Prática 3 Alúmen

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALFENAS
QUÍMICA INORGÂNICA
ESTUDOS DE ALGUMAS PROPRIEDADES DO ALUMÍNIO E A OBTENÇÃO DO SULFATO DE ALUMÍNIO E POTÁSSIO DODECAIDRATADO
Kelly Aparecida Silva Souza
Tayná Roberta Nunes
Prof. Dr: Antônio Doriguetto
ALFENAS
2017
INTRODUÇÃO
“O Alumínio tem seu nome ligado a um de seus compostos, o alúmen, palavra latina que significa ‘sabor adstringente’” (RUSSELL, 1994). Segundo Ohlweiler, “o alumínio é um metal branco de prata, leve, dúctil e maleável, e cristaliza com estrutura cúbica de face centrada”. Os primeiros relatos da descoberta do alumínio provêm de uma série de sais, os alúmens, que, por sua vez, são sulfatos hidratados que contém íons monopositivos e tripositivos. O alumínio apresenta característica metálica, embora na formação de alguns compostos, apresente propriedades semelhantes à de semimetais, acarretando a formação de óxidos anfóteros e haletos parcialmente voláteis. Esse caráter anfotérico dos óxidos marca o íon como um ácido muito forte.
O átomo de alumínio apresenta, na camada de valência, configuração eletrônica 3s² 3p¹. De acordo com Lee, o alumínio forma, predominantemente, ligações com maior caráter covalente devido ao tamanho reduzido do seu íon, a carga elétrica elevada e o valor elevado da energia de ionização. Devido ao seu “alto” potencial de redução (- 1,68 V), o alumínio é um forte agente redutor, ou seja, muito reativo. Contudo, o alumínio não é mais reativo que os elementos das famílias 1 e 2 A, sendo que o potencial de redução desses elementos é maior comparado com os elementos da família 3 A, família do alumínio. 
Os raios covalentes dos átomos da família do alumínio, 3 A, não aumentam de forma frequente conforme ocorre nas famílias 1 e 2 A. Isto ocorre porque o Ga, In e Tl, tem 10 elétrons d na camada interna. Os elétrons s e p blindam a carga nuclear com muita eficiência, porém com a adição dos elétrons d na camada interna dos átomos de Ga, In e Tl essa eficiência de blindagem é diminuída, fazendo com que os elétrons das camadas mais externas sejam mais fortemente atraídos pelo núcleo. 
A superfície do alumínio é protegida por uma camada de óxido de alumínio que preserva o metal de ataque químico. Essa camada de alumina, atua nas reações de alumínio metálico a ponto de torná-las extremamente lentas, à temperatura ambiente. Se removermos esta camada de óxido de alumínio, “por exemplo, por formação de amalgama com mercúrio, o metal será rapidamente oxidado, decompondo inclusive a água fria” (LEE, 1980). Para produzir “uma tonelada de alumino bruto requer 18.000 kwh de eletricidade” (OHLWEILER, 1979).
Tendo em vista as características físicas e químicas do alumínio é de suma importância o estudo e a discussão da utilização correta e eficaz deste metal, incluindo a facilidade e a dificuldade de manuseio e os recursos ambientais. É com este intuito que o presente trabalho aborda o estudo do alumínio, afim de investigar a reatividade, condutibilidade, ductilidade, comportamento estrutural e funcional, dentre outras características.
OBJETIVOS
Esta prática tem como finalidade a verificação de algumas propriedades físico-químicas do alumínio, comparar sua reatividade com a dos elementos dos grupos anteriores, observar o caráter anfotérico do alumínio e seus compostos, realizar a produção de sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado (alúmen) a partir de uma lata de refrigerante e analisar da viabilidade de reciclagem de alumínio por esse processo. 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
MATERIAIS DE USO GERAL 
Tesoura
Béquer de 100 mL
Espátula de metal
Vidro de relógio
Cápsula de porcelana pequena
Bastão de vidro
Frasco lavador com água destilada
Cotonetes
Papel-toalha
Balança analítica
Duas latas de refrigerante
Lixa
Papel-toalha
MATERIAIS POR GRUPO 
Banho de gelo
Bastão de vidro
Béquer de 50 mL
Cápsula de porcelana grande
Chapa de aquecimento
Dois bastões de vidro
Dois béqueres de 100 mL
Duas provetas de 10 mL
Espátula de metal
Funil de vidro sinterizado ou funil de Büchner (no segundo caso, papel-filtro)
Kitasato de 250 mL
Pinça de metal
Proveta de 10 mL
Proveta de 50 mL
Quatro béqueres 100 mL
Rolha adaptável aos funis e aos kitasatos
Seis tubos de ensaio
Suporte para tubos de ensaio
Termômetro
Vidro de relógio
Bomba de vácuo
Obs.: Não use béqueres novos, pois durante a reação ocorrerá um pouco de corrosão do recipiente.
REAGENTES 
Fita de alumínio
Água destilada
Fenolftaleína (solução etanólica)
100 mL de ácido clorídrico (1:1 v/v)
100 mL de hidróxido de sódio (2,0 mol.L-1)
Hidróxido de potássio
Solução concentrada de ácido sulfúrico
Alumínio
SOLVENTES 
Água destilada
Etanol
Éter etílico
PROCEDIMENTO (PARTE 1) 
1. Foi cortado um pedaço de fita de Al (1 x 1 cm) e observou-se seu aspecto. Deixou e observou-se o pedaço da fita exposto ao ar por alguns minutos. 
2. Colocou-se um outro pedaço de Al (1 x 1 cm) em um béquer de 100 mL contendo cerca de 50 mL de água destilada e algumas gotas de solução etanólica de fenolftaleína. Observou. 
3. Foi colocado um pedaço de Al (0,5 x 0,5 cm) em um tubo de ensaio, adicionou-se cerca de 5 mL de solução de ácido clorídrico e observou. 
4. Foi colocado um pedaço de Al (0,5 x 0,5 cm) em outro tubo de ensaio, adicionou-se cerca de 5 mL de solução de hidróxido de sódio e observou. 
PROCEDIMENTO (PARTE 2) 
5. Preparou-se, em um béquer, 50 mL de uma solução de KOH de cerca de 1,4 mol L-1. 
6. Preparou-se, em um béquer, 25 mL de uma solução de H2SO4 de cerca de 9 mol L-1. 
7. Pegou-se uma lata de refrigerante e removeu-se toda a tinta com uma lixa (não foi necessário lixar toda a lata, pois nesta prática foi utilizado apenas 1,0 g de alumínio). 
8. Cortou-se a lata com uma tesoura de modo a obter 1,0 g de alumínio. Cortou-se o alumínio em pedaços menores e colocou-os em um béquer de 100 mL. Adicionou-se 50 mL da solução de KOH previamente preparada.
9. Aqueceu-se a mistura na capela, utilizando uma chapa de aquecimento, até que todo o alumínio reagisse. Para manter um volume aproximado de 25 mL deixou-se a mistura aquecida até que evaporasse e atingisse o volume necessário.
10. Pesou-se o funil de vidro sinterizado. 
11. Filtrou-o a vácuo, lavando com duas porções de 5 mL de água. 
12. Transferiu-se o filtrado para um béquer de 100 mL, lavando o kitasato com 10 mL de água. 
13. Colocou-se o béquer em um banho de gelo e adicionou-se lentamente, agitando com bastão de vidro, 20 mL de solução de H2SO4. 
14. Deixou-se resfriar por alguns minutos e filtrou-o sob pressão reduzida. Lavou-se primeiro com uma mistura de água (10 mL) e etanol (10 mL) resfriada em banho de gelo, depois com 10 mL de etanol e, finalmente, com 10 mL de éter etílico. 
15. Secou-se o produto com o auxílio de um secador mediu-se a massa do funil + o resíduo. 
16. Colocou-se o produto em um béquer de 100 mL, adicionou-se 10 mL de água e aqueceu, na chapa de aquecimento, até a temperatura atingir cerca de 50°C. Devido à dificuldade do sólido se dissolver completamente, adicionou-se água de 5 em 5 mL. Depois de dissolver todo o alúmen, deixou o sistema em repouso até a aula seguinte. 
17. Passado uma semana do sistema em repouso, filtrou-o, secou-o com o auxílio de um secador e mediu-se a massa do produto.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
PARTE 1
Foi cortado um pedaço, de 1cm x 1cm de fita de Al. Afim de remover a camada oxidada, lixou-se a fita e observou-se o seu aspecto para a verificação de mudança física. A fita foi deixada exposta ao ar por alguns minutos e observou-se que seu aspecto brilhoso, após ter sido lixada, estava ficando embaçado, fosco (Imagens 1 e 2). Isto ocorre porque o alumínio é extremamente reativo ao ar. O óxido de alumínio formado, é uma camada fina, transparente e muito dura que protege o material de qualquer reação com o meio ambiente. 
Imagem 1 – Fita de Al, recém lixada.
				
Imagem 2 – Fita de Al após alguns minutos exposta ao ar.
Foi cortado um outro pedaço de Al, 1cm x 1cm, lixou- o e colocou-oem um béquer de 100 mL contendo cerca de 50 mL de água destilada e algumas gotas de solução etanólica de fenolftaleína. Visivelmente, notou-se que a reação não ocorreu. A isto deve-se a fina camada de óxido de alumínio que se formou ligeiramente na superfície do alumínio. O óxido de alumínio não é solúvel em água, por isso, não houve reação (Imagem 3).
Imagem 3 – Fita de Al em água.
Foi cortado um pedaço de Al, 0,5 cm x 0,5 cm, e lixou. O pedaço de alumínio lixado foi colocado no tubo de ensaio, contendo cerca de 5 mL de solução de ácido clorídrico. A reação ocorreu de forma espontânea. Observou-se que a reação foi exotérmica, a ponto de que o tubo de ensaio aqueceu. Houve efervescência (Imagem 4) e liberação de gás durante a reação do Al com HCl (Equação 1).
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g) 		 (1)
Imagem 4: reação do alumínio com ácido clorídrico 
O mesmo procedimento foi realizado, porém trocou-se o ácido pela base NaOH. Ao adicionar o alumínio no tubo de ensaio contendo o hidróxido de sódio, notou-se, também, uma efervescência na reação (Imagem 5). Todavia, a reação não foi exotérmica como ocorreu entre o ácido e o alumínio. Ocorreu a formação de gás (Equação 2).
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 4H2O(l)→ 2NaAlO2 + 3H2(g)		 (2)
Imagem 5: reação do alumínio com hidróxido de sódio
Quando as reações do Al com HCl e NaOH estabilizaram, atentou-se que a reação com ácido clorídrico ficou amarelada transparente, enquanto que a reação com o hidróxido de sódio ficou acinzentada e formou-se uma pequena quantidade de precipitado preto (Imagem 6).
Imagem 6: reações do Al com HCl e NaOH ao estabilizarem
PARTE 2
Foi cortado um pedaço, equivalente a 1,1050 g, de uma latinha de refrigerante e lixou-a para retirar a tinta e a camada protetora interna. O pedaço do alumínio lixado foi cortado em pedaços pequenos com o intuito de aumentar a superfície de contato e assim, então, ajudar na velocidade da reação. Os pedaços picados do alumínio foram colocados em um béquer de 140 mL, e adicionou-se 50 mL de solução de KOH (1,4 mol/L). Observou-se que a solução efervesceu ficando esbranquiçada e turva (Imagem 7).
Imagem 7: reação do alumínio com solução 1,4 mol/L de KOH
Afim de acelerar ainda mais o processo, aqueceu-se a mistura utilizando uma chapa de aquecimento. O processo se manteve até todo o alumínio estar dissolvido. Ao fim da dissolução foi necessário que tivesse um volume de 25 mL. Devido a produção de H2, o procedimento foi realizado na capela. Durante a reação (Equação 3) houve produção de gás e a formação de um precipitado escuro (impurezas do Al), que mudou a coloração da solução para cinza “chumbo” (Imagens 8, 9 e 10).
2Al(s) + 2KOH(aq) + 6H2O(l) → 2KAl(OH)4(aq) + 3H2(g) 		(3)
Imagem 8: aquecimento da solução 			 Imagem 9: pico da efervescência (formação do gás) 
 
 Imagem 10: término da dissolução (mudança completa da coloração)
Utilizando-se de um kitasato e uma bomba de vácuo, solução foi filtrada, afim de retirar as impurezas precipitadas. Lavou-se o béquer com duas porções de 5 mL de água destilada.
Transferiu-se o filtrado para um béquer de 100 mL. Lavou-se o kitasato com 10 mL de água, com a intenção de que não houvesse perda de produto. Colocou-se o béquer com o filtrado em um banho de gelo e adicionou-se, lentamente, 20 mL de solução de H2SO4 (Equação 4). Iniciou-se o processo de cristalização. A sílica tem a capacidade de potencializar este processo. Com este propósito, friccionou-se o bastão de vidro na parede do béquer e rapidamente o produto estava cristalizado (Imagens 11 e 12).
KAl(OH)4(aq) + 2H2SO4(aq) → 8H2O(l) + KAL(SO4)2.12H2O(s) 		 (4)
Imagem 11: início da cristalização 		 Imagem12: fim da cristalização
 
Atentou-se que nem toda a solução cristalizou. Pesou-se um funil de vidro sinterizado, e anotou-se sua massa (31,4857g). Após esse processo filtrou-se o cristal no funil de vidro. Lavou-se o béquer que continha o sólido com uma mistura de água (10 mL) e etanol (10 mL) resfriada em banho de gelo. Novamente, lavou-se o béquer. Desta vez, com 10 mL de etanol e, por fim, o béquer foi lavado, mais uma vez, com 10 mL de éter etílico. Após a filtração, secou-se o precipitado com o auxílio de um secador e pesou-o. O peso do funil com o precitado foi anotado (46,1872g). Transferiu o filtrado para um béquer de 150 mL (Imagem 13).
Imagem 13: filtrado depois de seco
Adicionou-se ao béquer contendo o filtrado, já seco, 10 mL de água destilada e aqueceu-se a solução, na chapa de aquecimento, até o sólido se dissolver completamente (Imagem 14). O sistema ficou em repouso até a aula seguinte (aproximadamente 168 horas).
Imagem 14: solução após o aquecimento
Após o repouso de 168 horas, notou-se que houve a formação de um cristal de sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado (estrutura cristalina e molecular anexo 1), duro, incolor e de massa 13,2593g (Imagem 15).
Imagem 15: cristal de sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado
O rendimento do sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado impuro foi de 89,56%, enquanto o rendimento final foi de 68,29% (cálculos no anexo 1, questões 7 e 8). Observou-se que o rendimento final foi menor que o anterior devido as impurezas que estavam contidas no sólido, pode-se atribuir também a esse a valor possíveis perdas de massa durante as etapas do procedimento.
CONCLUSÃO
Ao estudar as propriedades do alumínio verificou-se que embora reativo, o alumínio apresenta um caráter de reatividade menor do que os elementos dos grupos anteriores. Isso ocorre devido a maior dificuldade de retirar os elétrons da camada de valência do alumínio, correspondente a sua carga 3+. Com isso, a sua energia de ionização aumenta à medida que retiramos cada elétron. Verificou-se, também, a solubilidade do alumínio em água, ácido e base. Na água, não se observou reação do alumínio, pode-se dizer que isso acontece devido a camada de óxido de alumínio que forma na superfície do metal, uma vez que o alumínio reage rapidamente com o ar. Mesmo que o metal tenha sido lixado, há probabilidade de ainda ter ficado resquícios do óxido, diminuindo a interação com a água. No ácido e na base, verificou-se reações muito rápidas, devido ao caráter anfotérico do alumínio. Porém, notou-se que no ácido a reação foi mais rápida, exotérmica e o alumínio dissolveu-se totalmente. Enquanto na base, formou-se precipitado e não houve liberação de calor. Isso explica-se pelo fato de a camada oxidada do alumínio ter sido removida. Na tentativa de obtenção do alúmen através de um pedaço de lata de refrigerante, verificou-se que é possível e muito viável a reciclagem do mesmo. Com apenas um pedaço de lata de alumínio de aproximadamente 1g, foi possível produzir cerca de 14g de alúmen, utilizando pouca energia elétrica (chapa de aquecimento e bomba a vácuo) e uma proporção razoável de reagentes. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
KOTZ, John C.; TREICHEL JUNIOR, Paul M.. Química Geral e Reações Químicas. São Paulo: Thomson, 2007.
LEE, J. D.. Química Inorgânica Não Tão Concisa. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1991.
MAHAN, Bruce M.; MYERS, Rollie J.. Química: Um curso universitário. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1995.
OHWEILER, Otto Alcides. Química Inorgânica. São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1971.
RUSSELL, John B.. Química Geral. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 2013.
SCIENTIA. Ácido Clorídrico - Aplicações. Disponível em: <https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/acido-cloridrico/acido-cloridrico---aplicacoes>. Acesso em: 29 abr. 2017.
SCIENTIA. Hidróxido de Sódio. Disponível em: < https://sites.google.com/site/scientiaestpotentiaplus/hidroxido-de-sodio>. Acesso em: 29 abr. 2017.
ANEXO 1
Imagem 1: Estrutura cristalina do alúmen
 (1)
Imagens 2 e 3: Estruturas molecular do alúmen
 (2)
 (3)
ANEXO 2
QUESTÕES
1.Você observou alguma reaçãonos experimentos dos itens 3 a 4? Em caso afirmativo, escreva as equações químicas correspondentes.
RESPOSTA:
Item 3
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(aq) + 3H2(g)
Item 4
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 4H2O(l)→ 2NaAlO2 + 3H2(g) 
2. Compare a reatividade do alumínio com as reatividades dos elementos dos grupos 1 e 2 com a água e explique as diferenças.
RESPOSTA: o tamanho do raio diminui e a carga aumenta
Sabe-se que a reatividade está associada a maior ou menor facilidade de perder elétrons da camada de valência. Os elementos da família 1 A tem apenas 1 elétron na sua camada mais externa. Os elementos da família 2 A tem 2 e da família 3 A, família do alumínio, tem 3 elétrons. Conforme aumenta o número de elétrons aumenta a energia de ionização e a reatividade diminui. Conclui-se, portanto, que a reatividade do alumínio é menor do que dos elementos das famílias 1 e 2 A.
O alumínio é menos reativo devido o valor de potencial padrão de eletrodo e da energia de coesão
3. Quais dos seguintes hidróxidos reagiriam com uma solução aquosa de hidróxido de sódio concentrado e quais as equações representariam estas reações: RbOH, Ga(OH)3, Ba(OH)2, Ca(OH)2, CsOH e Be(OH)2?
RESPOSTA:
4. Escreva a equação da reação observada no item 9, sabendo que os produtos são hidrogênio e tetrahidroxoaluminato de potássio. 
RESPOSTA: neste caso somente o hidróxido de galio reagiria com o hidróxido, uma vez que está na mesma família e apresenta característica similares ao alumínio. A adição de NaOH a uma solução de Ga(OH)3 deslocaria o equilíbrio no sentido da formação do ânion [Ga(OH-)6] ---
2Al(s) + 2KOH(aq) + 6H2O(l) → 2KAl(OH)4(aq) + 3H2(g)
5. Escreva a equação da reação observada no item 13, sabendo que o produto é o sulfato de alumínio e potássio dodecahidratado.
RESPOSTA:
KAl(OH)4(aq) + 2H2SO4(aq) + 8H2O(l) → [K(H2O)6][Al(H2O)6] (SO4)2 
6. Escreva a equação global do processo. 
RESPOSTA:
2Al(s) + 2KOH(aq) + 4H2SO4(aq) + 22H2O(l) → 2KAl(SO4)2.12H2O + 3H2(g)
7. Calcule o rendimento para a obtenção do produto impuro.
RESPOSTA:
2Al(s) + 2KOH(aq) + 4H2SO4(aq) → 10H2O(l) + 2KAl(SO4)2.12H2O + 3H2(g)
1mol Al --------- 1mol KAl(SO4)2.12H2O
27g/mol --------------- 474,3884g/mol
1,1050g --------------------- X
X=19,4148g
19,4148g --------------------- 100%	
14,7015g ----------------------- X
X=89,56%
8. Calcule o rendimento após a recristalização. 
RESPOSTA:
2Al(s) + 2KOH(aq) + 4H2SO4(aq) → 10H2O(l) + 2KAl(SO4)2.12H2O + 3H2(g)
1mol Al --------- 1mol KAl(SO4)2.12H2O
27g/mol --------------- 474,3884g/mol
1,1050g --------------------- X
X=19,4148g
19,4148g --------------------- 100%	
13,2593g ----------------------- X
X=68,29%
9. Consulte um catálogo de produtos químicos e faça uma estimativa do custo para a produção de 100 kg de alúmen bruto. Compare com o preço do alúmen.
RESPOSTA:
Segundo a Quimesp Química Ltda., o preço de 1kg de sulfato de alumínio e potássio dodecaidratado bruto é de R$125,00. O valor de 100kg sai a R$12500,00. O preço do alúmen, segundo pesquisa no site Mercado Livre, sai a R$37,80 o kg. O valor de 100kg sai a R$3780,00.