Obtencion de Alumbre

Laboratorio de Química Inorgánica I

Preparación de Alumbre Común a Partir de Desechos de Aluminio Lina González Asías (1003045153), Alberto Barrera Llorente (1067944889), Leandro Fuentes Medina (1065012238), Julián Salas Pájaro(1067963038).  Departamento  Departamento de Química, Facultad Facultad de Ciencias Básicas, Básicas, Universidad Universidad de Córdoba, Córdoba, Carrera 6 No 76-103, km 3, Vía Cerete, Montería, Colombia.

RESUMEN El aluminio es un elemento metálico representado en la tabla periódica con el símbolo ‘ Al’ y el tercer elemento más común de la corteza de nuestro planeta: un 8% de la misma contiene aluminio en diversos compuestos es hoy en día el metal más empleado por la humanidad. Este elemento está presente, además, en la mayoría de las formaciones rocosas y en el cuerpo mismo de los seres vivientes. Sin embargo, no es posible encontrarlo en estado puro en la naturaleza. Se trata de uno de los metales más útiles y más empleados industrialmente  por la humanidad, dadas sus propiedades de ligereza, maleabilidad y larga vida, además de resistencia a la corrosión. Se emplea en una enorme variedad de aleaciones para fabricar numerosos utensilios y envases, así como partes de diversa maquinaria. En este proceso experimental, sintetizamos el alumbre formado por sulfato de  potasio y aluminio dodecanohidratado (12H2O) a partir de la reutilización de aluminio  presente en estas latas realizando reacciones directas con hidróxido de potasio y ácido sulfúrico. Palabras claves: Metal, Anfótero, Fusión metálica, Propiedades, Sal doble. ABSTRACT Aluminum is a metallic element represented in the periodic table with the symbol 'Al' and the third most common element of the crust of our planet: 8% of it contains aluminum in various compounds is today the metal most used by the humanity. This element is also  present in most rock formations and in the very ver y body of living beings. However, it is not  possible to find it in its pure state in nature. It is one of the most useful metals a nd most industrially employed by mankind, given its properties of lightness, malleability and long life, as well as resistance to corrosion. It is used in a huge variety of alloys to manufacture numerous utensils and containers, as well as parts of various machinery. In this experimental process, we synthesized the alum formed by potassium and aluminum sulfate dodecanohydrate (12H2O) from the reuse of aluminum present in these cans by direct reactions with potassium hydroxide and sulfuric acid. Keywords: Metal, Amphoteric, Metal fusion, Properties, Double salt

1. INTRODUCCIÓN El alumbre es un elemento que ha estado presente en la naturaleza desde sus inicios. Es una sal mineral que se cristaliza a manera de rocas, compuesta generalmente por un sulfato de Aluminio y un sulfato de otro metal como el potasio, el Amonio, el Hierro, el Sodio, el Cromo, entre otros sin embargo, hay casos, como el de la Jarosita, en los que el primer sulfato es de un metal diferente al Aluminio, pero aun así, presenta las propiedades de un cristal de Alumbre común, que si tiene un sulfato de aluminio como parte de su composición. Como vemos, la descomposición química de esta sal mineral tiene muchas variantes, y eso ha hecho que existan diferentes clases de piedra de Alumbre. Por esta razón, también se ha utilizado el nombre genérico “los alumbres “para referirse a este conjunto de piedras minerales que,  pese a sus diferencias en términos de composición química, apariencia, color y textura,  poseen una serie de propiedades muy valiosas común en. [1] KAl(SO4)2·12H2O El aluminio es el metal más abundante y húmedos en la corteza terrestre principalmente en forma de arcillas. Hasta la fecha no se dispone de una ruta económica para extraer alumbre de arcillas. Sim embargo, en los ambientes cálidos y húmedos los iones más solubles son lixiviados de la estructura de la arcilla para dejar el mineral bauxita (oxido de aluminio hidratado impuro). Por tanto, los países que producen bauxista son principalmente los cercanos al ecuador, entre los cuales la fuente más grande es Australia, seguida de Guinea, Brasil, Jamaica y Surinam. La primera etapa del proceso es la purificación de la bauxita. Esto se consigue mediante la digestión (calentamiento y reacción) del mineral triturado con solución de hidróxido de sodio caliente para dar el aluminio soluble.[2] Al2O3(S) +

2OH-(ac) + 3H2O

2[Al(OH)4]-(ac)

El aluminio es uno de los metales más versátiles que se conoce. Tiene una baja densidad (2,7 g/cm3) y una alta resistencia a la tensión (es decir, puede estirarse o alargarse). [3] ya que cada año los principales países industrializados producen alrededor de 3000 millones de libras de envases metálicos y hojas de metal, se generan basureros que cubren grandes extensiones de terreno. La mejor solución para este problema ambiental y evitar la extinción de un recurso no renovable como el aluminio, es el reciclado. Los minerales están compuestos por átomos, iones o moléculas. En la cristalización, esos átomos, iones o moléculas se ordenan de tal forma que llegan a construir cristales (formas geométricas que podemos apreciar a simple vista), los principales cristales más bellos de la naturaleza, como el cuarzo o la pirita, son muy difíciles de producir. Sin embargo los alumbres son fáciles de cristalizar. [4]

El principal objetivo de esta práctica es realizar la síntesis (preparación u obtención) de alumbre y obtener el rendimiento de esté, para esto se hace por reciclado de materiales que contienen aluminio, llevando a cabo procedimientos experimentales de lavado, decantación y cristalización

2. PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL se peso 0.535 g de aluminio y se introdujo en un beacker. se añadieron 35 ml de KOH 2M previamente preparados

se calentó suavemente y se suspendio el calentamiento dejando que la temperarura se regulara

se filtró la solucion y se lavo el beacker donde se obtuvo el filtrado

se añadió indicador rojo de metilo , seguidamente H2SO4 6M aguitando hasta la disolucion de AL(OH)3

se lavan los cristales con CH3CH2OH

se preparo el contenido y se llevo a secado

se filtro lo anterior al vacio

se pesaron los cristales secos obteniendo un peso de 4.6491 g

se preparó el embudo de bunchner

se enfrió en un baño de hielo y se observo la formacion de cristales

3. RESULTADOS DATOS: Tabla 1: Datos obtenidos  

Sustancia

formula

*p. mol

Aluminio alumbre

Al KAl(SO4)2.12H2O

26.98 g/mol 474.2 g/mol

Masa inicial del metal 0.535 g

Masa cristales obtenida

……..

4.6491 g

……..

*p.mol: peso molecular 4. CALCULOS Y RESULTADOS Porcentaje de rendimiento de la producción de sal de alumbre: Se pesó 0.535 g de lata de gaseosa para completar el experimento. En la literatura se halla que el porcentaje de pureza en las latas de refresco que produce las industrias es de 99.9% al Aluminio. Se pueden establecer los gramos puros de Aluminio en 0.535 g de lata que se tomó: %p= porcentaje de pureza  

% p=   ∗ 100

…. g puros =

(%)( ) 

Reemplazando nos queda: g puros =

(.)(,)

= 0.535g



Para el número de moles usamos el p. mol de la tabla 1 para el aluminio  .

+

. .8 /ml

= 0.011moles de Al

Se calcula ahora las moles de alumbre que se obtiene a partir de la cantidad de moles de Al, usando relaciones estequiometrias: 0.011 moles de Al =

   KAl(SO).HO    

= 0.011 mol de KAl(SO4)2.12H2O

Teóricamente los gramos de KAl(SO4)2.12H2O serán: g KAl(SO4)2.12H2O 0 n. p. mol = 0.011 molde KAl(SO4)2.12H2O

 (. ) 

= 52.18 g de KAl(SO4)2.12H2O

De aquí podemos finalmente calcular el rendimiento de la reacción: %R: porcentaje de reacción  

%R=   ∗ 100 =

.  . 

∗ 100 = 26.50%

De acuerdo con esto se nos formó cierta cantidad de cristales aunque con un bajo rendimiento con respecto al teórico, el cristal obtenido se trata evidentemente de la sal de alumbre.

4. DISCUSIONES La temperatura juega un papel muy importante en el desarrollo del proceso, si esta no se varia consecuentemente la cristalización no ha de ser posible a las condiciones normales del laboratorio. La superficie de contacto también es un factor que afecta la velocidad con que se produce una reacción, por lo que al cortar los pedazos de lata a reaccionar estos deben ser los más finos posibles, la cinética química explica de manera más eficiente la dependencia de la velocidad de reacción, con la temperatura, concentración y el tipo de componente. Hay que tener en cuenta que las concentraciones influyen en el desarrollo de la practica el calentamiento muy brusco puede ser que se infieran errores, se debe lavar el cristal al final con una sustancia de polaridad distinta, ya que el alumbre es soluble en el agua por lo que cotidianamente se utiliza en un proceso de refinada de la misma. Se puede mejorar el rendimiento de la reacción trabajando a concentraciones más idealizadas (más rigurosidad en la preparación de soluciones) y cuidando no usar un exceso de los reactivos ya que esto puede inferir en el proceso modificando algún factor como la saturación de la solución.

5. CONCLUSIONES Se pudo obtener el alumbre partir de la lata desechada de gaseosa, además el rendimiento de tal reacción fue menor del 50% se pudo observar con claridad el producto final, cabe recordar que pese a que el alumbre es sólido, si se quiere conservar no hay que dejarlo al aire libre,  por su solubilidad en agua.

6. CUESTIONARIO

1. ¿Cuántos miligramos de KOH se requieren para disolver 1.5 g de Al puro? R/ para disolver 0.5253 g Al2 se necesitan 35 ml de KOH, para disolver 1.5 g se necesitarán: 3KOH + Al+3 

Al(OH)3 + 3K +

35 ml

0.5253g

X X=

1.5 g

1.5  ∗ 35  0.5253 

= 99.94

De acuerdo a esto, concluimos que necesitamos 99.94 ml de KOH 2M para lograr disolver 1.5 g 2. ¿si se recuperan 1.07 g de aluminio en el experimento propuesto,ncual seria el

rendimiento? R/ Masa de alumbre obtenido: 0 g Masa teórica: 1.07 g Rendimiento = Masa obtenida / Masa teórica R=

4.6491  1.07 

= 4.345

3. ¿Cómo preparar NH4Al(SO4). 12H2ONaOH R/ Este producto se puede obtener:

Reactivos:    

Virutas de aluminio Amoníaco (disolución 2 M) Hidróxido sódico NaOH (disolución al 10 %) Ácido sulfúrico H2SO4 (disolución 4 N)

PROCEDIMIENTO: Colocar 1 g de virutas de aluminio en un beacker de 250 mL. Cubrir el metal con agua. Calentar y añadir poco a poco 25 mL de una disolución de NaOH al 10%. Cuando la efervescencia que se produce al comienzo cesa, calentar la muestra durante 15 a 20 minutos  para completar la disolución del aluminio. Diluir con agua destilada hasta aproximadamente el doble de volumen inicial. Si se ha formado un residuo negro, filtrarlo. Diluir la disolución obtenida hasta 200 mL, calentarla de nuevo y neutralizar con ácido sulfúrico 4 N. Mientras se añade el ácido mantener la disolución en caliente y en agitación.

De esta forma, precipitará el óxido de aluminio hidratado. Filtrarlo en un embudo por gravedad. Lavar el precipitado con agua caliente para eliminar el sulfato sódico. Añadir al filtro 40 mL de la disolución de ácido sulfúrico 4N. Remover con un agitador de vidrio, perforar el fondo del filtro y dejar que la disolución y el sólido caigan en un beacker. Arrastrar el precipitado adherido con la misma disolución caliente hasta que no quede más sólido en el filtro. Disolver todo el óxido de aluminio por calentamiento y una vez disuelto, añadirle 20 mL de una disolución de amoníaco 2M. Redisolver cualquier pequeña cantidad de óxido de aluminio que quede con unos mL de la disolución de ácido sulfúrico 4N. Concentrar la disolución por evaporación y dejar enfriar lentamente hasta el día siguiente. Los cristales obtenidos se secan y se pesan.

PRUEBAS ANALÍTICAS: -

Disolver una muestra de los cristales obtenidos en unos 5 mL de agua destilada. Añadir unos mL de una disolución 2M de amoníaco diluido y después concentrado. Finalmente, calentar la disolución.

4. ¿Cómo determinar las aguas hidratadas? El método más general para determinar el agua de hidratación de una sal es la separación de dicha agua de hidratación por evaporación, mediante la aplicación de calor. La cantidad de agua evaporada se determina por la pérdida de peso de la muestra. Para ello, 1. Se pesa un crisol de porcelana, al cual se le añaden 4 o 5 gramos de sustancia, y se vuelve a pesar. 2. Se calienta el recipiente a la llama directa, pero lentamente, para evitar proyecciones de sólido o de vapor de agua. 3. Se observa desprendimiento de vapor. 4. Eliminar los posibles restos de agua en las paredes del recipiente con papel de filtro. Volver a pesar el recipiente y anotar el resultado. 5. Se vuelve a calentar el recipiente, y a pesar de nuevo, tras esperar que se enfríe. Comprobar que el peso ha permanecido constante.

6. El porcentaje de agua de hidratación se puede calcular con la siguiente fórmula

%H2O=

  

  100

Dónde:  

m1 es la masa inicial de la sal m2= masa final 

calculando la reacción entre el número de moles entre la sal y el agua. Este cálculo nos dará la proporción de moléculas de agua por cada molécula de sal hidratada



=

   

% %−%

x

5. ¿Qué es un anfótero? Sustancias anfóteras. En química se le denomina a las sustancias que pueden actuar como ácidos o como bases. Es el caso del agua, que frente a un ácido fuerte actúa como base débil y frente a una base fuerte puede actuar como un [ácido] débil. Atendiendo a la teoría de Brönsted-Lowry, la disociación del agua puede expresarse de la siguiente manera: Otra clase de sustancias anfóteras son las moléculas anfipróticas que pueden donar o aceptar un protón. Algunos ejemplos son los aminoácidos y las proteínas, que tienen grupos amino y [ácido carboxílico], y también los compuestos autoionizables como el agua y el amoníaco. 6. ¿Cuáles son sus reacciones con un ácido y una base? Presenta las siguientes reacciones:  

Base (neutralizando un ácido): Al(OH)3 + HCl Al3 + 3H2O Ácido (neutralizando una base): Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4]4

7. ¿Qué prueba cualitativa de reactividad se haría para identificar el aluminio? La prueba de reconocimiento del Al3+  no son específicas, de hecho si este catión no está aislado del resto, es posible que se observen interferencias importantes que llevan a un reconocimiento erróneo de este elemento. De aquí la gran importancia de las etapas de separación previas para llegar a este punto de la marcha. Cuando se acidifica la solución que contiene el metal-aluminato (AlO-2) el hidróxido de aluminio se forma y se redisuelve:

AlO-2 + H+  HAlO2 + H2O Al(OH)3 + 3H+

HAlO2 Al(OH)3 Al+3 + 3H2O

Posteriormente la solución ácida que posee Al+3 se neutraliza con una base débil como el  NH4OH. La cual neutraliza inicialmente los protones y luego el exceso de base produce la  precipitación del hidróxido de aluminio (III). Note que si esta neutralización se hace con una  base fuerte el hidróxido formado, por su carácter anfótero, si disolverá en el exceso de base no observándose la formación del precipitado. La concentración del OH-  aportada por el hidróxido de amonio no es lo suficientemente elevada para producir su disolución. En la  presencia de rojo de alizarina el hidróxido de aluminio produce un precipitado rojo por la formación de un complejo interno entre el aluminio y la alizarina, impartiendo a la solución una coloración y la aparición de un precipitado ambos de color rojo.

6. BIBLIOGRAFÍA [1]. http:/www.alosmineralsoure.com/Historia de alumbre.html [2]. http:/es.slideshere.net/nelsondanielcepeda/proceso-de-produccion-de-aluminio

[3] QUIMICA GENERAL, Raymond Chang, decima ed. Capítulo 20.7, página 903,copyright © 2002, by the McGraw-Hill,Inc.

[4] QUÍMICA de Raymond Chang, séptima ed. Capítulo 20. Pág. 906. Copyright ©2002, by the McGraw-Hill,Inc

Otras fuentes Química inorgánica, Glen E. ROGERS,Allegheny college, by McGraw Hill.