Experimento 2 IC619 EQ (Atualizado)

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IC-615 – Química Inorgânica I – Experimental Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz (2012) 
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
 
 
EXPERIMENTO II: BORO E ALUMÍNIO 
 
 
BORO E SEUS COMPOSTOS 
 
O boro é um elemento relativamente raro e se apresenta na forma do ácido ortobórico, H3BO3 e 
boratos (bórax – Na2B4O7.10H2O e kernita Na2B4O7.3H2O). 
De todos os elementos que constituem o grupo IIIA da Tabela Periódica, somente o Boro forma 
anidridos e oxiácidos e, por conseguinte, oxissais bem determinados. 
O bórax reage com ácido em meio aquoso formando ácido bórico: 
 
Na2B4O7 + 2 HCl + 5 H2O → 2 NaCl + 4 H3BO3 
 
O ácido bórico é um composto que cristaliza em forma de escamas incolores, brilhantes, untuosas ao 
tato, solúvel em água, sobretudo a quente. A volatilidade do ácido bórico é maior em solução, o qual se inflama 
com chama de cor verde. O melhor procedimento para reconhecer o ácido bórico consiste em agitar a 
substância pulverizada com gotas de H2SO4 conc. adicionar álcool etílico e inflamar a mistura: 
 
H3BO3 + 3 CH3CH2OH → B(OCH2CH3) + H2O 
 
A determinação quantitativa do ácido bórico pode efetuar-se com dissolução normal de KOH ou NaOH 
empregando como indicador a fenolftaleína e adicionando previamente certa quantidade de glicerol. Como o 
ácido bórico é um ácido monobásico muito fraco, na verdade é um ácido de Lewis, sua acidez é devido à 
aceitação do par de elétrons isolado da água ao invés da doação direta de prótons como é o caso dos ácidos 
de Brönsted-Lowry. 
 
B(OH)3 +H2O [B(OH)4]- + [H3O]+ 
 
Na presença de glicerol ou mantel (compostos poli-hidroxilados) o ácido bórico comporta-se como um 
ácido muito mais forte; a reação pode ser representada por: 
 
 
 
Este ácido então pode ser titulado com NaOH usando fenolftaleína como indicador. 
Os oxissais de boro são chamados de boratos. Todos os boratos alcalinos são solúveis em água e 
suas soluções aquosas têm reação alcalina pelo efeito da hidrólise que experimentam. Assim, uma solução 
concentrada de borato alcalino, como por exemplo, de bórax, se comporta como se fosse uma solução de 
ácido bórico livre e de metaborato de sódio, que se hidrolisa parcialmente pondo em liberdade íons OH−. 
Quanto mais diluída é a solução, mais intensa é a hidrólise, de sorte que uma solução muito diluída de bórax, 
se comporta como uma solução de ácido bórico não dissociado e de Na+ e OH−. Isto faz com que as soluções 
de boratos alcalinos atuem de maneira distinta com os reativos segundo sejam sua concentração e 
temperatura. 
Os boratos não alcalinos são dificilmente solúveis em água, mas todos se dissolvem facilmente nos 
ácidos e em solução de NH4Cl. 
 
 
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
 
9 IC-615 – Química Inorgânica I – Experimental 
Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz (2012) 
 
QUESTIONÁRIO 
 
1- Demonstre todas as reações envolvidas, fazendo, sempre que possível, os comentários sobre 
as mudanças químicas observadas. 
2- Explique a diferença de comportamento observada para o cálcio em relação ao magnésio, na 
reação com a água. 
3- Como você explicaria o maior descoramento da solução de permanganato de potássio e/ou da 
solução de tiocianato férrico, na presença de zinco granular? 
4- Qual a diferença básica entre um amálgama e uma liga? 
5- Como varia a solubilidade dos carbonatos e dos haletos de metais alcalinos ao longo do 
grupo? Os resultados obtidos na prática estão de acordo com esta tendência? 
6- Por que a liberação de gás hidrogênio é maior na reação de metais alcalinos terrosos com 
ácido sulfúrico do que com ácido acético? 
7- Explique as diferentes velocidades de formação dos sulfatos de metais alcalinos terrosos. 
8- Compare os produtos da decomposição térmica dos nitratos de magnésio e cálcio. Explique as 
diferenças observadas. 
 
 
 
EXPERIMENTO II: BORO E ALUMÍNIO 
 
BORO E SEUS COMPOSTOS 
O boro é um elemento relativamente raro e se apresenta na forma do ácido ortobórico, H3BO3 e boratos 
(bórax Na2B4O7.10H2O e kernita Na2B4O7.3H2O). 
De todos os elementos que constituem o grupo IIIA da Tabela Periódica, somente o Boro forma 
anidridos e oxiácidos e, por conseguinte, oxissais bem determinados. 
O bórax reage com ácido em meio aquoso formando ácido bórico. 
Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O → 2NaCl + 4H3BO3 
O ácido bórico é um composto que cristaliza em forma de 
escamas incolores, brilhantes, untuosas ao tato, solúvel em 
água, sobretudo a quente. A volatilidade do ácido bórico é maior 
em solução, o qual se inflama com chama de cor verde. O 
melhor procedimento para reconhecer o ácido bórico consiste 
em agitar a substância pulverizada com gotas de H2SO4 conc. 
adicionar álcool etílico e inflamar a mistura. 
H3BO3 + 3CH3CH2OH → B(OCH2CH3) + H2O 
A determinação quantitativa do ácido bórico pode efetuar-se com 
dissolução normal de KOH ou NaOH empregando como 
indicador a fenolftaleína e adicionando previamente certa 
quantidade de glicerol. Como o ácido bórico é um ácido 
monobásico muito fraco, na verdade é um ácido de Lewis, sua 
acidez é devido à aceitação do par de elétrons isolado da água 
ao invés da doação direta de prótons como é o caso dos ácidos 
de Brönsted-Lowry. 
B(OH)3 + H2O ⎯ →⎯← ⎯⎯ [B(OH)4]
- + [H3O]+ 
Na presença de glicerol ou mantel (compostos poli-hidroxilados) o ácido bórico comporta-se como um 
ácido muito mais forte; a reação pode ser representada por: 
 
Este ácido então pode ser titulado com NaOH usando fenolftaleína como indicador. 
Os oxissais de boro são chamados de boratos. Todos os boratos alcalinos são solúveis em água e suas 
soluções aquosas têm reação alcalina pelo efeito da hidrólise que experimentam. Assim, uma solução 
concentrada de borato alcalino, como por exemplo, de bórax, se comporta como se fosse uma solução 
de ácido bórico livre e de metaborato de sódio, que se hidrolisa parcialmente pondo em liberdade íons 
OH−. Quanto mais diluída é a solução, mais intensa é a hidrólise, de sorte que uma solução muito 
diluída de bórax, se comporta como uma solução de ácido bórico não dissociado e de Na + e OH −. Isto 
faz com que as soluções de boratos alcalinos atuem de maneira distinta com os reativos segundo sejam 
sua concentração e temperatura. 
Os boratos não alcalinos são dificilmente solúveis em água, mas todos se dissolvem facilmente nos 
ácidos e em solução de NH4Cl. 
 
IC-615 – Química Inorgânica I – Experimental Prof. Dr. Antonio Gerson Bernardo da Cruz (2012) 
Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro – Departamento de Química 
 
ALUMÍNIO E SEUS COMPOSTOS: 
 
O alumínio é o metal mais abundante na crosta terrestre. É um metal extraordinariamente leve e 
bastante reativo. É branco prateado brilhante e flexível, maleável, podendo-se formar lâminas delgadas e pelo 
seu baixo peso específico e sua estabilidade tem grande aplicação; tem grande tendência a formar compostos 
covalentes, mas quando combinado com os elementos mais eletronegativos, ele existe sob a forma do íon 
Al3+. 
A combinação peculiar de peso pequeno e resistência tornam o alumínio aplicável em muitas 
circunstâncias onde não é possível usar outros metais. Peso por peso o alumínio tem o dobro da 
condutividade do cobre e tem elevada ductibilidade em temperaturas altas. 
O alumínio forma comumente ligas com outros metais - cobre, magnésio, zinco, silício, cromo e 
manganês - e, por isto, sua utilidade é reduplicada. O alumínio metálico ou ligas de alumínio especialmente 
com o magnésio são empregadas em estruturas de aeronaves, de automóveis, caminhões e de vagões 
ferroviários em condutores elétricos e peças fundidas ou forjadas. Resiste bastante bem à corrosão, quando 
é usado apropriadamente. A resistência e a ductilidade aumentam em temperaturas muito baixas, o que é o 
oposto do que ocorre com o ferro, e com o aço.Devido a sua posição na série eletroquímica reage com ácidos não oxidantes formando sais simples 
e H2: 
 
Al + n HX → AlXn + n/2 H2 
 
Com ácidos oxidantes tais como o HNO3, é passivado na presença de ácido nítrico concentrado e 
diluído devido à formação de uma camada de óxido. O alumínio finamente dividido dissolve-se lentamente 
quando em ácido nítrico concentrado a quente. 
Reage também com soluções concentradas de hidróxidos metálicos fortemente básicos, produzindo 
gás hidrogênio e hidroxo-complexos: 
 
2 Al + 2 NaOH + 10 H2O → 2 Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3 H2 
 
O hidróxido de alumínio é uma substância gelatinosa, de fórmula geral Al(OH)3.nH2O que se dissolve 
tanto em ácidos como em bases. 
 
Reação com ácido: Al(OH)3 + 3 HCl → AlCl3 + 3 H2O 
Reação com base: Al(OH)3 + NaOH → Na[Al(OH)4] 
 
No laboratório pode obter-se o hidróxido de alumínio por hidrólise de sais de alumínio, passando 
corrente de CO2 através de uma solução de aluminato alcalino ou precipitando um sal solúvel de alumínio 
mediante NH3 ou (NH4)2CO3. 
O sulfato de alumínio forma com os sulfatos dos metais alcalinos, sais duplos chamados “alumens” 
[MI(H2O)6][Al(H2O)6](SO4)2MI. 
O alumínio dos alumens pode ser substituído por outros íons metálicos trivalentes, formando-se sais 
duplos que têm analogia muito grande com o alúmen de potássio, KAl(SO4)2.12H2O. Os cristais tem a forma 
de octaedros e são muito puros. 
Os alumens são usados no tratamento de água e, algumas vezes, em tinturaria. Nessas aplicações, 
foram substituídos, em grande parte, pelo sulfato de alumínio, que tem maior equivalente de alumina por 
unidade de peso. Farmaceuticamente, o sulfato de alumínio é empregado em soluções diluídas, como 
adstringente suave e anti-séptico para a epiderme. Sua maior aplicação é na clarificação da água. Alumínio 
deve reagir espontaneamente com ar e água, mas estas reações não ocorrem devido a passivação, ou seja, 
a formação de uma fina película de óxido de alumínio na superfície do metal. Esta película pode ser removida 
por amalgamação, isto é, a formação de uma amálgama com mercúrio que promove a remoção desta camada 
protetora e ataque a superfície do metal. 
 
2 Al + 3 Hg(NO3)2 → 2 Al(NO3)3 + 3 Hg