Relatório - Elementos do Grupo III A

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
	
4º RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL
MANAUS - AM
11 DE NOVEMBRO DE 2014
	
	UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS - UFAM
Instituto de Ciências Exatas - ICE
Departamento de Química - DQ
ELEMENTOS DO GRUPO III A
Laiane Souza da Silva	– 21201351
Wagner Picanço Moreira – 21203673
MANAUS - AM
DE NOVEMBRO DE 2014
OBJETIVOS
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
Específicos
Analisar a obtenção do ácido bórico
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.
INTRODUÇÃO
O grupo 13/IIIA é o primeiro grupo do bloco p. Seus membros têm configuração eletrônica ns2np1, logo, espera-se que seu número de oxidação máximo seja +3. Os números de oxidação de B e Al são +3 na maior parte de seus compostos. Entretanto, os elementos mais pesados do grupo são mais propensos a reter os elétrons s (efeito do par inerte); logo, o número de oxidação +1 passa a ser cada vez mais importante de cima para baixo no grupo. Os compostos de tálio (I) são tão comuns como os compostos de tálio (III).
Existem alguns pontos de semelhanças entre os elementos deste grupo. Porém em geral os elementos apresentam uma variedade de propriedades e alguns contrastes. Indo do boro para o tálio encontraremos uma mudança das propriedades semi-metálicas para metálicas, de óxidos ácidos para anfóteros e básicos, de haletos onde a ligação é covalente para haletos com caráter iônico. 
Os elementos desta família são o Boro (B), Alumínio (Al), Gálio (Ga), Índio (In), Tálio (Tl). O boro é um não-metal e forma sempre ligações covalentes, normalmente são três, utilizando orbitais híbridos sp2, com ângulos de 120º entre si. Os outros elementos do grupo formam compostos trivalentes, sendo mais metálicos e iônicos que o boro. São metais moderadamente reativos. Seus compostos estão no limite entre aqueles com caráter iônico e covalente.
Os raios atômicos não aumentam regularmente de cima para baixo dentro do grupo. Deve-se considerar que os raios no boro e no gálio são estimados, como sendo a metade da distância de aproximação. Os raios iônicos de X3+ aumentam de cima para baixo dentro do grupo.
A natureza eletropositiva desses elementos cresce do boro para o alumínio, segundo a tendência normal associada ao aumento de tamanho, e a seguir decresce do alumínio para o tálio. Os três últimos elementos desse grupo têm menor tendência em perder elétrons por causa da blindagem ineficiente proporcionada pelos elétrons d. Os valores das energias de ionização não decrescem regularmente dentro do grupo. O decréscimo do boro para o alumínio corresponde ao comportamento esperado descendo-se pelo grupo, associado ao aumento de tamanho. A blindagem ineficiente oferecida pelos elétrons d influenciam os valores dos demais elementos da família.
A fonte principal de boro na natureza é constituída pelos depósitos de bórax, Na2B4O7. 10H2O. A obtenção do elemento puro a partir desse composto é difícil. Um método usado é a conversão do bórax ao óxido B2O3, que é então reduzido com magnésio. Esse processo conduz elemento com baixa pureza, visto que a redução do óxido nunca é completa. A redução do tricloreto de boro com hidrogênio dá um produto de melhor qualidade, porém esse processo é pouco adequado para a produção do elemento em quantidade.
O alumínio é o metal mais abundante na crosta terrestre e é obtido em alta pureza pela redução eletrolítica de seu óxido. Em contraste, o gálio, o índio e tálio são bastante raros, e são obtidos apenas com subprodutos na produção de outros metais mais importantes, como o alumínio, zinco, cádmio e o chumbo.
Com exceção do boro, os elementos do grupo III não apresentam pontos de fusão excepcionalmente altos; pelo contrário, o gálio se funde a 30º C. Em virtude do grande intervalo entre seus pontos de fusão e ebulição, o gálio algumas vezes é usado como líquido termométrico.
MATERIAIS E MÉTODOS
Materiais
- 02 Bécheres;				- Chapa aquecedora;
- 01 Papel tornassol;				- 01 Papel filtro;
- 06 Tubos de ensaio;
Reagentes
Borax;						- Água destilada;
HCl;						- Alumínio;
Hg(NO3)2;					- HNO3;
NaOH;						- Al(OH)3;
AlCl3;						- NH3;
Enxofre;					- Fita de Mg;
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Obtenção do ácido bórico 
Colocar em um bécher: 2g de bórax anidro (Na2B4O7) e 20mL de água destilada. Em seguida, aquecer, suavemente, o bécher até a dissolução total do bórax (se após a dissolução do bórax a solução torna-se turva, é necessário fazer sua filtração e quente).
a) Testar o caráter ácido-base da solução com papel de tornassol.
b) Aquecer a solução até 80ºC e adicionar à mesma, lentamente, 2mL da solução 6N de HCl. Resfriar, em seguida, o bécher em uma cuba com gelo e observar os cristais de ácido bórico (H3BO3) formados.
Comportamento do alumínio diante da ação do ar e da água
a) Retirar a camada oxidada de um fio ou um pedaço de alumínio com o auxílio de uma lixa. Dobrar o Al formando um ângulo de 30º e introduzir um dos extremos em um bécher com água.
b) Mergulhar, durante 2 minutos o pedaço de Al, usado anteriormente, em uma solução 1N de Hg(NO3)2. Limpar o Al, em seguida, com um pedaço de papel filtro e introduzi-lo em um bécher com água. Observar o desprendimento de H2 e expor, em seguida, o Al ao ar.
Passivação do Al
Introduzir em um tubo de ensaio, com 2-3mL de HNO3 concentrado, um pedaço de Al. Deixar por 3-4 minutos e observar.
4.4. Comportamento do Al com ácidos e álcalis
a) Colocar em dois tubos de ensaio 2mL da solução 6N de HCl. Em seguida, ao mesmo tempo, adicionar a um dos tubos um pedaço de alumínio, e ao outro, o pedaço com a superfície passivada.
b) Provar a ação de uma solução 6N NaOH sobre um pedaço de alumínio. Aquecer se necessário.
Caráter anfótero do Al
Em dois tubos de ensaio distintos, obter hidróxido de Al através da reação entre 1mL das soluções de 1N AlCl3 e 1N de NH3 e aquecer. A um dos tubos adicionar, aos poucos, solução de um ácido, e ao outro, solução de um álcali.
Hidrólise dos sais de Al
Colocar sobre uma placa de amianto 0,5g de uma mistura de Al e S, ambos em pó (1g de Al para cada 2g de S). Formar um montículo, introduzir na mistura uma fita de Mg e levar o conjunto para a capela. Em seguida, acender a fita de Mg com a chama do bico de Bunsen. Após a reação, deixar esfriar o produto e transferir o mesmo para um tubo de ensaio, ao qual são adicionados 3mL de água. 
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Obtenção do ácido bórico
Com auxílio do papel de tornassol avaliou-se o caráter ácido-básico da solução presente, o papel indicador alterou a sua coloração de rosa para azul, indicando que a solução possui um caráter básico. Devido ao ácido bórico ser muito fraco, os sais solúveis são hidrolisados na solução e, assim, se apresenta em reação alcalina. A seguinte equação representa essa análise: 
B4O72-(aq) + 7H2O(l) 4H3BO3(aq) + 2OH-(aq)
Podemos então justificar que o ânion hidroxila (OH-) foi o responsável pela mudança de coloração do papel de tornassol de rosa para azul, caracterizando um meio básico presente na solução.
Ao realizarmos a segunda parte do procedimento 3.1, notamos que não houve a formação de cristais. Então resolvemos refazer a prática, pois podíamos ter errado algum passo do procedimento. Na parte final do procedimento, podemos observar a formação de cristais de coloração branca, proveniente do ácido bórico (H3BO3), na parte anterior já realizada. A seguinte equação representa essa análise:
Na2B4O7(s) + 2HCl(aq) + 5H2O(l) → 4H3BO3(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-(aq)
Comportamento do alumínio ante a ação do ar e da água
Retirou-se a camada oxidada deum pedaço de alumínio e depois lixou-se. Logo após dobrá-la, foi introduzida um de seus lados em um bécher com água destilada.
Não verificamos nenhuma reação de desprendimento de hidrogênio, porque ao reagir com a água, o alumínio é recoberto por uma fina camada de óxido que impede que essa reação prossiga (camada de passivação). Segundo a equação:
Após mergulharmos o pedaço de alumínio usado no procedimento anterior em uma solução de nitrato de mercúrio, limparmos posteriormente e logo em seguida mergulharmos novamente em um bécher com água, podemos observar o desprendimento de hidrogênio e o expormos em seguida ao ar, verificamos a oxidação da superfície do alumínio.
Esse fenômeno é explicado pela seguinte razão: 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. 
Uma vez que o líquido é 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, evidenciando a oxidação do alumínio pelo ar e a sua parcial combustão.
Passivação do alumínio
Ao se adicionarmos ácido nítrico ao pedaço de alumínio lixado, percebeu-se que o líquido sobre a lâmina do metal, antes transparente, tornou-se amarelado. A equação a seguir descreve a reação ocorrida:
2Al(s) + HNO3 → Al2O3 + HN
Como se pode notar, houve a formação de nitrato de alumínio, ou uma camada de passivação. 
	
Comportamento do alumínio com ácidos e álcalis
No primeiro tubo de ensaio (alumínio lixado e HCl) observamos uma rápida reação de liberação de hidrogênio. E no segundo tubo (alumínio com a superfície passivada e HCl), observamos que houve também a liberação de hidrogênio, porém em uma reação muito lenta, tendo em vista que existia uma fina camada de óxido sobre a fita de alumínio, dificultando a reação com o ácido clorídrico.
2Al(s) + 2HCl → 2AlCl + H2
	Ao adicionarmos uma solução de 6N de hidróxido de sódio sobre um pedaço de alumínio foi possível observar muita efervescência e também que o sistema, ao se completar a reação, tornou-se branco. A reação se processou da seguinte maneira:
2NaOH + 2Al + 2 H2O → 2NaAlO2 + 3H2.
A partir da análise da equação, se pode notar que a efervescência se deu pelo desprendimento de gás hidrogênio e que a cor branca do sistema se deu pela presença de aluminato de sódio (NaAlO2). Em comparação com o ácido clorídrico e o hidróxido de sódio, o alumínio liberou, significativamente, mais hidrogênio em meio álcali.
Caráter anfótero do hidróxido de alumínio
Em dois tubos de ensaio distintos, obteve-se hidróxido de alumínio através da reação entre 2ml das soluções 1N de cloreto de alumínio e 1N de hidróxido de amônio aquecidas. 
AlCl3 + 3 NH4OH	Δ	Al(OH)3 + 3 NH4Cl
A um dos tubos, aos poucos, adicionamos uma solução de um ácido, e ao outro, solução de um álcali. O hidróxido de alumínio apresenta comportamento anfótero, pois reage tanto com ácido quanto com base gerando sal.
Reação com ácido: 
Reação com base: 
Hidrólise dos sais de alumínio
Colocamos sobre uma placa de amianto 0,5 g de uma mistura de alumínio e enxofre, ambos em pó (1g de Al para cada 2g de S). Formou-se um montículo e introduzimos uma fita de magnésio. Em seguida, acendeu-se a fita de magnésio com a chama do bico de Bunsen. Após a reação, deixamos esfriar o produto e transferimos o mesmo para um tubo de ensaio, ao qual foram adicionados 3ml de água destilada. Sentimos o odor do gás que se desprende do tubo.
O alumínio reage com enxofre formando o sulfeto de alumínio:
Este sal por sua vez forma hidróxido de alumínio e sulfeto de hidrogênio (ácido sulfídrico) quando em meio aquoso:
Esta reação pode ser confirmada pelo odor de ovo podre do sulfeto de hidrogênio.
CONCLUSÃO
O alumínio é um composto extremamente reativo, porém não reage com muitos compostos por formar em sua superfície uma película de Al2O3, o que dificulta a sua reação com a água, ar e muitos outros solventes. Ao retirarmos a camada de passivação, o Al2O3, e/ou o hidróxido de alumínio, o alumínio reage tanto com ácidos como com álcalis, por seu caráter anfótero.
BIBLIOGRAFIA
LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. 
ATKINS, Peter; Loreta, Jones. Princípio De Química: Questionando A Vida Moderna E O Meio Ambiente. Porto Alegre: Bookmam, 2001.
DIAS, S. C.; BRASILINO, M. G. A. Aulas Práticas de Química Inorgânica. UFPB. Departamento de Química. PB