9.4 Escreva as equaçōes quimicas balanceadas para trếs preparações industrialmente importantes do hidrogênio gasoso. Proponha duas reações diferentes, apropriadas para a preparação do hidrogênio em laboratório.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas: (1) escrever as equações químicas balanceadas para três preparações industrialmente importantes do hidrogênio gasoso; (2) propor duas reações diferentes apropriadas para preparar hidrogênio em laboratório. Não há dados numéricos extras no enunciado — só precisamos listar e balancear as equações e explicar (o que farei nos passos seguintes).

Passo 2

Antes de escrever as reações, vamos lembrar a regra básica para balancear equações: a massa (ou seja, o número de átomos de cada elemento) deve ser conservada. Isso significa que, ao lado esquerdo e ao lado direito da seta, o número de átomos de cada elemento deve ser igual. O método mais simples e prático para isso é o método da inspeção: colocamos coeficientes inteiros nas fórmulas e ajustamos até que todos os elementos fiquem balanceados. Vou aplicar isso passo a passo em cada reação e explicar também o contexto (condições e por que a reação é usada).

Passo 3

Preparação industrial 1 — reforma a vapor do metano (Steam Methane Reforming, SMR).
  1. Reação de reforma (etapa principal): colocamos como base o metano CH_4 reagindo com vapor d’água H_2O. Escrevemos uma equação tentativa:
    CH4 + H2O → CO + H2
  2. Contagem de átomos na tentativa: C:1 →1 (ok); H:4 + 2 = 6 à esquerda; à direita H2 tem 2 por molécula, então precisamos de 3 H2 para totalizar 6 H. Ajustamos:
    CH4 + H2O → CO + 3 H2
  3. Verificação final: C:1=1; H:6=3·2=6; O:1=1. A equação está balanceada.
  4. Observação prática: normalmente, após esta etapa ocorre a reação de deslocamento água-gás (water–gas shift, WGS) para converter CO em CO2 e produzir mais H_2:
    CO + H2O → CO2 + H2
    Essa também está balanceada (C:1; O:1+1=2; H:2=2).
  5. Se somarmos a reforma e o deslocamento água-gás obtemos a forma global usada industrialmente:
    CH4 + 2 H2O → CO2 + 4 H2
  6. Contexto/condições: a reforma a vapor é endoterma, executada a altas temperaturas (≈700–1100 °C) sobre catalisador de Ni; é a rota mais comum para produção de hidrogênio em larga escala. O WGS é ligeiramente exotérmico e é feito em etapas (alta e baixa temperatura) para maximizar conversão.

Passo 4

Preparação industrial 2 — gaseificação do carvão (ou reação vapor-carbono).
  1. Reação básica de gaseificação (vapor sobre carbono): A equação simples é
    C + H2O → CO + H2
  2. Verificação: C:1=1; H:1·2=2 (à esquerda) → H2 tem 2 H, ok; O:1=1. A equação está balanceada. Essa reação produz uma mistura chamada gás de síntese (CO + H2).
  3. Como na SMR, aplica-se o deslocamento água-gás para converter CO em CO2 e gerar mais H_2:
    CO + H2O → CO2 + H2
  4. Somando as duas etapas obtemos a forma global:
    C + 2 H2O → CO2 + 2 H2
  5. Contexto/condições: a gaseificação exige altas temperaturas e, frequentemente, fornecimento controlado de vapor e oxigênio; usada com carvão, coque ou biomassa. É importante em regiões com grande disponibilidade de carbono sólido.

Passo 5

Preparação industrial 3 — eletrólise da água.
  1. Reação global de eletrólise (forma mais direta):
    2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)
  2. Verificação: H:2·2 = 4 à esquerda → 2 H2 dá 4 H; O:2 = 2 (à esquerda) → O2 tem 2 O; balanceada.
  3. Explicação das semi-reações (útil para entender):
  • Em meio ácido, redução no cátodo: 2 H+ + 2 e– → H2
  • Oxidação no ânodo: 2 H2O → O2 + 4 H+ + 4 e–
    Combinando adequadamente obtém-se a equação global acima.
  1. Contexto/condições: requer energia elétrica (pode ser renovável, daí o termo “hidrogênio verde”); é energeticamente custosa mas limpa se a eletricidade for limpa. Utilizada numa escala crescentemente industrial com eletrolisadores alcalinos, eletrolisadores de membrana (PEM) e eletrólise de alta temperatura.

Passo 6

Agora proponho duas reações apropriadas para preparar hidrogênio em laboratório. Vou explicar cada uma, balancear e comentar segurança/como coletar o gás.
Reação de laboratório A — metal + ácido (ex.: zinco + ácido clorídrico):
  1. Escrevemos a reação: Zn + HCl → ZnCl2 + H2
  2. Balanceamento por inspeção: Cl aparece em ZnCl2 como 2 Cl, então precisamos de 2 HCl:
    Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
  3. Verificação: Zn:1=1; Cl:2=2; H:2=2 (H2). Balanceada.
  4. Observação prática: é uma reação simples, comum em aulas de química. Deve ser feita em capela, com cuidado ao coletar H2 (inflamável) — é normalmente coletado por deslocamento de água. É importante usar ácido diluído e proteção.
Reação de laboratório B — hidrólise de borohidreto (ex.: NaBH4 + água):
  1. Escrevemos a reação típica: NaBH4 + H2O → produtos + H2. A equação conhecida é
    NaBH4 + 2 H2O → NaBO2 + 4 H2
  2. Verificação: Na:1=1; B:1=1; O:2=2; H: NaBH4 tem 4 H + 2 H2O tem 4 H = 8 H à esquerda → 4 H2 tem 8 H. Balanceada.
  3. Observação prática: essa reação gera muito hidrogênio rapidamente e é útil em laboratório quando se quer uma fonte imediata. Deve-se controlar velocidade e temperatura; produtos (p.ex. boratos) são solúveis. Segurança: hidrogênio inflamável e, dependendo do reagente, pode haver liberação de calor.

Passo 7

Dicas rápidas sobre balanceamento (resumo prático que ajuda na prova):
  • Conte os átomos de cada elemento em ambos os lados.
  • Comece balanceando elementos que aparecem em poucas espécies ( C, H, O por último se aparece em várias).
  • Use coeficientes inteiros pequenos; se aparecer fração (ex.: 1/2 O2) multiplique toda a equação por 2 para eliminar frações.
  • Verifique novamente todos os elementos ao final.
    Vou aplicar esse pensamento mentalmente nas equações já dadas — todas foram balanceadas por inspeção seguindo esses passos.

Passo 8

Breve comparação e quando cada rota é usada (motivação conceptual para a prova):
  • Reforma a vapor (SMR): maior rota industrial por custo-efetividade quando há gás natural disponível; produz CO2 (a questão ambiental aparece aqui).
  • Gaseificação de carvão: usada onde há carvão/biomassa abundante; também produz CO2 e exige limpeza dos gases.
  • Eletrólise: menos eficiente em custo hoje, mas essencial para hidrogênio “verde” se a energia for renovável.
  • Lab: metais + ácido e hidrólise de hidretos/borohidretos são métodos diretos e controláveis para produzir pequenas quantidades de H2 para experimentos.

Passo 9

Segurança e prática experimental (resumido para prova):
  • H2 é altamente inflamável e forma misturas explosivas com ar (faixa de inflamabilidade ampla). Trabalhar em capela, com coleta apropriada e sem chamas abertas.
  • Ventilação, óculos e luvas são obrigatórios. Em laboratório, colecione gás por deslocamento de água ou tubos adequados, sempre testando uma pequena amostra distante da fonte de gás.

Resposta

CH4 + 2 H2O → CO2 + 4 H2
C + 2 H2O → CO2 + 2 H2
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
NaBH4 + 2 H2O → NaBO2 + 4 H2

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