Boro, Alumínio e seus compostos

Boro, Alumínio e seus compostos

UNIVERSIDADE FEDERAL DE SÃO JOÃO DEL-REI

CAMPUS ALTO PARAOPEBA

RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA

Os Elementos Boro e Alumínio e seus Compostos

Marcelo Henrique

Nayara Fernandes Biturini

Rafael C. T. Oliveira

Relatório apresentado ao curso de Engenharia

Química na disciplina Química Inorgânica

sob responsabilidade do professor Rafael.

Ouro Branco/MG

(Outubro/2009)

Introdução

O grupo 13 da Tabela Periódica é o primeiro grupo do bloco p. Seus elementos possuem configuração eletrônica ns2np1 e, consequentemente, seu maior numero de oxidação é +3. O boro e o alumínio são os dois primeiros elementos desse grupo.1

O boro é um metalóide 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. Essa peculiaridade do elemento faz com que ele possua propriedades notavelmente incomuns, que o tornaram essencial à tecnologia moderna.1

O boro, com características acentuadas de ametal, forma óxidos ácidos como na reação do ácido bórico com água (1) em que há formação de um ácido monoprótico:

(1) (OH)3B + :OH2 → (OH)3B-OH2.

Já o alumínio, seu vizinho de caráter metálico, forma ácidos anfotéricos. Os óxidos de ambos são importantes pois são a fonte desses elementos e o ponto de partida para a produção de outros compostos, como na reação (2), em que sulfato de alumínio é produzido a partir de óxido de alumínio e ácido sulfúrico:

(2) Al2O3(s) + 3H2SO4(aq) → Al2SO4(aq) + 3H2O.1

O alumínio é o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre, apesar de ser encontrado como bauxita, um óxido hidratado impuro (Al2O3 xH2O). Até o século XIX, o alumínio era uma raridade. Entretanto, atualmente ele é obtido em larga escala através de eletrólise. 1

Em suma, o alumínio é um elemento de caráter metálico, reativo, leve, resistente, anfotérico, com uma superfície que se apassiva devido à formação de uma película de Al2O3 quando exposto ao ar. Já o boro é um metalóide duro, com propriedades de metal pronunciadas.1

Objetivo

Observar a reatividade de diversos compostos de alumínio com variadas espécies de ácidos e bases e interpretar as observações realizadas na obtenção de éster etílico.

Materiais

-Reagentes

Ácido bórico(99.5%, Química Conteporânea Ltda.), ácido clorídrico diluído (0,1M) e concentrado(36%, Reagentes Analíticos IMPEX), ácido nítrico diluído (0,1M) e concentrado(65%, Reagentes Analíticos IMPEX), ácido sulfúrico concentrado (98%, Proquimios), água destilada, cloreto de mercúrio, álcool etílico (95%, Proquimios), hidróxido de amônio concentrado(35%), hidróxido de sódio (10%), fenolftaleína, lata de refrigerante, sulfato de alumínio(0,2M).

-Equipamentos

Banho-maria, lixa (Lixa D'água Carborundum), tesoura, tubos de ensaio, pipeta de plástico (5mL).

Procedimento

Primeira parte:

Adiciona-se em um tubo de ensaio seco um pouco de ácido bórico, 1mL de ácido sulfúrico concentrado e 2mL de etanol. Aqueça-o cuidadosamente e acende-se os vapores na boca do tubo.

Segunda parte:

Corta-se a lata de refrigerante em pequenos quadrados e lixa-os.

Coloca-se ácido clorídrico diluído em um tubo de ensaio e adiciona-se um pequeno quadrado da lata de refrigerante lixada. Realiza-se o mesmo procedimento com o ácido clorídrico concentrado, ácido nítrico diluído e concentrado, hidróxido de sódio (10%) e com hidróxido de amônio concentrado.

Terceira parte:

Corta-se um pedaço pequeno da lata e lixa-se o mesmo. Em seguida, esfrega-se uma gota de solução de cloreto de mercúrio em sua superfície. Deixa-se a lâmina tratada exposta algum tempo ao ar.

Quarta parte:

Coloca-se sulfato de alumínio em um tubo de ensaio e adiciona-se, gota a gota, hidróxido de sódio diluído até que seja observado um precipitado. Em seguida, adiciona-se hidróxido de sódio em excesso- agita-se o tubo na medida em que adiciona-se o hidróxido- até que o precipitado desapareça.

Coloca-se sulfato de alumínio em um tubo de ensaio e adiciona-se, gota a gota, hidróxido de amônio concentrado até que seja observado um precipitado. Em seguida, adiciona-se hidróxido de amônio em excesso- agita-se o tubo na medida em que adiciona-se o hidróxido - até que o precipitado desapareça.

Resultados e Discussão

Na primeira parte do procedimento, reagiu-se ácido bórico e etanol utilizando ácido sulfúrico como catalisador. A equação (1) explicita a reação que ocorreu:

(1) H3BO3 + 3CH3CH2OH → B(OCH2CH3) + H2O.

Pode-se perceber, a partir da análise da reação (1), a formação de ésteres de boro, o que explica a cor verde observada ao se acender os vapores do sistema.

Na segunda parte do procedimento, reagiu-se o ácido clorídrico (HCl) com o alumínio e esperava-se que a seguinte reação ocorresse:

(2) 2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2.

Entretanto, quando a reação foi realizada com HCl diluído não foi observada reação alguma. Por outro lado, ao se reagir o alumínio com HCl concentrado, a reação ocorreu vigorosamente: houve aquecimento, efervescência e muito gás se desprendeu do sistema (veja a Tabela 1). De acordo com a equação (2), o gás que se desprendeu foi o gás hidrogênio (H2) e houve formação de cloreto de alumínio (AlCl3). O AlCl3 é um sal solúvel em diversos compostos e, por isso, não foi possível perceber precipitação.

O fato de o alumínio sofrer passivação através da formação da camada de óxido de alumínio (AlCl3), explica porque o ácido clorídrico diluído não reagiu com o metal: ele simplesmente não conseguiu penetrar na película de óxido, ao contrário do ácido clorídrico concentrado (veja a Tabela 1).

Tabela 1: Resultados obtidos para procedimento de passivação e reatividade química do alumínio.

Composto Utilizado para Reagir com o Alumínio

Ocorrências Observadas Durante o Procedimento

HCl Diluído

-

HCl Concentrado

Aquecimento em demasia, efervescência e muito desprendimento de gás

NaOH 10%

Efervescência e o sistema tornou-se branco

NH4OH Concentrado

-

HNO3 Diluído

-

HNO3 Concentrado

-

HgCl2

Formação de líquido cinza escuro

Neste mesmo procedimento, misturou-se ácido nítrico concentrado e diluído com o alumínio e esperava-se que reagissem de acordo com a reação (3):

(3) 2Al + 6HNO3 → 2Al(NO3)3 + 3H2.

Todavia, para ambos os casos, nenhum resultado foi observado.

Ainda na segunda parte do procedimento, reagiu-se hidróxido de sódio (10%) com o alumínio. Foi possível observar certa efervescência e também que o sistema, ao se completar a reação, tornou-se branco (veja a Tabela 1). A reação se processou da seguinte maneira:

(4) 2NaOH + 2Al + 2 H2O → 2NaAlO2 + 3H2.

A partir da análise da equação (4), se pode notar que a efervescência se deu pelo desprendimento de gás hidrogênio e que a cor branca do sistema se deu pela presença de aluminato de sódio (NaAlO2).

Na última parte do segundo procedimento, tentou-se reagir hidróxido de amônio concentrado com alumínio, no entanto, não foi possível observar alteração alguma no sistema. Esperava-se que os compostos reagissem de acordo com a equação (5):

(5) 6NH4OH + 2Al → 2Al(OH)3 + 6NH4.

Na terceira parte do procedimento, ao se adicionar cloreto de mercúrio ao pedaço de alumínio lixado, percebeu-se que o líquido sobre a lâmina do metal, antes transparente, tornou-se cinza escuro (veja a Tabela 1). A equação (6) descreve a reação ocorrida:

(6) 3HgCl2 + Al2O3 → 2AlCl3 + 3HgO.

Como se pode notar, houve a formação de óxido mercúrio e cloreto de alumínio. O cloreto de mercúrio reage com a película de óxido de alumínio, removendo-a. Uma vez que o líquido é removido da superfície do metal, o alumínio reage instantaneamente com o oxigênio do ar para formar Al2O3.

Na quarta parte do experimento, foi necessária a adição de 4 gotas de NaOH ao tubo de ensaio contendo 10 gotas de sulfato de alumínio para se observar a formação de um precipitado, de acordo com a equação (7).

(7) Al2(SO4) 3 + 6NaOH → 2Al(OH) 3↓ + 3Na 2SO4

Em seguida, ao se adicionar hidróxido de sódio em excesso e agitar, notou-se o desaparecimento do precipitado(veja a Tabela 2).

O Al(OH)3, uma substância anfotérica, apesar de reagir principalmente como base, ele demonstra algum caráter ácido quando se dissolve em NaOH (base forte,se dissocia muito) e forma o íonAl(OH)4- ao reagir com mais uma hidroxila proveniente da base forte (observe a equação (8)).

(8) Al(OH) 3 + NaOH (em excesso) → Na +Al(OH)4-

Em outro tubo de ensaio, contendo sulfato de alumínio, ao adicionar 6 gotas de hidróxido de amônio e agitar, observou-se a formação de precipitado de acordo com a equação (9).

(9) Al2 (SO4) 3 + 6NH4OH → 2Al(OH) 3↓ + 3(NH4) 2SO4

Em seguida, mediante a adição de hidróxido de amônio (base fraca) em excesso, o precipitado não se dissolveu (veja a Tabela 2). O NH4OH, por ser uma base fraca, se dissocia pouco e devido a isso ela não consegue dissolver o Al(OH) 3.

Tabela 2: Resultados obtidos para o procedimento de análise do anfoterismo do Al(OH)3.

Inicial

Adição de

Número de gotas para precipitar

Numero de gotas para sumir

10 gotas de Al2(SO4)3

NaOH Diluído

4

+6

10 gotas de Al2(SO4)3

NH4OH Diluído

6

Com +94 não sumiu

Conclusão

O alumínio é um composto extremamente reativo, porém não reage com muitos compostos por formar uma película de Al2O3. Alguns ácidos concentrados, como o ácido clorídrico, conseguiram penetrar na película de passivação. Todavia, outros ácidos, como o ácido nítrico, nem mesmo em sua forma concentrada conseguiram reagir com o metal.

Na obtenção de ésteres de boro, o ácido sulfúrico agiu como catalisador da reação. Os gases que se desprenderam e foram acesos tornaram-se verde devido à presença do primeiro composto.

Referências Bibliográficas

1. Atkins, Peter; Jones, Loretta. Princípios de Química, Questionando a Vida Moderna. 3a ed. São Paulo. Editora Bookman, 2007.

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