Reações Grupos 13

Prévia do material em texto

Reações Grupos 13
Reações - Inorgânica Experimental – Profª Méri – Alunos: Eduardo C.B.Oliveira; Lorena Rosa.
3.1 Características ácido-base do bórax e ácido bórico
a) Bórax em Água
Na2B4O7.10H2O(s)H2O → Na2B4O7(aq) (1)
 
Na2B4O7(aq) + 7H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH- (aq) + 4H3BO3(aq) ( pH= 9) (2)
b) H3BO3 em Água
H3BO3(s) + 2H2O(l) → H3O+ (aq) + [B(OH)4]-(aq) (pH= 5) (3)
c) H3BO3 e CH3OH
H3BO3(s) + 3CH3OH(l) → B(OCH3)3 (aq) + 3H2O(l) (4)
2B(OCH3)3 (aq) + 9O2(g) → B2O3 + 6CO2(g) + 9H2O (Chama verde) (5) 
Observações: O borax ao ser dissolvido em água reage com a mesma gerando uma solução aquosa de hidróxido de sódio (base forte) e ácido bórico (ácido fraco), está reação explica o pH= 9 obtido (reação 2). Uma vez que o ácido bórico, polimeriza por condensação, há liberação do íon hidrônio em solução, explicando assim o pH= 5 (reação 3). Ao se misturar o ácido bórico e metanol e realizar a queima dos mesmo, é possível observar, uma chama verde que é característica do boro (reação 5). 
3.2 Preparação do óxido de boro (B2O3)
a) Aquecimento do H3BO3
2H3BO3(s) → 2HBO2(s) + 2H2O (6)
2HBO2(s) + 2H2O(l) → B2O3(s) + 3H2O (7) 
b) B2O3 em Água
B2O3 (s) + 3H2O → 2H3BO3(aq) 				(pH= 5) (8) 
c) B2O3 em HCl 3 mol/L
B2O3(s) + HCl(aq) ⇌ B2O3(s) + HCl(aq) (Não Solubiliza) (9) 
d) B2O3 em NaOH 3 mol/L
2B2O3 (s) + 2NaOH(aq) → Na2B4O7(aq) + H2O(aq) (Solubiliza) (10) 
Observações: Ao se aquecer o ácido bórico ocorre uma desidratação do mesmo, gerando assim o óxido de boro (reação 6). Esta reação é reversível com adição de água (reação 7). O óxido de boro em presença de um ácido não reage continuando na forma de sal insolúvel (reação 9), em contrapartida na presença de hidróxido de sódio ele reage formando o bórax que é solúvel em solução (reação 10). 
3.3 Propriedades ácido-base do íon Al3+ , do hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e do óxido de alumínio (Al2O3)
Dissociação do Sulfato de Alumínio em água
Al2(SO)4(s) → 2Al3+(aq) + 3SO4-(aq) (pH= 3) (11)
2H2O(l) → H3O+(aq) + OH-(aq) (Dissociação da água)
Al2(SO)4(s) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) 				 (12)
3.3.1 Hidróxido de alumínio (Al(OH)3) e Anfoterismo
a) Em hidróxido de sódio (NaOH) 6M:
Al3+(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)3(s) + 3Na+(aq) ( Insolúvel) (13)
a.1) Com excesso de NaOH 6M na reação 13:
Al(OH)3(s) + NaOH(aq) → Na+(aq) + [Al(OH)4]-(aq) (Solubiliza) (14) 
Al(OH)3(s) + NaOH(aq) → Na[Al(OH)4](aq) (Solubiliza) (14)
a.2) Em ácido clorídrico (HCl) 3M na reação 13:
Al(OH)3(s) + 3HCl(aq) → AlCl3(aq) + 3H2O(aq) (Solubiliza) (15)
Observações: A reação entre hidróxido de sódio e os íons de Al3+ em solução dá origem ao hidróxido de alumínio III, que é insolúvel, gerando assim a formação de precipitado (reação 13). No entanto, com excesso de íons hidroxila, o há a formação do aluminato de sódio que é solúvel, fazendo assim com que haja desaparecimento do precipitado (reação 14). Pode-se notar também, que em meio ácido a alumina se converte a cloreto de alumínio (III), sendo este muito solúvel (reação 15).
b) Com aquecimento na solução 11:
	Al2(SO)4(s) → 2Al3+(aq) + 3SO4-(aq) (pH=3) (11)
	Al2(SO)4(s) + 6H2O + calor → 2Al(OH)3(s) + H2SO4(aq) (pH=3) (12)
Observação: Após o aquecimento foi obtido um pH=3, sendo este igual ao da solução sem aquecimento. No entanto, esse pH deveria ter sido levemente mais ácido, uma vez que o aquecimento provoca o aumento do produto iônico da água, em meio ácido isso favorece o aumento da acidez da solução. No entanto, durante a prática essa alteração foi muito sutil, não podendo ser observado a alteração no pH.
c) Com hidróxido de amônio (NH4OH):
Al2(SO)4(s) → 2Al3+(aq) + 3SO4-(aq) (11)
Al3+(aq) + 3NH4OH(aq) → Al(OH)3(s) + 3NH4+(aq) (Insolúvel) (16)
Observações: : A reação entre hidróxido de amônio e os íons de Al3+ em solução reagem formando Al(OH)3, que é um sal insolúvel, gerando assim a formação de precipitado (reação 16). Podemos observar através dos itens a e c deste tópico, o caráter anfótero do Al3+. 
3.3.2 Óxido de alumínio (Al2O3)
a) Em água (H2O)
Al2O3(s) + 3H2O(l) → 2Al(OH)3(s) ( Insolúvel ) (pH= 6-7) (17)
b) Em HCl (3M):
Al2O3(s) + 6HCl(aq) --> 2AlCl3(aq) + 3H2O(aq) (Pouco solubilizado) (18)
c) Em HCl concentrado:
Al2O3(s) + 6HCl(aq) --> 2AlCl3(aq) + 3H2O(aq) (Bastante Solubilizado) (19)
d) Em NaOH (6M):
Al2O3(s) + 2NaOH(aq) → 2Al(OH)3(s) + Na2O(aq) (Insolúvel) (20) 
	Al(OH)3(s) + NaOH(aq) + Calor → Na[Al(OH)4](aq) (Solúvel) (21)
Observações: Apesar de ainda haver formação de precipitado nos itens b e c, o HCl concentrado teve mais força para solubilizar a alumina (Al2O3) convertendo-o em AlCl3. Como no item b o HCl estava diluído, sua força para realizar essa solubilização foi menor, fazendo assim com que ainda houvesse formação de precipitado. Todas as soluções (reações 17, 18, 19 e 20) tiveram que ser aquecidas, ao serem aquecidas observou-se a completa de dissolução do precipitado restante, apenas o item a continua insolúvel, pois:
2Al(OH)3(s) + calor → Al2O3(s) + 3H2O(aq) 	 (Insolúvel) (21)
3.4 Reação de alumínio metálico com a água e o oxigênio
a) Al0 com água
	Al0(s) + H2O(l) → Al0(s) + H2O(l) (Não reage) (22)
Observação: Apesar da oxidação do alumínio ser favorável (equações 23-24) não é observado corrosão severa de artefatos de alumínio, isso se deve a camada de óxido protetora (camada passivadora de Al2O3) que é formada na superfície do metal,1 essa camada estabiliza o Al0 fazendo assim com que esse não fique exposto para reagir (reação 17). 
Al3+(aq) + 3e– ⇌ Al(s) Eº= –1.66 V (23)
Al(OH)3(s) + 3e– ⇌ Al(s) + 3OH– Eº= –2.31 V (24)
Uma camada de alumínio recém formada poderá formar essa camada passivadora de diversas formas,1 algumas delas já vistas anteriormente:
2Al(s) + 6H2O(l) → 2Al(OH)3(s) + 3H2(g) ( Insolúvel ) (25).
2Al(OH)3(s) → Al2O3(s) + 3H2O(l) ( Insolúvel ) (pH= 6-7) (17)
Para que possa ocorrer a oxidação do alumínio, é necessário retirar essa camada passivadora.
b) Ativação do alumínio por amalgamação
5Al(s) + 3HgCl2(aq) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + 6HCl(aq) + 3Hg–Al (26)
Os potenciais de reação podem ser observados a seguir:
Al3+(aq) + 3e– ⇌ Al(s) Eº= –1.66 V (23)
Hg2+(aq) + 2e– → 2Hg(l) Eº= + 0,789 V (27) 
Observação: A reação 26 também pode ser expressa como a reação 28, onde podemos ver a formação de Hg0(s), este é o precipitado preto que podemos ver em solução após a amalgamação:
HgCl2(l) + 2Alo(s) + 4H2O + O2 → 2Al(OH)3(s) + Hg0(s) + H2(g)+ 2Cl-(aq) (28)
c) Alumínio ativado em H2O:
2Hg–Al(s) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + 2Hg(l) + 3H2(g) (presença de bolhas) (29)
d) Alumínio ativado em O2:
4Hg–Al(s) + 3O2 → 2Al2O3(s) + 4Hg(l) 			 (30)	 
Observação: Ao entrar em contato com o ar, observa-se aquecimento da fita, evidenciando a oxidação do alumínio pelo ar, além da formação de cristais brancos e finos característica do Al2O3(s).
3.5 Preparação de boro elementar 
a) Aquecimento do H3BO3
2H3BO3(s) → B2O3(s) + 3H2O (6)
2HBO2 + 2H2O → B2O3(s) + 3H2O (7) 
 
b) Aquecimento do B2O3 com Magnésio em pó
B2O3 (s) + 3Mg(s) → 3MgO (s) + 2B(s) (31) 
c) HCl 3 mol/L
3MgO (s) + 2B(s) + 6HCl → B2O3 (aq) + 3H2(g) + 3MgCl2 (32) 
Observações: Quando o óxido de boro é aquecido com magnésio em pó, o magnésio reduz o boro e formando assim óxido de magnésio e o boro elementar. Esse produto com adição de ácido clorídrico por sua vez, geram o óxido de boro, cloreto de magnésio e o gás formado é o gás hidrogênio. 
4. Bibliografia
1- MIRANDA, F.; GRUPO 13 (B, Al, Ga, In, Tl), Laboratório de Fotoquímica Molecular - UFF; Niterói. Disponível em <http://www.uff.br/lfqm/index.php/inorg-experimental/9-inorg-exp/22-3-grupo-13> Acesso em: 20 abr. 2018