UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE

DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I

DISCENTE: VANESSA NERES SANTANA

DOCENTE: MARLUCIA BARRETO

LICENCIATURA EM QUÍMICA

TURMA P 01

PRÁTICA 03

ELEMENTOS DO BLOCO P: GRUPO 13

JEQUIÉ

NOVEMBRO/2012

1.0 Introdução

O grupo 13 da Tabela Periódica é o primeiro grupo do bloco p. Seus elementos possuem

configuração eletrônica ns2np1 e, consequentemente, seu maior número de oxidação é +3. O

boro e o alumínio são os dois primeiros elementos desse grupo.

O boro é um metaloide 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.

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:

(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:

Al2O3(s) + 3H2SO4(aq) → Al2SO4(aq) + 3H2O1

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.

Os elementos Al, Ga, In, Tl formam compostos trivalentes. Os elementos mais pesados

apresentam o “efeito do par inerte”, de modo que os compostos monovalentes adquirem

importância crescente na sequência Ga>In>Tl. Esses quatro elementos são mais metálicos e

iônicos que o boro. São metais moderadamente reativos. Seus compostos se situam no limite

entre aqueles com caráter iônico e covalente. Muitos de seus compostos são covalentes quando

anidros, mas formam íons em solução. (LEE, 2008, p. 185).

2.0 Objetivos

2.1 Verificar propriedades de alguns elementos do grupo 13.

2.2 Verificar propriedades de compostos de alguns elementos do grupo 13.

2.3 Sintetizar compostos de alguns elementos do grupo 13.

3.0 Materiais e Reagentes

Placa aquecedora;

Papel indicador de pH;

Sistema para filtração a vácuo;

Bico de Bunsen;

Tubos de ensaio;

Capsula de porcelana;

Béqueres;

Pinça;

Papel de filtro;

Bórax;

Solução de ácido clorídrico 6,0 mols/litro;

Alumínio;

Zinco metálico;

Ácido sulfúrico concentrado;

Ácido clorídrico concentrado;

Ácido nítrico concentrado;

Etanol a 96% (v/v);

Hidróxido de sódio;

Solução de hidróxido de sódio a 1% (m/v);

Solução de nitrato (ou cloreto) de mercúrio (II) a 1% (m/v);

Solução de nitrato (sulfato ou cloreto) de alumínio;

Hidróxido de amônio;

Hidróxido de cálcio;

4.0 Procedimento experimental

4.1 Obtenção de ácido bórico.

4.1.1) Pesou-se, aproximadamente, 2,0g de bórax, colocou-se em um béquer e acrescentou

20ml de água destilada. Foi aquecido na placa até a completa dissolução do sódio. Quando a

solução atingiu cerca de 80º C, foi acrescentado gradualmente 6,00 ml da solução de ácido

clorídrico 6,0 mols/litro, sendo aquecida novamente até o volume de cerca de 5,00 ml. Deixou-

se a solução esfriar até a temperatura ambiente e depois colocada em banho de gelo. Os cristais

formados foram separados por filtração a vácuo. Deixou-se secar ao ar.

4.2 Identificação do ácido bórico.

4.2.1) colocou-se os cristais obtidos no item 4.1 em uma cápsula de porcelana, juntar 3 gotas

de ácido sulfúrico concentrado e 3 ml de etanol. Foi inflamado. Observou-se a coloração da

chama.

4.3 Reações do alumínio.

4.3.1) Limpou-se um pedaço de alumínio metálico de aproximadamente 10 cm com uma lixa e

o mesmo foi introduzido em um béquer com água destilada.

4.3.2) submergiu-se um pedaço de alumínio do item anterior em uma solução de cloreto de

mercúrio, deixando-o submerso por aproximadamente 2 minutos. Foi secado com papel de

filtro e introduzido em água. Comparou-se os resultados observados nos itens 4.3.1 e 4.3.2.

4.3.3) em um tubo de ensaio, colocou-se 2,00 ml de ácido clorídrico concentrado e adicionou-

se uma apara de alumínio. O teste foi repetido usando ácido clorídrico diluído. Observou-se.

4.3.4) em um tudo de ensaio, colocou-se 2,00 ml de ácido nítrico concentrado e adicionou-se

uma apara de alumínio. Observou-se durante 2 minutos. Depois a solução foi aquecida até uma

quase ebulição. Observou-se.

4.3.5) em um tubo de ensaio colocou-se uma lentilha de hidróxido de sódio e dissolveu-a em

uma quantidade mínima de água. Adicionou-se uma apara de alumínio.

4.4 Propriedades do hidróxido de alumínio.

4.4.1) foi dissolvida uma pequena quantidade de cloreto de alumínio em água. Adicionou-se,

gota a gota, solução de amônia aquosa, até formação de precipitado permanente. A amostra foi

dividida em duas partes iguais e testadas com ácido e com base.

4.5 Purificação de água por floculação.

4.5.1) Foi preparado 400 ml de água barrenta e dividida em dois béqueres. Em seguida,

adicionou-se a um deles 5,00 ml de solução saturada de sulfato de alumínio e a mesma foi

agitada bastante. A esses mesmo béquer foi adicionado aproximadamente 1,0 g de hidróxido de

cálcio, agitando novamente os sistemas. Deixou-se em repouso e comparou-se o tempo de

decantação.

4.6 Hidrólise.

4.6.1) colocou-se em um tubo de ensaio cristais de cloreto de alumínio. Em seguida foi

adicionada água destilada recém-fervida. Testou-se o pH da solução. Obtendo pH = 3.

Reação:

𝑨𝒍𝑪𝒍𝟑 + 𝟑𝑯𝟐𝑶 ⇌ 𝑨𝒍(𝑶𝑯)𝟑 + 𝟑𝑯+ + 𝟑𝑪𝒍−

Verificou-se a hidrólise do cloreto de alumínio hidratado, a qual deu origem a um meio

ácido. Tal resultado já era esperado, tendo em vista de que o cloreto gera um ácido forte e o

alumínio gera uma base fraca.

O cloreto de alumínio é um sal solúvel em água, dando íons de alumínio e cloreto.

Acontece que na própria água existe um equilíbrio entre íons H+ e OH-. Como o íon cloreto não

tem tendência a se juntar com os H+, nem com os Al3+, portanto ele fica dissociado e não altera

a concentração de H+.

Só que os íons de alumínio têm forte afinidade por íons hidroxila, formando então o

hidróxido de alumínio. Portanto houve um desequilíbrio da razão entre os números de íons H+ e

OH-, sendo que o OH- diminuiu e o H+ não alterou, ocorrendo a maior concentração de H+, que

leva o aumento de acidez.

5.0 Resultados e Discussão

5.1 Obtenção de ácido bórico.

5.1.1) Após a total diluição do borax ao ser aquecido. Quando a solução atingiu 80º C, foi

acrescentado o acido clorídrico, a mesma foi aquecida e foi observado o desprendimento do

vapor do ácido bórico, que ao resfriar imediatamente nas paredes do béquer ocorreu à

cristalização. Depois a solução foi colocada em banho de gelo, e foi observada a cristalização.

Reação: B4O72-

(aq) + 7H2O(l) 4H3BO3(aq) + 2OH-(aq)

Reação: Na2B4O7(s) + 2HCl(aq) + 5H2O(l) → 4H3BO3(s) + 2Na+(aq) + 2Cl-

(aq)

Com a adição do ácido clorídrico concentrado a solução concentrada de borax, houve a

precipitação do ácido bórico (H3BO3), a solução ao ser resfriada no banho de gelo, formou

cristais de coloração branca, proveniente do ácido bórico que foi sintetizado anteriormente.

Houve a filtração a vácuo da solução e os cristais foram guardados para o próximo

experimento.

5.2 Identificação do ácido bórico.

5.2.1) A adicionar aos cristais de acido bórico, o ácido sulfúrico foi observado uma rápida

efervescência, e depois acrescentado o etanol, infamando essa mistura e obtendo a formação

de uma chama verde.

Reação: 𝑩(𝑶𝑯)𝟑 + 𝟑𝑪𝑯𝟑𝑪𝑯𝟐 𝑶𝑯 →. 𝑩(𝑶𝑪𝑯𝟐𝑪𝑯𝟑)𝟑 + 𝑯𝟐 𝑶

( ácido bórico) ( etanol) (borato de etila)

O ácido sulfúrico serve como catalizador, pois seu caráter hidrófilo desloca o equilíbrio

da reação para a formação de produtos.

Houve a reação do ácido bórico com o etanol, onde o álcool foi inflamando, formando o

éster volátil e borato de etila. Quando esse álcool é inflamando há a formação da chama, onde a

energia contida na chama leva os elétrons no ácido de boro para o estado de maior energia, ou

seja, os excitando. Quando esses elétrons voltam para o estado fundamental, liberando a

H2SO4

energia absorvida em forma de luz, que nesse caso foi luz verde, cor característica dos átomos

de boro.

5.3 Reação do alumínio.

5.3.1) Ao adicionar o pedaço de alumínio na água, não foi observada nenhuma reação.

O alumínio deveria reagir com a água, mais se torna estável frente a ela, isso é causado

porque há a formação de uma película fina de oxido de alumínio (Al2O3), na superficial que

impedi a reação com a água.

5.3.2) Ao adicionar o pedaço de alumínio na solução de cloreto de mercúrio por

aproximadamente 2 minutos, foi observado o escurecimento da solução, depois o pedaço de

alumínio foi secado e introduzido na água, onde não ocorreu reação.

Reação:

𝑨𝒍𝟐𝑶𝟑(𝒔) + 𝟑𝑯𝒈𝑪𝒍𝟐(𝒂𝒒) → 𝟐𝑨𝒍(𝒂𝒒)𝟑+ + 𝟑𝑪𝒍(𝒂𝒒)

− + 𝟑𝑯𝒈𝑶

(oxido de alumínio) (cloreto de mercúrio) (óxido de mercúrio)

Reação:

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

(Hidróxido de alumínio)

Nesse experimento após ter introduzido o pedaço de alumínio no cloreto de mercúrio,

houve a remoção da camada protetora do alumínio por amalgamação, que é o processo que

consiste em ligar o mercúrio a outro metal, por isso o escurecimento da solução. Logo após

esse processo o pedaço de alumínio foi introduzido em água, não havendo reação. Onde, no

entanto deveria ocorrer uma vigorosa reação, onde formaria o hidróxido de alumínio e

ocorreria a liberação de gás, pois a camada protetora já havia sido removida pelo cloreto de

mercúrio.

5.3.3) Ao introduzir o metal no ácido clorídrico diluído foi observada uma vigorosa reação,

com liberação de gás e calor, até a completa dissolução do metal. Usando o ácido concentrado a

reação ocorreu mais lentamente.

Reação:

Al2O3(s) + 6H+(aq) 2Al3+

(aq) + 3H2O

Reação:

2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g)

Houve a formação do cloreto de alumínio, que é um sal solúvel em diversos compostos,

por isso não foi observada a formação de precipitado, e a liberação do gás hidrogênio.

No entanto ocorreu um erro nesse experimento, pois a alumínio deveria reagir

vigorosamente com o ácido clorídrico concentrado e não com o diluído.

O alumínio forma uma película de oxido sobre sua superfície, isso explica porque o

ácido clorídrico diluído não deveria reagir vigorosamente com o alumínio, ele não consegue

romper a camada de oxido, diferente do ácido clorídrico concentrado, pois a remoção da

película de oxido de alumínio é mais rápida. Isso porque a película de oxido de alumínio é

removida pelos íons H+ do ácido, onde o alumínio reduz os íons H+ do ácido, oxidando-se,

então podemos dizer que quanto maior a concentração de H+, mais rápido será a reação.

5.3.4) Quando foi adicionada a apara de alumínio ao ácido nítrico concentrado, não houve

nenhuma reação. Após aquecer a solução, foi observada uma reação, mas não como o esperado.

Não houve a reação com o alumínio, pois o ácido nítrico tem caráter oxidante,

produzindo uma camada de oxido sobre a superfície do alumínio. Durante o aquecimento

ocorreu uma reação que consumiu uma pequena parte do metal.

No entanto a reação esperada durante o aquecimento era a liberação de oxido de

nitrogênio que reagiria com o oxigênio, formado dióxido de nitrogênio gasoso que possui

coloração amarelada.

Essa seria a reação: 2Al(s) + 8HNO3(l) → 2Al(NO3)3(aq) + 2NO(g) + 4H2O

2 NO(g) + O2(g) → 2NO2(g)

(óxido de nitrogênio) (dióxido de nitrogênio)

Isso não ocorreu porque houve um erro experimental, provavelmente com a apara de

alumínio que não foi bem lixada.

5.3.5) Ao diluir o hidróxido de sódio e inserir a apara de alumínio, foi observada uma reação

vigorosa, com efervescência de caráter exotérmico, consumindo todo o metal e formando um

precipitado insolúvel.

Reação:

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

Reações:

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

2𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3(𝑎𝑞) + 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑞) → 2𝑁𝑎[𝐴𝑙(𝑂𝐻)4](𝑎𝑞) ou 2[ NaAlO2 . 2H2O]

2Al(s) + 2 NaOH + 4H2O → 2[ NaAlO2 . 2H2O](s) + 3H2 (g)

O hidróxido de sódio reage com a apara de alumínio, primeiramente removendo a

camada de oxido sobre a mesma, onde o alumínio reduz o hidrogênio da água, oxidando-se,

formando o hidróxido de alumínio, que reagiu com o hidróxido de sódio, formando o

precipitado insolúvel, aluminato de sódio.

Podemos observar que o 𝐴𝑙 (𝑂𝐻)3, é uma substancia anfotérica, apesar de reagir

principalmente como base, demostra algum caráter ácido quando dissolve em NaOH.

5.4 Propriedades do hidróxido de alumínio.

5.4.1) Ao adicionar ao cloreto de alumínio diluído em água, gotas da solução de hidróxido

amônia, foi observado a formação de um precipitado branco insolúvel na solução com aspecto

gelatinoso. Logo após teve seu pH testado como ácido e com base.

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

O cloreto de alumínio reagiu com a solução de amônia formando o precipitado

gelatinoso, hidróxido de alumínio. Ao testar o pH dessa solução, obtivemos como resultado que

a mesma se tratava de uma base, nesse caso uma base fraca, o hidróxido de alumínio.

O hidróxido de alumínio é a forma mais estável de alumínio nas condições normais.

Embora trate-se de uma base, o mesmo tem caráter anfótero, se dissolvendo tanto em base

quanto em ácido.

5.5 Purificação de água por floculação.

5.5.1) Ao adicionar em um dos béqueres que continha água barreta a solução saturada de

cloreto de alumínio e hidróxido de cálcio, foi observada uma rápida decantação das impurezas

da água barrenta, dando um aspecto de leite talhado.

Quando se adicionou cloreto de alumínio a água barrenta, este sal se hidrolisou e

ocorreu a formação de espécies de carga positiva Al(aq)3+ , em solução, neutralizaram as forças

elétricas superficiais e anularam as forças repulsivas entre as impurezas, permitindo o

surgimento de interações entre as mesmas.

Com a adição de hidróxido de cálcio, os íons OH(aq)− dissociados nesta base, reagiram

com os íons Al(aq)3+ , onde houve a formação e precipitação de hidróxido de alumínio (Al(OH)3)

que é insolúvel em água e "carrega" as impurezas para o fundo. Neste processo as partículas

sólidas se aglomeram em flocos para que sejam removidas mais facilmente.

Portanto essas substâncias absorvem as partículas sólidas (impurezas) que estão na

superfície da água, juntando-as em pequenos flóculos, onde os flóculos ficam mais pesados do

que a água e vão para o fundo.

5.6 Hidrólise

5.6.1) A solução de cloreto de alumínio diluída em água destilada recém-fervida teve seu pH

testando, obtendo pH = 3.

Reação:

𝑨𝒍 𝑪𝒍𝟑(𝒂𝒒) + 𝟑𝑯𝟐𝑶 → 𝟐𝑨𝒍 (𝑶𝑯)𝟑(𝒂𝒒) + 𝟑𝑯(𝒂𝒒)+

Verificou-se a hidrólise do cloreto de alumínio hidratado, a qual deu origem a um meio

ácido. Tal resultado já era esperado, tendo em vista de que o cloreto gera um ácido forte e o

alumínio gera uma base fraca.

O cloreto de alumínio é um sal solúvel em agua, dando íons alumínio e cloreto. Só que

na própria água existe um equilíbrio entre íons H+ e OH-.

O íon cloreto não tem tendência a se juntar com os H+, nem com os Al3+, portanto ele

fica dissociado e não altera a concentração do H+. Só que os íons alumínio têm forte afinidade

por íons hidroxila, formando o hidróxido de alumínio.

Portanto houve um desequilíbrio da razão entre o numero de íons H+ e OH-, onde o OH-

diminuiu e o H+ não alterou, ocorrendo a maior concentração de H+, que levou o aumento da

acidez.

6.0 Conclusão

Em vista do apresentado, foi possível obter os compostos dos elementos boro e

alumínio, bem como verificar a reatividade química e hidrólise dos compostos mesmos. Os

experimentos além de comprovarem a hidrólise esperada de um sal, comprovaram ainda a

existência de fenômenos específicos de cada um dos elementos em pauta.

Analisando o uso de catalisadores para determinadas reações. Onde também foi visto

que o alumínio é um composto extremamente reativo, porém não reage com muitos

compostos por formar uma película de hidróxido de alumínio (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.

Foi observado também alguns erros experimentais ao decorrer da pratica, não dando

assim êxito a alguns resultado.

7.0 Referências Bibliográficas

- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 2011.

- http://www.metalplating.com.br/informacao_tecnica/aluminio.html.