Química Inorgânica - Reações com aluminio

Esta é uma pré-visualização de arquivo. Entre para ver o arquivo original

Relatório Experimental 
 
 
Química Inorgânica 
 
 
Reações e propriedades do alumínio metálico e do ião 𝐀𝐥𝟑+ 
 
 
Trabalho prático realizado por: 
Gustavo Maia nº 39635 
Luís Barros nº 39292 
 
 
Química Industrial 2º Ano 
2018/2019 
2 | P á g i n a 
 
Índice 
1. RESUMO 4 
2. INTRODUÇÃO ERRO! MARCADOR NÃO DEFINIDO. 
3. REAGENTES 8 
3.1. ÁCIDO CLORÍDRICO 8 
3.1.1 PROPRIEDADES FÍSICAS 8 
3.1.2. RISCOS E SEGURANÇAS 9 
3.2. ÁCIDO NÍTRICO 9 
3.2.1. PROPRIEDADES FÍSICAS 10 
3.3. HIDRÓXIDO DE SÓDIO 10 
3.3.1. PROPRIEDADES FÍSICAS 11 
3.4. CLORETO DE ALUMÍNIO 11 
3.5. HIDRÓXIDO DE AMÓNIO 12 
3.6. CARBONATO DE SÓDIO 13 
4. MATERIAL 15 
5. PROCEDIMENTO 16 
5.1. PREPARAÇÃO DE SOLUÇÕES 16 
5.2. REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO 16 
5.3. REAÇÕES DE IÕES 𝐀𝐥𝟑 + 16 
6. CÁLCULOS NECESSÁRIOS 17 
7.1. REAÇÕES COM O ALUMÍNIO METÁLICO (RESULTADOS) 20 
7.1.1. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM ÁCIDO CLORÍDRICO 20 
7.1.2. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM O ÁCIDO NÍTRICO CONCENTRADO 20 
7.1.3. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM HIDRÓXIDO DE SÓDIO CONCENTRADO 20 
7.2. REAÇÕES COM O ALUMÍNIO METÁLICO (DISCUSSÃO DOS RESULTADOS) 21 
7.2.1. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM ÁCIDO CLORÍDRICO 21 
7.2.2. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM O ÁCIDO NÍTRICO CONCENTRADO 21 
7.1.3. REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO COM HIDRÓXIDO DE SÓDIO CONCENTRADO 21 
7.3. REAÇÕES DE IÕES 𝐀𝐥𝟑 + (RESULTADOS) 22 
7.3.1. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM HIDRÓXIDO DE SÓDIO 22 
7.3.2. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM AMONÍACO CONCENTRADO 22 
7.3.3. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM CARBONATO DE SÓDIO 22 
7.4. REAÇÕES DE IÕES 𝐀𝐥𝟑 + (DISCUSSÃO DOS RESULTADOS) 22 
3 | P á g i n a 
 
7.4.1. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM HIDRÓXIDO DE SÓDIO 22 
7.4.2. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM AMONÍACO CONCENTRADO 23 
7.4.3. REAÇÃO DO IÃO AL3 + COM CARBONATO DE SÓDIO 23 
8. CONCLUSÃO 24 
9. BIBLIOGRAFIA 25 
 
 
4 | P á g i n a 
 
1. Resumo 
O alumínio é um metal leve, macio e resistente. Possui um aspeto cinza prateado 
e fosco, devido á fina camada de óxidos que se forma rapidamente quando 
exposto ao ar. O alumínio não é tóxico como metal. No entanto, é muito reativo 
em soluções ácidas e alcalinas. Apresenta os seguintes potenciais padrão de 
redução: 
Al3+ + 3e− → Al E0 = −1,66V 
Al(OH)4
− + 3e− → 4OH− + Al E0 = −2,35V 
Em soluções de ácido nítrico, fica protegido por um filme de óxido de alumínio. 
Este filme é dissolvido por ácido clorídrico ou por hidróxido de sódio. 
 
 
 
 
5 | P á g i n a 
 
2. Introdução 
O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre. A 
disponibilidade de bauxita, o minério bruto do qual é obtido o alumínio, é 
praticamente inesgotável. O alumínio por ser um elemento com alto potencial 
oxidante, não é encontrado in natura, ou seja, puro na natureza. 
O processo de obtenção do alumínio a partir da bauxita faz uso do caráter 
anfótero do seu óxido Al2O3. Nesse processo o Al2O3 é tratado com uma solução 
aquecida de NaOH , e o óxido de alumínio dissolve-se formando Al(OH)4
− . A 
impureza de Fe2O3 , que não é anfótero, permanece dissolvida e pode ser 
removida por filtração. A solução aquecida de Al(OH)4
− , quando arrefecida, 
conduz à precipitação de Al(OH)3. O mesmo purificado é aquecido até formar 
Al2O3 , que é então dissolvido numa mistura, em fusão, de criolita e então 
eletrolisado para produzir alumínio metálico no cátodo, através da seguinte 
reação: 
Semirreação do cátodo: 4Al3+(l) + 12e− → 4Al (l) 
 
O alumínio apresenta propriedades que lembram semimetais, formando óxidos 
anfóteros e haletos relativamente voláteis. O potencial de elétrodo para o 
alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor. A superfície do alumínio 
é coberta por uma camada densa, transparente, de óxido que protege o metal 
contra o ataque químico. A cobertura de óxido pode ser destruída por 
amalgamação 1 e nesta condição, o alumínio apresenta suas verdadeiras 
propriedades redutoras, dissolvendo-se facilmente em água com libertação de 
hidrogénio. 
O óxido de alumínio é tão estável, (sendo a forma mais estável a α-alumina, 
Al2O3) que o alumínio metálico consegue reduzir quase qualquer óxido metálico 
ao estado elementar, através do processo denominado aluminotermia 2 . As 
soluções aquosas dos sais de alumínio são ácidas por causa da facilidade de 
ionização de um protão no Al(H2O)6
+3 . O campo elétrico intenso dos iões 
 
1 Amalgamação: Deriva da palavra amálgama, que é qualquer reação que envolva mercúrio e um 
outro metal. 
2 Aluminotermia: Aproveitamento do intenso poder redutor do alumínio para obtenção de metais. 
6 | P á g i n a 
 
pequenos, de cargas altas, atrai os eletrões das moléculas de água, tornando-as 
doadoras de protões. 
O alumínio dissolve-se em ácidos minerais diluídos libertando hidrogénio. 
Contudo o ácido nítrico, (HNO3) concentrado torna o metal “passivo”, pois produz 
uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, por ser um agente 
oxidante. Também se dissolve na solução de NaOH , formando hidrogénio e 
aluminato. O diagrama de Pourbaix 3do alumínio-água, representa os diferentes 
óxidos e hidróxidos que poderá formar, bem como os iões mais estáveis: 
 
Figura 1 – Diagrama de equilíbrio potencial-pH para o sistema alumínio-água, a 25ºC 
 
 
3 Diagrama de Pourbaix: O diagrama de Pourbaix é uma representação gráfica das possíveis 
fases de equilíbrio estáveis de um sistema eletroquímico. As linhas representam as fronteiras 
entre as áreas de estabilidade das várias espécies iônicas de um determinado elemento, tal 
como deduzido a partir da equação de Nernst. 
7 | P á g i n a 
 
 
Figura 2 – Influência do pH sobre a velocidade de corrosão do 𝐴𝑙. Á esquerda: 𝑙𝑜𝑔 𝑉 (𝑚𝑔. 𝑑𝑚−2. ℎ−1) 
em função do pH. Á direita: 𝑙𝑜𝑔 𝑉 (𝑚𝑔. 𝑑𝑚−2. ℎ−1) em função do pH. 
Utilizando a equação de Nernst, é possível determinar o potencial de redução de 
uma espécie: 
E = E0 −
0,052
n
log Q 
sendo E – potencial de redução; E0- potencial de redução padrão; n- numero de 
moles de eletrões transferidos; Q- quociente de reação. Com esta equação, 
podemos discutir se a reação é termodinamicamente favorável ou não através 
da seguinte lei, que relaciona o potencial de redução com a espontaneidade da 
reação: 
∆G = −nFE 
sendo ∆G – energia livre de Gibbs; n- numero de moles de eletrões transferidos; 
F- constante de Faraday; E – potencial de redução. 
Se: 
• ∆G < 0 – Reação é espontânea 
• ∆G > 0 – Reação não é espontânea 
 
 
 
 
8 | P á g i n a 
 
2. Reagentes 
Os reagentes utilizados nesta prática laboratorial foram: 
• Ácido clorídrico 
• Ácido nítrico 
• Hidróxido de sódio 
• Cloreto de alumínio 
• Hidróxido de amónio 
• Carbonato de sódio 
 
3.1. Ácido Clorídrico 
O ácido clorídrico (HCl) é uma solução aquosa, ácida e corrosiva, na qual tem de 
ser manuseada com as devidas precauções. 
Ele é normalmente utilizado como reagente químico, e é um dos ácidos que se 
ioniza completamente em solução aquosa (ácido forte). Na sua forma pura, HCl 
é um gás, conhecido como cloreto de hidrogénio. Este ácido pode ser encontrado 
no estômago. 
Os sucos digestivos humanos consistem numa mistura bastante diluída de ácido 
clorídrico e várias enzimas que ajudam a clivar as proteínas presentes na comida. 
 
3.1.1 Propriedades Físicas 
• Fórmula Química – HCl 
• Densidade – 1.18 g cm3⁄ 
• Ponto de Fusão – 247 K 
• Ponto de Ebulição – 321 K 
• Massa Molar - 36.46 g mol⁄ 
 
9 | P á g i n a
3.1.2. Riscos e Seguranças 
Riscos: R35, R36/37/38 
• R35 – Provoca queimaduras graves. 
• R36/37/38 - Irritante para os olhos, vias respiratórias e pele. 
 
Seguranças: S1/2, S9, S23, S26, S36/37, S39, S45, S60 
• S1/2 – Conservar bem trancado e manter fora do alcance das crianças. 
• S9 – Manter o recipiente num lugar bem ventilado. 
• S23 – Não respirar o vapor/gás/fumo/aerossol. 
• S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e abundantemente 
em água e chamar um especialista. 
• S36/37 – Usar luvas e vestuário de proteção adequados. 
• S39 – Usar proteção adequada para os olhos/cara. 
• S45 – Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um 
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). 
• S60 – Elimina-se o produto e o recipiente como resíduos perigosos. 
 
 
3.2. Ácido Nítrico 
O ácido nítrico, que tem a fórmula molecular HNO3, é um ácido de elevado grau de 
ionização e volátil à temperatura ambiente. É produzido industrialmente pelo 
processo Ostwald e é também conhecido como ácido azótico ou água-forte. É um 
líquido viscoso, incolor e inodoro. É considerado um ácido forte, sendo também 
bastante corrosivo. 
Devido à sua natureza oxidante, o ácido nítrico geralmente não doa protões (isto 
é, ele não liberta hidrogênio) na reação com metais e o sal resultante normalmente 
está no mais alto estado de oxidação. 
 
10 | P á g i n a 
 
3.2.1. Propriedades Físicas 
• Fórmula Química – HNO3 
• Densidade – 1.51 g cm3⁄ 
• Ponto de Fusão – 231.15 K 
• Ponto de Ebulição – 393.5 K 
• Massa Molar - 63.012 g mol⁄ 
 
3.2.2. Riscos e Seguranças 
Riscos: R8, R35 
• R8 - Favorece a inflamação de matérias combustíveis. 
• R35 – Provoca queimaduras graves. 
 
Seguranças: S1/2, S23, S26, S36, S45 
• S1/2 – Conservar bem trancado e manter fora do alcance das crianças. 
• S23 – Não respirar o vapor/gás/fumo/aerossol. 
• S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e 
abundantemente em água e chamar um especialista. 
• S36 - Usar vestuário de proteção adequado. 
• S45 – Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um 
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). 
 
3.3. Hidróxido de Sódio 
O hidróxido de sódio ( NaOH ), é um hidróxido cáustico usado na indústria, 
principalmente como base química, na fabricação de papel, tecidos, detergentes, 
alimentos e biodiesel. Trata-se de uma base forte. Reage de forma exotérmica com 
a água e é produzido por eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio 
(salmoura), sendo produzido juntamente com o cloro. 
 
11 | P á g i n a 
 
3.3.1. Propriedades Físicas 
• Fórmula Química – NaOH 
• Densidade - 2.13 g cm3⁄ 
• Ponto de Fusão - 595.150 K 
• Ponto de Ebulição - 1661.150K 
• Massa Molar - 39.997 g mol⁄ 
 
3.3.2. Riscos e Seguranças 
Riscos: R35, R36/38 
• R35 - Provoca queimaduras graves. 
• R36/37 - Irritante para os olhos e vias respiratórias. 
 
Seguranças: S1/2, S26, S36/37/39, S45 
• S1/2 – Conservar bem trancado e manter fora do alcance das crianças. 
• S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e 
abundantemente em água e chamar um especialista. 
• S36/37 – Usar luvas e vestuário de proteção adequados. 
• S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um 
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). 
 
3.4. Cloreto de Alumínio 
O cloreto de alumínio, ou tricloreto de alumínio, de fórmula química AlCl₃, é um sal, 
preparado pela adição de ácido clorídrico e alumínio metálico, que libera H₂ gasoso. 
Ele reage violentamente com água. É conhecido como sal anidro, ou como sal 
hexaidratado, perde água aos 100ºC. 
 
 
12 | P á g i n a 
 
3.4.1. Propriedades Físicas 
• Fórmula química – AlCl3 
• Densidade – 2,44 g/cm3 
• Ponto de Fusão – 192,4 ºC 
• Ponto de Ebulição – 180 ºC 
• Massa Molar – 133,34 g/mol 
 
3.4.2. Riscos e Seguranças 
Riscos: R34 
• R34 - Provoca queimaduras 
Segurança: S1/2, S7/8, S28, S45 
• S1 – Conservar bem trancado. 
• S2 – Manter fora do alcance das crianças. 
• S7 – Manter o recipiente bem fechado. 
• S8 – Manter o recipiente ao abrigo da humidade. 
• S28 – Em caso de contacto com a pele lavar imediata e abundantemente 
com... (produto adequado a indicar pelo fabricante) 
• S45 - Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um 
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). 
 
3.5. Hidróxido de Amónio 
O hidróxido de amónio, de fórmula química NH₄OH é uma base solúvel e fraca, só 
existe em solução aquosa quando se faz a precipitação de amónio em água. 
Hidróxido de Amônio não é considerado cancerígeno pela OSHA. Resumo de riscos: 
Nocivo quando ingerido, inalado e absorvido pela pele. 
 
 
 
13 | P á g i n a 
 
3.5.1. Propriedades Físicas 
• Fórmula química – NH4OH 
• Densidade – 0,91 g/cm3 
• Ponto de Fusão – -91,5ºC 
• Ponto de Ebulição – 37,7 ºC 
• Massa Molar – 35,04 g/mol 
 
3.5.2. Riscos e Seguranças 
Risco: R34, R50 
• R34 – Provoca queimaduras. 
• R50 - Muito tóxico para os organismos aquáticos. 
Segurança: S1/2, S26, S36/37/39, S45, S61 
• S1 – Conservar bem trancado. 
• S2 – Manter fora do alcance das crianças. 
• S26 – Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e 
abundantemente em água e chamar um especialista. 
• S36 – Usar vestuário de proteção adequado. 
• S37 – Usar luvas adequadas. 
• S39 – Usar proteção adequada para os olhos/cara. 
• S45 – Em caso de acidente ou indisposição consultar imediatamente um 
médico (se possível mostrar-lhe o rótulo do produto). 
• S61 - Evitar a sua libertação para o meio ambiente. Ter em atenção as 
instruções específicas das fichas de dados de Segurança. 
 
3.6. Carbonato de Sódio 
O carbonato de sódio, Na₂CO₃, é um sal branco e translúcido, usado principalmente 
na produção de vidro, em sínteses químicas e em sabões e detergentes, em ordem 
14 | P á g i n a 
 
de importância. É produzido sinteticamente em larga escala a partir de sal de 
cozinha pelo processo Solvay ou extraído de minérios de trona. 
 
3.6.1. Propriedades Físicas 
• Fórmula química – Na2CO3 
• Densidade – 2,54 g/cm3 
• Ponto de Fusão – 851ºC 
• Ponto de Ebulição – 1600 ºC 
• Massa Molar – 105,98 g/mol 
 
3.6.2. Riscos e Seguranças 
Risco: R36, R37 
• R36 – Irritante para os olhos. 
• R37 - Irritante para as vias respiratórias. 
Segurança: S2, S22, S26 
• S2 – Manter fora do alcance das crianças. 
• S22 – Não respirar o pó. 
• S26 - Em caso de contacto com os olhos lavar imediata e 
abundantemente em água e chamar um especialista. 
 
15 | P á g i n a 
 
3. Material 
O material utilizado nesta prática laboratorial foi: 
• Balões Volumétricos, 50 cm3 
• Tubos de Ensaio 
• Balão volumétrico,100 cm3 
• Espátula 
• Pipeta de Pasteur 
• Mola de madeira 
• Panela de aquecimento 
• Papel indicador universal 
 
 
16 | P á g i n a 
 
4. Procedimento 
5.1. Preparação de soluções 
• Ácido Clorídrico, 1 M 
• Cloreto de Alumínio, 0,1 M 
• Hidróxido de Sódio, 4 M 
• Hidróxido de amónio, 4 M 
• Carbonato de Sódio, 1 M 
 
5.2. Reações do alumínio metálico 
Teste em tubos de ensaio e sobre uma pequena quantidade de alumínio metálico 
o efeito das seguintes soluções: 
a) Ácido clorídrico 1 M. Em seguida, aqueça em banho-maria. 
b) Ácido nítrico concentrado. (Realize este ensaio na hotte). 
c) Hidróxido de sódio concentrado. Em seguida, aqueça cuidadosamente. 
 
5.3. Reações de iões Al3+ 
Em tubos de ensaio misture cerca de 2 cm3 de cloreto de alumínio 0,1 M com as 
seguintes
soluções: 
a) Hidróxido de sódio 4 M, até precipitar e depois adicione um excesso. 
Registe o observado. 
b) Hidróxido de amónio 4 M, até excesso. 
c) Carbonato de sódio 1 M. 
Meça o pH das soluções finais. Verifique o pH da solução inicial de cloreto de 
alumínio com papel indicador universal e justifique o resultado. 
17 | P á g i n a 
 
5. Cálculos Necessários 
6.1. Ácido Clorídrico, [HCL] = 1 M; V(HCl) = 100 ml 
Dados: Sendo: 
V(HCl) = 100 ml 
[HCl] = 1 M 
MM(HCl) = 36,460 g mol⁄ 
ρ = 1,18 g/cm3 
%(m/m) = 32% 
 
Utilizando as equações (3), (4) e (5) ficamos com o seguinte: 
V(HCl) =
[HCl] × MM(HCl) × Vs
%(m/m) × ρ × 10
=
1 × 36,460 × 100E−03
32 × 1,18 × 10
= 9,57 ml 
 
6.2. Cloreto de Alumínio, [AlCl3] = 0,1 M; V(AlCl3) = 100 ml 
Dados: Sendo: 
V(AlCl3) = 100 ml 
[AlCl3] = 0,1 M 
MM(AlCl3) = 133,340 g/mol 
Substituindo em (1): 
m(AlCl3) = [AlCl3] × MM(AlCl3) × V(AlCl3) = 0,1 × 133,340 × 0,100 = 1,333 g 
 
 
 
 
 
[HCl] = 
n(HCl)
V(HCl)
=
m(HCl)
MM(HCl) ∗ V(HCl)
 (𝟑) 
ρ =
ms
Vs
 (𝟒) 
%(m m⁄ ) = 
m(HCl)
ms
× 100 (𝟓) 
[AlCl3] = 
n(AlCl3)
V(AlCl3)
=
m(AlCl3)
MM(AlCl3) ∗ V(AlCl3)
 (𝟏) 
18 | P á g i n a 
 
6.3. Hidróxido de Sódio, [NaOH] = 4 M; V(NaOH) = 100 ml 
Dados: Sendo: 
V(NaOH) = 100 ml 
[NaOH] = 4 M 
MM(NaOH) = 39,997 g/mol 
Substituindo em (1): 
m(NaOH) = [NaOH] × MM(NaOH) × V(NaOH) = 4 × 39,997 × 0,100 = 15,998 g 
 
6.4. Hidróxido de Amónio, [NH4OH] = 4 M; V(NH4OH) =
100 ml 
Dados: Sendo: 
V(NH4OH) = 100 ml 
[NH4OH] = 4 M 
MM(NH4OH) = 35,040 g mol⁄ 
ρ = 0,91 g/cm3 
%(m/m) = 100% 
 
Utilizando as equações (3), (4) e (5) ficamos com o seguinte: 
V(HCl) =
[NH4OH] × MM(NH4OH) × Vs
%(m/m) × ρ × 10
=
4 × 35,040 × 100E−03
100 × 0,91 × 10
= 15,4 ml 
 
6.5. Carbonato de Sódio, [Na2SO3] = 1 M; V(Na2SO3) =
100 ml 
Dados: Sendo: 
V(Na2SO3) = 100 ml 
[Na2SO3] = 1 M 
MM(Na2SO3) = 105,980 g/mol 
[NaOH] = 
n(NaOH)
V(NaOH)
=
m(NaOH)
MM(NaOH) ∗ V(NaOH)
 (𝟏) 
[Na2SO3] = 
n(Na2SO3
V(Na2SO3)
=
m(Na2SO3)
MM(Na2SO3) ∗ V(Na2SO3)
 (𝟏) 
[NH4OH] = 
n(NH4OH)
V(NH4OH)
=
m(NH4OH)
MM(NH4OH) ∗ V(NH4OH)
 (𝟑) 
ρ =
ms
Vs
 (𝟒) 
%(m m⁄ ) = 
m(NH4OH)
ms
× 100 (𝟓) 
19 | P á g i n a 
 
Substituindo em (1): 
m(Na2SO3) = [Na2SO3] × MM(Na2SO3) × V(Na2SO3) = 1 × 105,980 × 0,100 = 10,598 g 
 
20 | P á g i n a 
 
6. Resultados e Discussão 
7.1. Reações com o alumínio metálico (Resultados) 
 
7.1.1. Reação do alumínio metálico com ácido clorídrico 
Primeiramente, fez-se reagir o alumínio metálico com ácido clorídrico. A reação 
correspondente é a seguinte: 
2Al (s) + 6HCl (aq) → 2AlCl3 (aq) + 3H2 (g) 
sendo produzido cloreto de alumínio, (2AlCl3), e hidrogénio gasoso, (3H2). 
 
7.1.2. Reação do alumínio metálico com o ácido nítrico concentrado 
Fez-se reagir o alumínio metálico com um ácido forte concentrado, 
nomeadamente, ácido nítrico. A reação correspondente é a seguinte: 
Al (s) + HNO3(concentrado) → Não reage 
sendo que não ocorreu reação. 
 
7.1.3. Reação do alumínio metálico com hidróxido de sódio concentrado 
Fez-se reagir o alumínio metálico com hidróxido de sódio concentrado. A reação 
correspondente é a seguinte: 
2Al(s) + 2NaOH(aq) + 4H2O (l) → 2NaAlO2. 2H2O (aq) + 3H2 (g) 
sendo produzido aluminato de sódio hidratado, (2NaAlO2. 2H2O), e hidrogénio 
gasoso, (3H2). 
 
 
 
21 | P á g i n a 
 
7.2. Reações com o alumínio metálico (Discussão dos 
Resultados) 
 
7.2.1. Reação do alumínio metálico com ácido clorídrico 
Á temperatura ambiente, 25 ºC, ocorreu uma leve corrosão com libertação de 
hidrogénio gasoso, (H2). No processo, existe a formação de cloreto de alumínio, 
(AlCl3). Quando submetida a uma temperatura elevada, denominado o “banho-
maria”, a reação ocorre mais rapidamente, sendo possível visualizar uma 
alteração de cor da solução, (cor acinzentada), proveniente do cloreto de alumínio. 
 
7.2.2. Reação do alumínio metálico com o ácido nítrico concentrado 
Como o ácido nítrico é um agente oxidante, produz uma camada protetora de óxido 
sobre a superfície do metal, tornando o metal passivo, ou seja, só irá reagir com 
o aumento da temperatura, pois existe a reversão do sentido da reação. 
 
7.1.3. Reação do alumínio metálico com hidróxido de sódio concentrado 
Neste caso, ocorre uma reação violenta e muito rápida. No processo existe a 
formação de aluminato de sódio hidratado, ( 2NaAlO2. 2H2O ) e libertação de 
hidrogénio gasoso, (H2). Isto acontece porque ocorrerá uma remoção da camada 
fina de óxido presente na superfície do alumínio, permitindo assim que ocorra uma 
reação no meio aquoso. 
 
 
 
 
22 | P á g i n a 
 
7.3. Reações de iões Al3+ (Resultados) 
7.3.1. Reação do ião Al3+ com hidróxido de sódio 
Fez-se reagir 2 ml de uma solução de cloreto de alumínio, (AlCl3, 0,1M), com 
hidróxido de sódio, (NaOH, 4M). A reação correspondente é a seguinte: 
AlCl (aq) + 3NaOH (aq) → Al(OH)3 (s) + 3NaCl (aq) 
Sendo produzido hidróxido de alumínio, (Al(OH)3), e cloreto de sódio, (3NaCl). 
 
7.3.2. Reação do ião Al3+ com amoníaco concentrado 
Fez-se reagir 2 ml de uma solução de cloreto de alumínio, (AlCl3, 0,1M), com 
amoníaco, (NH3, concentrado). A reação correspondente é a seguinte: 
AlCl3 (aq) + 3NH3 (aq) + H2O (l) → Al(OH)3 (s) + 3NH4Cl (aq) 
sendo produzido hidróxido de alumino, (Al(OH)3), e cloreto de amónio, (3NH4Cl). 
 
7.3.3. Reação do ião Al3+ com carbonato de sódio 
Fez-se reagir 2 ml de uma solução de cloreto de alumínio, (AlCl3, 0,1M), com 
carbonato de sódio, (Na2CO3, 1M). A reação correspondente é a seguinte: 
2AlCl3 (aq) + 3Na2CO3 (aq) → Al2(CO3)3 (s) + 6NaCl (aq) 
sendo produzido carbonato de alumínio, (Al2(CO3)3), e cloreto de sódio, (6NaCl). 
 
7.4. Reações de iões Al3+ (Discussão dos Resultados) 
7.4.1. Reação do ião Al3+ com hidróxido de sódio 
Ao adicionar duas gotas de hidróxido de sódio, a reação deu-se muito 
rapidamente, com a formação de hidróxido de alumínio, (Al(OH)3), e cloreto de 
sódio, (3NaCl). 
23 | P á g i n a 
 
Como a solubilidade do hidróxido de alumínio é muito mais baixa que a do cloreto 
de sódio, ele irá precipitar de imediato, adquirindo à solução uma coloração 
esbranquiçada. Ao adicionar hidróxido de sódio em excesso, verificou-se a o 
desaparecimento do precipitado, pois o a reação dá-se no sentido inverso, devido 
ao excesso de hidroxila. 
 
7.4.2. Reação do ião Al3+ com amoníaco concentrado 
Depois de adicionado o amoníaco concentrado, verificou-se a formação de um 
leve precipitado, correspondente ao hidróxido de alumínio, (Al(OH)3). Já o cloreto 
de amónio, (3NH4Cl), como tem grande solubilidade em soluções aquosas, não 
precipita. Ao adicionar amoníaco em excesso, o sentido da reação não é alterado, 
pois continua-se a adicionar reagente, e o que simplesmente se faz é diluir a 
solução. 
 
7.4.3. Reação do ião Al3+ com carbonato de sódio 
Ao adicionar carbonato de sódio á solução de cloreto de alumínio, verifica-se a 
formação imediata de um precipitado esbranquiçado, com textura densa, 
correspondente ao carbonato de alumínio, (Al2(CO3)3). Como a solubilidade, em 
meio aquoso, do cloreto de sódio, (6NaCl), é muito grande, este não precipita. 
Como o carbonato de alumínio é um composto muito instável, este irá se 
decompor em hidróxido de alumínio, (Al(OH)3), e dióxido de carbono, (CO2), pela 
seguinte reação: 
Al2(CO3)3 (s) + 3H2O (l) → 2Al(OH)3 (s) + 3CO2 (g) 
 
 
Nota: pH de soluções de cloreto de alumínio 
O pH da solução inicial de cloreto, como dito anteriormente,
é ácido devido á doação de 
protões provenientes das moléculas de água. Já o pH soluções finais anteriormente descritas 
no capítulo (7.4), são todas básicas devido á formação e excesso do ião hidróxido, no qual 
alcaliniza a solução. 
24 | P á g i n a 
 
7. Conclusão 
As reações dos metais com ácidos ocorrem de acordo com a concentração do 
ácido utilizado. Vale realçar que, uma série de fatores contribui para velocidade 
da reação. 
Conclui-se então que, o alumínio e seus compostos são muito reativos. Em relação 
ao caráter anfótero do alumínio podemos perceber que este reage tanto com 
ácidos quanto com bases, segundo as propriedades químicas do alumínio, ele 
reage com ácidos minerais diluídos libertando hidrogénio e formando o seu 
respetivo sal. A reação do alumínio com o ácido pode ser demorada devido ao 
tempo que leva para o ácido reagir com a camada protetora de óxido que protege 
a superfície do alumínio. 
O alumínio também se dissolve numa solução aquosa de NaOH (ele é, portanto, 
anfótero) formando hidrogênio e o aluminato. Como todas as reações 
confirmaram o que a teoria afirmava, concluímos que o trabalho prático foi um 
sucesso. 
 
25 | P á g i n a 
 
8. Bibliografia 
 
Aluminotermia. (s.d.). Obtido de https://pt.wikipedia.org/wiki/Aluminotermia 
Aluminotermia. (s.d.). Obtido de https://pt.wikipedia.org/wiki/Aluminotermia 
Carbonato de Aluminio. (s.d.). Obtido de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Carbonato_de_alum%C3%ADnio 
Cinética das reações. (s.d.). Obtido de 
http://www.pmt.usp.br/LPE/Corrosao/3_DiagPourbaix.pdf 
Cloreto de Aluminio. (s.d.). Obtido de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Cloreto_de_alum%C3%ADnio 
Equação de Nernst. (s.d.). Obtido de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Equa%C3%A7%C3%A3o_de_Nernst 
FORMAÇÃO DE ÓXIDOS NOS REVESTIMENTOS DE ALUMÍNIO . (s.d.). Obtido 
de http://www.pipe.ufpr.br/portal/defesas/tese/005.pdf 
Hidróxido de Aluminio. (s.d.). Obtido de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_alum%C3%ADnio 
Hidróxido de Amónio. (s.d.). Obtido de 
https://pt.wikipedia.org/wiki/Hidr%C3%B3xido_de_am%C3%B4nio 
Produção de aluminio por eletrólise. (s.d.). Obtido de 
https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/producao-aluminio-
por-eletrolise.htm