Universidade Federal da Grande Dourados

Faculdade de Ciências Exatas e Tecnologia – FACET Prof. Dr. Gleison Casagrande

____________________________INTRODUÇÃO____________________________

Sabe-se que a formação do alumínio pode ter sido causada devida as colisões ocorridas entre átomos de hidrogênios causadas pelas altas temperaturas e pressões atmosféricas durante a formação do Sistema Solar.

O nome alumínio vem do latim alúmen, nome dado a um de seus sais, o sulfato de alumínio. Em meados do século XVIII foi proposto por L. B. G. de Morveau o nome alumine para a base do alúmen. E no início do século XIX, Sir Humphey Davy, pesquisador inglês, tentou isolar esse elemento através do elemento hoje conhecido como alumina, óxido de alumínio, Al2O3, convencendo-se que este composto tinha uma base metálica, e certificando-se que ele não tinha conseguido isolar o alumínio metálico, propôs para o metal obtido o nome alumínium, e mais tarde concordou em alterá-lo para alumínum.

Em 1825, o alumínio metálico foi preparado pela primeira vez em laboratório, pelo químico dinamarquês Hans Christian Orsted, onde este estava estudando as ações de correntes elétricas, isolou o alumínio a partir da alumina, preparando o cloreto de alumínio, AlCl3. O cloreto formado foi tratado com um amálgama de potássio (liga de potássio com mercúrio), obtendo uma amálgama de alumínio. Orsted então aqueceu essa amálgama, onde a liga decompôs os seus constituintes: alumínio e mercúrio. Assim o mercúrio foi evaporado e o alumínio metálico foi formado como resíduos desta destilação.

Há mais de 7000 anos o alumínio já era utilizado na região do Iraque, onde este aparecia contido em grande porcentagem em cerâmicas produzidas pelo povo nativo. E 3000 anos mais tarde os egípcios e os babilônicos usavam compostos de alumínio para o preparo de muitos produtos químicos e medicinais.

O alumínio é o elemento metálico mais abundante da crosta terrestre, onde seus compostos aparecem concentrados nos 15 km mais externos da crosta que correspondem cerca de 8% deste, sua abundância só é inferior a do oxigênio e do silício. Mas devida a sua alta afinidade com o oxigênio costuma-se não encontrá-lo como substância elementar, mas sim, em formas combinadas com o oxigênio, tais como, óxidos ou silicatos. É também o segundo elemento mais maleável, perdendo apenas para o ouro, e o sexto mais dúctil.

O metal pode ser extraído por diversas reações químicas, com a bauxita é uma delas, onde a extração feita através deste mineral que é ocasionada por uma reação natural. Ocorre quando há uma infiltração de água em rochas alcalinas, que estas entram em decomposição adquirindo uma nova constituição química. A bauxita é encontrada próxima a superfície em uma espessura de mais ou menos 4 metros, o que possibilita a sua extração a céu aberto com o uso de retro escavadeiras. Após mineirada, a bauxita chega às fábricas, em seu estado natural, contendo impurezas que precisam ser eliminadas. Esta então é moída e misturada a uma solução de soda cáustica, formando-se uma pasta. Esta pasta é aquecida sob pressão e recebe uma nova adição de soda cáustica, que acaba se dissolvendo, passando então por processos de sedimentação e filtração, que eliminam todas as impurezas, estando pronta para a extração da alumina. Com o uso de equipamentos chamados Precipitadores, a alumina contida na substância é precipitada através de um processo chamado “cristalização por semente”. Esse sólido obtido, só precisa ser lavado e secado por meio de aquecimento para que tenhamos o primeiro produto do processo de produção do alumínio, a alumina. A alumina é um pó branco, com uma consistência semelhante à do açúcar, que a partir daí é aquecida e colocada em forma de alumínio.

Esse metal formado apresenta diversas aplicações, tanto que, com exceção do aço é o metal mais empregado, sendo um material muito importante em várias atividades econômicas.

O alumínio quando puro é muito frágil e maleável, todavia, suas ligas com pequenas quantidades de cobre, manganês, silício, entre outros, apresentam uma grande quantidade de características adequadas às mais diversas aplicações. Estas ligas fazem parte do principal material para a produção de muitos componentes de aviões e foguetes.

Ele pode substituir a prata na fabricação de espelhos de telescópios, pois, quando evaporado o alumínio no vácuo, é formado um revestimento que reflete tanto a luz visível quanto a infravermelha, devida a capa de óxido formada que impede a deterioração do revestimento.

Por ser muito reativo, o alumínio, quando finamente pulverizado, é usado como combustível sólido para foguetes e para a fabricação de explosivos. É também usado como ânodo de sacrifício e em processos de aluminotermia, para a obtenção de metais.

As ligas de alumínio são conhecidas como Duralumínio.

Segue-se abaixo a Tabela 1, na qual indica outras aplicações dadas ao alumínio:

Transporte

Como material estrutural em aviões, barcos, automóveis, tanques, blindagens e outros.

Embalagens

Papel de alumínio, latas, tetrabriks e outras.

Construção civil

Janelas, portas, divisórias, grades e outras.

Bens de uso

Utensílios de cozinha, ferramentas e outros.

Transmissão elétrica

Ainda que a condutibilidade elétrica do alumínio seja 60% menor que a do cobre, o seu uso em redes de transmissão elétrica é compensado pela sua grande maleabilidade, permitindo maior distância entre as torres de transmissão e reduzindo desta maneira os custos da infra-estrutura.

Outros

Como recipientes criogênicos até -200 °C e para a fabricação de caldeiras.

O alumínio está presente em nosso cotidiano tanto como em bens como também em nossa alimentação. O excesso do metal em nosso organismo pode ser extremamente prejudicial à nossa saúde. Não existem evidências que o alumínio tenha qualquer função vital em plantas ou animais. Ele está presente em quantidade mínimas nos tecidos de animais, sangue e urina. Estima-se que o conteúdo total no organismo humano seja de 50 à 150 mg. Onde as maiores concentrações são encontradas nos pulmões, devida a poluição atmosférica.

Faixas de concentração de alumínio em nutrição humana:

- Em vegetais: 5 – 9,5 ppm;

- Frutas frescas de bagas e frutas com caroço: 2 – 4 ppm;

- Frutas cítricas: menos que 0,1 – 0,2 ppm;

- Leite de vaca: 0,4 – 0,8 mg/L;

- Carne de músculos e órgãos: 0,2 – 0,6 ppm.

A faixa diária de ingestão de alumínio na dieta de seres humanos está em torno de 10 à 100 mg.

Na tabela 2 apresenta algumas das fontes causadoras por contaminação de alumínio:

Queijos

Panelas

Embalagens

Tubos de pasta dental

Cigarros

Creme tártaro

Alimentos enlatados

Desodorantes

Cerveja em lata

Leite em caixa

Antiácidos com hidróxidos de alumínio

Entre outros

O excesso de alumínio em nossos organismos pode causar diversos danos, como por exemplo, há relatos em que foi encontrada em altas dosagens a presença desse metal no cérebro de pessoas falecidas com síndrome de Alzheimer e doença de Parkinson.

Outros males causados pelo consumo excessivo de alumínio seguem na tabela 3:

Constipação intestinal

Cólicas abdominais

Anorexia

Cefaléia

Esquecimento

Distúrbios de aprendizado

Hiperatividade

Crises convulsivas

Incoordenação motora

Demência pré- senil

Padrão de falas alterados

Diminuição das funções hepáticas e renais.

Apesar de o alumínio apresentar toxicidade quando ingerido, ele ainda é muito importante para as nossas utilidades no dia-a-dia, e para isso o metal é idealmente reaproveitado.

Os produtos de alumínio são muito utilizados para reciclagem, pois reaproveitá-los é uma maneira financeiramente mais viável, tal que, a reciclagem requer 5% da energia usada para fazer o alumínio. Para se ter uma idéia a energia necessária para se produzir 20 latas recicladas é a mesma que para produzir apenas uma lata com o minério virgem.

Quando se é reciclada uma lata de alumínio, estamos economizando energia necessária para mantermos uma lâmpada de 100 W acesa por três horas e meia, ou então, deixarmos a televisão ligada por três horas. A indústria do alumínio economiza energia o suficiente para abastecer cerca de 7.5 quilowatt/hora de eletricidade.

____________________________OBJETIVO_______________________________

Teve-se como objetivo trabalhar com o alumínio em meio ácido e em reação com água.

__________________________PARTE EXPERIMENTAL____________________

MATERIAIS UTILIZADOS

Tubos de ensaio

Espátula

Pipeta de Pasteur

Bico de Bunsen

Prendedor

Capela

Papel

Vidro de relógio

Alumínio

REAGENTES

Nome

Fórmula Molecular

Cromato de potássio

K2CrO4

Água

H2O

Ácido clorídrico

HCl

Sulfato de alumínio

Al(SO4)

Hidróxido de sódio

NaOH

Cloreto de mercúrio

Hg2Cl2

Cloreto de amônio

NH4Cl

Ácido sulfúrico

H2SO4

Ácido tartárico

C4H6O6

Hidróxido de alumínio

Al(OH)3

______________________PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL_______________

Nesta aula foram realizados cinco experimentos, onde estes serão retratados logo abaixo:

1 - Em um tubo de ensaio com o auxílio de uma espátula foi adicionado uma pequena quantidade de alumínio em pó, acrescentando logo em seguida água destilada. E então com um prendedor aqueceu-se este tubo em um Bico de Bunsen dentro de uma capela, e observou-se o resultado.

Em outro tubo de ensaio foram acrescentadas algumas gotas de ácido clorídrico com alumínio em pó, e o aqueceu.

E em um terceiro tubo de ensaio foram adicionados alumínio e hidróxido de sódio, e aqueceu-o.

Levando-se em conta que cada um desses três experimentos realizados foram feitos do mesmo procedimento, ou seja, todos foram feitos como foi relatado no primeiro; usou-se um prendedor para segurar o tubo enquanto este era aquecido em um Bico de Bunsen dentro da capela, e todos estes foram observados.

2 - Adicionou-se em um tubo de ensaio, alumínio e cloreto de mercúrio. Observou-se o resultado.

3 - Com uma Pipeta de Pasteur adicionou-se sulfato de alumínio e um pouco de hidróxido de sódio em um tubo de ensaio, e observou-se o fenômeno ocorrido. Logo em seguida acrescentou-se mais um pouco de hidróxido de sódio, ocorreu outro fenômeno. Adicionou-se um pouco de cloreto de amônio e em um Bico de Bunsen aqueceu-se este tubo de ensaio dentro de uma capela.

4 – ­ Em um tubo de ensaio fazendo uso de uma Pipeta de Pasteur foi adicionado um pouco de sulfato de alumínio e hidróxido de alumínio. Acrescentou-se depois algumas gotas de ácido tartárico. Observando-se os resultados.

5 - Em uma tirinha de papel com uma das pontas dobrada foi adicionado algumas gotas de cromato de potássio e reservou-a em um vidro de relógio. E em um tubo de ensaio adicionou-se um pouco de alumínio com ácido sulfúrico colocando a tirinha de papel presa à parede do tubo, e aqueceu-o em um Bico de Bunsen dentro de uma capela, e observou-se uma alteração nessa tirinha.

_______________________RESULTADO E DISCUSSÃO_____________________

1 - Neste primeiro experimento pode-se observar que o alumínio não reagiu com água à frio e nem à quente, isso ocorre pelo fato do alumínio ter uma camada de óxido impermeável tornando-o resistente à corrosão.

Enquanto que no segundo que foi feito com ácido clorídrico, ao invés da água, pode-se ver que ocorreu uma reação violenta, pois além de reagir facilmente com oxigênio, o alumínio é altamente reativo na presença de ácido, e quando este é reagido com ácido clorídrico ocorre uma oxidação do alumínio metálico, dando origem ao íon Al+3, ocorre também a redução do hidrogênio do ácido, gerando hidrogênio molecular, que é eliminado em forma de um gás inflamável.

No terceiro experimento, que foi realizado com hidróxido de sódio e alumínio, ocorreu uma reação com liberação do gás hidrogênio.

As reações com alumínio ocorreram das seguintes formas:

2 Al + 3/2 O2  Al2O3

Al + 3 HCl  AlCl3(s) + 3/2 H2(g)

Al + NaOH/H2O  Al(OH)3 + H2(g)

Onde esta terceira reação pode ser representada como um complexo tetraédrico, Na[Al(OH)4]- (estrutura presente no anexo 1).

2 - Neste segundo experimento, a reação ocorrida teve como produto um sólido. Onde este sólido apresentava uma cor acinzentada com pequenos brilhos prateados, estes brilhos presentes eram vestígios de mercúrio.

Ocorreu a seguinte reação:

2 Al0 + 3 HgCl2  2 AlCl3 + 3 Hg0

Pode-se ver que a reação ocorrida é do tipo oxirredução, onde o alumínio metálico de carga zero se oxida para a carga +3, e o mercúrio se reduz de +2 para zero. O Al0 funciona como agente redutor, e o HgCl2 como agente oxidante.

Ocorreu a formação de uma pilha que é representada a seguir:

Al+3 + 3e-  Al0 E0 = -1,662 (2X)

Hg+2 + 2e-  Hg0 E0 = +0,851 (3X)

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2 Al0  2 Al+3 + 6e- E0 = +1,662

3 Hg+2 + 6e-  3 Hg0 E0 = +0,851

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2 Al0 + 3 Hg+2  2 Al+3 + 3Hg0 E0 = 2,513

3 - No terceiro experimento, quando foi adicionado hidróxido de sódio em sulfato de alumínio pode-se observar que ocorreu a formação de um precipitado, e quando foi adicionado um pouco mais de hidróxido esse precipitado sumiu.

Como dito anteriormente, o alumínio apresenta uma camada muito fina de óxido, mas quando em presença com soluções alcalinas, estes dissolvem a camada de óxido e atacam o metal, formando assim o ânion tetrahidroxialuminato.

E quando acrescentado um pouco de cloreto de amônio e aquecido, este, libera cheiro de amônia.

As reações ocorridas foram as seguintes:

Al2(SO4)3 + 3 NaOH  2 Al(OH)3(s) + 3/2 Na2SO4

Al(OH)3(s) + NaOH Na[Al(OH)4](aq)

Na[Al(OH)4](aq) + NH4Cl  NaCl + NH4OH + Al(OH)3(s)

Onde nesta última reação à liberação da amônia em forma gasosa, explicando então o cheiro exalado quando aquecido.

4 - Neste experimento quando foram misturados sulfato de alumínio com hidróxido de alumínio, formou um precipitado, e quando acrescentou-se ácido tartárico esse precipitado sumiu. Isso ocorre porque os dois átomos de alumínio se ligam ao íon tartarato, formando o composto alumínio tartarato (figura 2).

5 - Neste quinto e último experimento que foi utilizada uma tirinha de papel contendo cromato de potássio, e aquecendo este em um tubo de ensaio com uma mistura de alumínio com ácido sulfúrico sobre um bico de Bunsen. Pode-se ver que a tirinha que a princípio era totalmente amarela, após o seu aquecimento, um pequeno pedaço da sua parte inferior passou a ter uma coloração esverdeada (que é a cor da chama de alumínio).

Ocorreu as seguintes reações:

2 Al(s) + 6 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 SO2 (g) + H2O

2 CrO4 + 3SO2(g) 2 Cr + 3 SO4 + H2O

____________________________CONCLUSÃO______________________________

O alumínio além de ser um metal extremamente abundante na crosta terrestre, ele também apresenta diversas utilidades, devido os seus aspectos. Ele pode ser tanto útil na fabricação de muitos produtos cotidianos, quanto para a nossa economia. Com a finalização destes experimentos pode-se analisar os seus comportamentos em meio ácido ou em reações contendo água.

_____________________REFERÊNCIA BIBLIOGRÁFICA___________________

  1. Aplicações do alumínio: Disponível em: http://www.saberweb.com.br/quimica/aluminio.htm, acessado dia 02 de abril de 2010.

  2. Reciclagem do alumínio: Disponível em: http://www.aricanduvaesquadrias.com.br/htm/reciclagem.htm, acessado dia 02 de abril de 2010

  3. Intoxicação por alumínio: Disponível em:http://www.medicinageriatrica.com.br/2007/12/03/aluminio-intoxicacao/%, acessado dia 02 de abril de 2010.

  4. Pilha do experimento 2: LIDE, David R., CRC Handbook of Chemistry and Physics, Taylor & Francis Group, 2005.

  5. Estrutura do alumínio tartarato: Disponível em: http://www.chemicalbook.com/CAS%5CGIF%5C815-78-1.gif, acessado dia 02 de abril de 2010.

  6. SHRIVER, Duward., ATKINS, Peter, Química Inorgânica, 4.ed., Porto Alegre: Bookman, 2008. Pag. 209.

  7. Alumínio: Disponível em: qnesc.sbq.org.br/online/qnesc13/13-aluminio.pdfv, acessado dia 02 de abril de 2010.

____________________________ANEXOS______________________________

Figura 1

Figura 2

Alumínio Química Inorgânica Experimental I

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