Propriedades Químicas dos Elementos

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Universidade Federal do Espírito Santo 
 Laboratório de Química Inorgânica 
 Relatório da disciplina 
 Ciências Exatas e da Terra - Química Inorgânica 
 Experimento 3 - Os Metais Alcalinos, Alcalinos Terrosos, Boro e Alumínio 
 Docente: Priscilla Paiva Luz 
 Discente: Larissa Raasch Freitas e Lucas Daniel do Rozario Claro 
 Resumo 
 Esta prática experimental investigou as propriedades químicas de diferentes grupos de 
 elementos representativos da Tabela Periódica, com ênfase nos metais alcalinos e alcalinos 
 terrosos (Grupos 1 e 2), bem como no boro, alumínio e seus compostos (Grupo 13). As 
 observações centraram-se em aspectos como a reatividade com água, os espectros de emissão 
 atômica e a solubilidade de sais para os metais alcalinos e alcalinos terrosos, além do 
 comportamento ácido do ácido bórico e do óxido de boro, da síntese e propriedades do 
 trifluoreto de boro, do anfoterismo do hidróxido de alumínio e da reatividade do óxido de 
 alumínio. 
 Os resultados evidenciaram a elevada reatividade dos metais dos grupos 1 e 2, suas 
 assinaturas espectroscópicas características e a alta solubilidade de seus sais, assim como o 
 caráter ácido fraco do ácido bórico, sua capacidade de formar complexos mais ácidos com 
 polióis, o comportamento anfótero do hidróxido de alumínio e a baixa reatividade do óxido 
 de alumínio frente a diferentes agentes. A prática permitiu estabelecer correlações entre os 
 fenômenos experimentais observados e os fundamentos teóricos da química inorgânica, 
 reforçando o entendimento das tendências periódicas, da estrutura eletrônica e das 
 propriedades físico-químicas dos elementos estudados. 
 Palavras-chaves: Reatividade, Espectroscopia de chama, Solubilidade, Ácido de Lewis. 
 1 Introdução 
 Os metais alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), alcalinos terrosos (Mg, Ca, Sr, Ba), o boro e o 
 alumínio, pertencentes aos grupos 1, 2 e 13 da Tabela Periódica, destacam-se por suas 
 propriedades químicas marcantes e por sua ampla aplicação em contextos laboratoriais e 
 industriais. Esta prática experimental teve como objetivo investigar e comparar o 
 comportamento químico desses elementos e de seus compostos, com foco na compreensão de 
 suas tendências periódicas, reatividade e funções ácido-base. 
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 No caso dos metais alcalinos e alcalinos terrosos, foram explorados três aspectos 
 principais: a reatividade com a água, que é vigorosa nos metais alcalinos e aumenta com o 
 número atômico; a emissão de luz em espectros de chama, cujos comprimentos de onda são 
 característicos e permitem a identificação qualitativa dos elementos; e a solubilidade de seus 
 sais, em geral bastante elevada, com variações relacionadas ao tamanho iônico e à energia 
 reticular dos compostos. Por sua vez, o estudo do boro e do alumínio centrou-se na análise do 
 comportamento ácido do ácido bórico (H₃BO₃) e do óxido de boro (B₂O₃), incluindo a 
 formação de complexos com polióis que aumentam a acidez da solução; na síntese e 
 caracterização do trifluoreto de boro (BF₃), um ácido de Lewis volátil e catalisador em 
 reações orgânicas; na investigação do anfoterismo do hidróxido de alumínio (Al(OH)₃), capaz 
 de reagir tanto com ácidos quanto com bases; e na avaliação da resistência do óxido de 
 alumínio (Al₂O₃) frente a diferentes agentes químicos. A realização desses experimentos 
 proporcionou a consolidação de conceitos teóricos como reatividade química, espectroscopia 
 atômica, acidez, solubilidade e anfoterismo, além de promover o desenvolvimento de 
 habilidades técnicas em síntese, observação e interpretação de dados em ambiente 
 laboratorial. 
 2 Objetivos 
 Esta prática experimental teve como objetivos: 
 ➢ Investigar a reatividade dos metais alcalinos (Grupo 1) e alcalinos terrosos (Grupo 2) 
 com água, relacionando-a com suas propriedades periódicas. 
 ➢ Identificar elementos metálicos por meio de espectroscopia de chama, analisando as 
 cores características emitidas. 
 ➢ Avaliar a solubilidade de sais desses metais com diferentes ânions (CO₃²⁻, F⁻, 
 HPO₄²⁻), discutindo os fatores que influenciam a formação de precipitados. 
 ➢ Estudar o comportamento ácido do ácido bórico (H₃BO₃) e óxido de boro (B₂O₃), 
 incluindo a formação de complexos com polióis. 
 ➢ Sintetizar e caracterizar o trifluoreto de boro (BF₃), compreendendo suas propriedades 
 como ácido de Lewis. 
 ➢ Demonstrar o anfoterismo do hidróxido de alumínio (Al(OH)₃) e a baixa reatividade 
 do óxido de alumínio (Al₂O₃) frente a ácidos e bases. 
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 3 Embasamento Teórico 
 Os metais alcalinos (Grupo 1) e alcalinos terrosos (Grupo 2) apresentam propriedades 
 químicas marcantes devido à sua configuração eletrônica com um ou dois elétrons na camada 
 de valência, respectivamente. Esses elementos são altamente reativos, com a reatividade 
 aumentando significativamente ao descermos nos grupos, fenômeno explicado pela 
 diminuição da energia de ionização e aumento do raio atômico. Quando em contato com 
 água, os metais alcalinos reagem vigorosamente, liberando hidrogênio gasoso e formando 
 hidróxidos básicos, enquanto os alcalinos terrosos apresentam reações menos intensas, exceto 
 pelo bário. A espectroscopia de chama, técnica fundamental para identificação qualitativa 
 desses elementos, baseia-se no princípio de que, quando aquecidos, seus íons emitem luz em 
 comprimentos de onda característicos devido a transições eletrônicas entre níveis de energia. 
 Por exemplo, o sódio emite luz amarela intensa (589 nm) correspondente à transição 3p→3s, 
 enquanto o potássio apresenta coloração violeta devido a transições mais complexas 
 envolvendo os níveis 4p→4s. 
 No estudo da solubilidade dos sais desses metais, observa-se que os compostos dos 
 metais alcalinos são geralmente muito solúveis em água, com exceções notáveis como o 
 fluoreto de lítio (LiF), onde a alta energia de rede supera a energia de hidratação. Para os 
 alcalinos terrosos, a solubilidade varia significativamente: os carbonatos tornam-se menos 
 solúveis ao descermos no grupo, enquanto os fluoretos apresentam o comportamento oposto, 
 com o BaF₂ sendo particularmente insolúvel devido à incompatibilidade de tamanho entre o 
 grande cátion Ba²⁺ e o pequeno ânion F⁻. 
 O boro e o alumínio, elementos do Grupo 13, exibem propriedades distintas. O ácido 
 bórico (H₃BO₃) comporta-se como um ácido fraco de Lewis, cuja acidez pode ser 
 significativamente aumentada pela formação de complexos com polióis como o manitol, que 
 estabilizam o ânion borato. Seu óxido, B₂O₃, é um anidrido ácido que reage com água 
 regenerando o ácido bórico. O trifluoreto de boro (BF₃), com sua geometria trigonal planar e 
 orbital p vazio no boro, é um potente ácido de Lewis com diversas aplicações em catálise 
 orgânica. O alumínio destaca-se pelo comportamento anfótero de seu hidróxido, Al(OH)₃,que reage tanto com ácidos quanto com bases, formando respectivamente o cátion Al³⁺ em 
 meio ácido e o ânion aluminato [Al(OH)₄]⁻ em meio básico. Já o óxido de alumínio (Al₂O₃) 
 apresenta notável estabilidade química, sendo resistente à ação da maioria dos reagentes em 
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 condições ambientais, propriedade que o torna valioso em aplicações industriais como 
 material refratário. Essa estabilidade é atribuída à sua estrutura cristalina compacta (α-Al₂O₃), 
 que só é rompida sob condições drásticas como fusão alcalina ou tratamento com ácidos 
 concentrados sob aquecimento. 
 4 Metodologia 
 Materiais: Bico de Bunsen, arame de platina, tubos de ensaio, soluções de cloretos metálicos 
 (LiCl, NaCl, KCl, MgCl₂, CaCl₂, SrCl₂, BaCl₂), reagentes (NH₄)₂CO₃, NH₄F, (NH₄)₂HPO₄, 
 H₃BO₃, B₂O₃, KBF₄, AlCl₃, Al₂O₃, NaOH, HCl, H₂SO₄ concentrado, papel indicador de pH. 
 Procedimentos: 
 ➢ Reatividade com água: Observação da reação de Li, Na e K em água (via vídeo). 
 ➢ Teste de chama: Aquecimento de sais em chama e registro das cores emitidas. 
 ➢ Testes de solubilidade: Adição de reagentes a soluções metálicas e observação de 
 precipitados. 
 ➢ Ácido bórico: Aquecimento, dissolução em água, teste de pH e complexação com 
 manitol. 
 ➢ Síntese de BF₃: Reação de KBF₄, B₂O₃ e H₂SO₄ em tubo de ensaio seco. 
 ➢ Anfoterismo do Al(OH)₃: Precipitação com NH₄OH e redissolução com HCl/NaOH. 
 ➢ Reatividade do Al₂O₃: Tratamento com ácidos/bases concentrados e fusão com 
 KHSO₄. 
 Controles: Uso de arame de platina limpo para evitar contaminação no teste de chama; 
 realização de reações com ácidos concentrados na capela. 
 5 Resultados e Discussão 
 Experimento 3: Os Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos 
 1. Reatividade dos Metais Alcalinos em Água 
 Observações: 
 ➢ Lítio (Li): Reação moderada, com liberação lenta de bolhas de H₂ e formação de 
 LiOH. 
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 ➢ Sódio (Na): Reação vigorosa, com deslocamento rápido na superfície da água e 
 formação de NaOH. 
 ➢ Potássio (K): Reação explosiva, com ignição espontânea do H₂ liberado e formação de 
 KOH. 
 A reatividade observada nos experimentos com Li, Na e K em água demonstrou 
 claramente as tendências periódicas no Grupo 1. O lítio reage moderadamente, com liberação 
 constante de bolhas de H₂, enquanto o sódio apresenta uma reação mais vigorosa, 
 deslocando-se rapidamente na superfície da água e produzindo uma pequena explosão 
 característica. O potássio, por sua vez, reage de forma explosiva, com ignição instantânea do 
 hidrogênio liberado. Essas diferenças podem ser explicadas pela diminuição progressiva da 
 energia de ionização (Li: 520 kJ/mol; Na: 496 kJ/mol; K: 419 kJ/mol) e aumento do raio 
 atômico ao descermos no grupo, o que facilita a perda do elétron de valência. , conforme a 
 reação geral: 
 2M(s) + 2H₂O(l) → 2MOH(aq) + H₂(g) 
 A liberação de energia na forma de calor e luz evidencia a natureza exotérmica dessas 
 reações, sendo a energia liberada suficiente para inflamar o hidrogênio. Vale destacar que a 
 formação de hidróxidos alcalinos explica o pH básico das soluções resultantes, com a 
 basicidade aumentando do LiOH ao KOH, conforme a maior reatividade dos metais. 
 2. Espectros Atômicos dos Metais 
 Cores observadas na chama: 
 Composto Cor da Chama Explicação 
 LiCl Vermelho Transição eletrônica 2p → 2s (670 nm). O pequeno 
 tamanho do átomo de Li resulta em grande diferença 
 energética entre níveis, emitindo no vermelho. 
 NaCl Amarelo Linha D do sódio (589 nm) da transição 3p → 3s. A 
 alta intensidade deve-se à facilidade de excitação do 
 elétron de valência. 
 KCl Lilás Transições 4p → 4s (404 nm) e 5p → 4s (690 nm). A 
 cor lilás resulta da superposição dessas linhas 
 espectrais. 
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 CaCl₂ Vermelho-Alaranja 
 do 
 Transições de elétrons d (níveis 3d → 4p) em ~622 
 nm. São "proibidas" por seleção quântica, mas 
 ocorrem por perturbações térmicas. 
 BaCl₂ Verde-Amarelado Transições 6p → 6s (524 nm) e 5d → 6p (553 nm). O 
 grande raio atômico do Ba reduz o gap energético, 
 deslocando a emissão para o verde. 
 SrCl₂ Vermelho Transições 5p → 5s (605 nm) dominantes. A cor 
 vermelha característica é usada em fogos de artifício. 
 MgCl₂ Incolor O Mg requer alta energia para excitação (transição 3s 
 → 3p em 285 nm - UV). Não emite no visível 
 significativamente. 
 As cores são resultantes da emissão de fótons quando elétrons excitados retornam ao 
 estado fundamental. A precisão na identificação das cores é crucial para análises qualitativas, 
 como no teste de chama para identificação de metais em amostras desconhecidas. 
 3. Solubilidade dos Sais 
 Resultados dos Alcalinos: 
 Sal Testado Reagente Adicionado Observação Explicação 
 LiCl (NH₄)₂CO₃ (carbonato) Nenhum precipitado Carbonatos de metais 
 alcalinos são solúveis (alta 
 energia de hidratação). 
 NaCl NH₄F (fluoreto) Nenhum precipitado Fluoretos de Na⁺ e K⁺ são 
 solúveis, exceto LiF 
 (pequeno raio iônico). 
 KCl (NH₄)₂HPO₄ (fosfato) Nenhum precipitado Os fosfatos de metais 
 alcalinos são geralmente 
 solúveis. 
 LiCl NH₄F (fluoreto) Precipitado branco (LiF) Baixa solubilidade do LiF 
 devido à alta energia de 
 rede. 
 A solubilidade dos sais é governada pelo balanço entre energia de rede e energia de 
 hidratação. Sais de metais alcalinos (M⁺) são tipicamente solúveis devido à baixa carga e alta 
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 hidratação, mas exceções como LiF e Li₃PO₄ ocorrem quando a energia de rede supera a de 
 hidratação. 
 Resultados dos Alcalinos Terrosos: 
 Sal Testado 
 /Reagente 
 Adicionado: 
 (NH₄)₂CO₃ NH₄F (NH₄)₂HPO₄ Observação Explicação 
 MgCl₂ Solúvel Precipitado 
 branco 
 (-intenso) 
 Solúvel Carbonato e fosfato 
 de Mg são solúveis; 
 fluoreto forma MgF₂ 
 (pouco solúvel). 
 Mg²⁺ tem alta energia de 
 hidratação, favorecendo 
 solubilidade, exceto com 
 F⁻ (MgF₂ tem energia de 
 rede moderada). 
 CaCl₂ Precipitado 
 branco 
 Precipitado 
 branco 
 Precipitado 
 branco 
 Todos os sais 
 testados formam 
 precipitados. 
 Ca²⁺ forma compostos 
 pouco solúveis com 
 CO₃²⁻ (CaCO₃), F⁻ (CaF₂) 
 e HPO₄²⁻ (CaHPO₄). 
 SrCl₂ Precipitado 
 branco 
 Precipitado 
 branco 
 Precipitado 
 branco 
 Comportamento 
 similar ao Ca²⁺. 
 Sr²⁺ tem raio iônico maior 
 que Ca²⁺, mas ainda 
 forma sais pouco solúveis 
 com esses ânions. 
 BaCl₂ Precipitado 
 branco 
 Precipitado 
 branco 
 (+intenso) 
 Precipitado 
 branco 
 BaF₂ é altamente 
 insolúvel 
 (precipitado mais 
 visível). 
 Ba²⁺ tem maior raio 
 iônico, levando a menor 
 solubilidade com ânions 
 pequenos (e.g., F⁻) 
 devido à alta energia de 
 rede. 
 Os resultados obtidos nos testes de solubilidade com os sais dos metais alcalinos 
 terrosos revelam padrões interessantes que podem ser explicados através de princípios da 
 química inorgânica. Observa-se que a solubilidade dos compostos formados varia 
 significativamente em função do cátion(Mg²⁺, Ca²⁺, Sr²⁺, Ba²⁺) e do ânion (CO₃²⁻, F⁻, 
 HPO₄²⁻) envolvidos. 
 Para os carbonatos, nota-se uma clara tendência de diminuição da solubilidade ao 
 descer no grupo: enquanto o MgCO₃ permanece solúvel, os carbonatos de cálcio, estrôncio e 
 bário formam precipitados brancos, com o BaCO₃ sendo o menos solúvel. Este 
 comportamento segue o esperado, pois à medida que o tamanho do cátion aumenta, a energia 
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 de rede se torna mais favorável em relação à energia de hidratação, tornando os compostos 
 menos solúveis. 
 No caso dos fluoretos, observa-se uma exceção importante à tendência geral. Embora 
 o MgF₂ apresente precipitação pouco intensa, os fluoretos dos demais elementos formam 
 precipitados mais evidentes, com o BaF₂ destacando-se por sua alta insolubilidade. Isto 
 ocorre porque o íon Ba²⁺, por ser muito grande, forma com o pequeno íon F⁻ um composto 
 com energia de rede particularmente alta, superando os efeitos da hidratação. 
 Quanto aos fosfatos, todos os cátions testados formaram precipitados brancos, exceto o 
 magnésio, cujo fosfato mostrou-se solúvel. Esta diferença pode ser atribuída ao menor 
 tamanho do íon Mg²⁺, que favorece a hidratação em relação à formação da rede cristalina. 
 Estes resultados demonstram como o equilíbrio entre energia de rede e energia de 
 hidratação, juntamente com a compatibilidade de tamanho entre íons, determinam a 
 solubilidade dos compostos iônicos. O comportamento do magnésio, frequentemente 
 diferente dos demais elementos do grupo, ressalta a importância do pequeno tamanho de seu 
 íon, enquanto a crescente insolubilidade observada para os elementos mais pesados ilustra o 
 efeito do aumento do raio iônico nas propriedades dos compostos formados. 
 Experimento 4: Boro, Alumínio e Seus Compostos 
 1. Ácido Bórico, Óxido de Boro e Boratos 
 a) Aquecimento do ácido bórico: 
 Observação: O ácido bórico sólido (H₃BO₃) sofre decomposição térmica, liberando água e 
 formando óxido de boro (B₂O₃) como resíduo branco. 
 Equação química: 
 2H₃BO₃(s) → B₂ O₃(s) + 3H₂O(g) 
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 b) Dissolução e teste de pH: 
 Observação: A solução aquosa de H₃BO₃ apresentou pH ~5 (testado com papel indicador), 
 confirmando seu caráter ácido fraco. Com adição de manitol, o pH diminuiu para ~4 devido à 
 formação de um complexo ácido mais forte. 
 Explicação: O manitol (poliálcool) forma um complexo com o ácido bórico, estabilizando o 
 ânion borato e aumentando a liberação de H⁺. 
 c) Óxido de boro: 
 Observação: O B₂O₃ dissolveu-se lentamente em água, formando uma solução ácida. 
 Equação: 
 B₂O₃(s)+3H₂O(l)→2H₃BO₃(aq) 
 d) Bórax (Na₂B₄O₇·10H₂O): 
 Observação: A solução de bórax apresentou pH ~9, indicando comportamento básico devido 
 à hidrólise do ânion borato. 
 Discussão: 
 O estudo do ácido bórico revelou suas propriedades ácidas peculiares. Quando 
 aquecido, o H₃BO₃ sofre decomposição térmica a temperaturas acima de 170°C, liberando 
 água e formando óxido de boro. Esta reação demonstra a notável estabilidade das ligações 
 B-O na estrutura molecular. Em solução aquosa, o ácido bórico comporta-se como um ácido 
 de Lewis fraco, com constante de dissociação da ordem de 10⁻¹⁰, atuando através da aceitação 
 de um par de elétrons da molécula de água. 
 A adição de manitol provocou uma queda significativa no pH da solução, de 
 aproximadamente 5 para 4. Este efeito é explicado pela formação de complexos estáveis entre 
 o ácido bórico e o poliol, que atuam estabilizando o ânion borato formado e, 
 consequentemente, deslocando o equilíbrio de dissociação para maior produção de íons H⁺. O 
 bórax, por outro lado, apresentou comportamento básico em solução aquosa, com pH em 
 torno de 9, resultado da hidrólise do ânion borato que libera íons hidroxila para o meio. 
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 2. Obtenção do Trifluoreto de Boro (BF₃) 
 Procedimento e observações: 
 A mistura de KBF₄, B₂O₃ e H₂SO₄ concentrado produziu um gás incolor (BF₃), identificado 
 por sua reação com a umidade do ar (formação de fumos brancos de HBF₄). 
 Equação principal: 
 3KBF₄ + B₂O₃ + 3H₂SO₄ → 4BF₃(g) + 3KHSO₄ + H₂O 
 A síntese do trifluoreto de boro através da reação entre KBF₄, B₂O₃ e ácido sulfúrico 
 concentrado demonstrou a forte afinidade do boro pelo flúor. O BF₃ produzido mostrou-se 
 um gás altamente reativo, confirmado pela formação de fumos brancos em contato com a 
 umidade do ar. A molécula de BF₃ apresenta geometria trigonal planar perfeita, resultado da 
 hibridização sp² do átomo central de boro. O orbital p vazio restante, perpendicular ao plano 
 molecular, confere à molécula suas notáveis propriedades como ácido de Lewis, capaz de 
 aceitar pares de elétrons de diversas bases. 
 3. Hidróxido de Alumínio e Anfoterismo 
 a) Formação do Al(OH)₃: 
 Observação: Adição de NH₄OH a AlCl₃ produziu um precipitado branco gelatinoso de 
 Al(OH)₃. 
 Equação: 
 AlCl₃(aq) + 3NH₄OH(aq) → Al(OH)₃(s) + 3NH₄Cl(aq) 
 b) Reação com NaOH: 
 Observação: O precipitado dissolveu-se em excesso de NaOH, formando o ânion aluminato 
 [Al(OH)₄]⁻. 
 Equação: 
 Al(OH)₃(s) + OH¯(aq) → [Al(OH)₄]¯(aq) 
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 c) Reação com HCl: 
 Observação: O precipitado dissolveu-se em HCl, formando Al³⁺(aq). 
 Equação: 
 Al(OH)₃(s) + 3H ⁺ (aq) → Al₃ ⁺ (aq) + 3H₂O(l) 
 Discussão do anfoterismo: 
 Os experimentos com hidróxido de alumínio demonstraram claramente seu caráter anfótero. 
 Em meio ácido, observamos a dissolução do precipitado com formação do cátion Al³⁺, 
 enquanto em meio básico ocorreu a formação do ânion aluminato [Al(OH)₄]⁻. Este 
 comportamento dual pode ser explicado pela teoria ácido-base de Pearson, onde o pequeno e 
 altamente carregado íon Al³⁺ apresenta características intermediárias entre ácidos duros e 
 moles, permitindo interações tanto com bases duras (OH⁻) quanto com ácidos duros (H⁺). 
 Esse comportamento é típico de elementos com alta carga iônica e pequeno tamanho (e.g., 
 Al³⁺, Zn²⁺). 
 4. Reatividade do Óxido de Alumínio (Al₂O₃) 
 Resultados dos testes: 
 Reagente Observação Explicação 
 HCl (concentrado) Dissolução lenta (aquecimento) Formação de AlCl₃ e água. 
 HNO₃ (concentrado) Pouca reação Al₂O₃ é resistente a oxidantes 
 fortes. 
 H₂SO₄ (concentrado) Dissolução parcial 
 (aquecimento) 
 Formação de Al₂(SO₄)₃ 
 Fusão com KHSO₄ Dissolução completa Conversão para Al₂(SO₄)₃. 
 NaOH 10% Dissolução (formação de 
 aluminato) 
 Reação anfotérica: Al₂O₃ + 
 2OH⁻ + 3H₂O → 2[Al(OH)₄]⁻. 
 Discussão: 
 O óxido de alumínio mostrou extraordinária resistência química. Esta estabilidade é 
 consequência direta da estrutura cristalina compacta hexagonal e da natureza fortemente 
 covalente das ligações Al-O. A dissolução do óxido exige condições drásticas, como 
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 aquecimento com ácidos concentrados ou fusão com hidrogenossulfato de potássio. Estes 
 processos envolvem a quebra da rede cristalina altamente organizada, explicando a inércia 
 química do material em condições ambientais. 
 6 Conclusão 
 Os experimentos realizados permitiram concluir que os metais alcalinos apresentam 
 reatividade crescente com a água à medida que se desce no grupo, comportamento 
 diretamente relacionado à diminuição da energia de ionização e ao aumento do raio atômico. 
 Essa característica justifica o cuidado necessário no manuseio e armazenamento desses 
 elementos, geralmente imersos em substâncias inertes como óleo mineral. A análise 
 espectroscópica revelou que os íons desses metais emitem luz com colorações específicas 
 quando excitados termicamente, permitindo sua identificação qualitativa por meio do teste de 
 chama, uma técnica essencial em química analítica e aplicada também em contextos forenses. 
 A solubilidade dos sais dos metais alcalinos mostrou-se amplamente elevada, confirmando 
 seu comportamento altamente iônico e solúvel, embora exceções como o LiF ressaltem a 
 importância de fatores como tamanho iônico e energia reticular na previsão da solubilidade. 
 Quanto ao estudo do grupo do boro e do alumínio, verificou-se que o ácido bórico 
 (H₃BO₃) possui caráter de ácido de Lewis fraco, cuja acidez pode ser significativamente 
 aumentada por meio da formação de complexos com polióis, como o manitol. O óxido de 
 boro (B₂O₃), ao ser dissolvido em água, regenera o ácido bórico, demonstrando seu caráter de 
 anidrido ácido. A síntese do trifluoreto de boro (BF₃), realizada sob condições controladas, 
 evidenciou sua natureza altamente reativa e sua estrutura trigonal planar, características que o 
 tornam um ácido de Lewis forte e útil como catalisador em reações orgânicas. O hidróxido de 
 alumínio (Al(OH)₃) exibiu comportamento anfótero marcante, sendo capaz de se dissolver 
 tanto em meios ácidos quanto em básicos, o que foi evidenciado pela formação dos íons Al³⁺ 
 e [Al(OH)₄]⁻, respectivamente. Já o óxido de alumínio (Al₂O₃) apresentou alta estabilidade 
 química, reagindo apenas sob condições severas, como em presença de ácidos ou bases 
 concentradas e com aquecimento, comportamento que justifica sua aplicação na produção de 
 materiais refratários e abrasivos. 
 De forma geral, a prática permitiu correlacionar tendências periódicas com 
 propriedades físico-químicas observáveis em laboratório, além de reforçar a importância de 
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 variáveis experimentais no controle da precisão e reprodutibilidade dos resultados. A análise 
 crítica dos dados também permitiu reconhecer implicações práticas importantes, como o uso 
 da acidez aumentada do H₃BO₃ em bioquímica, a aplicação do Al(OH)₃ em processos 
 industriais como a purificação da bauxita, e a importância do teste de chama na identificação 
 de metais em amostras mistas. Para futuras investigações, recomenda-se explorar o efeito de 
 outros polióis, como o glicerol, sobre a acidez do ácido bórico, bem como aprofundar o 
 estudo da solubilidade de sais atípicos como o carbonato de lítio (Li₂CO₃), com o intuito de 
 compreender melhor as exceções às regras gerais de solubilidade. 
 Referências Bibliográficas 
 HOUSECROFT, C. E.; SHARPE, A. G. Química Inorgânica. 5. ed. Harlow: Pearson 
 Education, 2018. 
 MIESSLER, G. L.; FISCHER, P. J.; TARR, D. A. Química Inorgânica. 5. ed. Boston: 
 Pearson, 2014. 
 SHRIVER, D. F.; ATKINS, P. W. Química Inorgânica. 5. ed. Oxford: Oxford University 
 Press, 2010. 
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