COMPORTAMENTO QUÍMICO DO ÁCIDO BÓRICO REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS 
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I – IEQ622
COMPORTAMENTO QUÍMICO DO ÁCIDO BÓRICO
REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIO
MANAUS – AM
2019
JARDSON DOS SANTOS REIS - 21753615
KAROLLEN SERRÃO – 21602667
JOÃO HENRIQUE FREITAS DE OLIVEIRA – 21651315
MATHEUS SAUNIER – 21601186
FELIPE DE SÁ MACHADO – 21650361
ISABELA GONÇALVES DA GAMA – 21850683
LUANA DA SILVA E SILVA – 21751606
ANTHONY GABRIEL GUIMARÃES COSTA – 21753122
COMPORTAMENTO QUÍMICO DO ÁCIDO BÓRICO
REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIO
Relatório técnico referente à segunda aula experimental apresentada a disciplina de Química Inorgânica Experimental I – IEQ622 ministrado pelo professor Renyer Alves Costa para obtenção de notas parciais referente a esse semestre. 
MANAUS – AM
2019
Comportamento Químico do ácido Bórico – Introdução 
O boro é um metaloide que forma ligações covalentes e possui energia de ionização particularmente alta. Todavia, como ele possui apenas três elétrons na camada de valência e possui um raio atômico muito pequeno, ele forma compostos com octetos incompletos. É um elemento bastante raro, mas é bem conhecido, pois ocorre em depósitos de bórax. Tem uma dureza alta, apesar de ser muito duro. Ele possui características acentuadas do ametal, forma óxidos ácidos como na reação do ácido bórico com água.
O ácido bórico é um solido branco, escamoso, volátil e razoavelmente solúvel em água, na qual se comporta com um ácido fraco. É produzido normalmente de minerais contendo boratos pela reação com ácido sulfúrico. O ácido bórico reage com o metanol em presença catalítica do ácido sulfúrico para formar um éster volátil, o borato de metila. Quando este éster é levado a uma chama queima, dando uma coloração verde brilhante a chama. A medida da intensidade dessa coloração é usada em uma técnica chamada espectroscopia de emissão de chama para estimar a quantidade de boro presente em uma amostra.
Materiais e reagentes 
Materiais 
4 tubos de ensaio;
3 pipetas de 5ml;
Capilar de vidro;
Papel indicador;
Estante para tubo de ensaio;
Reagentes 
Ácido bórico;
Metanol;
Solução de H2SO4 
Procedimento experimental 
Primeiramente, separamos 4 tubos de ensaio e em cada tubo foi adicionado 2ml de água destilada. No primeiro tubo foi colocado somente água. No segundo, adicionamos também 1ml de glicerina. No terceiro, adicionamos também uma pequena quantidade de ácido bórico. E no quarto tubo 1ml de glicerina e uma pequena quantidade de ácido bórico. A seguinte tabela representa essas misturas dos reagentes:
Tabela 1
	Tubos de ensaio
	Reagentes
	 Número 1
	Água destilada
	Número 2
	Água destilada + 1 ml glicerina
	Número 3
	Água destilada + ácido bórico
	Número 4
	Água destilada + 1 ml glicerina + ácido bórico
Imediatamente, agitamos os tubos e com o auxílio do papel indicador, determinamos o pH de cada substância:
Tabela 2
	Tubos de ensaio
	pH
	 Número 1
	7
	Número 2
	5
	Número 3
	4,5
	Número 4
	4
1 hora após a apuração foram medidos novamente os índices de pH das soluções:
Tabela 3
	Tubos de ensaio
	pH
	 Número 1
	7
	Número 2
	6
	Número 3
	5
	Número 4
	4
Em outro tubo de ensaio, adicionamos uma pequena quantidade de ácido bórico e 2ml de metanol. Após a agitação do tubo, com o auxílio de uma pipeta adicionamos duas gotas de ácido sulfúrico e agitamos novamente. 
Resultados e discussão 
	Tubos
	pH
	
	Apos fazer a reação
	Depois de 1 hora
	1
	7
	7
	2
	5
	6
	3
	4,5
	5
	4
	4
	4
tubo 5: houve liberação de hidrogenio
tubo 6: liberou bolhas lentamente
tubo 7: a solução ficou bem escura depois de bastante tempo
tubo 8: o pH ficou igual a 3 
tubo 5: formou-se uma solução trifásica com muitas bolhas no topo. O alumínio não corroeu de forma eficaz
tubo 6: Ocorreu uma reacao mais intensa que no tubo 5, corroendo o alumínio por completo, notou-se que a mesma e uma reação exotérmica, já que o tubo liberou calor 
Conclusão 
A partir das análises realizadas na prática aqui descrita é possível concluir que o 
ácido bórico é um ácido fraco que em solução aquosa age como um ácido de Lewis 
recebendo elétrons da água. No entanto na presença da glicerina comparta-se como um ácido monobásico forte formando complexos estáveis. Já na presença de metanol e ácido sulfúrico forma o éster borato de metila que é utilizado na identificação do Boro nas amostras através do teste de chama no qual confere uma coloração verde intensa. Através da intensidade da coloração da chama, por métodos espectrométricos, é possível quantificar o Boro presente nas soluções. 
Referencias 
Lee, J. D. Química inorgânica não tão concisa. Tradução da 5ª ed. inglesa. Editora Edgard Blücher Ltda. pp. 24, 217, 360-370. 1999. Disponível em: http://pt.wikipedia.org/wiki/Nitroglicerina. Acesso em: 07/11/2014 às 01: 53 AM.
MAHAN ,Bruce; MYERS, Rollie. Química um curso universitário. 4ºed. São Paulo Blucher, 1995. p 379, 384.
Questionário 
Qual a equação do ácido bórico em água?
H3BO3 (s) + H2O(l) B(OH)-4 (aq) + H+(aq) 
O ácido ortobórico H3BO3 é solúvel em água e se comporta como um ácido monobásico fraco. Ele não doa prótons para o solvente como a maioria dos ácidos, mas aceita íons OH-. Portanto é um ácido de Lewis, sendo representado mais corretamente como B(OH)3.
Qual a melhor representação para o ácido bórico H3BO3 ou B(OH)3. Explique 
As duas representações são corretas. O ácido bórico (H3BO3) é solúvel em água e se comporta como ácido monobásico fraco. Sendo assim, ele não doa prótons para o solvente como a maioria dos outros ácidos, mas aceita íons OH-. Portanto é um ácido de Lewis, sendo mais representado corretamente como B(OH)3.
Para que não haja confusão, ele é mais escrito com H3BO3, pois escrito como B(OH)3 pode ser confundido com um hidróxido.
Reações do Alumínio Metálico e do Cloreto de Alumínio – Introdução 
O elemento metálico mais abundante da crosta terrestre é o alumínio, e também está em terceiro lugar em peso entre todos os elementos presentes na terra. O alumínio possui baixa densidade, é muito resistente e também conduz eletricidade com grande facilidade. Além disso, é um forte redutor, se oxida com facilidade e é muito resistente a corrosão. A explicação para tal resistência deve-se a formação de um filme óxido estável em sua superfície, protegendo o elemento. O alumínio tem ainda características anfóteras, ou seja, quando entra em contato com ácidos ou bases fortes, ele interage bem. 
O alumínio possuí baixa densidade, é muito resistente e também conduz eletricidade com grande facilidade. O alumínio é um forte redutor, se oxida com facilidade e muito resistente a corrosão, a explicação por sua resistência a corrosão é devido a sua superfície formar um filme óxido estável que protege o elemento (MAHAN;MYERS, 1995). E também tende a formar íons aluminato com soluções quentes de base em água, reação, 2 Al(s) + 2 OH- + 6 H2O(l) 2 Al(OH)-4(aq) + 3 H2(g). 
O sal mais importante que é obtido da reação do alumínio com ácido é o sulfato de alumínio Al2(SO4)3 como pode ser observado na reação abaixo, (ATKINS, 2012). 
Al2O3(s) + 3H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3H2O(l) 
O hidróxido de alumínio quando precipitado forma uma substância branca gelatinosa, mediante a adição de hidróxido de amônio NH4OH. Quando o alumínio é adicionado com o ácido nítrico HNO3 concentrado o ácido torna o alumínio um metal que não reage devido à formação de uma camada de óxido. O alumínio também se dissolve no hidróxido de sódio, formando o aluminato de sódio conforme a reação, (LEE, 1999). 
2Al(s) + NaOH(aq) + 4H2O(l) 2NaAl(OH)4(aq)
Materiais e reagentes 
Materiais 
4 Tubos de ensaio 
6 Pipetas de 5mL; 
Papel indicador de pH; 
1 Espátula
1 Estante para tubos de ensaio; 
Fita de pH; 
ReagentesAlumínio metálico; 
Solução de NaOH, 1,0 M; 
Solução de HCl, 2,0 M; 
Ácido nítrico (concentrado); 
Hidróxido de amônio; 
Cloreto de alumínio; 
Procedimento Experimental 
Inicialmente foram colocados 4 tubos em uma estante para tubos de ensaio, na sequência rotulou-se os mesmos, conforme as substâncias que foram colocadas em cada um, no qual, no primeiro tubo foram adicionados 3 mL de NaOH(aq), seguidamente foram colocados uma pequena quantidade de papel alumínio metálico. No segundo tubo foram adicionados 3 mL de HCl(aq), logo em seguida foram colocadas pequenas quantidades de papel alumínio metálico. No terceiro tubo foram adicionados 3 mL de ácido nítrico, e também transferiu se pequenas quantidades de papel alumínio metálico. Posteriormente em realização dos procedimentos acima, se esperou alguns minutos e foi observado o que aconteceu com cada um. 
Na sequência foi pego o quarto tubo de ensaio e foram adicionados 3 mL de água destilada juntamente com uma pequena quantidade de cloreto de alumínio, verificou-se o pH da solução. Após foi adicionado NaOH(aq) gota a gota até que formasse um precipitado. Seguindo o roteiro foram adicionados também 3 mL de hidróxido de amônio gota a gota, observou o que aconteceu.
Resultados e discussão 
Após a realização dos procedimentos pode-se observar que no tubo 1 ao adicionar NaOH(aq) com o alumínio, logo ambos começam a reagir produzindo gás isso acontece devido ao fato dessa reação estar liberando hidrogênio, pode-se analisar também que essa reação é exotérmica, ou seja, libera calor. Nessa reação o produto é o aluminato de sódio e o hidrogênio, e após a reação completa a água fica com uma coloração acinzentada, devido ao aluminato estar em solução aquosa, como demonstra a reação abaixo, (LEE, 1999). Podemos deduzir que a reação também ocorre devido às características anfóteras do alumino. 
2 Al(s) + 2 NaOH(aq) + 6 H2O(l) 2 NaAl(OH)4(aq) + 3H2(g)
A seguir foi analisado o tubo 2, onde foram adicionados alumínio e ácido clorídrico, nesta reação teve grande liberação de calor, ou seja, uma reação exotérmica, e liberação de hidrogênio semelhantemente com a reação anterior entre o NaOH e o Al, a reação entre o Al e o HCl é equacionada abaixo. 
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 Al+(aq) + 6 Cl-(aq) + 3 H2(g)
A reação entre ambos é bem vigorosa, mas demora mais tempo para reagir que a anterior, pois o alumínio metálico é recoberto por uma camada de óxido de alumínio, por consequência da reação alumínio com oxigênio do ar, assim o ácido leva algum tempo para reagir com este oxido superficial e entrar em contato com o metal (LEE, 1999). 
No terceiro tubo pode-se observar que não ocorre reação alguma, ou seja, o ácido HNO3 (concentrado) não consome o alumínio. Isso ocorre provavelmente por seu oxido superficial e também outro fato interessante e de que, o ácido não encontra se diluído em água, o que causa á diminuição da concentração de H3O+ na solução, tornando- o menos reativo. 
No quarto tubo ao verificar o pH da mistura entre água e o cloreto de alumínio, pode-se observar que o pH foi igual a 2, ou seja, um pH ácido, pois conforme pode-se observar na reação abaixo o cloreto de alumínio é um sal que se forma a partir da reação entre o HCl(aq) e o Al(OH)3(aq) e em contato com a água tem caráter ácido, como demonstra a equação (LEE, 1999). 
HCl(aq) + Al(OH)3(aq) AlCl3(s) + H2O(l)
Dando sequência, ao adicionar hidróxido de sódio a solução, a mesma formou um precipitado com coloração branca que é o hidróxido de alumínio como se pode observar na reação, AlCl3(s) + 3NaOH(aq) Al(OH)3(s)(precipitado) + 3NaCl(aq).
Ao adicionar hidróxido de amônio, a solução criou um aspecto gelatinoso, pois o NH4OH(aq) não conseguiu diluir o precipitado, uma explicação desse ocorrido é pelo fato do mesma ser uma base fraca, isso faz com que o se dissocie pouco devido as suas interações intramoleculares serem fortes, ( LEE, 1999).
Conclusão 
Conclui-se que o alumínio e seus compostos são muito reativos. Em relação a reação com o ácido clorídrico, o alumínio reagiu facilmente. Diferente do ácido nítrico com o alumínio, que não reagiram. Isto ocorreu por conta do ácido nítrico produzir uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo, reagindo somente com aquecimento. Em relação a água, a reação se dá de forma muito lenta, sendo quase imperceptível. 
 Referencias 
ATKINS, Peter; JONES, Loretta. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ºed.Porto Alegre: Bookman, 2012. p 628, 633.
BROWN, Theodore, et al. Química, A Ciência Central.9ºed. São Paulo: Pearson, 2005. p 846, 847, 884, 886. 
LEE, Jd. Química Inorgânica não tão concisa.5ºed.São Paulo:Edgard Blucher,1999.p 180,192. 
MAHAN ,Bruce; MYERS, Rollie. Química um curso universitário. 4ºed. São Paulo Blucher, 1995. p 379, 384.
 Questionário 
Qual a razão do alumínio não ser solúvel no ácido bórico?
Embora o cromo (Cr), o ferro (Fe) e o alumínio (Al) facilmente dissolvem-se em ácido nítrico diluído, o ácido concentrado forma uma camada de óxido metálico que protege o metal de posterior oxidação, o que é chamado passivação. Concentrações típicas que causam passivação situam-se na faixa de 18% a 22% em peso de ácido nítrico.
Qual o gás formado na reação do hidróxido de sódio com o alumínio metálico? Escreva a reação. 
O alumínio, por ser anfótero, irá reagir tanto com o ácido quanto com a base. Na reação do alumínio com o hidróxido de sódio ocorrerá uma remoção da fina camada de sódio presente na superfície do alumínio permitindo que ocorra uma reação no meio aquoso, com a liberação de gás hidrogênio.
2Al(s) + 2NaOH(aq)+ 6HO 2Na(aq) + 2[Al(OH)4]- + 3H2(g)
Qual a reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico? 
No meio contendo aviso clorídrico a reação também resultará na liberação de hidrogênio gasoso.
2Al(s)+6HCl(aq) 2Al3 + (aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g)
Escreva as reações do hidróxido de alumínio om o HCl e o NaOH.
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O 
Al(OH)3 + NaOH NaAlO2 + 2H2O
Quais as suas observações tiradas em relação a reação do hidróxido de sódio de amônia com cloreto de alumínio. Explique e escreva as reações. 
Percebe-se a grande presença da amônia no ambiente, devido ao seu odor.
AlCl + 3NH4OH 3NH4Cl + Al(OH)3