RELATÓRIO PROPRIEDADES DO BORO E ALUMINIO

Prévia do material em texto

RESUMO
Esse relatório traz o estudo das propriedades de alguns compostos metálicos, utilizamos o Boro e o Alumínio para a análise. Observou-se através do experimento o comportamento dos compostos metálicos quando oxidam, na oxidação os átomos metálicos entregam elétrons para o outro composto participante da reação – um não metal -, reduzindo-o.
OBJETIVO
Essa pratica tem como objetivo verificar as propriedades de alguns compostos de boro e de alumínio através de ensaios. 
1.INTRODUÇÃO
As reações redox
As reações de oxirredução, também conhecidas como reações redox, são reações onde há a transferência de elétrons entre os reagentes, onde um cede elétrons (oxida) e outro recebe elétrons (redução) (ATKINS, JONES, 2012, p.F77).
Para que uma reação de oxirredução ocorra, um dos reagentes deve ter a tendência de receber elétrons e, o outro, tendência de perder elétrons. A partir daí destaca-se o comportamento dos metais e dos não-metais. Os metais têm a tendência de perder elétrons, oxidando e agindo como redutores, ou seja, ao oxidar o metal perde elétrons para outro participante da reação, reduzindo-o. Os não-metais têm a tendência de receber elétrons, reduzindo e agindo como oxidantes, ou seja, ao reduzir o não-metal recebe elétrons de outro participante da reação, oxidando-o (FELTRE, 2004, pp.246-247).
Para compreender melhor como funcionam as reações de oxirredução faz-se importante a compreensão do que é oxidação e redução e a identificação da quantidade de elétrons em transição nessas duas etapas que ocorrem simultaneamente. A identificação da quantidade de elétrons parte do conceito de número de oxidação:
O número de oxidação de um átomo em uma substância é a carga real do átomo se ele for um íon monoatômico; de outra forma, é a carga hipotética assinalada ao átomo usando um conjunto de regras (BROWN, LEMAY, BURSTEIN, 2008, p.116)
Com base no conceito de número de oxidação e nas regras para a sua determinação, presentes na figura 1, tomamos como exemplo a equação 1 para exemplificar os conceitos de oxidação e redução.
‘’A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação’’(ATKINS, 2012, p.F79). Observando a equação 1 nota-se que o número de oxidação do bromo (Br) aumentou, logo, pode-se concluir que o bromo sofreu oxidação.
Figura 1: Regras para a determinação do número de oxidação. FONTE: Caixa de ferramentas (ATKINS, 2012, p.F80)
‘’A redução corresponde à diminuição do número de oxidação’’(ATKINS, 2012, p.F79). Observando a equação 1 nota-se que o número de oxidação do cloro (Cl) diminuiu, logo, pode-se concluir que o cloro sofreu redução (ATKINS, 2012 p.F79).
No geral, pode-se definir a oxidação como a perda de elétrons e a redução como o ganho de elétrons em reações redox (BROWN, LEMAY, BURSTEIN, 2008, p.116).
Para evidenciar o ganho e a perda de elétrons separam-se as semi-reações de oxidação e de redução. Partindo da equação 1, derivam-se as semi-reações de oxidação e redução, expressão pelas equações 2 e 3 respectivamente.
Os óxidos
Óxidos são compostos binários cujo elemento mais eletronegativo é o oxigênio. Existem diversas classificações de óxidos (óxidos ácidos, básicos, anfóteros), porém, interessa-nos entender como funcionam os óxidos anfóteros (FELTRE, 2004, p.219)
Os óxidos anfóteros possuem um comportamento intermediário entre os óxidos básicos e os óxidos ácidos e restringem-se a reagir apenas com bases ou ácidos fortes.
Um exemplo importante de óxido anfótero é o óxido de alumínio (Al2O3), suas reações com ácido e base, respectivamente, são representadas pelas equações 4 e 5.
Alumínio
O alumínio é um metal branco acinzentado maleável e dúctil. Pertence ao grupo 13 da tabela periódica. Não é encontrado livre na natureza, sempre na forma combinada à alumina (óxido de alumínio, Al2O3), encontrada em minérios (PEIXOTO, 2001).
O alumínio metálico foi isolado por Hans Christian Oersted em 1825, reagindo cloreto de alumínio (AlCl3) com amálgama de potássio, o aquecimento do amálgama formado de alumínio e mercúrio com pressão reduzida separa o mercúrio (com menor ponto de ebulição) do alumínio (PEIXOTO, 2001). A seguir algumas propriedades importantes do alumínio:
Nome do Elemento: Alumínio
Símbolo Químico: Al 
Número Atômico (Z): 13
Grupo da Tabela: 13 (IIIA)
Configuração Eletrônica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 
Classificação: Metal
Estado Físico: Sólido (T=298K)
Densidade: 2,702 g/cm3 
Ponto de Fusão (PF): 933,7 K
Ponto de Ebulição (PE): 2792,0 K
O alumínio é produzido a partir da bauxita, que é purificada pela reação com hidróxido de sódio, resultando em hidróxido de alumínio.
O aquecimento produz o óxido de alumínio, que sofre redução eletrolítica para produzir o alumínio puro. A adição da criolita serve para reduzir o ponto de fusão. Em média, duas toneladas de bauxita resultam em uma tonelada de óxido de alumínio e duas deste, em uma de alumínio. A cuba eletrolítica é normalmente de aço com revestimento interno de grafite, que atua como catodo. O anodo também é de grafite. Estima-se que anualmente são produzidas cerca de 20 milhões de toneladas.
O processo é consumidor intensivo de energia elétrica. Para cada tonelada de alumínio produzido são gastos cerca de 14000 kWh de eletricidade. Isso demonstra a importância da reciclagem, uma vez que são necessários apenas 700 kWh para refundir a mesma quantidade do metal.
O alumínio é usado em embalagens, utensílios de cozinha, construção civil, objetos decorativos e em inúmeras aplicações estruturais e industriais que exigem um metal leve e de boa resistência mecânica.
Também usado como condutor em linhas de transmissão de eletricidade, apesar da condutividade elétrica ser apenas 60% da do cobre. Tal desvantagem, em vários casos, é compensada pela maior leveza e menor custo.
Ligas de alumínio são os principais materiais da estrutura de aviões e veículos espaciais.
A deposição de alumínio evaporado sob vácuo forma uma camada altamente refletiva para a luz e raios infravermelhos, não oxida como a prata e é usada em espelhos de telescópios, papéis decorativos e outros.
Boro
O boro é um sólido preto que pode ser preparado na forma cristalina, com alto grau de pureza, pela redução na fase vapor do tricloreto de boro (BCl3) ou o tribrometo de boro (BBr3) com hidrogênio eletricamente aquecido. O boro impuro, é um pó marrom escuro, que pode ser obtido pelo aquecimento do trióxido de boro (B2O3) em presença de magnésio (Mg) em pó. É um metalóide e pertence ao grupo 13 da tabela periódica (PEIXOTO, 1996).
Em 1808, o boro foi obtido por eletrólise de uma mistura que continha ácido bórico. No mesmo ano Joseph-Louis Gay-Lussac e Louis-Jacques Theuard obtiveram o boro por aquecimento do potássio com fluoreto de boro (produzido por aquecimento do fluorspar com trióxido de boro, B2O3, em um tubo de ferro). Nenhuma dessas descobertas levaram à classificação do boro como elemento químico (PEIXOTO, 1996). A seguir algumas propriedades importantes do Boro:
Nome do Elemento: Boro 
Símbolo Químico: B 
Número Atômico (Z):5
Grupo da Tabela: 13 (IIIA)
Configuração Eletrônica: 1s2 2s2 2p1 
Classificação: Metalóide 
Estado Físico: Sólido (T=298K)
Densidade: 2,46 (g/cm3)
Ponto de Fusão (PF): 2349,0 K
Ponto de Ebulição (PE): 4200,0 K
Boro de alta pureza pode ser obtido pela redução do vapor de tricloreto ou tribrometo de boro com hidrogênio em filamentos aquecidos.
Na forma impura, como um pó marrom escuro, pode ser preparado pelo aquecimento do trióxido de Boro com pó de magnésio.
Boro amorfo é usado em artefatos pirotécnicos para produzir cor verde e também como elemento de ignição de foguetes.
O pentahidrato, Na2B4O7.5H2O, é usado na produção de fibra de vidro. O bórax (borato de sódio decaidratado) é usado como antisséptico. Ácido bórico é empregado na produção de têxteis. Borossilicatos são aplicados na produção de vidros resistentes a variações de temperatura (pirex).
O isótopo 10B é usado em reatores nucleares como blindagem contra radiação.
O nitreto de boro (BN), na forma cúbica, éo segundo material mais duro, depois do diamante e é um isolante elétrico, mas é razoável condutor de calor. Algumas propriedades: massa específica 2300 kg.m-3, ponto de fusão 3000 ºC, coeficiente de expansão térmica 0,1-0,4 10-5 ºC-1, condutividade térmica 20-27 W/(m°C), resistividade elétrica 1014-1019 10-8 W m. 
É usado em isolantes elétricos, revestimentos resistentes ao desgaste, cadinhos, abrasivos, componentes eletrônicos, etc.
Tem propriedades lubrificantes similares às do grafite. Fibras de boro são empregadas na construção aeroespacial, em estruturas leves e resistentes.
Boro tem capacidade de estabelecer ligações covalentes estáveis com cadeias de moléculas, similar ao carbono. Carbonatos e outras famílias formam milhares de compostos.
2.PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
2.1.Materiais e Reagentes.
Tabela1: Materiais e reagentes
	Materiais
	Reagentes
	Cápsula de porcelana
	Bórax
	Espátula
	Ácido sulfúrico
	Tubo de ensaio
	Álcool etílico
	Tela de amianto
	Ácido bórico
	Bico de Bünsen
	Água destilada
	Bastão de vidro
	Pedaço de alumínio
	
	Hidróxido de sódio
	
	Enxofre em pó
	
	Fita de magnésio
	
	Cloreto de alumínio
	
	Placa de alumínio
	
	Cloreto de mercúrio (II)
	
	Ácido clorídrico 6 moI/L.
I – Verificação das propriedades do boro.
a) Colocou-se em uma cápsula de porcelana uma ponta de espátula de bórax, cerca de 1 mL de ácido sulfúrico e 5 mL de álcool etílico. Aqueceu-se suavemente a mistura; e deixou-se a chama entrar em contato com os vapores produzidos. Observou-se e Equacionou-se.
b) Dissolveu-se um pouco de ácido bórico em 10 mL de água destilada e mediu-se o pH.
II – Verificação das propriedades do alumínio.
a) Colocou-se um pedaço de alumínio em um tubo de ensaio e cobriu-se com 2 mL de ácido clorídrico 6 mols/L. Observou-se.
b) Em outro tubo de ensaio, repetiu-se o procedimento do item anterior, substituindo o ácido por uma solução de hidróxido de sódio 6 mols/L. Observou-se. 
Alumínio como redutor:
a) Misturou-se duas espátulas cheias de alumínio com três de enxofre em pó. Colocou-se sobre uma tela de amianto, de modo que ocupou a menor superfície possível da mesma. Colocou-se a fita de magnésio dentro da mistura preparada. Iniciou-se a reação do magnésio com oxigênio do ar, aquecendo a fita com a chama do bico de Bünsen. Observou-se.
b) Após o término da reação do, colocou-se parte do produto da reação em um tubo de ensaio e adicionou-se água destilada. 
Capacidade de formar amálgama com mercúrio:
a) Colocou-se sobre uma placa de alumínio duas gotas de solução aquosa de cloreto de mercúrio (II). Espalhou-se, com um bastão de vidro, a solução sobre o metal; enxugasse usando papel, deixando o metal bem seco. Deixou-se o metal sobre a mesa e, de tempos em tempos,
Caráter anfótero do óxido de alumínio:
a) Colocou-se num tubo de ensaio uma parte do produto branco formado sobre a placa de alumínio do experimento anterior. Colocou-se, no tubo de ensaio, cerca de 5 mL de água, agitou-se.
2.2.Fluxogramas
.
Figura 2: Fluxograma referente à verificação das propriedades do boro parte A.
Fonte: Autoria Própria
.
Figura 3: Fluxograma referente à verificação das propriedades do boro parte B
Fonte: Autoria Própria
Figura 4: Fluxograma referente à verificação das propriedades do alumínio, atividade anfotérica parte A.
Fonte: Autoria Própria
Figura 5: Fluxograma referente à verificação das propriedades do alumínio, atividade anfotérica parte B.
Fonte: Autoria Própria
Figura 6: Fluxograma referente à verificação do alumínio como redutor parte A
Fonte: Autoria Própria
Figura 7: Fluxograma referente à verificação do alumínio como redutor parte B
Fonte: Autoria Própria
Figura 8: Fluxograma referente à capacidade do alumínio de formar amálgama
Fonte: Autoria Própria
Figura 9: Fluxograma referente ao caráter anfótero do óxido de alumínio parte A.
Fonte: Autoria Própria
Figura 10: Fluxograma referente ao caráter anfótero do óxido de alumínio parte B.
Fonte: Autoria Própria
2.3.Diamantes de Hommel 
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
Fonte: http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias_id.php?recordID=111
3.RESULTADOS E DISCUSSÃO
3.1 Verificação das propriedades do Boro
Ao aproximar a chama do Bico de Bunsen dos vapores observou-se a combustão, cuja coloração da chama era verde. A chama verde ocorre devido à formação de ácido bórico (H3BO3), descrita na equação 6.
Ao medir o pH da solução observou-se seu caráter ácido (faixa entre 3 e 4), o que reforça a evidência da formação de ácido bórico (H3BO3).
3.2 Verificação das propriedades do alumínio
3.2.1 Atividade anfotérica
Ao adicionar ácido clorídrico (HCl) 6mol.L-1 houve a liberação de calor, evidenciado pelo aumento na temperatura do tubo de ensaio, e de um gás, evidenciado pela efervescência da solução. Após alguns segundos a solução ficou acinzentada e, por fim, incolor.
A efervescência ocorre devido a liberação de gás hidrogênio (H2), que é o produto da reação entre o alumínio (Al) e ácido clorídrico (HCl), descrita na equação 7.
Ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH) 6mol.L-1 houve a liberação de calor, evidenciado pelo aumento na temperatura do tubo de ensaio, e de um gás, evidenciado pela efervescência da solução. Após algum tempo a solução ficou esbranquiçada, com aspecto leitoso e, por fim, incolor.
A efervescência ocorre devido a liberação de gás hidrogênio (H2), que é o produto da reação entre o alumínio (Al) e hidróxido de sódio (NaOH), descrita na equação 8.
A solução ficou, por alguns minutos, esbranquiçada devido à formação, também, de hidróxido de alumínio (Al(OH)3) que é insolúvel em água, porém, o alumínio (Al) logo é consumido, na equação 8, para formar gás hidrogênio (H2). A formação de hidróxido de alumínio está descrita na equação 9.
3.2.2 Alumínio como redutor
Ao aproximar a chama do Bico de Bunsen da fita de magnésio (Mg) na mistura observou-se uma reação violenta com grande liberação de energia. Além disso, sentiu-se um cheiro de ovo podre. A queima do magnésio é representada na equação 10. Ao adicionar água ao produto, observou-se a liberação de um gás, evidenciado pela efervescência no tubo de ensaio. Por fim, ao medir o pH da solução observou-se que estava básico, entre 11 e 12.
O cheiro de ovo podre é característico do enxofre (S), que reage com o oxigênio do ar formando dióxido de enxofre (SO2) após receber energia da reação presente na equação 5. A formação de dióxido de enxofre é representada na equação 11.
Por fim, o óxido de magnésio (MgO) formado, como na equação 5, reage com o alumínio (Al), formando o óxido d alumínio (Al2O3). A formação de óxido de alumínio é representada na equação 12.
O caráter redutor do alumínio é evidenciado na equação 7, onde seu número de oxidação (NOX) passa de 0 para +2, oxidando e reduzindo o magnésio, cujo número de oxidação (NOX) passa de +2 para 0. Logo, o Al(s) é o agente redutor, pois oxida, e o MgO(s) é o agente oxidante, pois reduz.
A liberação de gás ao adicionar água (H2O) ao produto da reação ocorre devido à reação do magnésio (Mg) com a água, liberando gás hidrogênio (H2), descrita na equação 13.
A equação 8 também expressa que, além do gás hidrogênio (H2), um dos produtos da reação é o hidróxido de magnésio (Mg(OH)2), o que justifica o caráter básico da solução.
3.2.3 Capacidade de formar amálgama
Após colocar cloreto de mercúrio III (HgCl3) sobre a placa de alumínio (Al) e esperar um tempo observou-se a formação de um pó branco sobre a placa.
O composto formado é amálgama de alumínio, uma liga metálica entre alumínioe mercúrio, representado na equação 14.
3.2.4 Caráter anfótero do óxido de alumínio
Ao adicionar água destilada na amálgama retirada da placa de alumínio metálico (Al) observou-se a dissolução da amalgama e a formação de uma dispersão, de cor branca, na solução. A dissolução é representada na equação 15.
A dispersão branca observada é resultado da formação de hidróxido de alumínio (Al(OH)3), sólido (pó) de cor branca.
Ao adicionar ácido clorídrico (HCl) 6mol.L-1 observou-se a dissolução do hidróxido de alumínio (Al(OH)3) disperso na solução.
A dissolução ocorre devido a reação entre hidróxido de alumínio e ácido clorídrico, formando cloreto de alumínio (AlCl3), representada na equação 16.
Ao adicionar hidróxido de sódio (NaOH) 6mol.L-1 observou-se a dissolução do hidróxido de alumínio (Al(OH)3) disperso na solução.
A dissolução ocorre devido a reação entre hidróxido de alumínio e hidróxido de sódio, formando aluminato de sódio (NaAlO2), representada na equação 17.
4.CONCLUSÃO
Com base no que foi apresentado pode-se concluir que os experimentos realizados satisfazem os objetivos à medida em que permitiram a observação das propriedades do Boro e do Alumínio além de alguns aspectos particulares de cada um.
5.QUESTIONÁRIO
1. Qual é o estado de oxidação mais estável em solução aquosa dos elementos B, AI, Ga, In,e TI? Explique com base nos potenciais de oxidação padrão (°).
2. Em um teste químico simples, a reação com ácido clorídrico diluído permitiria distinguir lâmina de alumínio de uma lâmina de ferro? E a reação com hidróxido de sódio concentrado? Equacione.
3. Explique porque BF3 é um gás à temperatura ambiente (P.E. - 100 °C) ao passo que AIF3 é um sólido (sublima a 1291 °C).
Porque apesar do Boro e do Alumínio pertencerem à mesma família, possuem propriedades físico-químicas diferentes, o Boro é um ametal enquanto o Alumínio é um metal. Os metais são sólidos em temperatura ambiente, e o flúor e o boro são ametais facilmente obtidos na forma gasosa, então as reações desses elementos químicos tem uma tendência diferenciada, compostos de alumínio ao reagirem com ametais, formam compostos sólidos, enquanto os compostos de boro ao reagirem com ametais, como o flúor, formam preferencialmente compostos que podem ser obtidos nas formas líquida e gasosa.
4. Escreva uma equação para a ionização do ácido bórico em água. O ácido bórico é um ácido fraco ou forte?
5. Compare e explique a diferença no momento dipolar do BF3 e do PF3.
6. Escreva sobre o "relacionamento em diagonal", especialmente em relação a:
a) Li e Mg b) Be e AI
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter. JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Bookman, 2012.
FELTRE, Ricardo. Química Vol.1: Química Geral. 6. Ed. São Paulo. Editora Moderna, 2004.
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
PEIXOTO, Eduardo Motta Alves. Elemento químico: Alumínio. Química Nova na Escola, 2001. Disponível em <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/13-aluminio.pdf> Acesso em 23/03/2017 às 13:30.
PEIXOTO, Eduardo Motta Alves. Elemento químico: Boro. Química Nova na Escola, 1996. Disponível em <http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc04/elemento.pdf> Acesso em 23/03/2017 às 11:30.
UNESP. Diamantes de Hommel. Disponível em: <http://www6.fcav.unesp.br/intralab/substancias.php> Acesso 19/03/2017 às 14:30