Experimento 4 - Verificação de Algumas Propriedades Físicas e

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE UBERLÂNDIA
INSTITUTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGANICA EXPERIMENTAL
MARCELO FERNANDES MARTINS-12111QMI232
MIRIAM COSTA MELO – 12111QMI226
NATHÁLIA LOURENÇO GONZAGA RIBEIRO – 12111QMI227
EXPERIMENTO 4
Verificação de algumas propriedades Físicas e Químicas dos elementos do grupo 13
UBERLÂNDIA
2023
MARCELO FERNANDES MARTINS-12111QMI232
MIRIAM COSTA MELO – 12111QMI226
NATHÁLIA LOURENÇO GONZAGA RIBEIRO – 12111QMI227
EXPERIMENTO 4
Verificação de algumas propriedades Físicas e Químicas dos elementos do grupo 13
Observar as propriedades redutoras do Al (Alumínio) e verificar as propriedades químicas de alguns compostos dos elementos do grupo 13.
Preparar um sólido inorgânico (ácido bórico) e determinar a sua pureza através da medida de uma propriedade física, seu ponto de fusão.
Professor Fernando.
UBERLÂNDIA
2023
SUMÁRIO
1.	INTRODUÇÃO	1
2.	PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL	3
3.	RESULTADOS E DISCUSSÕES:	5
4.	CONCLUSÃO:	7
5.	REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA:	8
INTRODUÇÃO
O grupo 13 da tabela periódica é formado pelo não metal Boro (B), e pelos metais representativos Alumínio (Al), Gálio (Ga), Índio (In), e Tálio (Tl).
O Boro é um não-metal e sempre forma ligações covalentes. Normalmente forma três ligações covalentes com ângulos de 120``` entre si, utilizando orbitais híbridos sp². O Boro não possui nenhuma tendência de formar compostos monovalentes. Todos os compostos BX3’’’’ são deficientes em elétrons e podem receber mais um par de elétrons de um outro átomo, formando uma ligação coordenada.
Por sua vez, o alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre, em alguns de seus compostos, o alumínio apresenta propriedades que lembram semimetais, formando óxidos anfóteros e haletos relativamente voláteis. O alumínio é trivalente em seus compostos. Seus haletos, nitrato e sulfato são solúveis em água, mas apresentam reações devido à hidrólise. O potencial de eletrodo para o alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor.
O HNO3 concentrado torna o metal “passivo”, pois produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, por ser um agente oxidante, o alumínio também se dissolve na solução de NaOH, formando hidrogênio e aluminato [J. D. Lee, 1999]
O Boro e alumínio são membros do Grupo 13 de grande importância. O boro tem uma química única, particularmente entre os boranos. O alumínio é um dos metais mais utilizados, seu estado de oxidação +3 predomina neste grupo, mas principalmente em compostos covalentes. O alumínio é um metal anfotérico reativo. A extração de alumínio é conseguida por um método de redução elétricos.
Quando os elétrons s permanecem emparelhados, o estado de oxidação observado será sempre duas unidades menor que o estado de oxidação normal para os elementos do grupo, geralmente chamado de “efeito do par inerte”. 
O boro é inerte sob condições ambientais, exceto sob ataque de F2. Em altas temperaturas, reage com a maioria dos metais e dos ametais (com exceção do H2, por exemplo) e com amônia. Ainda sobre a reatividade, esse ametal se estabiliza com apenas seis elétrons na camada de valência, fugindo da regra do octeto, como nos compostos BF3 e BI3. A explicação para isso se dá em razão do efeito de hibridização, que é a junção de seus subníveis 2s e 2p em um único orbital sp2, o qual permite a inclusão de apenas mais três elétrons
Os elementos Al, Ga, In e Tl são metais moderadamente reativos, e formam compostos trivalentes. Seus compostos se situam no limite entre aqueles com caráter iônico e covalente. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Reagente utilizado:
· Ácido bórico concentrado
· Ácido nítrico concentrado
· Ácido clorídrico concentrado
· Ácido clorídrico 1,0 mol/L
· Ácido clorídrico 2,0 mol/L
· Ácido clorídrico 4,0 mol/L
· Solução de nitrato de mercúrio 2
· Fenolftaleína (solução hidro alcoólica)
· Hidróxido de sódio 2 mol/L
· Hidróxido de sódio 4,0 mol/L
O experimento foi constituído de duas partes:
Na primeira parte foi realizada a limpeza com Bombril num pedaço de alumínio e mergulhado em água e foi observado se iria ocorrer alguma reação.
Para o próximo passo introduziu-se um pedaço de alumínio por 3 a 4 minutos em uma solução de nitrato de mercúrio 2. Limpou-se o metal com papel filtro e introduziu-o em um béquer com água. E observou-se o que ocorreu.
Logo após, introduziu-se um pedaço de metal em um tubo de ensaio contendo 2-3 mLde ácido nítrico concentrado e foi deixado por 3-4 minutos. Em seguida, foi retirado o metal cuidadosamente, foi necessário lavar e secar.
 Na segunda parte:
Verificou-se o comportamento de Al(OH)3 e B(OH)3 (ácido bórico). Mediu-se o pH de uma solução concentrada de ácido bórico com papel indicador.) Foi preparado um pouco de Al(OH)3 em um tubo de ensaio a partir de cristais de sal de alumínio e solução de hidróxido de sódio 4 mol.L-1. Separou-se o precipitado formado. Adicionou-se um pouco de água destilada ao precipitado e dividiu a solução restante em duas partes; à uma adicionar solução de HCl4 mol.L-1 em excesso e à outra solução de NaOH 4 mol.L-1também em excesso. 
Baseado nos resultados acima, classificou-se os óxidos e hidróxidos de alumínio como ácidos, básicos ou anfóteros e como varia tal caráter dentro do grupo. Justificou-se com base no caráter (iônico ou covalente) das ligações. Hidrólise dos sais de alumínio. Colocou-se em tubos de ensaio, alguns cristais de Al (NO3)3, AlCl3 e foi adicionado de 2 a 3 mL de água destilada. Mediu-se o pH da solução resultante. 
PARTE 3: Preparação do Ácido Bórico e determinação de seu ponto de fusão
Pesou-se cerca de 7g de bórax decahidratado (Na2B4O7 .10H20), com uma precisão de 0,01g, transferiu a quantidade de bórax pesado a um béquer e adicionou-se 20 mL de água destilada, aquecendo sobre uma chama fraca, até que o bórax tenha se dissolvido (não deixar a solução ferver). Se a solução estiver turva depois que o bórax tenha se dissolvido, filtrar através de filtração comum. Aqueçeu-se a solução a uma temperatura 80-90C, adicionando a ela uma solução de ácido clorídrico preparada pela mistura de 6 mL de HCl concentrado com um volume igual de água. Esfriou-se a solução à temperatura ambiente e então a coloque num banho de gelo. Filtre os cristais formados usando um funil de Buchner, lave com éter e seque-os no vácuo.
 Procedimento para Determinação do Ponto de Fusão
Para determinar o ponto de fusão do ácido bórico obtido, proceda da seguinte forma: coloque certa quantidade do produto sólido num capilar de vidro e fixe-o ao bulbo de um termômetro com auxílio de um aro de borracha. Introduza este sistema no tubo Thiele contendo silicone, de modo que o bulbo do termômetro fique na altura do tubo. Aqueça cuidadosamente e o braço lateral do tubo Thiele e observe com atenção quando o sólido começa a fundir dentro do capilar. Anote o intervalo de temperatura de fusão. O ponto de fusão é uma medida da pureza do composto.
RESULTADOS E DISCUSSÕES:
Parte 1:
Ao adicionar a fita de alumínio em água não foi observado nenhuma reação evidente a olho nu. Já quando colocado em nitrato de mercúrio foi possível observar um precipitado e uma camada escura, que será a corrosão do alumínio metálico. Esse fenômeno é dado pela seguinte equação:
Pode ser assim explicado pelo mecanismo da ativação da superfície metálica e os produtos da reação da corrosão por íons de mercúrio. Dessa forma pode-se notar a formação de nitrato de alumínio.
Ao adicionar a fita de alumínio no tubo contendo ácido nítrico, foi observado levíssimo desprendimento de bolhas. Num segundo tubo,o alumínio mergulhado numa solução de ácido clorídrico, a reação ocorreu muito rapidamente, apresentando grande formação de bolhas e a dissolução do metal.
No ultimo tubo, hidróxido de sódio entra em contacto com o alumínio forma aluminato de sódio com libertação de hidrogénio, que é expresso pela seguinte equação química: 
2 Al + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2
Parte 2: 
Experimento 2 - Observar o comportamento ácido do oxido de alumínio
No primeiro béquer, o óxido de alumínio dissociadoem água formou hidróxido dealumínio, como pode-se ver na equação 6. Contudo, uma parte desse hidróxido se dissocia evira 2Al3+ + 3OH. Parte do óxido de alumínio que pode ter reagido com água formandohidróxido de alumínio, formou o OH deixando o meio mais alcalino e, consequentementefazendo com que o pH passasse de 7 para entre 9 e 10.
Al2O3(s) + H2O(l) → 2AI(OH)3(s) → 2Al+3(aq) + 6OH-(aq) (6)
No segundo béquer, o óxido de alumínio solubilizou parcialmente com o ácido nítrico formando nitrato de alumínio, como mostra a equação 7. Assim como na reação anterior, parte do hidróxido se dissociou e formou 2Al3+ + 3OH- e, por consequência, propiciou o meio a ficar mais ácido.
Al2O3(s) + HNO3(aq) → 2Al(NO3)3(s) + 3H2O(l) → 2Al+3(aq) + 6OH-(aq) (7).
No terceiro béquer, o óxido de alumínio reage com hidróxido de amônio formando hidróxido de alumínio e amônia, demonstrado na equação 8. 
Al2O3(s) + 2NH4OH(aq) + H2O(l) → 2Al(OH)3(aq) + 2NH3(aq) → 2Al+3(aq) + 6OH-(aq) (8).
A amônia está em excesso de água e mais uma vez volta a ser hidróxido de amônia, devido a esse excesso, como mostra a equação 9, Como a amônia volta a ser hidróxido de amônia, e forma hidróxido de alumínio todos esses hidróxidos dissociados deixam o meio mais alcalino e, por isso, o pH encontrado foi básico.
2NH3(aq) + 2H2O(l) ↔ 2OH-(aq) + 2NH4+(aq) (9).
CONCLUSÃO:
Conclui-se que o alumínio é um elemento extremamente reativo, porém não reage com muitos compostos por formar uma película de Al2O3. O mesmo possui um caráter anfótero, ou seja, reage tanto com ácidos quanto com bases, ele reage com ácidos diluídos liberando hidrogênio, alguns ácidos concentrados como o ácido clorídrico consegue penetrar na película protetora. Todavia, o ácido nítrico deixa o alumínio passivo a reações. 
REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA:
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3ªEdição, Editora Bookman, 2006. 
BARROS, H.L.C. Química inorgânica, uma introdução. Belo Horizonte: 
SEGRAC, 1995. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Edição, Editora Edgard Blücher, 1997. 
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um curso universitário. 4ª edição, São Paulo, Editora Edgard Bücher LTDA, 1995. 
MIESSLER, G. L.; FISCHER, P. J.; TARR, D. A. Inorganic Chemistry, 5ª edição, Editora Pearson, 2014.
SEGRAC, 1995. LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Edição, Editora Edgard Blücher, 1997. 
SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W.; LANGFORD, C. H. Inorganic Chemistry. 2ª edição, Oxford, Oxford University Press. 1994.
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