Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié

Departamento de Química e Exatas - DQE

Disciplina: Química Inorgânica Experimental I – Turma: P02

Professora: Marlúcia Barreto

Aluno: Geovane Santos Souza

Atividade: Aula prática Data: 02.08.2014

Elementos do bloco p

Jequié – Bahia,

Outubro de 2014.

Relatório de aula prática apresentado à

disciplina de Química Inorgânica

Experimental I, ministrada pela professora

Marlúcia Barreto, como avaliação parcial do

II semestre-2014.

4. RESULTADO E DISCUSSÃO

4.1 Obtenção de ácido bórico.

4.1.1) A reação de formação do ácido bórico é representada pela equação

abaixo:

Na2B4O7·10H2O (s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(aq) + 4H3BO3(s) + 5H2O(l)

O bórax reage com ácido clorídrico, formando cloreto de sódio, que é um sal

solúvel em água, este é desidratado e forma principalmente ácido bórico. O ácido

bórico se apresenta em forma de precipitado durante a reação, após sua

formação, o ácido bórico costuma ser filtrado a vácuo.

4.2 Identificação do ácido bórico.

4.2.2) Ao inflamar em um cadinho a mistura de ácido bórico, acido sulfúrico e

etanol, observou-se a formação de uma chama de cor verde.

A reação de combustão da mistura de ácido bórico, ácido sulfúrico e etanol

está representada pela equação abaixo:

B(OH)3(s) + 3CH3CH2OH(l) + H2SO4(Conc) → B(OCH2CH3)3(aq) + H2O(l)

Nesta reação, o ácido bórico reagiu com o etanol para formar o éster volátil,

borato de etila. O ácido sulfúrico age como catalizador, consumindo as moléculas

de água formada. Quando este éster é inflamado, a energia da chama excita os

elétrons de valência dos átomos de boro. Quando estes elétrons retornam aos

seus níveis fundamentais, a energia absorvida é emitida em forma de fótons, que

possuem uma determinada frequência e comprimento de onda no espectro de luz

visível. Para os átomos deste elemento, o comprimento de onda varia entre 500 a

570 nm no espectro visível, que irradia a cor verde.

4.3 Reações do alumínio.

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4.3.1) Limpou-se um pedaço de alumínio metálico com uma lixa e introduziu-

se o mesmo em um béquer com água.

Ocorreu reação. Houve a formação de pequenas bolhas na superfície do

metal. Porém, a reação procedeu de maneira lenta. Era esperado que o alumínio

metálico sofresse reação quando exposto a água, isto é verificado com a equação

eletroquímica para reação, e com o calculo de ΔG° para a mesma. Tais dados se

encontram logo abaixo:

Equação global: 2Al(s) + 3H2O(l) → Al2O3(s) + 3H2(g)

Oxidação: 2Al0 → 2Al3+ + 6e- Eº= 1,66 V

Redução: 6H+ +6e- → 3H02 Eº= 0,00 V

2Al0+ + 6H+ → 2Al3+ + 3H02 ΔEº= 1,66 V

ΔG°= -nFE°

ΔG°= -(6) (96.500 J/v.mol)(+1,66 V)

ΔG°= -961.140 J/mol

-961.140/1000= ΔG°= -961,14 kJ/mol

Tendo-se o valor de delta G, é previsto que a reação entre alumínio e água

ocorra espontaneamente.

4.3.2) Após a imersão do pedaço de alumínio na solução de cloreto de

mercúrio (ll), houve uma efervescência e a solução apresentou coloração cinza

escura. Quando retirou-se o pedaço de alumínio da solução de cloreto de mercúrio

(ll) e secou-se com papel filtro, o mesmo foi introduzido em água, gerando uma

reação, e consequentemente a formação de bolhas.

O cloreto de mercúrio removeu a camada de óxido da superfície do alumínio.

A reação entre a placa de alumínio (com óxido em sua superfície) e a

solução de cloreto de mercúrio está representada pela equação abaixo:

3

3HgCl2(aq) + 2Al2O3(s) 2Al3+(aq)

+ 3Cl-(aq) + 3HgO(s)

Uma vez que a camada que impedia que a reação prosseguisse foi extraída,

o alumínio reagiu vigorosamente com a água, formando hidróxido de alumínio e

liberando gás hidrogênio. A coloração escura observada é em virtude do óxido de

mercúrio formado.

A reação do alumínio com a água está representada abaixo:

Aℓ(s) + H2O(ℓ) → Aℓ2O3(aq) + H2(g)

4.3.3) Ao reagir a apara de alumínio com ácido clorídrico concentrado foi

observada uma robusta liberação de gás e calor, até a completa dissolução do

metal, formando um precipitado branco. Usando o ácido clorídrico diluído, a

reação ocorreu mais lentamente, após alguns segundos, apresentou um vigorosa

efervescência. A coloração da solução adquiriu um tom cinza escuro e houve

consumo total do metal.

A reação do ácido clorídrico com alumínio metálico está representada abaixo:

Equação geral: 2Al(s) + 6HCl(Aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) +3H2(g)

oxidação. 2Al0 → 2Al3+ + 6e- Eº= +1,66 V

redução 6H+ +6e- → 3H2 Eº= 0,00 V

2Al0+ + 6H+ → 2Al3+ + 3H2 ΔEº= +1,66 V

Nessa reação o ácido clorídrico, que é um ácido forte reage com alumínio

metálico formando cloreto de alumínio, um sal de coloração branca e insolúvel em

acido clorídrico, por isto, após alguns minutos acorre a decantação. A

efervescência é causada pela redução do íon hidrogênio durante a reação.

A diferença de velocidade entre as reações com ácido concentrado/diluído

deve-se a diferença entre a concentração de íons H+. Como são eles os

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responsáveis pela remoção da camada de oxido, logo, quanto maior sua

concentração em solução, maior será a velocidade da reação.

4.3.4) Após observação durante 2 minutos, nota-se que não há reação entre

o acido nítrico concentrado e a apara de alumínio. Após a solução contida no tubo

de ensaio ser submetida à chama através do bico de Bunsen, ocorreu rápida

reação, liberando gás vigorosamente. Com o resfriamento da solução, a

velocidade da reação diminui gradativamente.

O acido nítrico não reage a frio com o alumínio por conta da camada de

óxido, que torna o alumínio passivo. Entretanto, com o aumento da temperatura, a

camada de óxido é removida, facilitando a reação.

A reação (a quente) do alumínio com o ácido nítrico concentrado está

representada abaixo:

Equação global: Al(s) + 4HNO3(l) → Al(NO3)3(aq) + NO(g) + 2H2O

Oxidação: Al0 → Al3+ + 3e- Eº= 1,66 V

Redução: NO-3 + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O Eº= 0,96 V

Al0 + NO-3 + 4H+

→ Al3+ + NO + 2H2O ΔEº= 2,62 V

O monóxido de nitrogênio (NO) formado na reação acima, reage com o

oxigênio do ar, formando dióxido de nitrogênio (NO2). A respectiva reação segue

abaixo:

NO(g) + O2(g) →NO2(g)

Pode-se afirmar que a reação é espontânea, isto é comprovado pelo valor da fem

padrão da reação. Como o valor obtido é positivo, ao ser convertido em energia

livre de Gibbs, obtém-se um valor negativo. O que indica que a reação é

espontânea.

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4.3.5) Após a dissolução das lentilhas de hidróxido de sódio em um tubo de

ensaio contendo água destilada, e adição de uma apara de alumínio, houve uma

reação com formação de gás. Houve também a formação de um precipitado.

Durante a reação o metal foi totalmente consumido.

A reação entre a apara de alumínio e a solução de hidróxido de sódio está

representada abaixo:

Al2O3(s) + 2NaOH(aq) 2NaAlO2(aq) + H2O

Nesta reação, após a remoção da camada de óxido do alumínio pelo

hidróxido de sódio, o alumínio reduziu o hidrogênio da água á hidrogênio gasoso e

foi oxidado passando para a solução na forma de hidróxido de alumínio 2Al(OH)3.

A respectiva reação segue abaixo:

2 Al(s) + 6H2O(l) 2Al(OH)3(aq) + 3H2

O hidróxido de alumínio reagiu com o hidróxido de sódio formando aluminato

de sódio insolúvel.

A respectiva reação segue abaixo:

2Al(OH)3(aq) + 2NaOH(aq) 2[ NaAlO2 . 2H2O](s) + 3H2 (g)

Na reação entre alumínio metálico e solução e hidróxido de sódio, o alumínio

e o íon hidróxido são oxidados, e formam o íon tetrahidroxialuminato, este se

encontra em forma solida ligado ao sódio. O nome deste íon complexo é

tetrahidroxialuminato de sódio.

4.4 Propriedades do hidróxido de alumínio.

4.4.1) Ao adicionar algumas gotas de solução de amônia aquosa ao cloreto

de alumínio, notou-se a formação de um sólido insolúvel branco e gelatinoso.

A equação química abaixo representa a reação:

3NH4OH(aq) + AlCl3(aq) → 3(NH4)Cl(aq) + Al(OH)3(s)

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Quando adiciona-se o nitrato de alumínio a solução, os sais de amônia são

bastante solúveis, por isso ficam em estado iônico. Já o hidróxido de alumínio não

é solúvel em água, por isto forma um precipitado branco.

No teste de parte da amostra com acido clorídrico foi observado a dissolução

deste sólido, já no teste com hidróxido de sódio houve produção de mais sólido.

Teste com ácido clorídrico:

3HCL(l) + Al(OH)3 → AlCl3(aq) + 3H2O(l)

A reação acima ocorre em virtude do aumento dos íons H+ em solução

reagirem com as hidroxilas ligadas ao alumínio formando água. O íon Al3+ reage

com íons cloreto formando cloreto de aluminio.

Teste com hidróxido de sódio:

Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 . 2H2O

O hidróxido de sódio é uma base forte, devido a isso, libera íons OH- em

solução, logo, o alumínio reage com o mesmo e com o íon Na+ formando

dioxialuminato de sódio didratado que é insoluvel em água, desta forma ocorre um

aumento na quantidade de precipitado.

A substância Al(OH)3 é um exemplo de substância anfotera pois reage tanto

em meio ácido quanto em meio básico.

Dos sais de alumínio, são bastante comuns o AlCl3 e o Al2(SO4)3. O sulfato

de alumínio forma com os sulfatos dos metais alcalinos, sais duplos chamados

“alúmens”. O alumínio dos alúmens pode ser substituído por outros íons metálicos

trivalentes, formando-se sais duplos que têm analogia muito grande com o alúmen

de potássio.

4.5 Purificação de água por floculação

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4.5.1) Ao adicionar solução de sulfato de alumínio e posteriormente, solução

de hidróxido de cálcio em um dos béqueres que continha água barrenta,

observou-se uma decantação mais rápida e eficiente das impurezas se

comparado com a decantação no béquer em que essas soluções não foram

adicionadas.

. A reação ocorrida na proveta onde foram adicionados os reagentes é

expressa abaixo:

Al2(SO4)3.18 H2O(aq) + 3Ca(OH)2(s) → 3CaSO4(aq) + 2Al(OH)3(s) + 18 H2O(l)

A água barrenta contém uma variedade de impurezas como partículas

coloidais, substâncias orgânicas. Tais impurezas apresentam cargas superficiais

negativas.

Quando o trisulfato de alumínio em sua forma hidratada reage com hidróxido

de cálcio, ocorre à perda de água e uma reação de dupla troca, formando assim,

sulfato de cálcio que é solúvel em água e principalmente triidróxido de alumínio

que é insolúvel em água. Os cátions polivalentes, como o Al3+, neutralizam as

cargas elétricas das partículas suspensas e os hidróxidos metálicos (Al(OH)3) logo

favorecem a aglutinação das impurezas, formando flocos, que são decantados de

modo relativamente rápido. Desta forma a água é separada do barro contido na

mesma.

4.6 Hidrólise

4.6.1) O pH encontrado no papel de tornassol para a solução de cloreto de

alumínio foi pH=3, indicando que a solução tem caráter ácido.

A reação é descrita pela equação abaixo:

AlCl3(aq) + 3H2O(l) → Al(OH)3(s) + 3H+(aq)

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A reação é considerada reversível, nesta o sal cloreto de alumínio é

hidrolizado. Os íons cloretos não possuem tendência a reagir com os íons H+, nem

com os Al3+, portanto ele fica dissociado e não altera a concentração do H+. 

Os íons alumínio tem forte afinidade por íons hidroxila, logo, ocorre a união

entre os íons alumínio e hidroxila, formando o hidróxido de alumínio, que se

precipita.

Então, na solução sobrenadante houve um desequilíbrio da razão entre o

número de íons H+ e OH-, sendo que o OH- diminuiu e o H+ não alterou. Portanto,

ocorre a prevalência do H+ sobre o OH-, que leva ao aumento da acidez. 

Todo sal formado na reação de um ácido forte com uma base fraca é um sal

ácido, como é o caso do sal cloreto de alumínio, que é formado pela reação entre

ácido clorídrico (HCl) e o hidróxido de alumínio ( Al(OH)3).

O dióxido de carbono (CO2) dissolvido reage com a própria água, gerando

ácido carbônico (H2CO3), que por sua vez se dissocia para criar pequenas

quantidades de íons H+ e HCO3-. Quando a água é fervida, tanto os dióxidos de

carbono quanto os oxigênios dissolvidos na água são expelidos fora de nossa

solução. Mesmo que a água resfrie, a reentrada de dióxido de carbono não

consegue equiparar a perda dos bicarbonatos. Isso significa que teremos uma

concentração reduzida de bicarbonatos e íons H+, diminuindo o caráter ácido da

solução e por consequência, aumentando seu pH.

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

LEE.J.D/ Química inorgânica não tão concisa, 5. ed. Rio de Janeiro:

Edgard Blücher, 2008.

RUSSEL, B, JOHN/ Química geral, vol. 2, 2ª Edição, - São Paulo: Makron Books, 1994.

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