Química Inorgânica grupo 13 e 14

Prévia do material em texto

Disciplina: Química Inorgânica II
Professor: Leonardo Viena
Turma: Quim241.
Tabela Periódica: Grupos 13 e 14
Componentes do grupo:
Eduardo Gomes 
Pedro Henrique 
João Vitor Assunção
Victor Hugo Pereira 
Vitor Yu Zhu 
Introdução
O grupo 13 possuem diferentes e interessantes propriedades químicas e físicas. O primeiro membro é o Boro, praticamente não metálico, enquanto que as propriedades dos mais pesados como índio e tálio são claramente metálicas, o que pode deduzir que o caráter metálico aumenta de cima para baixo. O alumínio é considerado metaloide devido ao seu caráter anfótero, ele é usado em ligas e aeronaves devido à resistência a oxidação e por ser um metal leve. 
Boro
O boro é um elemento pertencente ao grupo IIIA da tabela periódica, sendo assim, possui uma configuração eletrônica terminada em ns2 np1. A maioria de seus compostos apresenta deficiência eletrônica.
Existem pelo menos quatro formas alotrópicas desse elemento, todas formadas por unidades icosaédricas (poliedro de 20 faces) com átomos de boro nos 12 vértices. As diferenças alotrópicas surgem da maneira pela qual os icosaedros estão ligados entre si. Embora o Boro seja o único ametal de sua família, ele ainda possui um brilho semimetálico e um caráter semicondutor. [8]
Um composto importante do boro é o ácido bórico (H3BO3), este é um sólido onde não existem moléculas discretas. Ao invés disso, unidades BO3 são ligadas por ligação de hidrogênio formando uma camada bidimensional e infinita. [9]
O ácido bórico é empregado como colírio e o tetraborato de sódio (bórax) é usado na indústria do vidro e no método de análise denominado pérola de bórax (teste da chama). [8]
O boro (nome provém do bórax) é obtido de forma impura a partir do bórax [Na2B4O5(OH)4.8H2O] ou da quernita [Na2B4O5(OH)4.2H2O]. Sua obtenção na forma pura se dá a partir da redução de BBr3:[9]
2 BBr3(g) + 3H2(g) → 2B(g) + 6 HBr(g) 
Alumínio
Os elementos do grupo 13 (família do Boro) da tabela periódica apresentam configuração com 3 elétrons na camada de valência. Com exceção do Tálio (pelo efeito do par inerte), geralmente fazem 3 ligações com esses elétrons, fazendo com que a cargas mais estável desses elementos seja de +3. Possuem tamanho pequeno e carga iônica alta, o que favorece a covalência, e são mais eletronegativos que os elementos do grupo 1 e 2.
O alumínio é um elemento pertencente ao grupo IIIA da tabela periódica, possuindo uma configuração eletrônica terminada em ns² np¹.
O alumínio é o metal mais abundante da Terra (ocupa cerca de 8% da superfície do planeta). O alumínio metálico é muito reativo, tanto que, suas formas puras são difíceis de ser encontradas na natureza, fazendo com que este metal seja obtido através de reação redox, por exemplo, a sua extração através da bauxita (mineral composto principalmente por Al2O3) ou através da eletrólise ígnea do óxido de alumínio. Ele é leve, tem alta condutividade elétrica e térmica e é facilmente torneado.[12]
Este metal tem baixa densidade e a capacidade de resistir a corrosão, graças ao fenômeno da passivação, devido ao fato de quando exposto ao ar, forma uma camada de óxido de alumínio, que gera essa proteção. [13]
Importante ressaltar que alguns compostos do alumínio, como o alumínio metálico, o Hidróxido de Alumínio e o óxido de alumínio, apresentam caráter anfótero, isto é, eles se comportam como ácido (quando reagem com base), e se comportam como base (ao reagirem com ácido), devido a ser um metal com características covalentes. 
O grupo 14 possuem dois elementos indispensáveis para o meio ambiente, o carbono que é a base da vida na Terra e o Silício presente em toda a crosta terrestre. Nesse grupo, suas propriedades variam desde o carbono (ametal) até o chumbo (metal). Como o grupo 13, elementos mais pesados apresentam propriedades metálicas e elementos mais leves propriedades não metálicas. Todos os elementos desse grupo exceto chumbo apresentam alótropos e possuem configuração ns2 np2. A formação de cátions é mais fácil para os elementos mais pesados devido à baixa energia de ionização. [14]
Carbono
O carbono é um elemento pertencente ao grupo IIIA da tabela periódica, sendo assim, possui uma configuração eletrônica terminada em ns2 np2.
O carbono difere dos demais elementos do grupo por vários motivos. O principal deles é a sua capacidade de se ligar a vários outros átomos de carbono, formando enormes cadeias. Isso porque as ligações C-C são fortes, e as ligações Si-Si, Ge-Ge e Sn-Sn diminuem progressivamente de energia. Além disso, o carbono é o único capaz de formar ligações múltiplas (duplas e triplas ligações).[10]
O C(s) existe na forma de grafita, diamante e fulerenos:
A grafita, por exemplo, possui um brilho semimetálico, é usada como bom condutor elétrico lubrificante e para escrita. Isso se deve por motivos como: a presença de elétrons pi deslocalizados; Camadas que interagem por forças de London e deslizam uma sobre a outra. A distância entre uma camada e outra ser de 335 pm, aproximadamente.[9]
No caso do diamante, sua estrutura é constituída de átomos de carbono puro dispostos nos quatro vértices de um tetraedro e um único no seu centro, feitas por ligações sigmas. Devido a essa disposição geométrica, o diamante é bastante compacto, possui alta densidade (3,5g/cm3) e é a substância natural mais dura que se conhece. Além disso, é condutor térmico, bom isolante elétrico e dificilmente reage com outras substâncias. [11]
Os fulerenos são uma nova classe de alótropos de carbono, descoberta na década de 1980. Foi detectado que a partir de uma descarga gerada entre eletrodos de carbono ocorria a formação de fuligem e de outras substâncias com fórmula C60, C70, C76 e C84. 
Objetivo
Síntese de elementos do grupo 13 e 14 (Boro e Silício) e estudo sobre propriedades de alguns elementos destes grupos.
Experimental
Boro
Preparação do ácido bórico 
Em um tubo de ensaio, contendo 10mL de água destilada, adicionou-se 2g de bórax (Na2B4O7 . 10H2O) e foi aquecido no bico de Bunsen até a completa dissolução. Após a verificação do pH nesse ponto, aqueceu-se novamente, acidificou-se a solução com ácido clorídrico (HCl) em concentração 6 mol/L e mediu-se o pH novamente. Em seguida, resfriou-se a amostra utilizando gelo e foi notada a aparição de cristais.
Reações
Após a obtenção dos cristais do ácido bórico ser concluída, utilizou-se o bastão de vidro para extrair uma pequena quantidade dos cristais brancos formados, e com isso, levou-se o material para a chama do bico de Bunsen. Observou-se a coloração da chama produzida pelo aquecimento do sólido. 
Alumínio
Propriedades do sulfato de alumínio Al2(SO4)3
Com auxílio de uma lã de aço, lixou-se um pedaço de uma tira de magnésio. A um tubo de ensaio, foi adicionado a tira e 2mL de solução de sulfato de alumínio diluída. Observou-se saída de gás. 
Carbono
Adsorção
Em um béquer de 100mL, adicionou-se 1g de carvão ativo em uma solução de azul de metileno 1 para 1, contendo 5ml de água destilado e 5mL da solução inicial do indicador em questão. Filtrou-se e foi observada a cor do filtrado.
 
Obs: Os experimentos 1) e 2) a respeito das propriedades do alumínio, não foram realizados devido à falta de reagentes no laboratório. O mesmo ocorreu com os experimentos relacionados ao silício.
Resultados e Discussões
Boro
Experimento 1 – Preparo de ácido bórico
Ao aquecer 10mL de água contendo 2g de bórax até a completa dissolução do sólido, verificou-se que o pH obtido estava na faixa de 9 ou 10, ou seja, na dissolução do bórax foi formado um produto que deixou o meio básico, representada pelas equações químicas (reações em etapas esquemáticas):
Na2B4O7.10H2O(s) + H2O(l) Na2B4O7(aq) 
Na2B4O7(aq) + 7H2O(l) 2NaOH(aq) + 4H3BO3(aq)
O bórax ao ser dissolvido em água, reage com ela produzindo uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH) o que deixa o meio básico e ácido bórico (H3BO3) [1].
Ao aquecer novamente o sistema e acidificar com HCl6 molar, verificou-se o pH na faixa de 0. Quando é adicionado ácido ao sistema, neutraliza o NaOH formado da dissolução do bórax e o restante de ácido que sobra deixa o meio ácido. Abaixo representa a equação de neutralização do NaOH:
HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l) 
Ao resfriar o tubo de ensaio em banho de gelo foram observados cristais brancos, que seria o ácido bórico precipitado. O coeficiente de solubilidade do ácido bórico formado diminui devido à redução da temperatura, quanto maior a temperatura maior o coeficiente. 
Equação global do experimento: Na2B4O7.10H2O(aq) + 2HCl(aq) 4H3BO3 + 2NaCl(aq) + 5H2O(l)
Experimento 2 - Reações
Ao colocar em chama do bico de Bunsen com um bastão de vidro uma pequena porção de ácido bórico, foi observada coloração verde na chama. Ao aquecer o H3BO3, ocorre decomposição formando B2O3 e água. O B2O3 ao entra em contato com a chama os elétrons da camada de valência do boro ficam em estado excitado (em um nível de energia mais elevado) e ao voltar ao estado fundamental libera energia em forma de luz verde, deixando a cor da chama esverdeada, comprovando a presença de Boro. Cada elemento libera a radiação de luz em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento [2].
Equação da decomposição do ácido bórico na chama: 2H3BO3 B2O3(s) + 3H2O(l)
Alumínio
Experimento 1 – Comportamento do Alumínio frente a ácidos
Reação do Al com HCl:
2Al°(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
Tanto com o ácido clorídrico concentrado quanto diluído a reação obedece à equação acima, formando gás hidrogênio e cloreto de alumínio. Na reação com HCl mais concentrado ocorre mais rapidamente, devido a força do ácido ser maior.
Reação do Al com HNO3 diluído:
1Al(s) + 6HNO3(aq) → Al(NO3)3(aq) + 3NO(g) + 3H2O(l) 
Neste caso, a reação ocorre da seguinte forma acima, o ácido como tem um poder oxidante muito alto, irá reagir de tal forma que não libere H2, mas que libere NO. Além disso, ao reagir, é formada uma película passivadora rapidamente impedindo que a reação ocorra,parecendo que não ocorra reação alguma. 
Reação do Al com HNO3 concentrado:
Al + 6HNO3(aq)   Al(NO3)3(aq) + 3NO2(g) + 3H2O(l)
Neste caso, a reação não é de simples troca, a força do ácido é tão oxidante que não doa seu próton liberando H2, mas liberando gás NO2, reduzindo o nitrogênio, e oxidando o Al, e nisso também esta sendo criada uma película passivadora de óxido metálico que impede o processo da reação com um efeito maior que no ácido nítrico diluído. [7] 
Reação do Al com H2SO4 diluído:
2Al°(s) + 3H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3H2(g)
O Al quando reage com ácido sulfúrico diluído, reage de forma simples, por uma reação de deslocamento, liberando gás hidrogênio como a reação com HCl. Mas a reação não é acentuada devido ao poder oxidante do ácido, podendo ter formado uma película passivadora neste caso também, igualmente ao experimento com ácido nítrico.
Reação do Al com H2SO4 concentrado:
A reação é a mesma que o ácido sulfúrico diluído, porém como o poder oxidante do ácido é mais forte quando ele esta diluído, é possível ter acentuado mais a passivação, tendo uma reação muito pouco notória.
Experimento 2 – Caráter anfótero 
2.1) Ao adicionar Al em pó em solução de HCl 6 molar, provavelmente iria ocorrer a seguinte reação:
2Al(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2(g) 
E ao adicionar Al em pó em uma solução de NaOH 1 molar, iria ocorre a seguinte reação:
2NaOH(aq) + 2Al(s) + 6H2O(l) 2NaAl(OH)4(aq)+ 3H2(g)
As duas reações com liberação de gás hidrogênio. O Al ele pode reagir tanto com ácido quanto com uma base devido o seu caráter anfótero. Seu caráter anfótero é correlacionado com um grau de covalência bem significativo em suas ligações químicas formadas, isso porque o íon metálico possui carga elevada e um tamanho relativamente pequeno o que faz ser um forte polarizante (como o Be), distorcendo o íon negativo, dando caráter covalente, ou seja, caráter ácido para que possa reagir com uma base. Assim, o Al pode reagir tanto com um ácido ou uma base [5].
2.2) Ao adicionar 1mL de HCl 1mol/L em um tubo de ensaio contendo Al2O3 tem-se a ocorrência da reação formando cloreto de alumínio e água:
Al2O3(s) + 6HCl(aq) 2AlCl3(aq) + 3H2O(l) 
E ao adicionar 1mL de NaOH 6mol/L em outro tubo contendo Al2O3 temos a seguinte reação formando aluminato de sódio:
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2NaAl(OH)4(aq)
Pelas equações químicas, podemos ver que o óxido de alumínio pode reagir tanto com uma base quanto comum ácido, isso se deve ao caráter anfótero do Alumínio, fazendo seus compostos terem as mesmas propriedades que o Al, mostrado e explicado na secção 2.1 acima.
2.3) Ao adicionar em um tubo 5mL de cloreto de alumínio 1mol/L, e colocar 1mL de NH4OH concentrado, ocorre uma reação de dupla troca:
AlCl3(aq) + 3NH4OH Al(OH)3 + 3NH4Cl(aq)
Formando cloreto de amônio e um precipitado gelatinoso, o Al(OH)3 usado comercialmente como um catalisador no craqueamento (quebra de moléculas orgânicas) do petróleo. O Al(OH)3 é pouco solúvel devido a relação carga-raio, onde fala que a diferença no tamanho dos íons do composto favorece a solubilidade em água, ou seja, íons com raios muito diferentes são solúveis. Como o raio do Al3+ é parecido com o ânion OH- o hidróxido de alumínio é pouco solúvel [6]. Outro fator que colabora ao composto ser pouco solúvel é a carga elevada do cátion, pois isso colabora para uma maior interação entre os íons, necessitando de uma maior energia para solubilizá-los. Depois de decantar o sobrenadante, ao transferir metade do precipitado para um tubo e reagir com NaOH 1mol/L, o hidróxido de alumínio iria reagir com o hidróxido de sódio formando aluminato de sódio, como na equação química abaixo:
Al(OH)3 + NaOH(aq) → NaAl(OH)4(aq)
Ao transferir a outra metade do precipitado para outro tubo e reagir com HCl 6mol/L tem-se a seguinte reação:
Al(OH)3 + 3HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3H2O(l)
Dessa forma, o hidróxido de alumínio também possui caráter anfótero, podendo reagir com uma base ou com um ácido. Isso se deve ao caráter anfótero do alumínio, onde seus compostos também adquirem essa propriedade igualmente no óxido de alumínio (Al2O3) sendo explicada na discussão 2.1
Experimento 3 – Propriedades do sulfato de alumínio
Ao adicionar uma tira de magnésio (Mg) raspara em um tubo de ensaio contendo solução diluída de sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) foi observado pouca formação de gás na superfície da tira de Mg e ausência de precipitados. 
A reação entre a tira de magnésio e o sal, é de simples troca, como mostrada abaixo:
Al2(SO4)3(aq) + 3Mg(s) 3MgSO4(aq) + 2Al(s)
Como o Mg é um alcalino terroso, é mais reativo que o alumínio deslocando-o. O alumínio formado ele reage com a água presente, formando Al(OH)3 e H2, conforme a reação abaixo:
Al(s) + H2O(l) H2(g) + Al(OH)3
Equação geral do experimento: 
Al2(SO4)3(aq) + 3Mg(s) + 6H2O(l) 3MgSO4(aq) + 2Al(OH)3(aq) + 3H2(g)
Sendo evidenciada a saída de pouco gás observado na superfície da tira. para.
Carbono – Adsorção
Ao misturar 1g de carvão ativo com a solução diluída de azul de metileno observou-se adsorção da pigmentação azul do azul de metileno, que foi mais destacada depois da filtragem. O filtrado foi obtido com uma tonalidade azulada muito mais suave que a anterior. Observando a capacidade de adsorção do carvão ativo. 
A diferença entre absorção e adsorção, é que adsorção se baseia em um fenômeno físico-químico em que um componente na fase líquida ou gasosa se prende na superfície de um sólido. Os componentes que se unem à superfície são chamados adsorvatos, enquanto que a fase sólida que retém o adsorvato é chamada adsorvente. Como o adsorvato esta em contato com a superfície do adsorvente, quanto maior for a área de contato, maior será a ação da adsorção e por isso geralmente os adsorventes são partículas pequenas e porosas. Segundo Letterman a adsorção pode ser representada por uma reação química:
A + B ⇔ A.B
Os adsorvatos ficam adsorvidos na superfíciedo adsorvente através de forças intermoleculares, como Forças de London ou Van der Waals, Interações Dipolo-Dipolo e Ligações de Hidrogênio. O tempo que as moléculas de adsorvato permanecem presas a superfície do adsorvente depende de fatores, como a força das interações entre o adsorvato e o adsorvente e a interação entre o adsorvato e as moléculas visinhas. Existem dois tipos de adsorção: a adsorção física e a adsorção química.
A adsorção física é resultante das diferenças de energia ou forças de atração (Van der Waals), que possuem um alcance grande, porém fracas fazendo o adsorvato ficar preso fisicamente ao adsorvente. A adsorção química, neste caso, os elétrons mais próximos entre as moléculas (que irão interagir) e o adsorvente experimentam um rearranjo e nisso os orbitais moleculares sofrem mudanças, semelhante a uma reação química [3].
Já na absorção, consiste em um processo ou fenômeno físico em que a substância solúvel absorvida se infiltra no absorvente, diferente da adsorção, em que espécies químicas que sofrem a absorção são absorvidas pelo volume, não pela superfície (como no caso de adsorção) [4].
No caso do carvão ativo, são materiais porosos formados por grânulos de carbono, com uma grande área de contato e possuem elétrons em sua superfície estando acessíveis a fazer ligações com outras moléculas, íons ou átomos o que explica a sua capacidade de adsorção. 
Conclusão
Com base nos experimentos realizados, nos resultados obtidos e nas discussões feitas é possível concluir que os grupos 13 e 14 da tabela periódica possuem químicas muito semelhantes quando levado em conta características comuns para o bloco p da tabela periódica, porém muitos elementos diferem em muito seus comportamentos diante de um mesmo reagente, caso do alumínio com seu anfoterismo. É possível concluir juntamente a esses fatos que a maneira de obtenção destes elementos é bem parecida quanto levada em conta o método utilizado durante o processo. Muitas vezes são aplicadas reações de redução química para isso.
Referências Bibliográficas
[1]http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA6oYAG/quimica-geral-experimenta-iii-parte (imagem 3)
[2] http://pt.wikipedia.org/wiki/Teste_da_chama
[3] http://www.maxwell.lambda.ele.puc-rio.br/10607/10607_4.PDF
[4] http://pt.wikipedia.org/wiki/Absor%C3%A7%C3%A3o_(qu%C3%ADmica)
[5] SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4 ed. Guanabara Koogan, 2008. Cap 4. Pág. 145.
[6] SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4 ed. Guanabara Koogan, 2008. Cap 3. Pág. 123-124.
[7] https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/acido-nitrico
[8] http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/grupo_IIIA.htm
[9] Slide do professor
[10] http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/grupo_IVA.htm
[11]http://educacao.uol.com.br/disciplinas/fisica/diamante-caracteristicas-e-propriedades.htm
[12] http://en.wikipedia.org/wiki/Aluminium
[13]http://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/aluminio-ocorrencia-obtencao-industrial-propriedades-e-utilizacao.htm
[14] ] SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4 ed. Guanabara Koogan, 2008. Cap13 pag 339-340
Obs: Todos os sites de consulta acima mencionados foram acessados dia 11, 12 e 13 de janeiro de 2014.