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UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS – CCE
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
PRÁTICA 02: OS ELEMENTOS BORO E ALUMÍNIO E SEUS COMPOSTOS
ANA CAROLINA RODRIGUES CARVALHO
VITOR DE REZENDE MONTEIRO
Vitória – ES
16 de abril de 2019
OBJETIVO
Observar o comportamento dos compostos de boro realizando reações envolvendo o ácido bórico, óxido de boro e boratos; aprender a obter o éster metílico a partir do ácido bórico, bem como obter o trifluoreto de boro e o tricloreto de boro. 
Analisar as reações dos compostos de alumínio, observando seu comportamento em relação à reatividade química, bem como sua passivação e ativação por amalgamação; observar a propriedade anfótera do hidróxido de alumínio, a hidrólise dos sais de alumínio, o cloreto de alumínio anidro, o comportamento das reações envolvendo o alúmen com diferentes reagentes, assim como testar o óxido de alumínio com diferentes reagentes. 
INTRODUÇÃO 
Os elementos boro e alumínio pertencem ao bloco p da tabela periódica, sendo encontrados no grupo 3, também conhecido como família do boro. Esses elementos possuem configuração eletrônica ns2np1, indicando que o número máximo esperado de oxidação é de 3+.
O boro é classificado como metaloide, visto que possui algumas características de um metal e outras de um ametal. Ele possui alta energia de ionização, o que justifica o fato de que geralmente forma ligações covalentes, porém, como só possui 3 elétrons na camada de valência e apresenta um pequeno raio atômico, sua tendência é formar compostos com octetos incompletos.
Esse elemento possui elevados pontos de fusão e ebulição e baixa densidade e geralmente é encontrado em temperatura ambiente e pressão de 1atm como um sólido cinza escuro de aparência não metálica, ou como um pó marrom escuro, sendo muito duro e pouco reativo, podendo ser oxidado apenas pelos agentes oxidantes mais fortes. 
Suas propriedades são utilizadas industrialmente para melhorar objetos plásticos, pois quando fibras de boro são incorporadas a eles, o resultado é uma resistência significativamente maior, sendo mais duro que o aço, porém mais leve que o alumínio. 
O alumínio é classificado como um metal, sendo esse o mais abundante da crosta terrestre. Ele é encontrado em temperatura ambiente e pressão de 1atm como um sólido metálico mole de cor prata-esbranquiçado e possui pontos de fusão e ebulição altos, porém menores em comparação com o boro. Além disso, possui baixa densidade, é bastante resistente e altamente condutor de eletricidade. 
Esse metal é classificado como um forte redutor, sendo, portanto, facilmente oxidado, porém sua grande vantagem é a resistência à corrosão devido ao fato de que em sua superfície, quando em contato com o ar, forma-se uma camada de óxido de alumínio quando este é oxidado, que o protege da corrosão. Essa propriedade, juntamente com sua alta resistência, baixa densidade e grande disponibilidade, o torna um elemento bastante utilizado nas indústrias e construções em geral.
PARTE EXPERIMENTAL
MATERIAIS E REAGENTES
Ácido sulfúrico concentrado
Ácido Bórico
Ácido clorídrico concentrado
Ácido clorídrico diluído
Ácido nítrico diluído
Ácido nítrico concentrado
Ácido perclórico concentrado
Água Destilada
Amoníaco diluído
Bissulfato de potássio
Cloreto de alumínio anidro
Cloreto de Bário
Folha de alumínio
Hidróxido de sódio 10%
Hidróxido de sódio diluído
Metanol
Óxido de alumínio
Óxido de boro
Pó de alumínio
Solução concentrada de amoníaco 
Solução aquosa saturada de cloreto de mercúrio II
Sulfato de potássio e alumínio (alúmem)
Sulfato de alumínio
Tetraborato de sódio (bórax)
Tetrafluoborato de potássio
Tubo de ensaio
Bico de Bunsen
Papel Indicador pH
Rolha perfurada
Béquer
Pinça 
Chapa aquecedora
Espátula
Balança analítica
PROCEDIMENTOS
 Ácido Bórico, Óxido de Boro e Boratos
Em um tubo de ensaio seco colocou-se uma ponta de espátula de ácido bórico (sólido) e esse sistema foi levado para o aquecimento na chama do bico de Bunsen.
Em um tubo de ensaio, colocou-se uma ponta de espátula de ácido bórico e dissolveu-se o sólido em água destilada. Mediu-se o pH da solução utilizando uma fita medidora de pH.
Repetiram-se os mesmos procedimentos das experiências (a) e (b), porém utilizando-se óxido de boro no lugar do ácido de boro. 
Uma pequena quantidade de tetraborato de sódio (bórax) foi colocada em um tubo de ensaio. Adicionou-se água destilada até haver a dissolução da amostra e mediu-se o pH da solução com uma fita medidora de pH.
Obtenção do Éster Metílico do Ácido Bórico (B(OCH 3)3
Em um tubo de ensaio seco colocou-se um pouco de ácido bórico, 1 mL de ácido sulfúrico concentrado e 2 mL de metanol. Fechou-se o tubo com uma rolha perfurada acoplada com um tubo estreito de vidro. O tubo de ensaio foi levado ao aquecimento na chama do bico de Bunsen e, quando já estava bem aquecido, dirigiu-se a saída do tubo para a chama do bico.
Obtenção do Trifluoreto de Boro
Colocou-se em um tubo de ensaio seco 1 g de tetrafluoborato de potássio, 0,2 g de óxido de boro e 3 ml de ácido sulfúrico concentrado. Fechou-se o tubo com uma rolha perfurada que leva um tubo estreito de vidro. O tubo de ensaio foi levado ao aquecimento na chama do bico de Bunsen e, quando já estava bem aquecido, dirigiu-se a saída do tubo para a chama do bico.
Preparação do Tricloreto de Boro 
Colocou-se em um tubo de ensaio seco 1 g de tetrafluoroborato de potássio e 2 g de cloreto de alumínio anidro e repetiu-se os processos descritos na experiência anterior (3.2.3). Proceder segundo a 3ª experiência. Descrever o resultado e estabelecer a equação química do processo. Propor alternativas para a preparação do tricloreto de boro.
Alumínio Metálico
a) Comportamento a temperatura elevada:
a1) Um pedaço de folha de alumínio foi aquecido na chama do bico de Bunsen com o auxílio de uma pinça.
a2) Sopraram-se alguns miligramas de pó de alumínio através da chama do bico de Bunsen.
b) Reatividade Química e Passivação do Alumínio
Um pedaço de folha de alumínio foi colocado em 6 tubos de ensaio com diferentes reagentes. No tubo 1 adicionaram-se algumas gotas ácido clorídrico diluído e no tubo 2, ácido clorídrico concentrado. No tubo 3, adicionaram-se algumas gotas de ácido nítrico diluído e no tubo 4, ácido nítrico concentrado. No tubo 5 adicionaram-se algumas gotas de hidróxido de sódio (10%). No tubo 6 adicionaram-se algumas gotas de uma solução concentrada de amoníaco. Os tubos 1,3,4 e 6 foram levados ao aquecimento em um banho maria. 
Ativação do Alumínio por Amalgamação
Limpou-se a superfície de um pedaço de lâmina de alumínio com uma lixa. Adicionaram-se algumas gotas de solução aquosa saturada de cloreto de mercúrio (II) na superfície da lâmina, que foi deixada exposta por um curto período de tempo ao ar livre.
 Hidróxido de Alumínio e Anfoterismo
a) À uma solução de sulfato de alumínio adicionou-se, gota a gota, hidróxido de sódio diluído até formar um precipitado. Em seguida, adicionou-se hidróxido de sódio em excesso e agitou-se o tubo de ensaio até que o precipitado fosse dissolvido.
b) À uma solução de sulfato de alumínio adicionou-se, gota a gota, uma solução de amoníaco diluído (0,1 M) até formar um precipitado. Em seguida, adicionou-se essa solução em excesso e agitou-se o tubo para observar a reação com o precipitado.
Hidrólise de Sais Hidratados de Alumínio
Em um tubo de ensaio colocou-se sulfato de alumínio e adicionou-se água destilada. Mediu-se o pH com uma fita medidora de pH.
Cloreto de alumínio anidro
Certa quantidade de cloreto de alumínio anidro foi colocada num tubo de ensaio seco e, em seguida, levou-se esse sistema ao aquecimento na chama do bico de Bunsen. 
Um pouco de cloreto de alumínio anidro foi colocado em um tubo de ensaio e, em seguida adicionou-se água destilada. O mesmo procedimento foi realizado utilizando-se álcool no lugar da água destilada.
Alúmem, umSal Duplo
Dissolveu-se o alúmem (sulfato de potássio e alumínio) com água destilada em 3 tubos de ensaio e a cada um deles foi adicionado um reagente diferente.
No tubo 1, adicionou-se ácido perclórico concentrado, no tubo 2 adicionou-se amoníaco concentrado e no tubo 3 adicionou-se cloreto de bário.
 Óxido de Alumínio
Foram preparados 5 sistemas compostos por um tubo de ensaio contendo óxido de alumínio e a cada um dos tubos foi adicionado um reagente diferente. 
Ao tubo 1 adicionou-se ácido clorídrico concentrado; ao tubo 2, ácido nítrico concentrado; ao tubo 3, ácido sulfúrico concentrado; ao tubo 4, adicionou-se uma fusão de bissulfato de potássio e, ao tubo 5, hidróxido de sódio a 10%. 
Cada tubo foi levado ao aquecimento em banho maria e, posteriormente, retirou-se as soluções para que esfriassem e pudessem ser feitas as observações das reações.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
Ácido bórico, óxido de boro e boratos
Ao aquecer o ácido bórico sólido num tubo de ensaio seco, o ácido passou a ter aspecto gelatinoso. 
Com uma fita medidora de pH, observou-se que a solução possuía pH=5. Isso indica que o ácido bórico é um ácido fraco, comparado com outros ácidos conhecidos. 
A reação envolvida é: H3BO3(aq) + H2O(l) H2BO3(aq) + H3O(aq)
Quando foi aquecido, o óxido de boro apresentou aspecto mais seco que o ácido bórico depois de ser aquecido, indicando que seu ponto de fusão é maior do que o do ácido bórico.
Ao dissolver o tetraborato de sódio em água destilada, a solução apresentou pH=9, o que indica que o composto fez a solução, que antes era neutra, ficar alcalina, diferente do ácido bórico, que deixou a reação ácida, como esperado.
Obtenção do éster metílico do ácido bórico (B(OCH3)3
Quando a saída do tubo contendo a amostra foi dirigida para a chama do bico de Bunsen, observou-se uma chama verde intensa.
A equação química envolvida é:
H3BO3(s) + 3 CH3OH(l) B(OCH3)3(l) + 3 H2O(l)
O ácido sulfúrico funciona como um catalisador, não interferindo no produto final, apenas na velocidade da reação.
O B(OCH3)3 é um éster que possui ponto de ebulição baixo, que entra em combustão facilmente:
B(OCH3)3(l) + 9/2 O2(g) → H3BO3 + 3 CO2(g) + 3 H2O(l)
Ao ocorrer essa reação, pode-se observar a coloração verde na chama.
Obtenção do trifluoreto de boro
Ao dirigir a saída do tubo para a chama pode-se observar uma coloração verde, porém menos intensa que a do processo anterior (4.2). 
A reação química envolvida é dada por:
B2O3 + 6 KBF4 + 6 H2SO4 → 8 BF3 + 6 KHSO4 + 3 H2O
O BF3 é um gás em temperatura ambiente, possuindo pontos de fusão e ebulição muito baixos. Quando esse gás é colocado sobre a chama, ela apresenta coloração verde.
Preparação do tricloreto de boro
Ao dirigir a saída do tubo para a chama, observou-se uma chama levemente verde, menos intensa que a do item 4.3.
A reação química envolvida é:
KBF4 + AlCl3 → BCl3 + AlF3 + KF
Alumínio metálico
Comportamento a temperature elevada:
a1) Ao aquecer um pedaço de folha de alumínio na chama do bico de Bunsen, observou-se que esse pedaço derreteu lentamente.
a2) Ao soprar o pó de alumínio através da chama do bico de Bunsen, observou-se a queima desse pó instantaneamente.
O fato de que o pó de alumínio queimou de forma muito mais rápida que o pedaço de uma folha de alumínio pode ser explicado pela superfície de contato, que é maior no caso do pó de alumínio, permitindo que haja mais colisões entre as partículas envolvidas e, consequentemente, aumentando a velocidade da reação da queima do alumínio em pó, diferente da folha de alumínio, que apresenta menor superfície de contato com a chama. 
Reatividade química e passivação do alumínio
Tubo 1 - pedaço de alumínio + HCl diluído: ocorreu uma leve reação de oxidação da folha de alumínio, havendo formação de bolhas.
Tubo 2 - pedaço de alumínio + HCl concentrado: houve formação de precipitado.
Reação química envolvida nos tubos 1 e 2:
2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq) + 3 H2(g)
A partir da reação é possível dizer que o gás desprendido que foi observado é o H2 e que o precipitado formado no tubo 2 é o cloreto de alumínio. A reação é exotérmica, logo há liberação de energia. O cloreto de alumínio é um sal muito solúvel em água, o que explica o fato de não ter sido observado precipitado no tubo 1, já que o HCl usado era diluído, não havendo tanta formação do sal. Já quando foi utilizado o HCl concentrado, mais cloreto de alumínio foi produzido, permitindo a formação de precipitado.
Tubo 3 - pedaço de alumínio + HNO3 diluído: não foi possível perceber mudança no sistema.
Tubo 4 - pedaço de alumínio + HNO3 concentrado: houve ligeira mudança na coloração da solução, que passou de transparente para levemente marrom.
Reação química envolvida nos tubos 3 e 4:
Al(s) + 6HNO3(aq) → Al(NO3)3(aq) + 3NO2(g) + 3H2O(l) 
O dióxido de nitrogênio, NO2, é um gás solúvel em água e possui uma coloração castanha, o que explica a mudança de cor observada no tubo 4.
Tubo 5- pedaço de alumínio + NaOH 10%: houve formação de precipitado. 
Reação química envolvida:
2 Al(s) + 6 NaOH(aq) → 2 Na3AlO3(aq) + 3 H2(g)
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 4H2O(l) → 2 NaAl(OH)4 +3H2(g)
O precipitado observado foi o sal aluminato de sódio, enquanto o gás desprendido foi o H2.
Tubo 6 - pedaço de alumínio + solução concentrada de amoníaco: ocorreu uma leve reação de oxidação.
Reação química envolvida: 2NH3(aq) + 2Al(s) → 2AlN(aq) + 3H2(g) 
Segundo seu potencial de oxidação (1,66 V), o alumínio deveria dissolver-se em água com o desprendimento de hidrogênio, porém isso não ocorre. Quando o alumínio é oxidado, em sua superfície fica aderido o óxido de alumínio, sendo esse um composto muito pouco solúvel em água. Dessa forma, forma-se uma camada que protege o material de novas oxidações mais profundas, explicando porque ele não se dissolve em água. 
Ativação do alumínio por amalgamação
A superfície do pedaço de alumínio foi limpa com uma lixa para retirar a camada formada de óxido de alumínio, permitindo que a reação ocorresse entre o cloreto de mercúrio e o alumínio. 
Ao pingar algumas gotas de solução aquosa saturada de cloreto de mercúrio (II), houve formação de bolhas, indicando que houve liberação de gás e, posteriormente houve formação de um sólido acinzentado sobre a superfície do pedaço de alumínio. 
Reações envolvidas no processo:
Hg0 + Al0 → Hg(Al) 
Hg(Al) + 6 H2O → Al2O3.3H2O + H2 + Hg0 
O contato do alumínio metálico com o Hg2+ leva à ativação da superfície, visto que retira a camada de óxido de alumínio formada na superfície, oxidando o Al0 para Al3+ e reduzindo o Hg2+ para Hg0. Quando o mercúrio metálico entra em contato com o alumínio metálico, ocorre a formação de Hg(Al), um amálgama. Após essa reação, quando o amálgama entra em contato com o O2, liberando o gás H2 e formando óxido de alumínio.
Hidróxido de alumínio e anfoterismo
Na solução de sulfato de alumínio, colocaram-se algumas gostas de NaOH diluído e observou-se a formação de um precipitado branco que, ao adicionar NaOH em excesso, ocorreu a dissolução do precipitado. 
Reação envolvida: Al2(SO4)3 + 6 NaOH → 2 Al(OH)3 + 3 Na2SO4
Algumas gotas de uma solução de amoníaco diluído (0,1 M) foram adicionadas a uma solução de sulfato de alumínio, formando um precipitado. Ao adicionar um excesso da solução de amoníaco, o precipitado não foi dissolvido. 
Reação envolvida: 
Al2(SO4)3(aq) + 6 NH4OH(aq) → 2 Al(OH)3(s) + 3 (NH4)2SO4(aq)
O Al(OH)3 é anfótero e quando reage com o NaOH em excesso, uma base forte, demonstra um caráter ácido, formando o íon (Al(OH)4)-, podendo ser observada a dissolução do precipitado:
 Al(OH)3 + NaOH (excesso) → Na+ + (Al(OH)4)-
 Já quando é adicionado NH4OH, uma base fraca, há pouca dissociação desse composto, ocasionando a não dissolução do precipitado formado.
Hidrólise de sais hidratados de alumínio
O sulfato de alumínio foi colocado em um tubo contendo água destilada e a solução apresentou pH=4.
Esse sal é dissociado,acidificando a solução.
Reação de dissociação do Al2(SO4)3: Al2(SO4)3(aq) → 2 Al+3(aq) + 3 SO4-2(aq)
Cloreto de alumínio anidro
O cloreto de alumínio anidro foi aquecido num tubo de ensaio e observou-se o desprendimento de um gás e o sólido escureceu.
Reação envolvida: AlCl3(s) + O2(g) → Al2O3(s) + Cl2(g)
O cloreto de alumínio anidro foi dissolvido quando misturado com água destilada. Já quando em contato com álcool, não houve dissolução desse composto. 
Reação envolvida:
AlCl3(s) →  Al3+(aq) + Cl-(aq)
Alúmen, um sal duplo
Tubo 1 - cátion de potássio com ácido perclórico concentrado: houve formação de precipitado de perclorato de potássio, resultando num aspecto turvo na solução.
Tubo 2 – cátion de potássio com amoníaco concentrado: formou-se um precipitado hidróxido de alumínio de aspecto gelatinoso que ficou em suspensão na solução.
Tubo 3 – ânion sulfato com cloreto de bário: formou-se um precipitado de sulfato de bário, de aspecto opaco.
Os sais duplos possuem cátions de duas bases diferentes ou ânions de diferentes ácidos, sendo que, quando em solução, esse sal se dissocia liberando os cátions ou ânions que os formam, perdendo a identidade do sal. Já os sais complexos, são espécies formadas por um átomo metálico central envolvido por moléculas ou íons. O complexo não tem seus íons separados quando em solução e pode ser um composto neutro, um cátion ou um ânion.
Óxido de alumínio
Tubo 1 – Al2O3 com HCl concentrado
Tubo 2 - Al2O3 com HNO3 concentrado
Tubo 3 - Al2O3 com H2SO4 concentrado
Tubo 4 - Al2O3 com fusão de KHSO4
Tubo 5 - Al2O3 com NaOH a 10%
Em nenhum dos casos houve dissolução aparente do óxido de alumínio, indicando que esse composto é muito pouco reativo, ou seja, muito estável.
Perguntas
Compostos iônicos de boro: Na2B4O7.10 H2O (bórax) , Mg3B7O13Cl (boracita), NaBH4 (borohidreto de sódio). 
Compostos covalentes ou moleculares de boro: BF3, B2O3, BBr3, B4C e B2S3.
Compostos iônicos de alumínio: Al2O3, Al2(SO4)3, Al2S3,  Al(OH)3 e AlF3.
Compostos covalentes ou moleculares de alumínio: AlCl3 (em sua forma anidra)
Não, pois o boro possui alta energia de ionização, o que dificulta a formação desse cátion.
CONCLUSÃO
As propriedades dos compostos de boro e de alumínio puderam ser observadas e comprovadas nos experimentos realizados.
 Foi possível analisar que o ácido bórico é um ácido fraco, o que justifica seu uso em colírios e antissépticos. Já o tetraborato de sódio apresentou caráter alcalino quando dissociado em água, sendo usado por conta dessa propriedade em fertilizantes, produtos de limpeza, cosméticos, entre outros. 
Os compostos de alumínio foram analisados e pode-se concluir que tais compostos possuem ampla utilidade devido às suas propriedades em diferentes condições. Uma ênfase é dada à utilização do alumínio em construções e nas indústrias em geral, graças à sua baixa corrosão quando em contato com o ar, que pode ser explicada pela camada de óxido de alumínio que é formada, funcionando como uma camada protetora do alumínio. 
Em todos os experimentos que foram realizadas chegou-se ao resultado que era esperado, possibilitando grande aprendizado das propriedades do boro e do alumínio.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
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[6] SHRIVER & ATKINS. Química Inorgânica. 4ª Edição. Editora Bookman. 2008.