RELATORIO PRONTO BLOCO P GRUPO 3

Prévia do material em texto

Resultado e Discussão
4.1) Obtenção do ácido bórico
1.1.1) O boro é um não metal, mas os demais elementos desse grupo são metais razoalvelmente reativos , porém o boro possui uma reatividade única.Por ter um tamanho consideravelmente menor do que os outros elementos do grupo, consequentemente sua energia de ionização será a maior. A energia de ionização é tão alta que boro a maioria das vezes forma ligações covalentes. 
 (Na2[B4O5(OH)4] . 8H2O(s)) + 2HCl (Aq) → 2 NaCl(aq) + 4H3BO3(s) + 5H2O (l) 
De acordo com a reação segundo a reação, irá reagir com dois mols de 
(HCl) formando cloreto de sódio (NaCl), que se constitui como um sal solúvel em água, o mesmo é desidratado e forma o ácido bórico (H3BO3) é um ácido fraco, que se apresenta em forma de precipitado durante a reação, após sua formação geralmente o ácido bórico é filtrado a vácuo. É difícil obter boro cristalino puro, pois o boro fundido e corrosivo e seu ponto 
de ebulição é muito alto (2.180 °C). 
4.2) Identificação do ácido bórico
4.2.2) Ao utilizar os cristais teoricamente obtidos quando feito o procedimento anterior, e adicionar 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado e etanol, ao atear fogo ocorrerá a seguinde reação:
B(OH)3(s) + 3CH3CH2OH(l) + H2SO4(Conc) → B(OCH2CH3)3(aq) + H2O(l)
Este experimento se fundamenta na energia emitida pelo elétron da última camada. Quando exposto a uma temperatura, este elétron irá absorver essa energia proveniente da chama e recebida essa energia ele irá saltar a um nível eletrônico, ou seja , a uma camada mais elevada. O mesmo volta a sua órbita de origem, liberando a energia recebida em forma de luz visível. Cada nível energético irá definir qual a frequência que esta luz terá, ou seja, qual cor ele irá emitir. Ao inflamar com alcool e com isso, amostra liberou uma grande quantidade de energia, a coloração que seria vista nesse procedimento seria a cor verde. 
Um mol do ácido borico irá reagir com três mols do alcool etilico e um mol do ácido sulfúrico, formando o ester volátil borato de etila (B(OCH2CH3)3) e água. O ácido sulfúrico absorverá a água produzida durante aesterificação do ácido bórico como o etanol, com a finalidade de aumentar o rendimento do éster formado (borato de etila).
4.3) Reações do Alumínio
4.3.1) Ao introduzir um pedaço de alumínio metálico em um béquer contendo água não foi observada nenhuma reação, porém, em tese o alumínio deveria reagir com a água , mas se torna estável frente a ela, isso ocorre porque há a formação de uma película fina de óxido de alumínio ( Al2O3), na superfície que impede que ocorra a reação com a água. Isto pode ser observado através da equação eletroquímica, e com o calculo de ΔG° .
 
 2Al(s) + 3H2O(l) → Al2O3(s) + 3H2(g)
           
    oxidação.     2Al0 → 2Al3+ + 6e-            Eº= 1,66 V
                           redução: 3H2O(l) + 6 é → 6 H+ (aq) + 3/2 O2 (g)    Eº= +1,23 V
               2 Al (s) + 3 H2O (l) → 2 Al 3+ (aq) + 3/ 2 O2 (g) + 6H+ (aq) Eº= +2,89 V
Energia Livre de Gibs:
ΔG°=-nFE°
ΔG°=-(6)96.500J/v.mol)(+1,66V)
ΔG°= -961.140 J/mol
-961.140/1000= ΔG°= -961,14 kJ/mol
Como observado através da equação da reação podemos, concluir que pelo valor negativo do calculo da energia livro de Gibs a reação entre alumínio e água deveria ocorrer espontaneamente, porém mesmo lixando o alumínio para remoção da camada oxida superficial do metal, o mesmo não reage em água. O motivo para qual a reação não ocorra se da pela elevada reatividade do alumínio metálico, ou seja, quando exposto ao ar ele entra em contato com o gás oxigênio que forma uma fina camada de Al2O3, que funciona como uma camada protetora e impede a reação de ocorrer.
4.3.2) Ao submergir o pedaço de alumínio utilizado no procedimento anterior em uma solução de cloreto de mercúrio ocorreu a formação de bolhas na superfície e houve o escurecimento da solução. Após seca-lo observou-se que pequenos resíduos do metal ficou depositado no papel.
Quando introduzido o pedaço de alumínio na solução de cloreto de mercúrio , ocorreu a remoção da camada protetora do alumínio pelo processo de amalgamação, que consiste em ligar o mercúrio a outro metal, por isso o escurecimento da solução. Após seca-lo o mesmo foi imerso em água e podemos observar o desprendimento de hidrogênio e o expormos em seguida ao ar, verificamos a oxidação da superfície do alumínio. 
 Reação com o Cloreto de mercúrio: 
 3HgCl2(aq) + 2Al (s) → 2AlCl3 (aq) + 3Hg(aq)
Reação com a Água:
 2Al (s) + 6H2O (l) → 2 Al(OH)3 (s) + 3H2 (g)
Isso pode se explicar porque ao mergulharmos a fita de alumínio em nitrato de mercúrio, o nitrato reage com a película de óxido de alumínio, formada quando mergulho a fita de alumínio em água,removendo-a. 
 
Sendo o líquido removido da superfície do metal, o alumínio 
reage instantaneamente com o oxigênio da água e do ar para formar Al2O3 e Al2O4, respectivamente, formando uma camada branca sobre o alumínio, ao entrar em contato com o ar, observando o aquecimento da fita, comprovando a oxidação do alumínio pelo ar e a sua parcial combustão.
 2Al(s) + 3H2O(l) → Al2O3(s) + 3H2(g)      ΔG°= -961,14 kJ/mol
Atráves da equação da energia livre de Gibs, observa-se que a mesma ocorre espontaneamente, pois o valor da reação é negativo. 
Tabea 1: Comparação dos resultados dos itens 4.3.1 e 4.3.2
	Item
	Reação na Literatura
	Reação no Experimento quando introduzido em água.
	
4.3.1
	
Ocorre
	
Não Ocorreu
	4.3.2
	Ocorre
	Não Ocorreu
Comparando os dois itens, de acordo com a literatura a reação do alumínio com a agua deveria reagir, porém ao entrar em contato com o ar, o alumínio reage com o oxigênio, formando uma fina camada de óxido que impede que a mesma reage com a água, porem ao mergulhar na solução de cloreto de mercúrio e seca-la e novamente introduzir na água, também não ocorreu, devido a alta reatividade de alumínio, que por sua vez reagiu novamente com o ar e não houve a reação.
4.3.3 ) Em um tubo de ensaio, colocou-se aproximadamente 2,00 ml de ácido clorídrico concetrado e adicionou-se uma ápara de alumínio. Foi observada uma efervecência e a ápara de alumínio que se encontrava imersa em solução logo subiu a superfície formou um precipitado branco. Observou-se também que a reação era exotérmica, pois houve a liberação do calor ate a completa dissolução do metal. A reação pode ser dada a seguir. 
 2Al(s) + 6HCl(con) → 2AlCl3(s) + 3H2(g)
   
 oxidação.     2Al0 → 2Al3+ + 6e-  Eº= 1,66 V
                             redução      6H+ +6e- → 3H02          Eº= 0,00 V
               2Al0+ + 6H+ → 2Al3+ + 3H02          ΔEº= 1,66 V
Energia Livre de Gibs:
ΔG°=-nFE°
ΔG°=-(6)(96.500J/v.mol)(+1,66V)
ΔG°= -961.140 J/mol
-961.140/1000= ΔG°= -961,14 kJ/mol
De acordo com o calculo da energia livre de Gibs verifica-se que a reação ocorre espontaneamente dado o valor negativo da equação, o alumínio com o nox zero é oxidado e passa a aluminio tres mais, o hidrogenio então é reduzido de nox um mais a nox zero. O cloreto não sofre oxi-redução pois seu nox continua o mesmo. Na reação com o ácido cloridrico, o acido reage fortemente com o metal e há a formação de cloreto de aluminio, um sal de coloração branca e insolúvel em acido cloridrico, o mesmo decanta ápos um tempo. A efervecencia observada é causada pela liberação do gás hidrogenio durate a reação.
O alumínio forma uma película de óxido sobre a sua superfície, ao entrar em contato com o ácido clorídrico, ele consegueromper essa camada de óxido, isso ocorre porque essa película de alumínio é removida pelos ions H+ do ácido, onde o alumínio reduz os íons H+, portanto, quanto maior a concentração de H+ mais rápida será a reação. Dessa forma o HCl diluído terá menor concentração de H+ e não conseguirá romper a camada de óxido com tanta facilidade , o que tornará a reação muito mais lenta, porém, ao adicionar o fator temperatura na reação, ela age como catalisador acelerando a reação. 
4.3.4 Ao se adicionarmos ácido nítrico ao pedaço de alumínio lixado,percebeu-se que após aquecer a solução ate a sua ebulição, o líquido sobre a lâmina do metal , antes transparente, tornou -se amarelado e houve uma grande efervecência. A equação a seguir descreve a reação ocorrida: 
 Al(s) + 4HNO3(conc)  → Al(NO3)3(aq)  + NO(g) + 2H2O(l)
              oxidação.     Al0 → Al3+ + 3e-                         Eº= 1,66 V
                            redução     NO-3 + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O      Eº= 0,96 V
                Al0 +  NO-3 + 4H+ → Al3+ +  NO + 2H2O    ΔEº= 2,62 V
 
Como se pode notar, houve a formação de nitrato de alumínio, ou que podemos chamar de camada de passivação. O acido nítrico não reage em temperatura ambiente com o alumínio por conta da camada de oxido que torna o alumínio passivo ao ácido. Mas quando exposto a uma alta temperatura ele reage liberando um gás que é comprovado pela efervescência.
Segundo a equação do potencial padrão de solução, é esperado que a reação entre acido nítrico e o alumínio ocorra espontaneamente devido ao seu valor positivo, como o ácido nítrico se comporta como um forte agente oxidante, e ao reagir a solução em temperatura ambiente forma uma fina camada de oxido sobre a superfície do metal, o que impede o ácido de reagir com o aluminio. Após aquecer a solução o acido nítrico reage fortemente com o metal isto ocorre devido ao aumento da energia cinética da reação, que faz com que as moléculas se agitem com mais rapidez e consequentemente o numero de choques efetivos sejam maior ocorrendo a reação.
4.3.5 Ao adicionarmos uma letilha de hidróxido de sódio e dissolve-la em água e após adicionar um pedaço de alumínio foi possível observar muita efervescência e também que o sistema, ao se completar a reação, tornou -se turvo. A reação se processou da seguinte maneira: 
 NaOH(aq) +  Al(s) + 3 H2O(l) → Na[Al(OH)4] (s) + 3/2 H2(g)
                        Oxidação  Al0(s) +  + 4OH- → Al(OH)- 4  + 3e-                                   Eo = + 2,35 v
                        Redução  3H+(aq) + 3e- → 3/2H2(g)                             Eo =    0,00 v
                 Al(s) + 4OH- (aq) + 3H+(aq) →  Al(OH)- 4  (aq) + 3/2H2(g)       ΔEo = + 2,35 v
	
A partir da análise da equação, se pode notar que o hidróxido de sódio reage com a apara de alumínio, primeiro removendo a camada de óxido, depois, o alumínio reduz o hidrogênio da água oxidando-se formando o hidróxido de alumínio, o mesmo reagiu com o hidróxido de sódio formando o precipitado, aluminato de sódio (NaAlO 2). O hidrogênio é reduzido a hidrogênio gasoso que é liberado durante a reação, isto é evidenciado pela efervescência observada. 
4.4 Propiedades do hidróxido de alumínio.
4.4.1 Ao dissolver nitrato de alumínio em água, adicionou-se gota a gota de uma solução de amônia aquosa, foi observada que houve a formação de um precipitado branco insolúvel, logo após o Ph das soluções foram testadas em ácido e base. 
 
Tabela2: Observações das amostras em meio ácido e meio básico.
	Tubos
	Amostras
	Ocorrência
	
Tubo 1 
	
Ácido
	
Formou um precipitado 
 e logo ficou turva.
	
Tubo 2
	
Básico
	
Nada foi visto 
Reação com o HCl
Al(OH)3(s) + HCl(aq) → AlCl3(aq) + H2O(l)
Hidróxido de alumínio apresenta caráter básico, pois, reage com á cido formando 
sal (Cloreto de Alumínio, AlCl3) e água (H2O). 
Reação com NaOH
Al(OH)3(s) + NaOH(aq) →NaAlO2.H2O(aq)
A reação possui caráter ácido, pois, o alumínio reage com base formando o complexo aluminato de sódio. A solução de um eletrólito dificilmente solúvel fica saturada quando o produto das concentrações dos seus íons atinge um dado valor constante a uma dada temperatura, chamado produto de solubilidade. 
4.5) Purificação de água por floculação
4.5.1 Adicionou-se uma solução saturada de sulfato de alumínio em um béquer contendo água barrenta e observou-se que em poucos minutos esse sistema houve a formação de floculos que ficaram depositados no fund do béquer e a água ficando parcialmente limpa.
Ao adicionar o sulfato de alumínio à água com o óxido de cálcio (CaO), ocorre uma transformação química que forma uma substância gelatinosa, o hidróxido de alumínio (Al(OH)3).
Essa transformação química ocorre porque, em meio aquoso, o sulfato de alumínio gera os seguintes íons:
Al2(SO4)3 → 2 Al3+ + 3 SO42-
Os íons Al3+ uma pequena parte desses cátions neutraliza as cargas negativas das impurezas presentes na água, e a maioria desses cátions interage com os íons hidroxila (OH-) da água, formando o hidróxido de alumínio:
Al2(SO4)3 + 6 H2O → 2 Al(OH)3 +6 H+ + 3 SO42-
O hidróxido de alumínio que se encontra carregado positivamente e, por essa razão, consegue neutralizar as impurezas coloidais carregadas negativamente que estão na água. Portando, as partículas de sujeira que se encontram no fundo do béquer sofrem aglutinação e grudam no hidróxido de alumínio formando os floculos, sólidos e com um tamanho grande.
 
O Carbonato de cálcio na solução é importante para o controle do pH do meio. Após acrescentar o sulfato de alumínio observa-se através pela reação que há um excesso de H+. Isso pode ocasionar um problema porque torna o meio ácido (pH < 7), o que impede a formação do hidróxido de alumínio.
Assim, quando adicionado o carbonato de calcio, ela forma o hidróxido de Cálcio.
CaO + H2O → Ca(OH)2
O hidróxido de Cálcio (Ca(OH)2) é uma base e, portanto, torna o meio alcalino ou básico, aumentando o pH do sistema, que no caso do experimento, o Ph foi 4.
4.6) Hidrólise
Colocou-se em um tubo de ensaio cristais de sulfato de alumínio em água, recém fervida e testou-se o pH da solução,obtendo o pH 3.
 Al2(SO4) 3 (aq) + 3 H2O (l) → Al(OH)3(s) + 3H+ (aq)
O sulfato de alumínio sofre hidrolise. O íon Al 3+ é derivado de uma base fraca, esse íon tem a predisposição a formar hidroxilas e para que isso ocorra a água é dissociada em hidroxila (OH) - e um próton (H) + . Quando em contato com a água, estes sais se decompõe e ocorre a hidrólise do cátion Al 3+ desses sais gerando íons conhecido como hidrônio (H3O) + O cátion hidratado possui uma carga positiva que a mesma atrai a densidade eletrônica da ligação oxigênio - hidrogênio na molécula de água. Assim, quanto maior a densidade de carga do cátion metálico, maior será a polaridade da ligação covalente entre o átomo de oxigênio e o cátion metálico é hidradato pelo hidrogênio que se encontra presente na molécula de água, aumentando a acidez do átomo de H , favorecendo que ocorra o rompimento da ligação (O-H). Quando ocorre a quebra dessa ligação, um próton hidratado (H3O) é formado, ocasionando uma solução ácida. O íon sulfato não tem tendência a se juntar com os H+, nem com os Al3+ , consequentemente ele fica dissociado e não altera a concentração do H+. Porém, os íons alumínio sentem uma grande afinidade por íons hidroxila, formando o hidróxido de alumínio.
5.0) Anexo 
O que é um Alúmen ?
Denomina-se de alúmen todo sal inorgânico que apresenta sua constituição representada pela seguinte fórmula geral:
X2SO4.Y2(SO4)3.24H2O
A partir dessa fórmula geral, podemos concluir que todo alúmen apresenta algumas característicascomo : presença de dois ânions sulfato (SO4), presença de um metal cujo NOX é +1 (X), ou seja, um cátion monovalente, presença de um metal cujo NOX é +3 (Y), ou seja, um cátion trivalente, presença de 24 moléculas de água.
O que é um AluminoSilicato ?
Um aluminossilicato é um mineral contendo óxido de alumínio (Al2O3) e sílica (SiO2). [1] [2] [3] Eles são aluminossilicatos feldspato, cloritos, minerais de argila, algum tipo de pozolana, etc. Os aluminossilicatos são geralmente considerados como derivados de silicatos devido à substituição de íons Si4 + por íons Al3 +, que, devido à diferença de cargas positivas, requerem catiões adicionais para alcançar a neutralidade elétrica.