energia elétrica é o insumo principal (se a eletricidade vier de fonte renovável, chama-se “hidrogênio verde”).
Equação global de eletrólise da água:
\mathrm{2H_2O(l) \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g)}
Verificação: H: 2\times2=4 à esquerda e 2\times2=4 à direita; O: 2 à esquerda e 2 no \mathrm{O_2} à direita. Balanceada. Observação prática: requer energia elétrica; existem várias tecnologias (eletrólise alcalina, PEM, eletrólise de óxido sólido).

Passo 6

Agora as duas reações apropriadas para preparação de hidrogênio em laboratório. Vou propor duas reações clássicas, simples de executar (com cuidados de segurança) e com equações balanceadas.
Reação de metal + ácido (exemplo clássico com zinco e ácido clorídrico):
\mathrm{Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}
Por que funciona: o zinco é oxidado ( \mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}) e os íons hidrogênio do ácido são reduzidos a \mathrm{H_2}. Verificação de balanceamento: Zn: 1; H: 2 à esquerda e 2 no \mathrm{H_2} à direita; Cl: 2.
Reação de um hidreto reativo com água (geração rápida de H2) — exemplo com borohidreto de sódio:
\mathrm{NaBH_4 + 2H_2O \rightarrow NaBO_2 + 4H_2}
Verificação: Na: 1; B: 1; H: borohidreto tem 4 Hs + 2\times2=4 de água totaliza 8 H à esquerda; à direita 4\times2=8 H no 4H_2. O produto é \mathrm{NaBO_2}. Observação: é uma forma conveniente e relativamente controlável de produzir H2 em laboratório, muito usada em demonstrações e em síntese quando se quer produção imediata de H2. Requer manejo cuidadoso do reagente e controle de temperatura.

Passo 7

Comentários de segurança e escolha (rápido, como amigo explicando):
  • Reação metal + ácido (por ex. \mathrm{Zn + 2HCl}) é fácil e controlável, mas libera gás inflamável; sempre trabalho em capela, proteção e coletor de gás.
  • \mathrm{NaBH_4} gera H2 de forma rápida e pode ser mais prática para volumes maiores em curto tempo, mas é reagente mais caro e exige cuidado com hidrólise vigorosa.
  • Em escala industrial, SMR é dominante por custo (gás natural barato), gaseificação é usada onde há carvão/biomassa, e eletrólise cresce por ser compatível com energias renováveis.

Resposta

\mathrm{CH_4 + 2H_2O \rightarrow CO_2 + 4H_2}
\mathrm{C + 2H_2O \rightarrow CO_2 + 2H_2}
\mathrm{2H_2O(l) \rightarrow 2H_2(g) + O_2(g)}
\mathrm{Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl_2 + H_2}
\mathrm{NaBH_4 + 2H_2O \rightarrow NaBO_2 + 4H_2}

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