RELATÓRIO 1 ALUMÍNIO + ALÚMEN

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MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO
FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DA GRANDE DOURADOS
FACULDADE DE CIÊNCIAS EXATAS E TECNOLOGIA
	
	
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
EXPERIMENTO 3: ALUMÍNIO
EXPERIMENTO 4: SÍNTESE DO ALÚMEN
DISCENTES
Sara dos Santos Félix Vieira
Kátia Pereira Couto
PROFESSOR RESPONSÁVEL
Prof.Dr. Eliandro Faoro
DOURADOS – M.S
04 de Maio de 2018
INTRODUÇÃO
O alumínio (Al) faz parte do grupo 13 da tabela periódica, juntamente com o boro, gálio, índio e tálio. Ele é um metal, mas exibe muitas semelhanças químicas com o Boro que é um ametal. O alumínio é geralmente obtido pelo processo Hall-Hérould, ele forma compostos trivalentes, compostos simples do elemento, tal como AlCl3, é covalente quando anidro, mas formam íons quando em solução; o elemento também apresenta estruturas metálicas de empacotamento; possui ponto de fusão muito baixo e seu óxido é anfótero.
Conforme demonstrado na Figura 1 o alumínio é o metal mais abundante na crosta terrestre e ocorre em vários aluminossilicatos, tais como argilas, micas e feldspatos, na bauxita (óxidos hidratados) e, em menor extensão, na criolita, Na3[AlF6]. O alumínio é o de maior importância comercial, com vários tipos de utilização que superam as de todos os metais, com exceção do ferro, sua produção primaria foi de 19,4 milhões de toneladas em 1992, além dos 5 milhões de toneladas de alumínio obtido por reciclagem. Sua obtenção na forma pura a partir dos minerais aluminossilicatos é extremamente difícil, por isso, a bauxita e a criolita são os minerais principais, e ambos são empregados no processo de extração, mas esse processo implica em muitos gastos em termos de energia elétrica necessária, devido a isto a produção do Al é frequentemente associada a fontes hidroelétricas. Os maiores produtores do metal alumínio são os Estados Unidos (21%), a ex-União Soviética (17%), o Canadá e a Austrália (10%), e o Brasil e a China (6% cada um).
As inúmeras aplicações do Al estão resumidas na Figura 2. O metal alumínio é relativamente mole e mecanicamente pouco resistente quando puro, mas torna-se consideravelmente mais resistente quando forma ligas com outros metais. Sua principal vantagem é a baixa densidade (2,73g cm -3). Os oxocompostos Al2O3: alumina α, alumina β e alumina γ: devido aos diferentes empacotamentos e estruturas, as aplicações são variadas.
 
Figura 2. Emprego do alumínio nos EUA em 2008
Íons de alumínio podem cristalizar a partir de soluções aquosas, formando sais duplos. São chamados de alúmens de alumínio e tem a fórmula geral, [M1(H2O)6]. Os alúmens ocorrem na natureza em xistos de alumens, mas são bem conhecidos em experimentos de crescimento de cristais. Belos cristais octaédricos são característicos, por exemplo, nos compostos KAl(SO4)2.12H2O, incolor, em todos os alúmens o íon M3+ é coordenado octaédricamente por seis ligantes aquo. As moléculas de água restante são mantidas na rede cristalina por meio de ligações de hidrogênio e conectam os cátions hidratados aos ânions. O sulfato de alumínio é empregado na purificação da água, para a remoção de fosfato e matéria coloidal, cuja coagulação é facilitada pela carga elevada do cátion Al3+.
Os sais duplos são sais inorgânicos que apresentam como principal característica a presença de três íons em sua composição, ou seja, dois cátions e um ânion ou dois ânions e um cátion. Se ele apresentar dois cátions, é chamado de sal duplo quanto ao cátion; se apresentar dois ânions, o sal é chamado de duplo quanto ao ânion. Eles são provenientes de uma reação de neutralização parcial. Os sais duplos dissociam-se em solução, gerando seus íons constituintes. Os cristais são constituídos por [M(H2O)6]+, [Al(H2O)6]3+ e dois íons SO4-. Os íons possuem as cargas e os tamanhos adequados para se cristalizarem juntos.
OBJETIVOS
O experimento 3, referente ao alumínio, tem por objetivo verificar o comportamento do mesmo diante de diferentes soluções e temperaturas.
E o experimento 4 tem por objetivo realizar a síntese do alúmen de alumínio a partir do metal, obtendo portanto cristais.
MATERIAIS UTILIZADOS
Equipamento e Vidrarias:
Lamparina; 
Tubos de ensaio;
Pinça de madeira;
Chapa aquecedora com agitador magnético; 
Béquer de 250 mL;
Suporte Universal equipado com material de filtração;
Bastão de vidro;
Reagentes e amostras:
Pedaços de latinhas de alumínio;
Alumínio em pó;
Ácido clorídrico diluído – HCl 0,5 M;
Hidróxido de sódio em solução - NaOH 1M;
Cloreto de mercúrio (II) - HgCl2 ;
Sulfato de alumínio e potássio - KAl(SO4)2·12 H2O . 
Cloreto de amônio sólido - NH4Cl;
Hidróxido de alumínio - Al(OH)3·xH2O ;
Ácido tartárico - C4H6O6;
Ácido Sulfúrico concentrado - H2SO4 9 M;
Cromato de potássio - K2CrO4;
Hidróxido de potássio - KOH 1,4 M;
Água - H2O;
Banho de gelo;
METODOLOGIA
Experimento 3 – Alumínio.
Em um tubo de ensaio realizou-se o teste de comportamento do alumínio, em pedaços e em pó, em diferentes soluções tais como a com água, o ácido clorídrico diluído e o hidróxido de sódio. O teste foi feito em temperatura ambiente e sob aquecimento, com cada uma das amostras e das soluções.
Trataram-se pedaços de alumínio, retirados de latinhas, com uma solução de cloreto de mercúrio (II) já preparada, lavou-se e refez-se o teste do tópico 1 com água e sob aquecimento.
Em um tubo de ensaio adicionou-se uma solução diluída de sulfato de alumínio e potássio, acrescentou-se gota a gota uma solução de hidróxido de sódio até a diluição do precipitado formado. Em seguida, acrescentou-se ainda cloreto de amônio sólido e aqueceu-se por alguns instantes.
Misturou-se em um tubo de ensaio, hidróxido de alumínio e sulfato de alumínio e potássio, e posteriormente adicionou-se ao tubo uma solução de ácido tartárico.
Na capela e com o uso de uma lamparina, aqueceu-se em um tubo de ensaio pedaços de alumínio com ácido sulfúrico concentrado e em seguida introduziu sobre a borda do tubo, utilizando apenas o vapor, um pedaço de papel filtro umedecido com cromato de potássio, retirando o excesso e evitando que o cromato não caia na solução do tubo.
Experimento 4 – Síntese do Alúmen.
Em um béquer, pesou-se 1,5 g de alumínio em pedaços e adicionou-se 50 mL de solução de KOH. Em seguida, utilizando uma chapa aquecedora com agitador magnético, aqueceu-se a solução, sob agitação, durante 30 minutos até que o volume se reduzisse à metade e o alumínio se dissolvesse.
Em seguida preparou-se o funil com o papel filtro no suporte universal e filtrou-se a solução quente, reservando o filtrado incolor para ser utilizado posteriormente e descartando o sólido. Em um banho de gelo e água resfriou-se a solução límpida e sob agitação constante, foi adicionando, gota a gota, 20 mL de solução de H2SO4 à solução resfriada. Essa solução aquecerá devido à reação ácido-base ser exotérmica.
Depois da adição completa do H2SO4, aqueceu-se lentamente a solução agitando com um bastão de vidro e em seguida deixou a reação descansar durante uma semana até a formação de cristais de alúmen.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Experimento 3 – Alumínio.
Ao realizar o teste com água, a frio e a quente, do comportamento do alumínio, em raspas e em pó, observou-se que ele não reagiu em nenhuma das formas e temperatura. Termodinamicamente, pela série eletromotriz que fornece a reatividade dos metais, mostrando que quanto maior sua oxidação, maior será sua reatividade e sua capacidade de deslocamento o alumínio deveria reagir frente à água, conforme demonstrado abaixo na Equação 1.A, mas isso não ocorre devido à formação de uma camada protetora de óxido.
Na Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au
Aumenta a oxidação (série eletromotriz)
Eq. 1.A – Alumínio frente à água fria e quente: 
Al (s) + 3 H2O(l) Al(OH)3 + 3/2 H2 (g)
Al (s) + 3 H2O(l) Al(OH)3 + 3/2 H2 (g)
Realizou-se ainda o pH da solução, obtendo um valor igual a 5, comprovando que o metal não havia reagido coma água, pois o pH da água não se alterou.
O segundo teste foi com o alumínio, em suas duas formas, utilizando HCl diluído. Observou-se que o alumínio tanto em pó, como em raspas, reagiram com ácido clorídrico a quente, pois o alumínio se dissolve em ácidos minerais diluídos liberando oxigênio e formando cloreto de alumínio, mas o alumínio em pó reagiu mais rápido do que o alumínio em raspas. Conforme demonstra a cinética química, isso ocorre devido a dois fatores que influenciam a velocidade de uma reação, onde diz que quanto mais elevada à temperatura, mais rápida será a reação dos e para o caso de reagentes em diferentes fases, quanto maior a superfície de contato do reagente sólido, mais rápida será a reação temperatura. Portanto o alumínio em pó tem mais contato com o HCl do que o alumínio em raspas, por isso reage mais rapidamente. O alumínio não reagiu a frio com o HCl, nem em raspas, nem em pó. O que faz concluir que o alumínio precisa de calor para reagir com o ácido clorídrico. Abaixo é ilustrada a Equação1. B do alumínio com o ácido.
Eq. 1.B – Alumínio com ácido clorídrico diluído:
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
Realizou-se ainda o pH da solução, obtendo um valor igual a 3, comprovando a efetividade da reação por meio de seu pH ácido.
O terceiro teste foi realizado com o alumínio frente ao hidróxido de sódio, observou-se que o alumínio reagiu em suas duas formas tanto a frio, como a quente. O alumínio se dissolve numa solução aquosa de NaOH, sendo portanto anfótero e formando hidrogênio e o aluminato de sódio, conforme demonstrado na Equação 1.C. Mas o alumínio em pó e a quente reagiu mais vigorosamente que as outras reações. Conforme já explicado anteriormente, isso ocorre por causa do tamanho da superfície de contato e por causa da temperatura, que aceleram a reação.
Eq. 1.C – Alumínio com hidróxido de sódio em solução.
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O 2 Na[Al(OH)4] ou 2 NaAlO2 . 2 H2O + 3 H2
2 Al + 2 NaOH + 6 H2O 2 Na[Al(OH)4] ou 2 NaAlO2 . 2 H2O + 3 H2
Realizou-se ainda o pH da solução, obtendo um valor igual a 13, comprovando a efetividade da reação por meio de seu Ph básico.
As imagens a seguir, demonstram o alumínio tanto em pedaços como em pó, quando reagiram e quando se mantiveram estáveis, conforme os experimentos já citados. 
 Al em pedaços Al em pedaços Al em pó Al em pó
 Não reagindo. Reagindo. Não reagindo Reagindo. 
Conforme já explicado no início, o alumínio deveria reagir com a água e com o ar, mas na realidade ele é estável em ambos os casos. Isso se deve à formação de uma finíssima película de óxido na superfície, que protege o metal de um posterior ataque. Essa película tem uma espessura de apenas 10-4 a 10-6 mm, removendo-se a camada protetora de óxido que recobre o alumínio por amalgamação com mercúrio, o metal rapidamente reage com água. O contato da superfície de Al0 com átomos de Mercúrio (Hg2+) podem levar à ativação da superfície retirando, inicialmente, a camada de passivação de óxido, com posterior oxidação do Al0 até Al3+ e a redução do Hg2+ até Hg0 com a consequente formação de um amálgama Hg(Al). A formação do amálgama de Hg(Al) só é possível quando os dois elementos, Hg e Al, se apresentam na forma metálica.
A reação foi realizada com pedaços de latinhas, que são feitas de alumínio primário. Ao realizar a amalgamação com cloreto de mercúrio, observou-se nos pedaços de alumínio gotículas de mercúrio metálico formado, isso provavelmente ocorreu pelo fato do metal ser muito fino. A imagem a seguir demonstra o procedimento, quando a camada de óxido do alumínio é retirada, com o cloreto de mercúrio:
 (Amalgamação do alumínio com cloreto de mercúrio)
Após esse procedimento, adicionou-se água fria e areação turvou e ao aquecer ela reagiu vigorosamente, portanto, concluiu-se que o alumínio ficou bem mais reativo na água, tanto a frio como a quente. Conforme ilustrado nas equações abaixo:
Eq. 2.A – Alumínio com solução de cloreto de mercúrio (II).
3 HgCl2(aq) + Al2O3(s) 2 AlCl3(aq) + 3 Hg(aq) + 3 O(aq)
Os potenciais padrão de eletrodo, E0, para os pares redox do alumínio e do mercúrio M+3/M, mostra que o Al+3(aq) é muito menos facilmente reduzido em solução aquosa que os íons Hg+3. Mas a reação inversa do alumínio, Al Al+3 + 3é, ocorre espontaneamente. 
Al+3 + 3é Al E0 = -1,66 v
Hg+2 + 2é Hg E0 = + 0,79 v
Hg+2(g) + Al(s) Hg0(l) + Al+3(aq)
Eq. 2.B – Alumínio com água, sob aquecimento.
2 Al(s) + 6 H2O(l) 2 Al(OH)3 + 3 H2(g)
Quando o alumínio reage com a água, ele age como um agente redutor, a água sofre uma autodissociação, onde o H+ age como agente oxidante. Conforme demonstrado na equação abaixo:
2 Al0 + 6 H+ + OH- 2 Al+3(OH)3(s) + 3 H20(g)
Ao realizar o terceiro experimento, pode-se observar que a solução diluída de sulfato de alumínio e potássio precipitou com a adição do hidróxido de sódio, mas com excesso ela se solubiliza. Conforme ilustrado na Equação 3.A a seguir:
Eq. 3.A - Sulfato de alumínio e potássio mais hidróxido de sódio.
KAl(SO4)2(aq) + 3NaOH(aq) Al(OH)3(s) + Na2SO4(aq) + NaKSO4(aq)
O precipitado branco que se forma na reação é hidróxido de alumínio, junto a ele também observa a formação de sulfato de sódio e um sal duplo de sulfato de potássio e sódio, formado por meio de dois cátions e um ânion.
Eq. 3.B – Hidróxido de alumínio mais excesso de hidróxido de sódio.
Al(OH)3(s) + NaOH(aq, excesso) Na[Al(OH)4](aq)
O precipitado formado na primeira reação se dissolve com excesso de hidróxido de sódio, pois ele age como um reagente precipitante. O Al(OH)3 mostra caráter ácido quando se dissolve em NaOH, formando aluminato de sódio.
Eq. 3.C – Aluminato de sódio mais cloreto de amônio.
Na[Al(OH)4](aq) + NH4Cl(s) Al(OH)3(s) + NaCl(aq) + NH4OH(aq)
Mas a reação volta a se precipitar com a adição de cloreto de amônio e o aquecimento, formando o mesmo produto de anteriormente, juntamente com cloreto de sódio, hidróxido de amônio. O aquecimento foi utilizado para acelerar a reação, pois em temperatura ambiente estava reagindo lentamente. Durante a reação poderia ter formado amônia e água, ao invés do hidróxido de amônio, mas a reação não liberou o odor da amônia, portanto não houve óxido-redução nesse processo. 
Nessa reação, ao adicionar o amoníaco a uma solução de sulfato de alumínio e potássio, houve a formação de um precipitado Conforme demonstrado nas equações a seguir: 
Eq. 4.A - Sulfato de alumínio e potássio mais amoníaco.
KAl(SO4)2(aq) + 3 NH4OH(aq) Al(OH)3(s) + (NH4)2 + SO4(aq) + K(NH4)SO4 (aq)
 Ou Al(OH)3(s) + K+(aq) + 3 NH4+ + 2 SO4-2(aq)
Podem ocorrer as duas reações, na primeira há formação de um sal duplo e na segunda há uma dissociação desde sal.
Ao adicionar o ácido tartárico o precipitado formado inicialmente se solubilizou. Na equação é possível identificar o Na+ e o K+ agindo como contra íons para estabilizar o ácido. Como demonstra o esquema e a equação abaixo.
Eq. 4.B – Adição de ácido tartárico na reação anterior.
2 Al(OH)3(s) + 3K+NA+(C4H4O6)-2(aq) Al2+3(C4H4O6)-2 3(aq) + 3 NaOH(aq) + 3 KOH(aq)
Esq. 4.A – Ácido Tartárico se esbilizando com os contra íons
Esq. 4.B – Produto formado da reação 4.
Um tartarato agiu como um íon ponte entre os dois alumínios que se quelou com dois dos tartaratos, formando assim um complexo estável. Conforme a representação acima.
A última reação da primeira etapa não se obteve resultados. A reação foi feita incorretamente, ficando preto ao introduzir, por completo, o papel filtro umedecido com cromato de potássio.O procedimento correto seria não deixar cair cromato na reação, tirando o excesso do papel, e utilizar apenas o vapor ao aquecer o alumínio com ácido sulfúrico.
Porém, foi observado através dos experimentos de outros grupos que a reação, mesmo sendo feita pelo procedimento correto, também não deu certo, pois houve a formação de H2 ao invés de uma reação de óxido-redução.
A reação que se esperava obter era a formação de SO2 para que o mesmo reduzisse o cromato, conforme demonstrado nas equações a seguir:
Eq. 5.A – Alumínio mais ácido sulfúrico.
2 Al(s) + 6 H2SO4(conc) Al2(SO4)3(aq) + 3 SO2(g) + 6 H2O(l)
Eq. 5.B – Cromato de potássio sob o vapor da reação anterior.
2 CrO4-2 (aq) + 3 SO2(g) + 4 H+(aq) 2 Cr+3(aq) + 3 SO4-2(aq) + 2 H2O(l)
No cromato o Cr teria seu nox igual à +6, mas ele se reduziria, ao perder três elétrons e passando a ficar com o nox igual à +3.
Como não foi gerado SO2 e sim H2 a reação a seguir foi que obtivemos no experimento.
Eq. 5.C – Cromato de potássio sob o vapor da reação anterior.
2 Al(s) + 3 H2SO4(conc) Al2(SO4)3(aq) + 3 H2(g)
Experimento 4 – Síntese do alúmen.
Ao misturar o alumínio com hidróxido de potássio foi observado à liberação de hidrogênio lentamente, mas ao aquecer a velocidade da reação aumentou. No início a reação era incolor, mas passou a ficar com uma coloração escura – preta (conforme demonstrado nas figuras abaixo). Manteve a reação sob aquecimento até que todo o alumínio se dissolvesse e em seguida foi realizado o processo de filtração, obtendo um líquido incolor. Posteriormente, resfriou-se a solução com banho de gelo e adicionou gota a gota o ácido sulfúrico sob constante agitação, ao realizar essa etapa pode-se observar a formação de um precipitado branco de Al(OH)3 mas que se dissolveu com o excesso do ácido adicionado. O tubo em que continha a reação se aqueceu, por se tratar de uma reação ácido-base. Após a adição completa do ácido aqueceu-se novamente a solução sob agitação e deixou descansar durante uma semana para se obter cristais.
 (Início do procedimento) (Após alguns minutos ao aquecer)
Abaixo são demonstradas as equações do experimento realizado:
Eq. A – Adição de alumínio em solução aquosa de KOH.
2Al(s) + 2KOH(aq)+ 6H2O(ℓ)2K[Al(OH)4](aq) + 3H2(g)
Eq. B - Adição de H2SO4(aq) ao filtrado.
2K[Al(OH)4](aq) + H2SO4(aq)2Al(OH)3(s) + K2SO4(aq) + 2H2O(ℓ)
Eq. C - Adição de excesso de H2SO4(aq) sob agitação.
2Al(OH)3(s) + 3H2SO4(aq)Al2(SO4)3(aq) + 6H2O(ℓ)
Eq. D - Resfriamento da solução, filtração e secagem dos cristais.
K2SO4(aq) + Al2(SO4)3(aq) + 24H2O(ℓ)2K[Al(SO4)2]·12H2O(s)
 [K(H2O)6][Al(H2O)6](SO4)2(s)
CONCLUSÃO
Podemos concluir que o alumínio é bastante reativo, e possui caráter anfótero, portanto ele reage tanto como base quanto com ácido. Ele também aumenta sua reatividade de acordo com a temperatura, quando sua temperatura é elevada ele aumenta sua reatividade, e em ambas reações é liberado gás hidrogênio H2(g). Já em relação a reação com cloreto de mercúrio foi possível observar que formaram-se mercúrio metálico sob a lamina de alumínio.
REFERÊNCIAS
HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, Alan G. Os elementos do Grupo 13. In: HOUSECROFT, Catherine E.; SHARPE, Alan G. Química Inorgânica. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2013. cap. 13, p. 335-383. v. 1.
LEE, J. D. Os elementos do Grupo 13. In: LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 1999. cap. 12, p. 180-201.
DIAS, Diogo Lopes . Nomenclatura de sais duplos: Funções inorgânicas. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/nomenclatura-sais-duplos.htm>. Acesso em: 30 abr. 2018.
SCHLESINGER, George. Cinética química: Reações químicas: rapidez e influências: Química. Disponível em: <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/cinetica-quimica-reacoes-quimicas-rapidez-e-influencias.htm>. Acesso em: 30 abr. 2018.