UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE

DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I

DISCENTE: DIMAS BRITO NASCIMENTO

DOCENTE: MARLUCIA BARRETO TURMA P 01

ELEMENTOS DO BLOCO P: GRUPO 13

DIMAS BRITO NASCIMENTO

JEQUIÉ-BA

NOVEMBRO/2012

Objetivos:

1.1) Verificar propriedades de alguns elementos do grupo 13.

1.2) Verificar propriedades de compostos de alguns elementos do grupo

1.3) Sintetizar compostos de alguns elementos do grupo 13.

2.0) 2.0 Introdução:

Formado pelos elementos: Boro, Alumínio, Gálio, Índio e Tálio, o grupo 13 da

tabela periódica é o primeiro grupo do bloco ‘’p’’. Os átomos destes elementos

possuem configuração eletrônica ns2np1, sendo n o número do período, e,

portanto são compostos trivalentes. Todos os compostos BX3 são deficientes em

elétrons e podem receber mais um par de elétrons de um outro átomo, formando

uma ligação coordenada. A deficiência de elétrons tem influencia vital nas

estruturas e nas reações dos elementos, esta deficiência se origina da

configuração ns2np1, a qual contribui com um máximo de seis elétrons na camada

de valência quando são formadas três ligações.

O Boro e o Alumínio são os principais elementos deste grupo:

O Boro apresenta uma estrutura cristalina fora do comum, que leva a um ponto de

fuso muito elevado. Existem em pelo menos quatro formas alotrópicas. Devido ao

seu pequeno tamanho tem uma elevada energia de ionização e

eletronegatividade próxima do carbono, o que confere aeste elemento um

características não metálicas, formando em suas reações compostos que

possuem ligações covalentes, mas com íons em solução. (LEE, 2008, p. 184).

O Aumento de caráter metálico do B para o Al corresponde a tendência normal

observada quando se desce por um grupo, e está associado ao aumento de

tamanho. Contudo, Ga, In, Ti não seguem a tendência de perder elétrons (sendo

assim eletropositivos), por causa da blindagem ineficiente proporcionada pelos

elétrons d. (LEE, 2008, p. 185).

O alumínio é produzido em quantidades maiores do que qualquer outro metal

industrial, exceto o aço. Prateado, é resistente e leve, pouco suscetível à corrosão

é reciclável. Embora seja o metal mais abundante na crosta terrestre, não

é fácil extraí-lo, pois só ocorre na forma de compostos (substância formada por

dois ou mais elementos químicos).

Tem grande tendência a formar compostos covalentes, mas quando combinado

com os elementos mais eletronegativos, ele existe sob a forma do íon Al 3+ e

devido seu grande poder redutor reage com ácidos não oxidantes formando sais

simples e H2. Reage com soluções concentradas de hidróxidos metálicos

fortemente básicos, produzindo H2 e hidroxo-complexos.

3.0 Materiais principais e reagentes

06 Tubos de ensaio

03 Béqueres

01 Pinça

Papel indicador de pH.

Lixa

Bico de Bunsen

Papel de filtro

Fósforo

01 Pipeta

Soluções

Solução de ácido clorídrico 6,0 mols/litro.

Alumínio

Ácido sulfúrico concentrado.

Solução de cloreto de mercúrio(II) a 0,1mol/L.

Ácido nítrico concentrado.

Hidróxido de sódio.

Hidróxido de amônio

Solução de cloreto de alumínio saturado.

Hidróxido de sódio 1% (m/v)

Hidróxido de cálcio.

4.0 Metodologia:

4.1 Identificação do ácido bórico:

4.1.1 Colocou-se ácido bórico em uma cápsula de porcelana, adicionou-se

algumas gotas de ácido sulfúrico concentrado e alguns mL de etanol.

Inflamou-se a mistura.

4.2 Reações do alumínio:

4.2.1 Lixou-se um pedaço de alumínio metálico e introduziu em um béquer com

água.

4.2.2 Submergiu o pedaço de alumínio do item 4.2.1 em uma solução de cloreto

de mercúrio, deixando submerso por cerca de dois minutos. Secou-se o

metal com papel de filtro e introduziu-o em água.

4.2.3 Em um tubo de ensaio, colocaram –se alguns mL de ácido clorídrico

concentrado e adicionou-se uma apara de alumínio. Repetiu-se o teste

usando ácido clorídrico diluído.

4.2.4 Em um tubo de ensaio, colocou-se alguns mL de ácido nítrico concentrado

e adicionou-se uma para de alumínio. Após dois minutos, aqueceu-se a

solução até quase a ebulição.

4.2.5 Em um tubo de ensaio colocou-se uma lentilha de hidróxido de sódio e

dissolveu em uma quantidade mínima de água. Adicionou-se uma apara de

alumínio.

4.3 Propriedades do hidróxido de alumínio:

4.3.1 Dissolveu-se uma pequena quantidade de sulfato de alumínio em água.

Adicionou-se gota a gota, solução de hidróxido de amônio. Dividiu-se a

amostra em duas partes e testaram-se as mesmas com ácido clorídrico e

hidróxido de sódio.

4.4 Purificação da água por floculação:

4.4.1 Preparou-se 400mL de água barrenta e dividiu-se este volume em dois

béqueres. Em seguida, adicionou-se a um deles 5 mL de solução saturada

de sulfato de alumínio e agitou-se bastante. Adicionou-se a este mesmo

béquer hidróxido de cálcio e agitou novamente o sistema. Deixou em

repouso.

4.5 Hidrólise

4.5.1 Colocou-se em um tubo de ensaio solução de sulfato de alumínio.

Adicionou-se água destilada. Testou o pH da solução.

5.0 Resultados e Discussão:

Após aquecer até completa dissolução do sólido, resfriamento, filtragem e

secagem observou-se a formação de cristais de coloração branca, proveniente do

ácido bórico (H3BO3.

Segue a Reação:

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

Ao adicionar ácido clorídrico concentrado a uma solução concentrada de bórax,

precipitou-se o ácido bórico. Ao aquecer a solução, desprendeu-se vapores de

ácido bórico que ao resfriar imediatamente no banho de gelo, sofreu cristalização.

Os cristais formados foram guardados para os próximos procedimentos.

5.1 Identificação do ácido bórico:

Ao aquecer em um cadinho a mistura de ácido bórico, acido sulfúrico e etanol,

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

Reação: + +

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

Nesta reação, o ácido bórico reagiu com o etanol formando o éster volátil, borato

de etila. Ao inflamar o éster a energia da chama excita os elétrons dos átomos do

boro, elevando estes a um estado mais energético, ao retornar ao seu estado

fundamental, a energia absorvida é emitida na forma de luz, em um comprimento

de onda do espectro visível, no caso desse composto, irradiando a cor verde.

Através desta reação é possível verificar qualitativamente a quantidade de boro

presente em uma amostra, (espectroscopia de emissão). O ácido sulfúrico age

como catalisador nessa reação, consumindo as moléculas de água formadas.

5.2 Reações do alumínio:

Reação do alumínio com a água:

Lixou-se um pedaço de alumínio e introduzi-lo em um tubo de ensaio com água,

não se observou nenhuma reação.

O alumínio deveria reagir com a água, mas devido a formação de uma fina

camada protetora de óxido ,Al2O3(s), na superfície do mesmo, não ocorreu

reação.

Reação do alumínio com água por amalgamação com mercúrio:

Ao submergir a apara de alumínio na solução de cloreto de mercúrio, observou-se

o escurecimento da solução. Ao introduzir este metal em água, houve liberação

de gás e dissolução do metal.

A camada de óxido da superfície do alumio foi removida pelo cloreto de alumínio

como mostrado na reação:

Reação

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

Assim, ao extrair a camada que impedia que a reação continuasse, foi observado

uma reação vigorosa do alumínio com a água, formando o hidróxido de alumínio e

liberando gás hidrogênio. A coloração escura observada é característica do

mercúrio que se formou. Segue a reação:

(Hidróxido de alumínio)

Reação do alumínio ácido clorídrico:

Ao submergir o metal com ácido concentrado não foi observado reação, porém, o

esperado é que ocorresse uma vigorosa liberação de gás e calor, dissolvendo o

metal. Usando o mesmo ácido diluído reação ocorreu lentamente.

Reação esperada para o metal com ácido concentrado

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

(aq) + 3H2O

Nesta reação exotérmica, após a remoção da camada de óxido de alumínio

Al2O3(s) pelos íons H+ do ácido, o alumínio, devido ao seu poder redutor, reduziu

os íons H+ ionizados à hidrogênio gasoso e foi oxidado a Al3+ passando para a

solução.

Reação do metal com ácido clorídrico diluído

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

A diferença entre a concentração de íons H+ nas soluções concentrada e diluída

está diretamente ligada a velocidade das reações. Assim, quanto maior a

concentração desses íons na reação maior será a velocidade da reação.

5.2.4 Reação do alumínio ácido nítrico:

Para o ácido nítrico concentrado não foi notada nenhuma reação.

O ácido nítrico concentrado não reagiu com o alumínio, pois se trata de um ácido

de forte caráter oxidante. Sendo assim, torna o metal “passivo’’, pois produz uma

camada oxido sobre o mesmo. Após o aquecimento da solução observou-se um

pequeno consumo da apara, no entanto, a reação não procedeu como o

esperado, devido a um erro experimental, possivelmente no tratamento da

amostra de alumínio antes de aquece-la, ou mesmo na solução ácido nítrico.

O esperado é que o ácido reagisse com o alumínio liberando óxido de nitrogênio,

o qual reage com o oxigênio formando dióxido de nitrogênio gasoso, que possui

coloração amarela, a reação esperada encontra-se abaixo:

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)

Reação do alumínio com hidróxido de sódio:

Ao colocar a apara de alumínio na solução de hidróxido de sódio, observou-se o

aparecimento de bolhas, o que evidencia a liberação de gás, o metal se dissolveu

havendo aquecimento da solução, a apara foi totalmente consumida. Segue a

reação:

Reação

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

As reações com alumínio metálico formam compostos de íons Al3+, havendo

perda dos elétrons 3s23p1, da camada de valência deste elemento. A remoção da

camada de óxido de alumínio pelo hidróxido de sódio provocou a redução do

hidrogênio da água à hidrogênio gasoso que foi oxidado passando da forma de

hidróxido de alumínio que reagiu com o hidróxido de sódio formando

aluminato de sódio insolúvel. O alumínio reage violentamente com a solução de

hidróxido de potássio, liberando uma grande quantidade de energia e formação

de gás hidrogênio, sendo este, altamente inflamável.

Formou-se uma película de óxido sobre o metal, camada ‘‘passivadora’’, que

protegeu as reações contra posteriores ataques químicos, por esse motivo as

reações foram retardadas de metal da reação com oxigênio.

Outro dado importante é o fato de que o oxido deste metal dissolveu-se em ácido

e em base, demonstrando assim seu caráter anfótero, (característica de

substâncias que podem se comportar como ácido e como base, dependendo da

reação da qual ele participa).

Reações:

ou 2[ NaAlO2 . 2H2O]

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

5.3 Propriedades do hidróxido de alumínio:

Ao adicionar ao cloreto de alumínio algumas e gotas de solução de hidróxido de

amônio, notou-se a formação de um sólido insolúvel branco de consistência

pastosa.

O cloreto de alumínio e hidróxido de amônio reagiram para formar o precipitado

hidróxido de alumínio , segue a reação:

Reação: + +

Na reação com o ácido clorídrico, o hidróxido de alumínio foi consumido e

formaram-se as espécies solúveis, cloreto de alumínio e água. Segue a reação:

+ ou Al (H2O)63+

Na reação acima o hidróxido de alumínio se comportou como uma base, reagindo

com o ácido.

Para a reação com hidróxido de sódio, houve a formação do sal insolúvel,

aluminato de sódio. Segue a reação:

+

Nesta reação o hidróxido de alumínio se comportou como um ácido, reagindo com

a base hidróxido de sódio.

O alumínio se situa na fronteira entre os metais e os não metais, sendo

considerado um metaloide. A sua localização na tabela permite que ele se funda

ao caráter não metálico, assim, seu respectivo hidróxido apresenta

comportamento anfótero, gerando sal.

5.4 Purificação da água por floculação:

Ao adicionar à água barrenta à solução de sulfato de alumínio e posteriormente a

solução de hidróxido de cálcio, observou-se uma decantação mais rápida e

eficiente das impurezas se comparado a decantação no béquer em que essas

soluções não foram adicionadas.

Isso se deve ao fato de que os íons de alumínio foram aplicados como agentes de

floculação, na decantação da água barrenta. Essa água contém uma variedade

de impurezas como partículas coloidais, microorganismos e substancias

orgânicas. Por conter cargas superficiais negativas as forças repulsivas contidas

nessas impurezas impedem que elas interajam ou se aproximem umas das

outras, permanecendo inalteradas em meio aquoso.

Ao adicionar sulfato de alumínio a agua barrenta ocorreu hidrólise deste sal

havendo formação de espécies de cargas positivas . Segue a reação:

Isso ocorreu porque esses íons trivalentes, em solução, neutralizaram as forças

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

surgimento interações entre as mesmas.

Ao adicionar hidróxido de cálcio, os íons dissociados nesta base, reagiram

com íons hidrolisados e formaram a espécie insolúvel e gelatinosa,

hidróxido de alumínio . Segue a reação:

+

As impurezas da reagiram com o precipitado do metal a medida que se

encontravam ‘‘descarregas’’, o precipitado englobou impurezas formando flóculos

maiores que aglomeradas decantaram a uma velocidade maior.

Uma vez que as impurezas da solução já se encontravam ‘’descarregadas’’ elas

interagiram com esse precipitado do metal, este ultimo englobou as impurezas

formando flóculos maiores que aglomeradas decantaram a uma velocidade maior.

O uso dessa reação é feito em grande escala no tratamento de água e efluentes.

Nesta reação os íons são os principais agente floculantes, pois são capazes

de produzir hidróxidos insolúveis que removem as substâncias que se encontram

em solução ou em estado coloidal. Suas funções principais são desestabilizar,

agregar e aderir essas substâncias transformando-as em partículas maiores que

se decantam mais rapidamente.

5.5 Hidrólise

O pH encontrado no papel de tornassol para a solução de cloreto de alumínio foi

pH=3.

Reação:

O cloreto de alumínio é um sal de caráter ácido, pois é resultante da reação de

um ácido forte, acido sulfúrico H2SO4, com a base fraca, hidróxido de alumínio

Al(OH)2. Assim, somente o cátion da base, Al3+ se hidrolisou e houve liberação de

H3O+, dessa forma a reação final tornou-se ácida.

Conclusão:

Com a prática realizada pode-se notar as principais características do boro e do

alumínio. Através do teste de chamas foi possível observar que este se trata de

uma forma eficiente de identificar o boro em um composto. Observou-se também

que o alumínio geralmente se oxida a Al3+ e que algumas reações foram

‘retardadas’ devido a camada superficial de oxido, que protege o metal de

posteriores ataques químicos. Deve-se destacar que devido as suas propriedades

floculantes o alumínio é aplicado como agente de floculação no tratamento de

água e efluentes, tendo também grande importância econômica, além de verificar

o comportamento anfótero deste metal.

Referências

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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