Alumínio e Alúmen Inorgânica

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Título: Estudo das reações do alumínio e a síntese de alúmen de potássio. 
1. Introdução
 O alumínio é um metal branco acinzentado maleável e dúctil, sendo um dos elementos metálicos mais abundantes na crosta terrestre. Pertence ao grupo 13 da tabela periódica. Não é encontrado livre na natureza, sempre na forma combinada.A alumina (óxido de alumínio, Al2O3), encontrada em minérios, já era usada por Gregos e Romanos na medicina da época. Em 1787, Lavoisier suspeitou que esta substância era um óxido de um metal desconhecido. Seu nome foi proposto por Davy em 1807 como “Alumium”, posteriormente trocado para “Aluminium” (alumínio). O metal alumínio foi isolado por Hans ChristianOersted em 1825, reagindo cloreto de alumínio (AlCl3) com amálgama de potássio (uma liga de potássio e mercúrio), o aquecimento do amálgama formado de alumínio e mercúrio com pressão reduzida, separa o mercúrio (com menor ponto de ebulição) do alumínio.
 Nome do Elemento: Alumínio
 Símbolo Químico: Al 
 Número Atômico (Z): 13
 Peso Atômico: 26,98153
 Grupo da Tabela: 13 (IIIA)
 Configuração Eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
 Classificação: Metal
 Estado Físico: Sólido (T=298K)
 Densidade: 2,702 g/cm3 
 Ponto de Fusão (PF): 933,7 K
 Ponto de Ebulição (PE): 2792,0 K
Disponibilidade
É o metal mais abundante na crosta terrestre, representando cerca de 8,1% (como elemento, é o terceiro mais abundante). Não é encontrado puro. Alguns minerais são bauxita (hidróxidos de alumínio com argilas), criolita (fluoreto de alumínio e sódio), granitos, etc.
Produção
 A bauxita é purificada pela reação com hidróxido de sódio, resultando em hidróxido de alumínio. O aquecimento produz o óxido de alumínio, que sofre redução eletrolítica para produzir o alumínio puro. A adição da criolita serve para reduzir o ponto de fusão. Em média, duas toneladas de bauxita resultam em uma tonelada de óxido de alumínio e duas deste, em uma de alumínio. A cuba eletrolítica é normalmente de aço com revestimento interno de grafite, que atua como catodo. O anodo também é de grafite. Estima-se que anualmente são produzidas cerca de 20 milhões de toneladas.
Aplicações 
 É usado em embalagens, utensílios de cozinha, construção civil, objetos decorativos e em inúmeras aplicações estruturais e industriais que exigem um metal leve e de boa resistência mecânica. Também usado como condutor em linhas de transmissão de eletricidade, apesar da condutividade elétrica ser apenas 60% da do cobre. Tal desvantagem, em vários casos, é compensada pela maior leveza e menor custo. Ligas de alumínio são os principais materiais da estrutura de aviões e veículos espaciais. A deposição de alumínio evaporado sob vácuo forma uma camada altamente refletiva para a luz e raios infravermelhos, não oxida como a prata e é usada em espelhos de telescópios, papéis decorativos e outros.
Alúmens são compostos iônicos que cristalizam a partir de soluções que contem o íon sulfato, um cátion trivalente, normalmente Al3+, Cr3+ ou Fe3+, e um cátion monovalente, geralmente K+, Na+ ou NH4 +. O alúmen de alumínio e potássio é utilizado como “mordente” em tinturaria, na indústria de beneficiamento do couro, aglomerante para gesso, cosméticos, etc. O Sulfato duplo de alumínio e potássio, KAl(SO4)212H2O, é considerado um sal duplo e encontra-se disponível na natureza na forma do mineral denominado Calinita. Por outro lado, podemos obter o mesmo composto na forma de cristais, quando se misturam duas soluções aquosas, quentes, de sulfato de alumínio (Al2 (SO4)3) e de sulfato de potássio (K2SO4) e resfria-se a solução resultante.
Devemos distinguir entre um sal duplo e um íon complexo, que são espécies estudadas em Química Inorgânica. Por exemplo, utilizando KAl(SO4)2.12H2O, podemos demonstrar, através de análises, que ao ser dissolvido em água o sal duplo libera os seus constituintes (K+(aq), Al3+(aq) e SO42-(aq)), enquanto que um íon complexo ([Cu(NH3)4]2+(aq) na reação a seguir) mantém sua identidade química em solução: KAl(SO4)2*12H2O + água -> solução com íons K+(aq) , Al3+(aq) e SO42-(aq)[Cu(NH3)4]SO4 + água -> solução com íons [Cu(NH3)4]2+(aq) + SO42-(aq).
O alúmen de potássio é muito utilizado na tintura de tecidos, purificação de águas, clarificação de açúcar, sua aplicação básica é a ação de impermeabilização. Utilizado nas Indústrias Químicas, Coutumes, Alimentícias, Farmacêuticas, Tintas, etc. Alguns sinônimos: Pedra Ume; Sulfato duplo de Alumínio e Potássio. É também hipoalergênico e não colorante.
2. Objetivo
O experimento teve como objetivo estudar as reações do alumino e a produção de alúmen a partir dos íons de alumínio [cátion trivalente] e de potássio [cátion monovalente].
REAÇÕES DO ALUMÍNIO
Material e Reagentes
Materiais:
4 tubos de ensaio
6 pipetas de 5mL
1 espátula
1 estante para tubos de ensaio 
Papel de pH
Balança analítica
Placa aquecedora
Filtro de papel
Papel de filtro
Banho de gelo
Tubo de ensaio
Béquer de 250 mL
Béquer de 600 mL
Reagentes:
Alumínio metálico 
Solução de NaOH (1M)
Solução de HCl (2M) 
Ácido Nítrico (concentrado)
Hidróxido de amônia
Cloreto de alumínio
Pedaços de alumínio
Hidróxido de potássio (1M)
Água destilada
Ácido sulfúrico (9M)
3.Procedimento Experimental
3.1 REAÇÕES DO ALUMÍNIO 
1. Colocou-se em um tubo de ensaio, 3mL de hidróxido de sódio, em seguida, utilizou uma espátula, adicionou uma pequena quantidade de alumínio. Observou-se
 2. Em outro tubo de ensaio colocou-se 3mL de ácido clorídrico, em seguida adicionou uma pequena quantidade de alumínio. Observou-se.
 3. Em outro tubo de ensaio adicionou-se 5mL de ácido nítrico e uma pequena quantidade de alumínio. Observou-se.
4. Em outro tubo de ensaio colocou-se 3mL de água destilada, adicionou uma pequena quantidade de cloreto de alumínio, verificou-se o pH. Depois adicionou-se hidróxido de sódio com agitação, gota a gota, até a formação de um precipitado.
 5. No mesmo tubo de ensaio adicionou-se 3mL de hidróxido de amônia, gota a gota, sob agitação. Observou-se.
3.2 SÍNTESE DO ALÚMEN DE POTÁSSIO
1- Cortou-se folha de alumínio em pequenos pedaços e pesou-se na balança analítica a massa de 0,50 g, com precisão de 0,01 g. 
2- Transferiu-se os pedaços para um béquer de 250 mL e adicionou 25 mL de hidróxido de potássio (KOH) 1M.
3- Esperarou-se a reação ser concluída, para depois levou o béquer a uma placa aquecedora e derreteu o alumínio. 
4- Filtrou-se a solução límpida para retenção de alguma impureza sólida.
5- Na solução já filtrada que está no béquer , adicionou-se 10 mL de ácido sulfúrico (H2SO4)9M. 
6- Preparou-se um banho de gelo em um béquer de 600 mL. Transferiu-se a solução anteriormente no béquer para um tubo de ensaio e levou-se ao banho de gelo, a fim de resfriar. Deixou o tubo de ensaio no banho de gelo por 40 minutos. Retirou-se o tudo de ensaio contendo a solução e averiguou os cristais de alúmen de potássio.
4. Resultado e discussão
Colocou-se em no tubo 1, hidróxido de sódio, em seguida, adicionou alumínio. Quando o hidróxido de sódio entrou em contato com o alumínio formou o aluminato de sódio ocorreu a libertação de hidrogénio, que é expresso pela seguinte equação química: 
2Al(s) + 2 NaOH(aq) + 2H2O(l) →2 NaAlO2(aq) + 3H2(g) (Equação 1)
O alumínio, por ser um metal anfótero, quando em presença de uma base forte, funciona como um ácido.
 No tubo 2 colocou-se ácido clorídrico, em seguida adicionou alumínio e observou-se a reação de alumínio e ácido clorídrico formou gás hidrogênio e cloreto de alumínio segundo a reação: 
2 Al(s) + 6 HCl(aq) →2 AlCl3(aq) + 3 H2(g) (Equação 2)
O cloreto de alumínio é usado como agente floculante, pois quando dissolvido em água sofre hidrólise, gerando hidróxido de alumínio que arrasta partículas suspensas na água. O gás hidrogênio tem grande aplicação nas indústrias de margarinas, para fazer as gorduras hidrogenadas.
 No tubo 3 adicionou-se ácido nítrico e alumínio. Observou-se que o alumínio não reagiu com ácidonítrico. O HNO3 é um agente oxidante que produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo. Só reage com aquecimento. 
No tubo 4 colocou-se água destilada e cloreto de alumínio, verificou-se que o pH foi de 3. 
AlCl3(aq) + H2O(l) →HCl(aq) + Al(OH)3(s) (Equação 3)
 Em seguida adicionou-se hidróxido de sódio com agitação, até a formação de um precipitado. No mesmo tubo adicionou-se hidróxido de amônia e observou-se que com excesso de base a formação de um precipitado com a colocação turva.
Al(OH) 3 + NH4OH → não ocorre (Equação 4) 
A reação acima não ocorreu. A adição de NH4OH em Al(OH)3 diminuiu a solubilidade do Al(OH)3 causando um aumento da concentração de OH - em solução. Isto facilitou a formação do precipitado.
3.2SÍNTESE DO ALÚMEN DE POTÁSSIO
1.Adicionou-se de alumínio em solução de KOH, sob aquecimento e filtração:
2Al(s) + 2KOH(aq) + 6H2O(l) → 2K+(aq) + 2[Al(OH)4]-(aq) + 3H2(g) (Equação 5)
A primeira etapa do experimento, adicionou-se o hidróxido de potássio ao alumínio, ocorreu uma reação com a liberação do gás hidrogênio. 
2.Adicionou-se H2SO4(aq) ao filtrado:
[Al(OH)4]-(aq) + H+(aq) → [Al(OH)3](s) + H2O(l) (Equação 6)
Houve então a formação do alúmen de potássio:
K+(aq) + Al3+(aq) + 2(SO4)2-(aq) + 12H2O(l) → KAl(SO4)2.12H2O(s) (Equação 7)
Houve aquecimento da solução com a adição do ácido sulfúrico porque esta é uma reação exotérmica. Uma reação exotérmica é uma reação química onde a energia total dos seus produtos é menor que a de seus reagentes.
5. Conclusão
No primeiro experimento, pode-se estudar a reatividade do alumínio com diferentes meios ácidos e básicos. No teste 1 o alumínio reagiu com hidróxido de sódio, correu a formação do aluminato de sódio e a libertação de hidrogénio. 
 No teste 2 o alumínio reagiu com o acido clorídrico e apresentou formação do gás hidrogênio e cloreto de alumínio.
 No teste 3 o alumínio não reagiu com ácido nítrico, pois o HNO3 é um agente oxidante que produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo dessa a reação só se processa com aquecimento. 
No teste 4, o cloreto de alumínio reagiu com hidróxido de sódio, até a formação de um precipitado. No mesmo tubo adicionou-se hidróxido de amônia e observou-se que com excesso de base a formação de um precipitado com a colocação turva.A adição de NH4OH em Al(OH)3 diminuiu a solubilidade do Al(OH)3 causando um aumento da concentração de OH - em solução. Isto facilitou a formação do precipitado.
Na síntese do alúmen de potássio ocorreu a formação do hidróxido de alumínio e de água. Houve um aquecimento da solução com a adição do ácido sulfúrico porque esta é uma reação exotérmica. A formação do precipitado de alúmen ocorreu após a adição do ácido sulfúrico.
6. Bibliografia
Aluminio, disponível em <://www2.fc.unesp.br/lvq/LVQ_tabela/013_aluminio.html> acesso dia 11 de novembro de 2015.
Alúmen de potássio, disponível em< http://br.innatia.com/c-remedios-transpiracao-pt/a-propriedades-da-pedra-de-alumen-4555.html> acesso dia 13 de novembro de 2015.