reação com Alumínio

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TÉCNOLOGIA DO MARANHÃO
CURSO: TÉCNICO EM QUÍMICA
DISCIPLINA: TÉCNICAS BÁSICAS DE LABORATÓRIO
DOCENTE: WALLONILSSON VERAS
RELATÓRIO II
REAÇÕES DE ALUMÍNIO E CLORETO DE ALUMÍNIO
 SUENIA COSTA DO NASCIMENTO
CAXIAS
2017
RESUMO
A prática realizada consiste em observar o comportamento químico do alumínio e do cloreto de alumínio reagindo com outros reagentes como o hidróxido de sódio, ácido clorídrico, ácido nítrico, entre outros, e detectar quais os tipos de reações química que podem ocorrer entre esses reagentes.
SUMÁRIO
1. INTRDUÇÃO
O alumínio, em sua forma metálica, foi obtido em laboratório pela primeira vez em 1825, pelo dinamarquês Hans Christian Oersted (1777-1851). Estudando o fenômeno da condutibilidade elétrica, Oersted obteve cloreto de alumínio (AlCl3) a partir do óxido de alumínio (Al2 O3). Ao comparar o alumínio com outros metais de aplicação cotidiana, observa-se que este apresenta baixa densidade (2,7 g/cm3), baixa temperatura de fusão e ebulição (660 °C e 1800 °C, respectivamente), além das características gerais dos metais, como boa maleabilidade, ductibilidade, condutividade elétrica e brilho metálico.
 Em relação às suas propriedades químicas, o alumínio reage espontaneamente com o oxigênio do ar formando uma película protetora de óxido de alumínio sobre sua superfície, aumentando sua resistência a intempéries. Entretanto, essa camada apassivadora não impede sua oxidação por ácidos e bases fortes, mesmo quando diluídos, ocasionado a corrosão do metal.
 Devido a essas características, o alumínio vem se tornando cada vez mais presente no dia-a-dia, sendo sua utilização bastante variada: embalagens de alimentos e bebidas, fabricação de aquecedores solares e utensílios domésticos, fuselagem de aeronaves, barcos e automóveis, entre outros. O alumínio é um elemento com caráter anfótero, sendo capaz de reagir com soluções aquosas diluídas de ácidos e bases fortes (Lee, 2000). 
 O cloreto de alumínio, ou tricloreto de alumínio, de fórmula química AlCl3, é um sal, preparado pela adição de ácido clorídrico e alumínio metálico, que libera H2 gasoso. Ele reage violentamente com água (formando-se cloreto de hidrogênio). É conhecido como sal anidro (sem água), ou como sal hexaidratado, perde água aos 100°C. O cloreto de alumínio pode ser obtido fazendo a passagem do cloro sobre óxido de alumínio aquecido e carbono. 
O ácido clorídrico é a solução de cloreto de hidrogênio, um composto químico de fórmula HCl, em água. Concentrado, ele tem um odor acre e picante, é higroscópico e libera vapores visíveis em contato com o ar úmido. A solução é um ácido mineral definido como forte, pois possui alta dissociação iônica, independentemente de ser uma substância altamente reativa, como já o é o gás cloreto de hidrogênio. O cloreto de hidrogênio, a temperatura ambiente, é um gás incolor que forma fumos de ácido clorídrico em contato com a umidade atmosférica
2. OBJETIVOS
2.1 Objetivo Específico
Descrever o comportamento químico do alumínio metálico e do cloreto de alumínio.
2.2 Objetivo Geral
Aprender a observar reações químicas, e a fazer cálculos estequiométricos
3. METODOLOGIA
3.1 Materiais e Reagentes
	Materiais
	Reagentes
	1 Becker
	Hidróxido de Sódio (NaOH)
	4 Tubos de ensaio
	Água destilada
	Balança analítica
	Ácido Clorídrico (HCl)
	Capela
	Ácido Nítrico (HNO3)
	Espátula
	Hidróxido de Amônia (NH4OH)
	Bastão de vidro
	Alumínio (Al)
	Pipeta graduada
	Cloreto de Alumínio (AlCl3) 
3.1 Procedimentos
1ª etapa:
Colocou-se em um tubo de ensaio, 3ml da solução de hidróxido de sódio. 
 Em seguida, usando uma espátula, adicionou-se uma pequena quantidade de alumínio. 
Observou-se.
2ª etapa:
Em outro tubo de ensaio colocou-se 3 ml da solução de ácido clorídrico.
Em seguida, adicionou-se uma pequena quantidade de alumínio.
Observou-se.
3ª etapa:
Em outro tubo de ensaio colocou-se 3 ml da solução de ácido nítrico concentrado.
Adicionou-se uma pequena quantidade de alumínio.
Observou-se.
4ª etapa:
Em outro tubo de ensaio colocou-se 3 ml de água destilada.
Adicionou-se uma pequena quantidade de cloreto de alumínio.
Depois adicionou-se a solução de hidróxido de sódio, gota a gota, até a formação de um precipitado.
No mesmo tubo de ensaio, adicionou-se 3ml da solução de hidróxido de amônia, gota a gota, sob agitação.
Observou-se.
4. RESULTADOS
1º Etapa: Ao misturar o alumínio com o hidróxido de sódio não houve nenhuma reação imediatamente, somente após alguns minutos houve a formação de bolhas e foi notada uma pequena efervescência, mesmo depois de certo tempo a solução continuou reagindo. A reação do alumínio com NaOH emite cheiro forte. O alumínio ficou no fundo do líquido e quando a reação começou ele subiu para superfície. 
Quando o hidróxido de sódio entra em contato com o alumínio forma aluminato de sódio com libertação de hidrogênio, que é expresso pela seguinte equação química.
 
2Al (s) + 2NaOH (aq) +2H2O → 2NaAlO2 (aq) + 3H2 (g)
2º Etapa: Observou-se que houve um aumento de temperatura e depois de pouco tempo a solução ficou de cor escura. No meio contendo ácido clorídrico a reação também resultou na liberação de hidrogênio gasoso.
2Al (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g)
3º Etapa: Na solução de ácido nítrico com o alumínio não foi possível perceber uma reação química visível, além do desprendimento do gás hidrogênio com formação do sal nitrato de alumínio. 
2Al (s) + 6HNO3(aq) → 2Al (NO3)3 (aq) + 3H2 (g)
4º Etapa: Observou-se que ao colocar o hidróxido de sódio, formou-se uma solução branca e gelatinosa e depois de um descanso, um precipitado branco. Depois de adicionar o hidróxido de amônia, observou-se que o precipitado se dissolveu.
3 NH4OH + AlCl3+6H2O →3 NH4Cl + Al (OH)3 + 6 H2O
5. DISCUSSÃO
Pode-se perceber que houve uma liberação de gás hidrogênio na etapa 1, isso aconteceu porque ocorreu uma remoção da fina camada de óxido presente na superfície do alumínio, permitindo que ocorra uma reação no meio aquoso, com a liberação desse gás.
O aumento de temperatura na etapa 2 ocorreu devido as propriedades químicas do ácido clorídrico, como volatilidade, e por ser um ácido forte, ou seja, contém uma alta dissociação iônica. 
Na etapa 3 foi possível observar que o alumínio (Al) não reagiu com ácido nítrico. A não reação do alumínio com esse ácido deve-se a presença do óxido na superfície do metal e a concentração do ácido utilizado (diluído). O óxido na superfície do metal é resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar. O NHO3 é um agente oxidante que produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo. O mesmo só reagirá com aquecimento.
6. CONCLUSÃO
A partir da prática realizada observou-se que o método utilizado para a observação das reações químicas do alumínio foi eficaz, e que foi possível atingir os objetivos traçados de início, e observar o caráter anfótero do alumínio. 
RFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
PEIXOTO, E.M.A. Elemento: Alumínio. Química Nova na Escola, n. 13, p. 51, 2001
https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/acido-cloridrico
http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1898&evento=5