Relatorio dos Compostos do grupo 3A

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Compostos do Grupo 3A
	Prática 4
	Rafaela Maria Oliveira Santoro
	
	Curso de Engenharia Química, Faculdade Maurício de Nassau, Recife, Brasil
	
	Professor: Aleksándros El Áurens Meira de Souza
	
	Data da prática: 20/11/2015; Data de entrega do relatório: 27/11/2015
	
Resumo
Foram realizadas experiências com compostos do grupo 3 A, Boro e Alumínio, para análise de sua alcalinidade, solubilidade e velocidade de reação na presença característica de óxidos ácidos e anfóteros, a fim de observar suas diferentes formações e deslocamentos. Para tanto, concernente ao Boro, observou-se que apesar de ser considerado um ácido monobásico fraco (e reagir lentamente), na presença de compostos que possuam hidroxila (OH-) ligada ao carbono, ele muda suas características e reage como ácido monobásico forte, sendo considerado como ácido de Lewis. Quanto ao Alumínio (Cloreto de Alumínio – AlCl3), o mesmo tem uma reação forte com ácido e na presença de base, reage lentamente. Apesar de fazer parte do mesmo grupo do Boro, seu óxido apresenta características diferentes, sendo um óxido anfótero. Devido à sua reatividade, percebe-se, também, sua velocidade ao reagir com alguns sais, assim como, sua neutralização ao ser misturado com base (NaOH) e ácido forte (HCl), desfavorecendo a reação de precipitação formada do hidróxido de alumínio [Al(OH)3].
Palavras chaves: Anfóteros; Solubilidade; Ácido de Lewis; Reatividade. 
Química Inorgânica, Rafaela Maria Oliveira Santoro, Prática 4.
Introdução
A família do Boro, grupo 13, é considerada a mais leve de toda a tabela periódica, sendo o boro e o alumínio os reagentes mais úteis e eletropositivos e abundantes.
Segundo Shriver e Atkins (pág, 366) “O ácido bórico B(OH)3, é um ácido de Bronsted muito fraco em solução aquosa [...] primariamente é um ácido de Lewis fraco”. Já o alumínio, segundo J.D.Lee é um composto anfótero e forma íons quando em solução. 
Ainda segundo J.D.Lee “a grande diferença de tamanho entre B e Al provoca muitas diferenças nas suas propriedades. Por exemplo, o B é um não-metal, tem ponto de fusão extremamente elevado, sempre forma ligações covalentes e seu óxido é anfótero”.
O ácido ortobórico (H3BO3) é um ácido monobásico fraco e é solúvel em água, sendo considerado como um ácido de Lewis (apesar de aceitar íons OH-), tendo como representação adequada o B(OH)3. No entanto, na presença de poliidroxilados como glicerina, manitol ou açúcares, atua como ácido monobásico forte alterando sua alcalinidade de acordo com o meio em que esteja sendo titulado. Contudo, para que a reação citada seja realizada “é necessário que o composto adicionado seja um cis-diol (ou seja, possua grupos OH em átomos de carbono adjacentes na conformação cis). Os cis-dióis formam complexos muito estáveis com o [B(OH)4]- formado na reação direta acima removendo-o da solução. A reação é reversível.” (J.D.Lee, pág 188). 
A glicerina não altera o pH da água, mas ao ser misturada com o ácido bórico, altera a alcalinidade da reação lentamente, tornando a solução ácida.
Quanto ao alumínio, trata-se de um metal que, após ser retirada sua película protetora, torna-se muito reativo com a água, liberando gás hidrogênio. De acordo com J.D.Lee (pág 186) “o alumínio se dissolve em ácidos minerais diluídos, liberando hidrogênio [...] também se dissolve numa solução aquosa de NaOH (ele é anfótero), formando hidrogênio e o aluminato”.
Desta forma, devido ao aumento da concentração do íon (H+ Cl-) ou (Na+ OH-) durante uma reação de cloreto de alumínio, o íon do alumínio é deslocado para o sentido inicial da reação, desfavorecendo a precipitação do produto formado Al(OH)3.
O objetivo desta prática é mostrar a solubilidade dos reagentes e a forma como se dissociam quando misturada com a água, glicerina e ácido bórico (nos compostos formados pelo Boro); e mostrar a solubilidade e dissociação dos íons de hidrogênio, alumínio e hidróxido de sódio (nos compostos formados pelo Alumínio), quando reagidos com ácidos e bases fortes, mostrando o desprendimento dos íons, sua reatividade e formação de novos compostos de acordo com a eletropositividade da família 13. Desta forma, torna-se possível identificar o comportamento e a alcalinidade dos ácidos fracos diante compostos que tenham hidroxila em seu radical, assim como o desprendimento de íons de hidrogênio e cobre reagidos com o alumínio, devido a sua forte reatividade, bem como sua reversão quando reagido com bases ou ácidos fortes.
Metodologia
Materiais Utilizados:
- Pipeta graduada
- Tubo de ensaio pequeno
- Béquer
- Estante para tubo de ensaio
- Cápsula de porcelana
- Mangueira
Reagentes e Soluções:
- Água destilada
- Na2S2O2 (Tiossulfato de Sódio)
- KMnO4 (Permanganato de Potássio)
- HCl (Ácido Clorídrico)
- K2Cr2O4 (Dicromato de Potássio)
- H2O2 (Peróxido de Hidrogênio)
- KI (Iodeto de Potássio)
- AgNO3 (Nitrato de Prata)
- NaOH (Hidróxido de Sódio)
- C12(H2O)11 (Açúcar)
- H2SO3 (Ácido Sulfuroso)
- H2SO4 (Ácido Sulfúrico)
Nitrato de Prata (AgNO3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) e Peróxido de Hidrogênio (H2O2)
Colocou-se em um tubo de ensaio 1 mL de Nitrato de Prata com 1 mL de solução de Hidróxido de Sódio. Após a formação do precipitado, e em seguida, foi inserido mais 1 mL de Peróxido de Hidrogênio. Foi identificado que houve oxidação da prata, formando um precipitado com a reação exotérmica e que a tonalidade da reação também foi alterada.
Iodeto de Potássio (KI) com Peróxido de Hidrogênio (H2O2)
Colocou-se em um tubo de ensaio 2 mL de Iodeto de Potássio com 1 mL de Peróxido de Hidrogênio. Houve mudança na coloração para a tonalidade amarela, com a constante liberação de gás.
Água destilada (H2O) com Ácido Bórico(H3BO3)
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de água destilada e uma pequena quantidade de ácido bórico para realizar a medição do pH e analisar a acidez dos compostos no momento da mistura e após 1h. Foi identificado que não houve variação no pH e que o ácido bórico, por ser um ácido fraco, não alterou o pH da água, mantendo-se uma solução ácida, com pH 4.
Água destilada (H2O) com Ácido Bórico (H3BO3) e Glicerina
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de água destilada, 1 mL de glicerina e uma pequena quantidade de ácido bóricopara realizar a medição do pH e analisar a acidez dos compostos no momento da mistura e após 1h. Foi identificado que houve variação no pH após 1h de mistura, deixando a solução mais ácida com um pH 4 para pH 3.
Alumínio (Al) com Ácido Clorídrico (HCl)
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de ácido clorídrico (HCl) e um pedaço de alumínio (papel alumínio). Ocorreu uma reação exotérmica, reagindo de imediato e liberando gás hidrogênio (H2).
Alumínio (Al) com Ácido Sulfúrico (H2SO4)
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de ácido sulfúrico (H2SO4) e um pedaço de alumínio (papel alumínio), reagindo de imediato e liberando gás hidrogênio (H2), formando um líquido incolor.
Alumínio (Al) com Sulfato de Cobre (CuSO4)
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de sulfato de cobre (CuSO4) 1N e um pedaço de alumínio (papel alumínio), como a reação não ocorreu foi substituído por um prego (revestido de alumínio), o qual reagiu de imediatocom o reagente, deixando o metal todo rosado.
Cloreto de Alumínio (AlCl3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1N e Ácido Clorídrico (HCl) 6N
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de AlCl3 e gotas de NaOH 0,1N, até formar uma substância coloidal, turva. Em seguida, colocou-se 2mL de ácido clorídrico (HCl) e a mistura voltou as condições iniciais (transparente).
Cloreto de Alumínio (AlCl3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1N e Hidróxido de Sódio (NaOH) 6N
Colocou-se em um tubo de ensaio 2mL de AlCl3 e gotas de NaOH 0,1N, até formar uma substância coloidal, turva. Em seguida, colocou-se 3mL de hidróxido de sódio (NaOH) 6N e a mistura voltou as condições iniciais (transparente).
Resultados e Discussão
Água destilada (H2O)
Foi identificado que não houve variação no pHda água destilada no momento da análisee após 1h de intervalo. A mesma permaneceu com pH 5, ficando como uma solução ácida.
Água destilada (H2O) com Glicerina (C3H8O3)
Foi identificado que não houve variação no pH e que a glicerina não alterou o pH da águano momento da análise e após 1h de intervalo, uma vez que seu pH é neutro e a mesma é miscível com a água, mantendo-se a mesma solução ácida da água destilada, com pH 5.
Água destilada (H2O) com Ácido Bórico (H3BO3)
2H2O(l) + H3BO3(aq)H3O+ (aq) + [B(OH)4]- (aq)
Foi identificado que não houve variação no pH e que o ácido bórico, de acordo com suas características, por ser um ácido monobásicofraco e solúvel em água, não alterou o pH da água, mantendo-se uma solução ácida, com pH 4.
Água destilada (H2O) com Ácido Bórico (H3BO3) e Glicerina
H2O(l) + H3BO3(aq)+ C3H8O3(aq) C3H5BO3(aq) + 4H2O+(l)
Foi identificado que houve variação no pH após 1h de mistura, deixando a solução mais ácida passando de um pH 4 para pH 3. Segundo J.D.Lee., o ácido bórico misturado à compostos poliidroxilados (como glicerol), se comporta como ácido monobásico forte, desde que o composto adicionado seja um cis-diol, o mesmo deslocará grupos OH- para a direita, deixando-os em equilíbrio.
Alumínio (Al) com Ácido Clorídrico (HCl)
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3 (aq) + 3H2 (g)
Ocorreu uma reação exotérmica, reagindo de imediato e liberando gás hidrogênio (H2). Isto ocorre devido à reatividade do alumínio ser maior que a do Hidrogênio, fazendo com que o íon H2 se desloque à direita da reação. O Alumínio, por sua vez, é considerado anfótero por reagir com ácidos e bases. 
Alumínio (Al) com Ácido Sulfúrico (H2SO4)
2 Al(s) + 3 H2SO4(aq) 2 Al(SO4)3 (aq) + 3H2 (g)
Devido a reatividade do alumínio ser maior que a do hidrogênio, o mesmo deslocou o H2 produzindo o sulfato de alumínio. Esta reação reagiu de imediato liberando gás hidrogênio (H2), formando um líquido incolor.
Alumínio (Al) com Sulfato de Cobre (CuSO4)
2 Al(s) + 3 CuSO4(aq) 2 Al(SO4)3 (aq) + 3 Cu (s)
O alumínio reagiu de imediato com o sulfato de cobre, deslocando o cobre, formando o sulfato de alumínio e deixando o metal todo rosado (o cobre deposita-se no prego). Esta reação ocorre devido à reatividade do alumínio ser maior que o cobre.
Cloreto de Alumínio (AlCl3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1N e Ácido Clorídrico (HCl) 6N
1. AlCl3(s) + 3 NaOH(aq) Al(OH)3 (aq) + 3 NaCl (s) 
2. 3 HCl(aq) + Al(OH)(aq) Al(Cl)3 (aq) + 3 H2O(l)
Na primeira mistura de cloreto de alumínio com hidróxido de sódio, formou uma substância coloidal, turva. Em seguida, colocou-se 2mL de ácido clorídrico (HCl) e a mistura voltou as condições iniciais (transparente). Esta reação ocorreu porque o hidróxido de alumínio apresenta caráter ácido quando dissolvido com NaOH, e com o aumento da concentração do íon H+ Cl-, o mesmo é deslocado, mantendo o equilíbrio e desfavorecendo a precipitação do Al(OH)3.
Cloreto de Alumínio (AlCl3) com Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1N e Hidróxido de Sódio (NaOH) 6N
1. AlCl3(s) + 3 NaOH(aq) Al(OH)3 (aq) + 3 NaCl (s) 
2. NaOH(aq)) + Al(OH)3(aq) NaAlO2 (aq) + 2 H2O(l)
Na primeira mistura de cloreto de alumínio com hidróxido de sódio, formou uma substância coloidal, turva. Em seguida, colocou-se 3mL de hidróxido de sódio (NaOH) 6N e a mistura voltou as condições iniciais (transparente). Esta reação ocorreu porque o hidróxido de alumínio apresenta caráter ácido quando dissolvido com NaOH, e com o aumento da concentração do íon Na+ OH-, o mesmo é deslocado, mantendo o equilíbrio e desfavorecendo a precipitação do Al(OH)3. 
Conclusão
Avaliando os resultados obtidos percebeu-se que os compostos do Boro e Alumínio, apesar de pertencerem ao mesmo grupo, apresentam características diferentes. O primeiro se apresenta como óxido ácido fraco e o outro como óxido anfótero. 
Tais propriedades distinguem-nos para o tipo de reação que se deseja titular. Para o Boro, foi testada sua alcalinidade com a água e a glicerina separadamente, e o mesmo, só teve variação no seu pH quando houve a mistura dos três reagentes, devido a presença de hidroxila (OH-) ligado à glicerina.
Quanto ao Alumínio, por ele ser um metal anfótero, suas reações são rapidamente realizadas na presença de ácido e sal, com desprendimento de gás hidrogênio, devido a sua força na reatividade. No entanto, no seu comportamento como um sal (cloreto de alumínio AlCl3), percebe-se que seu deslocamento e reação também são feitos rapidamente, apresentando um precipitado turvo, que é logo identificado pelo efeito tyndall de um colóide. Desta forma, diante o aumento da concentração de (H+ Cl- ou Na+ OH-), a reação é revertida para o estado inicial, desfavorecendo a precipitação do Al(OH)3 produzido.
Referências
Portal tabela periódica completa: disponível em <http://www.tabelaperiodicacompleta.com/elemento-quimico/boro>. Acesso em 27/10/15.
SHRIVER, D.F. & ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 3ª Ed. Porto Alegre: Editora Bookman, 2003.
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5ª Ed. São Paulo: Editora Blusher, 2009.