REL EXPERIMENTO II

Prévia do material em texto

UFRRJ – Instituto de Ciências Exatas – Departamento de Química
Disciplina: Química Inorgânica Experimental I (IC615) – P64 – 2018.1
Professor: Marcelo Herbst
EXPERIMENTO II
BORO E ALUMÍNIO
Alunos: Sara de Souza Monteiro – 2016640276
Wanny Tavares Nogueira – 2017640326
Seropédica, 07 de Maio de 2018.
INTRODUÇÃO
O grupo 13/III é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros têm configuração nS² np¹, logo espera-se que seu número de oxidação máximo seja +3. Entre seus membros estão o Boro e o Alumínio, que possuem número de oxidação +3 na maior parte de seus compostos.
O boro é um não-metal e forma ligações covalentes visivelmente o boro pode ser identificado pela cor verde clara de sua chama no espectro de luz visível. Ele possui uma energia de ionização relativamente alta e forma compostos com octetos incompletos ou deficientes em elétrons, normalmente forma três ligações covalentes com ângulos de 120° entre si, utilizando orbitais híbridos Sp2. O boro não possui nenhuma tendência de formar compostos monovalentes. Todos os compostos BX3 são deficientes em elétrons e podem receber mais um par de elétrons de um outro átomo, formando uma ligação coordenada. O boro também forma diversos compostos nos quais os átomos se dispõem de forma a gerar uma estrutura semelhante a um "cesto" aberto, bem como algumas estruturas em forma de poliedros fechados.
Esse ametal, boro, se apresenta sob a forma de vários alótropos duros e refratários. Ocorre na natureza como Bórax, Na2B4O5.8H2O, este é convertido em ácido bórico e depois em óxido de boro (B2O3). Boro amorfo de baixa pureza, conhecido como boro de Moisan, é obtido pela redução de B2O3 com Mg ou Na, a altas temperaturas. Sua pureza é de 95-98 % (é contaminado por boretos metálicos) e é preto. É difícil obter boro cristalino puro, pois o boro fundido é corrosivo e seu ponto de ebulição é muito elevado. Mas, pequenas quantidades de boro cristalino podem ser obtidas pela redução de vapor de BBr3 com H2, pela pirólise de BI3 e pela decomposição térmica do diborano ou de outros hidretos de boro.
Uma importante aplicação do boro é na fabricação de barra de controle, de aço-boro ou de carbetos de boro, para reatores nucleares. Há também o uso do carbeto de boro como abrasivo. O boro é usado na fabricação de aços resistentes ao impacto, pois aumenta o ponto até o qual o aço pode ser temperado.
Sobre o Alumínio, ele é o elemento metálico mais abundante da crosta terrestre. Assim como o boro, forma compostos deficientes em elétrons que atuam como ácidos de Lewis. É obtido a partir da bauxita e constitui até aproximadamente 8% em massa das rochas da crosta terrestre. Ele ocorre em vários minerais aluminossilicatos e argilas, mas o mineral comercialmente mais importante é a bauxita, uma mistura complexa de hidróxido de alumínio hidratado e óxido de alumínio, do qual ele é obtido pelo processo Hall-Héroult numa escala gigantesca. O processo é muito dispendioso, mas seu custo é compensado pela escala de produção e a disponibilidade da matéria-prima. O óxido, a alumina, ocorre na natureza como rubi, safira, coríndon e esmeril. As propriedades físicas e químicas do alumínio o tornam o metal não-ferroso mais usado. Ele é leve, tem alta condutividade elétrica e térmica e é facilmente torneado.
O alumínio é um metal de grande reatividade não se encontrando puro na
natureza. Apesar dessa alta reatividade quando entra em contato com a água ou ar, não reage completamente, pois acaba criando uma camada passivadora de óxido de alumínio em sua superfície que o protege de posteriores ataques químico. Após a formação desta camada “passiva”, o alumínio demora mais para reagir com outros compostos Através de certos métodos o alumínio pode ser passivado ou ativado. Ao tratar o Al com ácidos concentrados com propriedades oxidantes pode-se induzir a passividade, já por outro lado, se o Al for submetido ao processo de amalgamação ou lixado manualmente ele é ativado e não forma a camada passiva possibilitando reações completas. O alumínio e seus compostos apresentam caráter anfótero, ou seja, reagem tanto com ácidos como com bases.
	Tal prática teve como objetivo geral observar as reações dos elementos do grupo IIIA, bem como a obtenção de ácido, de hidróxido e a análise da reatividade de diversos compostos de alumínio, além dos objetivos específicos: 
Analisar o comportamento do alumínio com ar e com água;
Analisar o comportamento do alumínio com ácidos e bases;
Analisar a hidrólise de alumínio e seu caráter anfótero.
PARTE EXPERIMENTAL
Materiais
Tubos de ensaio
Estante para tubos de ensaio
Espátula
Caçarola
Pipetas de 10 mL
Bécher 50 mL
Bastão de vidro
Papel de filtro
Reagentes e indicadores
Ácido Bórico
Álcool Metílico 
Ácido clorídrico (PA)
Solução 3M de ácido clorídrico
Solução 6M de ácido clorídrico
Ácido sulfúrico (PA)
Solução 3M de ácido sulfúrico
Ácido Nítrico (PA)
Solução 3M de Ácido Nítrico
Fita de alumínio
Nitrato de Mercúrio
Solução de alumínio (III)
Solução 6M de hidróxido de Amônio
Solução 6M de hidróxido de sódio
Pedaço de Magnésio 
Solução diluída de sulfato de alumínio
Alaranjado de Metila
Procedimento
Boro
2) Reações
	a) Em uma caçarola contendo uma pequena quantidade do ácido bórico recém-preparado, adicionou-se 3 mL de etanol e agitou-se com bastão de vidro. Inflamou-se a solução e observou-se a chama característica.
	Neste experimento, o ácido bórico reage com o etanol para formar um éster volátil, o borato de etila. Quando este éster é inflamado, queima, dando uma coloração verde brilhante à chama. A medida da intensidade desta coloração é usada numa técnica chamada espectroscopia de emissão de chama para estimar a quantidade de boro presente numa amostra. 
H3BO3(s) + 3 CH3CH2OH(l) + H2SO4(conc) → B(OCH2CH3)3(aq) + H2O(l)
	O fundamento por trás deste experimento é a energia emitida pelo elétron da ultima camada, que ao ser exposto a uma dada temperatura, absorve a energia proveniente da chama e salta para um nível eletrônico mais energético, em outras palavras, a uma camada mais elevada. Ao retornar a sua órbita de origem, esse elétron libera, na forma de luz visível, a energia recebida. Cada nível energético define qual a frequência que esta luz terá, ou seja, qual cor irá emitir. Assim, quando o elétron do boro transita entre os níveis, emite uma cor verde, típica dos orbitais “d”.
	O ácido sulfúrico nessa reação funciona como um catalisador e agente secante absorvendo a água produzida durante a esterificação do acido bórico com o etanol, aumentando assim o rendimento do éster formado.
		b)
	Em um vidro de relógio contendo um papel de cúrcuma, e sobre este colocou-se uma gota de ácido bórico e uma gota de ácido clorídrico. Observou-se que o papel adquiriu uma coloração rosa caracterizando assim a presença de boro.
Alumínio
	1) Comportamento do Alumínio frente à ácidos
	Após a adição do pedaço de alumínio aos tubos contendo ácidos diluídos, observou-se que não ocorre reação nem mesmo após aquecimento. 
	 Em todas as reações utilizando os ácidos diluídos a espécie a ser reduzida é o hidrônio, caracterizado como H+, gerado na dissolução dos ácidos. Dessa maneira a diferença de potencial é positiva para a reação com o alumínio.
	Comparativamente temos as seguintes reações para os ácidos diluídos e o alumínio: 
2H+(aq) + 2e- H2(g) E0 = 0,0 V 
Al(s) Al3+(aq) + 3e- E0 = -1,66 V 
	Com isso a equação global da reação, e seu potencial aproximado, pode ser demonstrada abaixo: 
6H+(aq) + 2Al(s) 3H2(g) + 2Al3+(aq) E0= 0 - (-1,66) = 1,66 V
	Assim pode-se afirmar que a reação, nas condições padrão, é espontânea. Porém, a não visualização da liberação de gás, consequência da reação, se deve a uma característica do alumínio e seu óxido correspondente. Pois, uma vez em contato com o ar, o alumínio reage rapidamente com o oxigênio de maneira a formar o Al2O3, óxido de alumínio, em sua superfície de acordo com a reação abaixo: 
4Al(s) + 3O2(g)2Al2O3(s)
	Esse óxido forma uma resistente camada em torno do alumínio, fazendo com que o alumínio metálico não fique em contato com o ar ou qualquer outra substância. No óxido de alumínio ambos os elementos estão em seus estados de oxidação mais estáveis, logo esse composto é relativamente inerte em relação a reações de oxirredução, protegendo o alumínio metálico existente abaixo dele. 
Portanto, para que ocorra a oxidação do alumínio metálico deve-se primeiro dissolver a camada de óxido em torno dele. Em meio ácido essa dissolução ocorre segundo a equação abaixo: 
Al2O3(s) + 6H+(aq) 3H2O(l) + 2Al3+(aq)
	Essa dissolução ocorre muito lentamente a temperatura ambiente, principalmente quando ocorre em ácidos diluídos. Por isso no espaço de tempo utilizado para o experimento não foi possível visualizar reação. Já nos tubos contendo os ácidos concentrados a reação depende da característica de cada ácido. 
	No tubo contendo ácido nítrico concentrado não se visualiza reação mesmo após aquecimento. No tubo contendo ácido sulfúrico ocorre liberação de gás de maneira lenta após o aquecimento. No tubo contendo ácido clorídrico a liberação de gás ocorre violentamente após o aquecimento. 
	A não ocorrência de reação no tubo contendo ácido nítrico concentrado se deve a apassivação do alumínio por esse ácido. Por ser um agente oxidante muito forte, o ácido nítrico rapidamente cria uma camada inerte sobre o alumínio, fazendo assim com que apenas uma pequena quantidade de alumínio superficial seja oxidado, impossibilitando a visualização da reação. A utilização do ácido nítrico para apassivar diversos metais é comum na indústria, reforçando ainda mais essa característica do ácido. 
	No tubo contendo ácido clorídrico concentrado, após o aquecimento, a reação ocorre rapidamente e de maneira violenta, com intensa liberação de gás. E no tubo contendo ácido sulfúrico concentrado a reação ocorre vagarosamente mesmo após o aquecimento. 
	Em ambos os casos os ácidos não são oxidantes e a concentração de hidrônio, responsável pela oxidação do alumínio, é maior no tubo contendo a solução de ácido sulfúrico, já que esse é um ácido diprótico. Assim, a maior velocidade da reação com o ácido clorídrico só pode ser explicada pela diferença entre os ânions cloreto e sulfato. 
	O cátion Al3+ quando submetido a soluções com excesso de cloreto forma o composto [Al(Cl)4]-. A formação desse composto acelera a reação de oxidação do alumínio de duas formas diferentes. Inicialmente a formação desse composto desloca o equilíbrio para a formação dos produtos H2 e Al3+ já que retira uma parte do cátion formado da solução. A formação do tetracloroaluminato também ajuda a eliminar a concentração de cátions em torno da superfície do metal, diminuindo consequentemente a concentração de cargas positivas. Isso faz com que o hidrônio, que também possui carga positiva, consiga se aproximar mais rapidamente do alumínio, permitindo que a reação ocorra mais rapidamente. 
	Na reação com o ácido sulfúrico a maior concentração do cátion Al3+ em torno do metal fica evidenciada pela formação de precipitado branco de sulfato de alumínio ao redor deste, sendo posteriormente dissolvido após homogeneização da mistura.
2) Propriedades Redox
	a)
	Retirou-se a camada oxidada de um fio de alumínio com o auxílio de uma lixa. Dobrou-se o Al formando um ângulo de 30º e introduziu-se um dos extremos em um becher com água. 
Apesar da oxidação do alumínio ser favorável não é observado corrosão severa de artefatos de alumínio, isso se deve a camada de óxido protetora que é formada na superfície do metal.
Al3+(aq) + 3e– ⇌ Al(s) Eº= –1.662 V
Al(OH)3(s) + 3e– ⇌ Al(s) + 3OH–   Eº= –2.31 V
Uma superfície de alumínio recém polida exposta a água poderá formar a camada protetora através das seguintes reações
2Al(s) + 6H2O(l) → 2Al(OH)3(s) + 3H2(g)
2Al(OH)3(s) → Al2O3(s) + 3H2O(l)
Com o oxigênio a reação pode ser descrita como:
4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s)
b)
Lixou-se uma pequena placa de alumínio. Lavou-a e secou-a com papel de filtro. Colocou-se na superfície limpa uma gota de nitrato de mercúrio e esperou-se por 2 minutos. Remove-se então o sal, a superfície metálica foi seca e deixada exposta ao ar.
O alumínio forma amalgama com mercúrio e reage facilmente com água ou oxigênio.
Hg(l) + Al(s) → Hg–Al(s)
2Hg–Al(s) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + 2Hg(l) + 3H2(g)
4Hg–Al(s) + 3O2 → 2Al2O3(s) + 4Hg(l)
A amalgama de alumínio pode ser preparada pela reação do alumínio metálico com um sal de mercúrio:
5Al(s) + 3Hg2+(aq) + 6H2O → 2Al(OH)3(s) + 6H+(aq) + 3Hg–Al(l)
O íon Al3+ é fortemente ácido:
[Al(OH2)6]3+(aq) + H2O → [Al(OH2)5OH]2+(aq) + H3O+(aq) (pKa=5,14)
2Al + 3 Hg(NO3)2 → 2Al(NO3)3 + 3 Hg
OBS: Deve-se trabalhar com cuidado, não deixando que sais de mercúrio caiam sobre a pele ou sobre a bancada
3) Caráter anfótero do hidróxido de alumínio
	Adicionou-se em um becher 5 mL de solução de alumínio (III), juntamente com gotas de hidróxido de amônio 6 M. Dividiu-se a solução resultante em duas partes iguais e juntou-se, a cada uma, ácido clorídrico e hidróxido de sódio, ambos 6 M e observou-se.
	Com a adição em gotas do hidróxido de amônio, viu-se a formação de flocos de aspecto branco e gelatinoso, indicando de acordo com a reação a seguir, a formação de hidróxido de alumínio.
Al+3 + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4+
Adicionando-se solução de hidróxido de sódio em excesso ao precipitado conseguido na etapa anterior ocorre a sua dissolução uma vez que o aluminato [Al(OH)4(H2O)2]- é a espécie predominante para o alumínio em pH acima de 8 (vide imagem abaixo), a adição de hidróxido de sódio ao precipitado faz com que esse pH seja atingido, ressolubilizando assim o hidróxido de alumínio. 
Figura 
1
: Gráfico das espécies de Alumínio em água.
E, adicionando-se solução de ácido clorídrico, observou-se que o precipitado também foi dissolvido ocorrendo uma reação de neutralização formando o sal solúvel cloreto de alumínio.
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Com esse experimento é possível demonstrar o anfoterismo dos compostos de alumínio. Não é possível prever o anfoterismo, porém pode-se afirmar que é uma característica de cátions com elevado poder polarizante, quer permitem que mesmo um composto neutro contendo esse cátion polarize a ligação oxigênio-hidrogênio (O-H) o suficiente para a ionização da água.
4) Propriedades do sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) 
 	a) 
Adicionou-se um pequeno pedaço de magnésio lixado a 2 mL de solução diluída de sulfato de alumínio. Observou-se que, depois de certo tempo, houve evolução de gás no tubo indicando assim que houve reação entre o metal e a solução, sendo este consumido. 
Uma vez que, o potencial de redução do magnésio é muito negativo, indica uma grande facilidade para sua oxidação, como demonstra a equação e potencial padrão abaixo, com isso sabe-se que a dissolução do magnésio é uma reação de oxirredução: 
Mg0(s) Mg2+(aq) + 2e- E0 = -2,36 V
Considerando-se as substâncias em solução, a única reação em que ocorre a formação de gás, tendo em vista a observação feita, além de cineticamente e termodinamicamente favorável é a redução do hidrogênio, saindo de H+(aq) para H2(g).
Assim, a equação global para a reação majoritária é descrita abaixo: 
2H+(aq) + Mg0(s) H2(g) + Mg2+(aq)
b) 
Ao adicionar o indicador alaranjado de metila a um tubo contendo solução de sulfato de alumínio, observou-se que a cor desenvolvida foi próxima ao vermelho, indicando assim um pH abaixo de 3,1, ou seja, acidez. Mas como o ânion sulfato não possui hidrogênio ionizável em sua estrutura sabe-se que não poderá ocorrer hidrólise ácida do mesmo. Dessa maneira a acidez da solução só pode ser proveniente do cátion. 
 É sabido que cátions de metais com carga elevada e volume pequeno podem agir como ácidos de Lewis em água como, por exemplo, o próprio Al3+, que produzem soluções ácidas mesmo que os cátions não tenham íons hidrogênio para doar. Os prótons vêm das moléculas de águaque hidratam esses cátions de metais em solução. Elas agem como base de Lewis e compartilham elétrons com os cátions do metal. Essa perda parcial enfraquece as ligações oxigênio-hidrogênio (O-H) e permite que um ou mais íons hidrogênio sejam eliminados das moléculas de água. Cátions pequenos e com carga elevada exercem mais atração sobre os elétrons e formam as soluções mais acidas.
	O cátion Al3+(aq) não encontra-se verdadeiramente nessa forma. Qualquer íon presente em água tem uma estrutura chamada de camada de hidratação. Logo, quando sais de alumínio são dissolvidos em água na ausência de ânions complexantes, o íon de metal livre Al3+ primeiro hidrata, coordenando seis moléculas de água em uma orientação octaédrica, e então reage formando várias espécies hidrolíticas. Dessa forma, em solução aquosa, o cátion Al3+ apresenta-se normalmente na forma [Al(H2O)6]3+, com 6 moléculas de água na estrutura de coordenação do alumínio. Esse cátion também pode ser encontrado com 4 moléculas de água na sua estrutura de coordenação, na forma [Al(H2O)4]3+.
	Logo pode-se dizer que o caráter ácido da solução de sulfato de alumínio observado, é proveniente da hidrólise ácida do cátion Al3+. 
CONCLUSÃO
Foi possível concluir que, o alumínio e seus compostos são muito reativos. Algumas reações com alumínio são mais lentas e isso foi devido a presença, na superfície do alumínio, de um óxido transparente que protege a superfície do mesmo contra o ataque químico. Em relação à reação com Nitrato de mercúrio, foi observado que a cobertura do óxido pode ser destruída por amalgamação (liga com mercúrio), indicando nestas condições as verdadeiras propriedades redutoras do alumínio. Em relação ao caráter anfótero do alumínio foi possível perceber que este reage tanto com ácidos quanto com bases, segundo as propriedades químicas do alumínio, ele reage com ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio e formando o seu sal equivalente, uma demora na reação do alumínio com o ácido deve -se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido que protege a superfície do alumínio, assim removendo-o, o alumínio também se dissolve numa solução aquosa de NaOH (ele é portanto, anfótero) formando hidrogênio e o aluminato.
Além disso, foi possível observar que o boro possui uma propriedade de reproduzir uma coloração verde. O alumínio possui um caráter anfótero, ou seja, reage tanto com ácidos quanto com bases, ele reage com ácidos diluídos liberando hidrogênio, e se a reação se apresentar lenta é devido à formação de uma camada protetora de óxido que protege a superfície do alumínio.
Dessa forma, com esse experimento foi possível observar e analisar as principais características tanto do boro quanto do alumínio.
BIBLIOGRAFIA
P. Atkins &L. Jones; Princípios de Química Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente;Editora bookman; 5ª Edição;
Manual da Química. Indicadores ácido base naturais. Disponível em <https://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/indicadores-acido-base-naturais.html> Acesso em 29/03/2018;
D.Lee; Química Inorgânica não Tão Concisa; Editora Blucher, 5ª edição.