_Experimento 1_ PREPARAÇÃO DO TRISACETILACETONATO DE ALUMÍNIO (III)

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA 
CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Química Inorgânica Experimental I - QMC 5136 
Professor: José Roberto Bertolino 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Experimento 1: 
 PREPARAÇÃO DO TRISACETILACETONATO DE ALUMÍNIO (III) 
 
 
 
 
 
 
 
Equipe: Ana Caroline da Silva – 17200389 
Kassia Rauen Jayme - 17204627 
 
 
 
 
 
 
Florianópolis 
 2018/02 
 
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Resumo 
 
Neste relatório teremos informações sobre o primeiro experimento, que trata da 
preparação da síntese do trisacetilacetonato de alumínio (III). Em sua preparação foi 
utilizado nitrato de alumínio nonahidratado e o ligante acetilacetonato que é 
bidentado, vindo do equilíbrio ceto-enólico da acetilacetona. Teve a necessidade de 
deixar o meio alcalino (pH entre 7 e 8), com isso foi utilizado amônia, que é uma base 
fraca, após a precipitação filtrou-se e foi colocado o filtrado na estufa por 30 minutos 
para secar. 
Terminando todos os procedimentos experimentais, juntaram-se os dados e 
realizaram-se os cálculos, tendo como resultado 1,32 g de rendimento final. Com isso, 
a pureza foi avaliada colocando uma pequena parte do composto em solução de 
clorofórmio, tendo como resultado um composto puro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1. Introdução Teórica 
 
1.1 Algumas teorias sobre ácido-base 
 
A teoria dos ácidos e bases se inicia com Arrhenius, sucintamente, diz que 
substâncias ácidas liberam H+, e bases liberam OH-, porém é uma teoria pouco 
abrangente já que serve só para soluções em meio aquoso. Em seguida surgiu a 
teoria de Bronsted-Lowry que enfoca na transferência do próton entre as espécies 
(ácido gera H+, e base se liga com H+. Apesar de ser uma teoria mais geral, ainda 
falha quando se considera reações entre substâncias de aspectos similares, mas nas 
quais nenhum próton é transferido. Em busca de teorias de acidez gerais, G. N. Lewis 
percebeu que um ácido é uma substância que recebe um par de elétrons, e uma base 
é uma substância que doa um par de elétrons. A reação fundamental dos ácidos e 
bases de Lewis é a formação de um complexo. 
Com essa teoria de Lewis, R.G. Pearson deu uma nova classificação de ácidos 
e bases, nas quais diferenciou em ácidos “duros/macios” e bases “duros/macios”. Os 
ácidos e bases duros são menores e pouco polarizáveis, enquanto ácidos e bases 
macias tendem a ser maiores e polarizáveis. Pearson então propôs que os ácidos 
duros tendem a se ligar com as bases duras, enquanto as bases macias tendem a se 
ligar com os ácidos macios. Esta regra, ficou conhecida como Princípio de Pearson 
(serve para estabelecer a estabilidade de complexos metálicos). 
 
1.2 Nitrato de alumínio (Al(NO​3​)​3​9H​2​O) 
 
O alumínio é um cátion compacto, pouco polarizável e altamente carregado, é 
considerado um íon metálico duro, se hidrolisa facilmente em solução aquosa. Possui 
número de coordenação quatro (raio iônico de 0,53 Å) ou seis (raio iônico de 0,68 Å), 
adotando, respectivamente, a geometria tetraédrica ou octaédrica. 
Nesta prática, usamos nitrato de alumínio nonahidratado, que é constituído por 
cristais brancos, é inodoro, perigoso, oxidante e tem massa molar de 375 g mol​-1​. 
Nesta molécula o alumínio tem número de coordenação 6. 
 
1.3 Complexos metálicos ou compostos de coordenação 
 
Composto de coordenação é um complexo neutro ou um composto iônico no 
qual um dos íons envolvidos é um complexo [combinação de um ácido de Lewis (que 
é o átomo metálico central) com várias bases de Lewis (que são os ligantes)]. 
Há uma classe desses compostos de coordenação que se chama “quelatos”, é 
produzido quando um íon metálico coordena-se com dois ou mais grupos doadores de 
um mesmo ligante para formar um anel heterocíclico de cinco ou seis membros. São 
mais estáveis que complexos com ligantes monodentados. Logo, quanto maior o 
número de anéis formados, mais estável será o complexo. Podemos ter como 
exemplo, o ligante utilizado nessa prática. Essa estabilização se dá, pelo fato do 
ligante formar um anel heterocíclico de 6 membros com o íon metálico Al⁺³, pela 
ressonância do ligante e as interações “base dura-ácido duro”. 
No efeito quelato as entropias são maiores do que em reação não quelantes, 
desta forma termodinamicamente elas se tornam mais favoráveis. A presença de sítio 
ativos atribuem a isso, sendo quanto maior o sua atuação e sua quantidade, maior sua 
vantagem entrópica, já que haverá bom deslocamento de ligantes monodentados. 
3 
 
Estrutura do complexo [Al(acac)​3​] 
 
1.4 Equilíbrio químico em reações 
 
O equilíbrio químico ocorre em uma reação reversível, a velocidade da reação 
direta é igual à velocidade da reação inversa. Quando o estado de equilíbrio é 
alcançado, as concentrações de reagentes e produtos permanecem constantes (nunca 
resultam na completa conversão de reagentes em produtos)​. 
Equação genérica 
Porém, esse equilíbrio pode ser alterado (por modificações nas concentrações 
das substâncias, na pressão ou na temperatura) “quando uma força externa age sobre 
um sistema em equilíbrio, este se desloca, procurando anular a ação da força 
aplicada.” - Princípio de Le Châtelier. 
 Neste experimento, vimos como a acetilacetona (2,4-pentanodiona) entra em 
equilíbrio ceto-enólico com seu isômero enol. Esse enol age como um ácido fraco de 
Bronsted-Lowry e perder o íon H​+ ​ em contato com uma base, gerando o ânion 
acetilacetonato. 
 
Reação 1: equilíbrio ceto-enólico da acetilacetona 
 
1.5 Clorofórmio 
Em 1831 a primeira obtenção de clorofórmio se deu por Liebig e Souberian. 
Isto se deu por meio da reação de etanol e gás cloro e uma solução de hidróxido de 
sódio. 
O clorofórmio é um haleto orgânico triclorometano, onde esses são conhecidos 
pela substituição de um ou mais hidrogênios de moléculas de hidrocarboneto por 
halogênios como o próprio Cl, o F, Br e I. Sua fórmula química é CHCl​3​. Este 
composto é caracterizado com um solvente apolar, desta forma não existe regiões 
eletricamente densas nas moléculas constituintes. Com todas essas análises, 
podemos concluir que os momentos dipolares e a constante dielétrica são menores. ​. 
4 
 
2. Materiais e reagentes: 
Béquer de 100 mL; 
Proveta; 
Bastão de vidro; 
Agitador magnético 
Bureta; 
Almofariz de porcelana; 
Kitassato; 
Funil de placa porosa; 
Bomba de vácuo; 
Placa de Petri; 
Estufa; 
Balança; 
Papel tornassol; 
Água destilada; 
Gelo; 
Nitrato de alumínio nonahidratado; 
Acetilacetona; 
Solução aquosa de amônia; 
Clorofórmio; 
 
2.1 Parte Experimental 
Em um béquer de 100 mL, foi pesado 3,004g de nitrato de alumínio 
nonahidratado (Al(NO​3​)​3​9H​2​O). Em seguida, com uma proveta foi medido 30 mL de 
água destilada e adicionado ao béquer. Com auxílio de um bastão de vidro, a solução 
foi agitada até os cristais estarem dissolvidos. Em seguida adicionou-se 2,5 mL de 
acetilacetona, que fez mudar o incolor da solução para alaranjado. 
Em agitação constante tendo o auxílio do agitador magnético, com uma bureta 
adicionou-se gota a gota a solução de amônia (NH​3 (aq)​) 2,0 mol/L no béquer que já 
continha solução. A medida que era “pingado” amônia no béquer, ia se molhando o 
bastão de vidro na solução e passando-a em papéis tornassol, até ser obtido uma 
coloração roxo/azulado, que indica quea solução está levemente básica, foi feito com 
muita cautela, pois caso passasse dessa cor (pH) o nitrato iria precipitar. Para obter o 
pH dessa solução entre 7 e 8, utilizou-se 15,5 mL de amônia. 
Após esse procedimento, foi preparado um banho de gelo em um almofariz de 
porcelana e então, adicionou-se o béquer que continha a mistura. A solução foi 
mantida esfriando no banho de gelo por cerca de 10 minutos. Em seguida foi feita a 
filtração com um kitassato que continha um funil de placa porosa na bomba de vácuo. 
A mistura do béquer foi ​vagarosamente ​adicionada no funil de placa porosa enquanto 
a filtração era realizada (o béquer foi lavado uma vez com auxílio de água gelada). 
Após a filtração ficou nítido a separação da parte aquosa do precipitado. 
Em seguida, o precipitado foi retirado do funil de placa porosa e colocado em 
uma Placa de Petri (30,50g), que foi levada para estufa a 70ºC, onde ficou por 30 
minutos, assim o precipitado ficou livre de água (seco). Foi pesado novamente a placa 
de Petri contendo o Trisacetilcelonato de Alumínio (III) obtendo um valor de 31,82g. 
Para ver se o composto era totalmente puro, foi adicionado cerca de 1 mL de 
clorofórmio em uma alíquota do material, onde foi possível perceber a dissolução do 
composto, mostrando que ele era puro. 
 
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3. Resultados e Cálculos 
 
É necessário, primeiramente, entender como ocorrem as reações para que 
seja possível realizar os cálculos do reagente limitante e do rendimento da reação. 
 
Reação 2: Al(NO​3​)​3​9H​2​O​(aq) ​⇋ Al​
3+​
(aq)​ + 3NO​3​
-​
(aq) 
 
Reação 3: C​5​H​8​O​2(aq)​+ NH​3(aq) ​⇋ NH​4​
+​
(aq)​ + C​5​H​7​O​2​
-​
(aq) 
 
Reação 4: Al​3+​(aq)​ + 3(C​5​H​7​O​2​
-​)​(aq) ​⇋ Al(acac)​3(aq) 
 
O produto final é formado por apenas alumínio e acetilacetonato (acac), sendo 
assim, a amônia que foi adicionada na solução de nitrato de alumínio nonahidratado 
com a acetilacetona não é levada em consideração para os cálculos de reagente 
limitante. 
Há a necessidade de verificar quem é o agente limitante para os cálculos e 
com isso, necessita-se saber a massa molar dos reagentes que foram adicionados no 
procedimento experimental. A massa molar do Al(NO​3​)​3​9H​2​O é de 374,98 g/mol, 
porém a massa molar da acetilacetona fornecida no rótulo é de 100,12 g/mol. 
Calculando o número de mols de nitrato de alumínio nonahidratado: 
 
n = mMM 
 
 n = 3,004 g/mol374,98 g/mol 
 
 8, 1x10n = 0 −3
 
 
 
Agora, para calcular o número de mols da acetilacetona é preciso descobrir a 
massa. Iremos fazer isso através do volume de acetilacetona que foi adicionado, então 
é necessário utilizar a densidade da acetilacetona. Na pesquisa descobrimos que a 
densidade é 0,975 g/mL. Calculando: 
 
 ρ = v
m 
 
 , 75g/mol0 9 = m2,5 ml 
 
 0, 75 g/ml x 2, mlm = 9 5 
 
 2, 3 gm = 4 
 
 
Descobrindo a massa se torna possível calcular o número de mols de acetilacetona 
adicionados no nosso sistema. A massa molar fornecida no rótulo foi 100,12 g/mol. 
 
 n = mMM 
 n = 2,43 g100,12 g/mol 
 2, 2 x 10 moln = 4 −2 
 
No entanto, ao analisar a estequiometria da reação, temos que arrumar a 
proporção de alumínio e de acetilacetona, de acordo com os coeficientes 
estequiométricos. Por isso, tem que dividir o valor do número de mols de acetilacetona 
6 
 
por três, já que a proporção é de 1 mol de nitrato de alumínio para 3 mols de 
acetilacetona, ficando o total de 8,06 x 10​-3 ​mol de acetilacetona. 
Analisando, percebemos que o Al(NO​3​)​3​9H​2​O está em menor quantidade, 
tornando-o em reagente limitante. 
Tendo o número de mols do reagente limitante podemos descobrir o 
rendimento teórico para o trisacetilacetonato de alumínio (III), com o valor da massa 
molar do complexo em 323,98 g/mol e proporção de 1 para 1, calculamos: 
 
 (Al(NO3)39H2O) n = mMM Al(aca)3 
 
, 1 x 10 g/mol 8 0 −3 = m323,98 g/mol 
 
 2, 9 gm = 5 
 
Comparando o rendimento teórico com o rendimento experimental, é possível 
calcular o rendimento percentual. Como está no procedimento experimental, tivemos o 
valor de 1,32 g de trisacetilacetonato de alumínio (III) ao final do experimento. Desta 
forma, calculamos: 
 
 (vidro de Petri vazio) 30, 0 gm = 5 
 (vidro de Petri com conteúdo) 31, 2 gm = 8 
1, 2 30, 0 1, 2 g de Al(acac)33 8 − 5 = 3 
 
rendimento percentual: 
 
, 9 g 100%2 5 → 
, 2 g x1 3 → 
 
 50, 6%x = 9 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4. Discussão 
 
Com a alta solubilidade do nitrato de alumínio em água, podemos considerar 
que a dissolução total em íons Al​3+​ e NO​3​
-​ em solução aquosa realmente acontece. 
 
Reação 5: Al(NO​3​)​3​9H​2​O​(aq) ​→ Al​
3+​
(aq)​ + 3NO​3​
-​
(aq) 
 
O complexo formado pelo íon metálico com as moléculas de água, [Al(H​2​O)​6​]​
3+​, 
possui um caráter ácido e diminui o pH da solução. Para tanto, foi adicionada uma 
base fraca (amônia) com o intuito de deslocar o equilíbrio para a formação de uma 
maior concentração de íons acetilacetonato. A amônia atua como uma base de 
Bronsted-Lowry, “retirando” prótons tanto da solução quanto do enol, enquanto a 
acetilacetona atua como um ácido de Bronsted-Lowry (Reação 6). Assim, com a 
adição da amônia, o equilíbrio químico da reação foi deslocado para a direita, 
favorecendo a formação de acetilacetonato e do íon amônio. Este aumento na 
concentração de acetilacetonato fará com que haja a formação de [Al(acac)​3​], e 
consequentemente, a retirada dos íons em solução, fazendo com que o equilíbrio 
desloque-se no sentido da formação de mais íons acac​-​. 
Reação 6: C​5​H​8​O​2(aq)​+ NH​3(aq) ​⇋ NH​4​
+​
(aq)​ + C​5​H​7​O​2​
-​
(aq) 
 
Reação 7: Al​3+​(aq)​ + 3(C​5​H​7​O​2​
-​)​(aq) ​⇋ Al(acac)​3(aq) 
Pela reação pode-se notar que há um aumento nítido na entropia do sistema 
por conta da variação positiva no número de espécies em solução, proveniente da 
substituição de seis moléculas de água complexadas ao íon Al​3+ ​por três ligantes acac​- 
(Reação 7). 
Também deve-se levar em consideração que o pH deve ficar apenas 
levemente alcalino para não favorecer a formação de hidróxido de alumínio que é 
insolúvel em água (Reação 8). 
Reação 8: Al​3+​(aq)​ + 3OH​
-​
(aq) ​⇋Al(OH)​3(s) 
 
O íon acac​- forma complexos neutros com cátions trivalentes. Então, pode-se 
usar como método para verificar a pureza do sólido obtido na síntese, a adição de uma 
alíquota deste em algum solvente apolar, como o clorofórmio. Caso o sólido não se 
dissolva, ou seja, forme algum tipo de precipitado ou turbidez, essa característica pode 
ser associada a cargas presentes no composto, indicando a impureza do mesmo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
8 
 
5. Conclusões 
 
Concluindo todos os métodos experimentais necessários, chegamos ao fato 
de que o complexo formado é estável, já que contém estabilização de ressonância do 
ligante, efeito quelato e interações base dura com ácido duro. 
Nosso rendimento final poderia ter sido melhor, finalizamos com o rendimento 
de 50,96%. Acreditamos que tenha tido culpa o erro de procedimento com aplaca 
aquecedora e perda na filtragem, já que não é possível a retirada de todo o material do 
funil. 
No final verificamos a pureza do complexo, utilizando clorofórmio já que é um 
composto neutro. Na realização não observamos nenhum sólido e assim concluímos 
que o sintetizado é puro. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Referências Bibliográficas 
 
 
NITRATO DE ALUMÍNIO. ​Disponível em: 
<​https://www.oswaldocruz.br/download/fichas/Nitrato%20de%20alum%C3%ADnio200
3.pdf​ > Último acesso: 15 de Agosto de 2018. 
 
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<​https://www.infoescola.com/quimica/compostos-de-coordenacao/​> Último acesso: 15 
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ÍON METÁLICO EM ESTUDO: ALUMÍNIO (III). Disponível em: 
<​https://www.maxwell.vrac.puc-rio.br/16190/16190_4.PDF​> Último acesso: 15 de 
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O que É Equilíbrio Químico? ​Disponível em: 
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Último acesso:03 de setembro de 2018. 
 
Weller M., Overton T., Rourke J. Armstron F. ​Química Inorgânica - 6 ed. Porto Alegre. 
tradução de 2014. 
 
Boita, A C.; E. M,. Aluminum Acetylacetonate [Tris(2,4-pentanediono)aluminum], 
Inorg. Syntheses​, II, 25, (1939). 
10 
 
https://www.oswaldocruz.br/download/fichas/Nitrato%20de%20alum%C3%ADnio2003.pdf
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