Trabalho de Inorgânica parte 2

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Trabalho de Inorgânica parte 2
	
Experimento do Boro
1. O teste da acidez do ácido bórico pode ser explicado através da teoria de ácidos e bases de Bronsted-Lowry, onde os compostos que possuem caráter ácido são os quais doam prótons (núcleos de Hidrogênio) e as bases são os compostos que podem receber prótons.
Já os testes em água fria e morna são para verificar as alterações na solubilidade do ácido bórico, o que pode levar a uma alteração no PH medido na solução resultante.
2. A mistura de tetraborato de sódio e fluoreto de cálcio com ácido sulfúrico quando aproximada de uma chama ela altera a cor da chama, pois a reação libera um gás, de acordo com a fórmula e o mecanismo abaixo:
Na2B4O7(aq) + 6 CaF2(aq) + 7 H2SO4(aq) → 4 BF3(g) + 6 CaSO4(aq) + Na2SO4(aq) + 7H2O
Possível mecanismo de reação:
· Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → 4 H3BO3(aq) + Na2SO4(aq)
· 4 H3BO3(aq) + 6 CaF2(aq) + 6 H2SO4(aq) → 4 BF3(g) + 6 CaSO4(aq) + 12 H2O
A alteração da cor da chama ao se aproximar da chama, é explicada pela emissão de fótons decorrente do decaimento dos elétrons excitados do composto gasoso e a característica de sua cor é decorrente do Boro.
3. Ao misturar tetraborato de sódio, ácido sulfúrico e metanol temos as seguintes equações:
· Na2B4O7 + H2SO4 + 5 H2O → 4 H3BO3(aq) + Na2SO4(aq)
H+ (cat.)
· H3BO3(aq) + 3 CH3OH→ B(OCH3)3 + 3 H2O
Onde ácido sulfúrico, nesse caso, age como um catalizador ao fornecer H+ para a reação diminuindo a Energia de ativação.
A substância volátil formada pertence à classe de complexos, que são formados ácidos e bases de Lewis ligados e nesse caso o Boro é a base e metox é o ácido, ambos de Lewis.
4. Ao se adicionar fenolftaleína à uma solução com tetraborato de sódio verifica-se que o sal de tetraborato possui caráter básico, pois sua estrutura advém da junção de uma base forte e um ácido fraco de Bronsted-Lowry.
Experimento do Alumínio
1. O teste de raspas de alumínio em água, ácido clorídrico diluído e hidróxido de sódio em solução mostram diferentes níveis de reatividade do alumínio, sendo ele mais reativo com o hidróxido de sódio e ácido sulfúrico do que com água, seja ela quente ou fria.
Essa baixa reatividade do alumínio frente a água pode ser vista como uma anergia de ativação relativamente mais alta que os compostos das famílias 1 e 2 A, além da formação de uma camada de óxido em sua superfície.
2. O tratamento das rapas de Alumínio com Cloreto de Mercúrio desempenha um papel de retirar a camada de óxido da superfície do metal facilitando a reação da água com o alumínio.
3. O sulfato de alumínio e potássio ao se acrescentar hidróxido de sódio irá formar inicialmente um precipitado, Hidróxido de Alumínio, ao se continuar a adição de Hidróxido de Sódio há a formação de um complexo que fica solvatado na solução.
Quando adicionamos o Cloreto de amônio sólido desfazemos esses complexos os retornando à forma sólida em Hidróxido de Alumínio.
· KAl(SO4)2(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)3(s) + Na2SO4(aq) + Na(K)SO4(aq)
· Al(OH)3(s) + NaOH(aq, excesso) → Na[Al(OH)4](aq)
· Na[Al(OH)4](aq) + NH4Cl → Al(OH)3(s) + NaCl + NH3 + H2O
4. A reação de Hidróxido de amônio e sulfato de alumínio e potássio forma uma solução com íons em suspensão, ao adicionarmos ácido tartárico em solução há a formação de complexos mais estáveis entre o tartarato e o alumínio, que são solúveis em água.
5. O experimento da adição de ácido sulfúrico concentrado à raspas de alumínio com adição de calor, onde o dióxido de enxofre resultante entrou em contato com uma folha umedecida com Cromato de potássio e essa interação causou uma mudança na coloração do papel pois houve uma reação de redução do Cromo no papel e a oxidação do dióxido de enxofre que estava a sair.
2 Al(s) + 6 H2SO4(conc) → Al2(SO4)3(aq) + 3 SO2(g) + 6 H2O
2 CrO42-(aq) + 3 SO2 + 4 H+ → 2 Cr3+(aq) + 3 SO42-(aq) + 2 H2O
A partir dessas equações podemos perceber que os números de oxidação do Cromo variou de +6 no Cromato para +3 e o Enxofre variou de +6, no ácido sulfúrico, para +4, no dióxido de enxofre, e para +6 no íon sulfato.
Alúmen de alumínio a partir do metal
Al(s) + KOH + 3 H2O → K[Al(OH)4](aq) + 3/2 H2(g)
2 K[Al(OH)4](aq) + H2SO4(aq) →2 Al(OH)3(s) + K2SO4(aq) + 2 H2O
2 Al(OH)3(s) + 3 H2SO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 6 H2O
K2SO4(aq) + Al2(SO4)3 → 2K[Al(SO4)2].·12 H2O
Seguindo o experimento descrito na apostila que contém as fórmulas acida descritas.
Os processos são aquecer uma solução que contém 1,5g de alumínio, em pedaços, 50 mL de KOH a 1,4 mol/L, para a formação do complexo K[Al(OH)4].
Depois da dissolução total do alumínio e redução do volume dessa solução a menos da metade, ela é filtrada para a retirada de quaisquer sólidos, sendo realizada 2 lavagens com pequenas quantidades de água destilada dos resíduos no filtro.
A essa solução aquosa resultante é adicionado 20 mL de H2SO4 a 9 mol/L, para que se forme o Al(OH)3(s) a partir do complexo K[Al(OH)4].
Após isso continua-se adicionando ácido clorídrico para formação de sulfato de alumínio, onde é aquecido até o se dissolver os sólidos e realizado a filtração da solução.
Essa solução límpida é então colocada em banho de gelo para que a formação do alúmen ocorra lentamente levando a se obter cristais maiores.
Depois os cristais são lavados em solução de água e etanol e colocados para secar em um dessecador.
Ao final devemos calcular o rendimento mas não esperamos obter um alto rendimento devido à várias incertezas que podem ocorrer, como a contaminação dos reagente e erros experimentais humanos.
Referência para o tartarato.
passeidireto.com/arquivo/45793385/relatorio-1-aluminio-alumen