Química del aluminio y alumbres.

Universidad de Guanajuato. División de ciencias Naturales y Exactas. Campus Guanajuato.

Práctica no. 7

Química del aluminio y los alumbres.

Arroyo López Claudia Cecilia. Armendariz Barrientos Karla Gisela. Ayón García Marlén Jaqueline. Prof. J. Alfredo Gutiérrez. Fecha de realización: Viernes 06/05/2016 Fecha de entrega: Viernes 20/05/2016

Práctica No. 7 Química del Aluminio y los Alumbres Introducción El aluminio es el elemento metálico más común en la corteza terrestre y se presenta en las rocas tales como feldespatos y micas. Lo depósitos más accesibles son los de óxidos hidratados como la bauxita; Al2O3, nH2O. y criolita, Na3AlF6. El galio e Indio sólo aparecen como trazas en los minerales de Al y Zn. El Tl, también es un elemento escaso, se recupera de las cenizas de chimenea resultantes de la combustión de piritas y otros minerales sulfurados. El aluminio metálico tiene muchos usos y algunas de sus sales, como el sulfato (unos 108Kg, EE.UU. 1972) se preparan en gran escala. El aluminio se prepara en gran escala a partir de la bauxita, Al2O3.nH2O (n= 1-3). Esta se purifica por solución en NaOH acuoso y precipitación como Al(OH)3 utilizando CO2. El producto deshidratado se disuelve en criolita y se electroliza el fundido de 800 a 1000°C. El aluminio es un metal blanco, duro y resistente a la corrosión ya que sobre su superficie se forma una película delgada y compacta de óxido. Con frecuencia se aplican al aluminio gruesas capas de óxido mediante un proceso electrolítico denominado anodización; estas capas recién formadas pueden colorearse con pigmentos. El aluminio es soluble en ácidos minerales diluidos, pero es “pasiva” en HNO3 concentrado. Si se elimina el efecto protector de la capa de óxido, por ejemplo, por rayado o amalgamación, puede ocurrir un ataque rápido incluso por el agua. El metal se ataca fácilmente por NaOH en solución acuosa en caliente, por los halógenos y por diversos no metales. Óxidos El único óxido del aluminio es la alúmina, Al2O3 Propiedades El aluminio metálico tiene muchos usos y algunas de sus sales el sulfato se prepara en gran escala. La importancia del aluminio en nuestros días es porque se trata de un metal muy utilizado en todo el tipo de industria. Un metal que además es reciclable al 100% pudiendo reciclarlo indefinidamente sin que pierda sus cualidades. Es un material realmente valioso pues es más ligero que otros metales como pueden ser el acero o el cobre. Además cuenta con resistencia bastante alta por lo que sirve para construir piezas clave para diferentes máquinas pudiendo aguantar mejor el desgaste. Es un metal excelente conductor de electricidad y de calo, no es tóxico ni tampoco magnético. Todo ello hace que el aluminio sea bien considerado por las empresas modernas. El alumbre es un tipo de sulfato doble compuesto por el sulfato de un metal trivalente, como el aluminio, y otro de un metal monovalente. También se pueden crear dos soluciones: una solución saturada en caliente y una solución saturada en frío. Generalmente a alumbre potásico KAl(SO4)2.12H2O (o a su equivalente natural, la calinita). Una

característica destacable de los alumbres es que son equimoleculares, porque cada molécula de sulfato de aluminio hay una molécula de sulfato del otro metal, y cristalizan hidratados con 12 moléculas de agua en un sistema cúbico. La bauxita es una roca, que puede ser tanto dura como blanda, compuesta por óxidos de aluminio hidratados. Se origina como residuos producido por la meteorización química de una amplia gama de rocas comúnmente ricas en arcilla. Algunas bauxitas tienen un origen más complejo que esto pudiendo ser precipitados químicos reprocesados. Comúnmente se forma en los trópicos en zonas de clima cálido y húmedo. El proceso Bayer El proceso para obtener alúmina pura de la bauxita ha cambiado muy poco desde finales del siglo XlX. El proceso Bayer puede ser considerado en 3 etapas: Extracción El hidrato de alúmina es sencillamente removido de los otros óxidos disolviéndolos en una solución de hidróxido de sodio.

(insolubles)

Al2O3.H2O + 2NaOH  NaAlO2 + (X + 1)H2O El proceso es mucho más eficiente cuando el mineral es reducido a un tamaño de partícula mucho más pequeño que antes de la reacción. Esto se logra a través de la molienda del material pre-lavado. Este es entonces enviado a un asimilador de alta presión. Las condiciones dentro del digestor (concentración, temperatura y presión) varían según las propiedades de la bauxita utilizada. Aunque las temperaturas más altas son teóricamente favorables; estas producen varías desventajas incluyendo problemas de corrosión y la posibilidad de que se encuentre otros óxidos (además de la alúmina) disueltas en el líquido caustico. Las plantas modernas operan entre unos 200 y 240°C y pueden implicar presiones de aproximadamente 30atm. Después de la extracción, el líquido (conteniendo Al2O3 disuelto) debe ser separado del residuo de bauxita insoluble, purificado tanto como sea posible y filtrado, antes de ser depositado en el precipitador. El bario espesado y lavado de modo que la sosa caustica pueda ser removido y reciclado. Preparación El trihidrato de alúmina cristalino, denominado “hidrato” es precipitado a partir del licor del digestor. 2NaAlO2 + 4H2O  Al2O3.3H2O + NaOH Este es básicamente lo opuesto del proceso de extracción, salvo que aquí la naturaleza del producto puede ser controlada por diferentes condiciones de la planta. Los cristales de hidrato son entonces clasificados en fracciones por tamaño e introducidos dentro del horno de rotativo o un lecho fluidificado para su calcinación.

Calcinación El hidrato se calcina para extraer el agua y formar alúmina para el proceso de producción de aluminio. 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O Proceso Hall-Héroult Es el principal proceso de obtención del aluminio. En este proceso la alúmina es disuelta dentro de una cuba electrolítica revestida interiormente de carbón en un baño electrolítico con criolita (Na3AlFe6) fundida. La cuba actúa como cátodo, mientras que los ánodos se suelen utilizar unos electrodos de carbón de Soldberg. La reacción química total es la siguiente: 2Al2O3 + 3C  4Al + 3CO2 La alúmina se descompone en aluminio y oxígeno molecular. Como el aluminio líquido es más denso que la criolita se deposita en el fondo de la cuba, de forma que queda protegido de la oxidación a altas temperaturas. El oxígeno se deposita sobre los electrodos de carbón, quemándose y produciéndose el CO2. Familia de alumbres El aluminio potásico pertenece a una familia de sales dobles (o alumbres) con formula general MlllM(SO4)2.12H2O, donde M puede ser cualquier catión M+ incluyendo el NH4+ y excluyendo el Li+ . Estos compuestos sólo tienen existencia en estado sólido. Formando cristales, por lo general, grandes y bien constituidos. Al disolverse en agua quedan sus constituyentes independientes, de modo que las disoluciones de alumbres se comportan como mezclas de los sulfatos correspondientes. Los alumbres se forman por cristalización de la mezcla de las disoluciones de los sulfatos constituyentes, por ser menos solubles que estos. Por ejemplo, en el caso de: Al2(SO4)3 + K2SO4 + 12H2O  2KAl(SO4)2.12H2O A estos compuestos se les ha reconocido desde la antigüedad por sus propiedades astringentes. Estas sales son astringentes en virtud de que cierran las glándulas sudoríparas por alteración del enlace de hidrógeno entre las moléculas proteicas. Calentando a alta temperatura el alumbre de aluminio potásico se produce la pérdida del agua de hidratación que este compuesto retiene en su estructura: KAl(SO4)2.12H2O  KAl(SO4)2 + 12H2O Por tanto, mediante calcinación el agua se desprende en forma de vapor, quedando finalmente como residuo la sal anhidra, es decir, sin agua. Lógicamente ello supone cambios importantes desde el punto de vista estructural.

Química del aluminio      

Grupo 13 Configuración electrónica: [Ne].3s2 3p1 Radio iónico= 125pm Electronegatividad: 1.61(Pauling) Edo de oxidación: 3 Potencial estándar: Al3+aq + 3e´Al(s) -1.68

Compuestos importantes del aluminio:     

Al2O3 Al(OH)3 AlOHCl2 Al(BH4)3 Al(NH4)(SO4)2

Objetivos:  Conocer aspectos básicos del elemento aluminio y preparación de un alumbre por dos rutas de síntesis. Identificar las especies iónicas presentes en el alumbre.  Utilizar los conceptos de la estequiometria para calcular rendimientos de reacción. Materiales y sustancias. Materiales Matraz Erlenmeyer.

Vaso de precipitados. Sistema de cristalización (baño de hielo). Sistema de filtración al vacío. Varilla de vidrio.

Sustancias. Llevar un pedazo de una lata de aluminio de unos 2cm2 lijado en la superficie de ambos lados. Agua destilada. Hidróxido de potasio 9M (KOH) Sulfato de potasio (K2SO4) Sulfato de aluminio (Al2(SO4)3) Etanol Acetona

Desarrollo experimental Metodología Observaciones. I. Método A. Materia prima: Aluminio metálico. 1. Cortar en partes muy pequeñas un trozo de aluminio de lata, lijado previamente de los dos lados. 2. Pesar aproximadamente 0.3 g de Peso de los pedacitos de aluminio: 0.2979g. aluminio en un vaso de precipitados.

Registrar el peso lo más exacto posible. 3. Añadir lentamente 15 mL de solución Al añadir los pedazos de aluminio a la de hidróxido de potasio 2 M, calentar solución observamos inmediatamente una hasta disolución completa del aluminio, efervescencia que rodeaba las partículas éstas iban disminuyendo en tamaño. Calentamos por varios minutos hasta una disolución cercana a la total, pero aun así 4. Si quedan residuos sin disolver filtrar la habría residuos dado que el material con el solución con vacío, desechando el papel cual se elaboran las latas para envase de filtro con los residuos oscuros. refresco son una aleación de 95-98% Al y el resto puede ser Si, Mg, Zn, etc. Por lo tanto llevamos a cabo la filtración. 5. Al filtrado añadir cuidadosamente 1.5 La solución de ácido sulfúrico con aluminio mL de ácido sulfúrico 9 M y mezclar. es mu reactiva, y desprende gases. Calentar en la campana y continuar añadiendo porciones de 0.5 mL del mismo Continuamos añadiendo ácido sulfúrico hasta ácido hasta que se disuelva el precipitado la disolución total del precipitado. formado o bien, hasta completar unos 5ml 6. Preparar un sistema de baño de hielo y colocar el matraz para cristalización de la sal. Esta operación puede tardar de 30 a 45 Indujimos la cristalización rozando las minutos. En caso de no observar la paredes del vaso de precipitados. formación del cristal en 20 minutos, provocar la cristalización. 7. Filtrar los cristales con vacío y lavarlos con 3 mL de etanol y posteriormente con 2 mL de acetona. 8. Poner a secar en la estufa por 15 minutos y pesar para calcular el Peso del compuesto: 4.3510g. rendimiento. II. Método B. Materia Prima: sulfato de aluminio y sulfato de potasio. 1. Pesar 0.4 g de sulfato de potasio y 1.6 g K2SO4 : 0.4050g. de sulfato de aluminio, grado reactivo. Al2(SO4)3: 1.6050g. 2. En vasos de precipitados, disolver por separado cada una de las sales en aproximadamente 3.5 mL de agua hirviendo. 3. Vaciar la solución de sulfato de Agitamos constantemente hasta que la mezcla aluminio a la de sulfato de potasio y se observó homogénea y colocamos en baño mezclar manualmente agitando el vaso. de agua-hielo hasta que se deshizo la turbidez de la solución 4. Dejar enfriar la solución obtenida para Se rasparon las paredes del vaso para cristaliza el producto formado. favorecer la cristalización. 5. Filtrar los cristales, lavar igual que en Los cristales resultantes son blancos y finos, punto 7 del método A, poner a secar en por lo que algunos traspasaron el papel filtro. estufa y registrar el peso para calcular el Peso del compuesto: 1.018g.

rendimiento. III. Identificación de potasio, aluminio y sulfato en el alumbre del método A.

1. Identifique potasio mediante análisis a la llama del mechero. 2. Identifique el ion sulfato mediante cloruro de bario. 3. Identifique aluminio mediante variación de pH: disuelva unos gránulos del alumbre en agua y añada solución de NaOH 0.1 M gota a gota hasta precipitación y residisolución.

La llama se observó lila Con la primera adición se pudo observar la formación de un precipitado blanquecino El precipitado resultante es blancuzco, que al agregar NaOH se disolvió completamente.

Observaciones y análisis de resultados. I. Método A: Materia prima: Aluminio metálico. a) Indicar todas las reacciones efectuadas a partir de aluminio metálico y hasta la formación del alumbre. 2 Al (s) +2 KOH (ac) + 6 H2O (l) 2 KAl (OH)4(ac) + 3H2 (g) 2 KAl (OH)4 (ac) + H2SO4 (ac) 2 Al (OH)3 (s) +2 H2O (l) + K2SO4 (ac) 2 Al (OH)3 (s) + 3 H2SO4 (ac) Al2 (SO4)3 (s) + 6H2O Al2 (SO4)3 (s) + K2SO4 (ac) + 24 H2O 2 KAl (SO4)212H2O b) Con base en las reacciones anteriores y los pesos registrados, calcular el rendimiento del proceso. Cálculos. (

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Peso del aluminio metálico. Peso de los cristales. Rendimiento método A.

0.2979g 4.3510g 83.14%

II. Método B: Materia prima: Sulfato de aluminio y sulfato de potasio. a) Indique en el reporte las ecuaciones para las reacciones efectuadas. Al2 (SO4)3 (s) + K2SO4 (ac) + 24 H2O

2 KAl (SO4)2 . 12H2O

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Cálculos. (

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b) Con base en las reacciones y los pesos registrados, calcular el rendimiento del proceso (en el reporte). Rendimiento teórico. Peso de los cristales. Rendimiento método B.

1.1018g 1.018g. 92.38%

Comparación de los métodos utilizados. Método A B

Rendimiento. 83.14% 92.38%

Discusión. La química del aluminio es muy basta como lo podemos observar en la serie de reacciones que se utilizan para obtener el alumbre a partir de aluminio metálico. Los rendimientos obtenidos, aunque muy buenos los dos, muestran una diferencia de 9.24%. En la síntesis de alumbre se obtuvo un rendimiento del 83.14%, mientras que en la síntesis del alumbre de potasio el rendimiento es de 92.38%. Esta diferencia se atribuye a que en el primero, al ser empleadas más reacciones es posible que el producto se pierda en el proceso. Además se utilizó menor cantidad de reactivo limitante en el método A en comparación con el método B. Conclusión. Una vez analizados los resultados se concluye el método B es más eficiente que el método A, ya que aunque se utilizó menos materia prima en el método A, este es más largo y utiliza más reactivos, en comparación con el método B, donde solo se emplea 1 reacción y los reactivos utilizados son menos, además de mostrar un mayor rendimiento.

Cuestionario. 1. Escriba las fórmulas de 5 diferentes alumbres (pueden ser reales ó “inventados”).     

NH4Al(SO4)212H2O. Alumbre de amonio. KCr(SO4)212H2O. Alumbre de cromo III. NH4Fe(SO4)212H2O. Alumbre de hierro y amonio. KAl(SO4)212H2O. Alumbre potásico. KFe(SO4)212H2O. Alumbre de hierro y potasio.

2. El alumbre tiene 12 moléculas unidas al compuesto, ¿deben ser incluidas cuando se calcula el rendimiento teórico del alumbre? Explique su respuesta. Sí, porque forman parte de la molécula, afectando su peso, y por lo tanto los cálculos de rendimiento. 3. Considere la formación del alumbre de potasio y cromo KCr(SO4)2.12H2O a partir de la reducción de dicromato de potasio en ácido sulfúrico utilizando etanol como agente reductor. Investigue la reacción química que conduce al alumbre. Indique que cantidad del alumbre se formará por reducción de 15.10 gramos del dicromato de potasio (suponga que el rendimiento es del 100%) K2Cr2O7(ac) + 4H2SO4(ac) + 3CH3CH2OH(l) + 12H2O(l) KCr(SO4)212H2O(s) + 7H2O(l) (

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3CH3CHO + (

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4. Una masa de 13.02 gramos de (NH4)2SO4 es disuelta en agua. Después de que la solución es calentada se le agregan 27.22 gramos de Al2(SO4)3.18H2O. Indique la reacción balanceada con el correspondiente alumbre formado, y calcule el rendimiento teórico del mismo. Ojo: este es un problema de reactivo limitante. (NH4)2SO4+ Al2(SO4)3 + 12H2O (

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(NH4)Al(SO4)2 ) ( (

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5. Haga una monografía sobre la química del grupo 3 (o IIIA) discutiendo las similitudes y diferencias de los elementos B, Al, Ga, In y Tl. Grupo 3B boro, aluminio, galio, indio y talio Todos los elementos de este grupo exhiben la valencia tres, pero a causa de la cantidad tan grande de energía que se requiere para formar los iones trivalentes –la suma de las tres primeras energías de ionización- sus compuestos anhidros son esencialmente covalentes o contienen una apreciable cantidad de carácter covalente. El boro nunca forma el ion B3+ ya que la enorme cantidad de energía que se necesita para eliminar tres electrones de un átomo pequeño no puede compensarse con la formación de un retículo cristalino estable, aun con el átomo más electronegativo, el de flúor. Las configuraciones electrónicas de los átomos de boro y aluminio son semejantes en cuanto a que la penúltima capa tiene l configuración de un gas noble, en tanto que la penúltima capa del galio, indio y talio, contiene dieciocho electrones. Al boro que es no metálico, y al aluminio, que es claramente metálico, es mejor considerarlos por separado. El galio, el indio y el talio son débilmente metálicos y pueden estudiarse con ventajas como grupo; en muchos aspectos su química es semejante a la del aluminio. Boro El boro se encuntra principalmente en forma de boratos. El boro amorfo es un elemnto muy reactivo y se combina directamente con el oxígeno, el azufre, el nitrogéno y los halógenos para dar lugar a un óxido, un sulfuro, un haluro respectivamente. El óxido, el sulfuro y el nitruro son moléculas gigantes con enlaces covalente en toda la estructura. Aluminio El aluminio es el elemento metálico más abundante sobre la corteza terrestre; se encuentra en varios aluminosilicatos tales como arcilla, micas y feldespatos. El único mineral del que resulta económico extraer el metal es la bauxita, oxido de aluminio hidratado, el cual se acumula por la lenta pero persistente acción de atmosférica sobre la arcilla. El aluminio es un metal ligero muy resistente, además es dúctil y maleable; posee una estructura hexagonal compacta. No es tan reactivo como lo indica su elevado potencial electroquímico negativo, y la razón es que normalmente existe una capa muy delgada de óxido e su superficie. Cuando esta capa se elimina mediante frotamiento con mercurio, el metal reacciona de inmediato con la humedad del aire y forma una especie de “cultivo fungoso” de hidróxido de aluminio, calentándose mucho en el proceso. Comparación de los elementos galio, indio, y talio. Galio, indio y talio El galio, el indio y el talio se obtienen por electrolisis de soluciones acuosas de sus sales. Estos son blandos, blancos y medianamente reactivos; por calentamiento se combinan con

muchos no metales tales como los halógenos y el azufre. El galio reacciona en la misma forma que el aluminio con el hidróxido de sodio acuoso; es un líquido dentro de un intervalo apreciable de temperatura (30° - 2240°C) y aún no existe ninguna explicación adecuada para este comportamiento. Haluros Los trifluoruros son sólidos iónicos con altos puntos de fusión y se asemejan al fluoruro de aluminio. El cloruro de galio (lll) es un dímero covalente sólido que se hidroliza con facilidad y se disocia en el monómero por calentamiento; su comportamiento, por tanto, es análogo al del cloruro de aluminio. Sin embargo, el cloruro de indio (lll) es un monómero apreciablemente iónico. El cloruro de talio (lll) se descompone por calentamiento en cloruro de talio (l), TlCl, en el cual el metal exhibe la valencia (l). Óxidos Los óxidos trivalentes son similares al oxido de aluminio, pero son reductibles con mayor facilidad a medida que aumenta el número atómico. Los óxidos son más básicos en el mismo orden; así, el óxido de galio (lll) es menos anfótero que el de aluminio y el óxido de talio (lll) es exclusivamente básico. Bibliografía  F.A. Gotton / G. Wilkinson. Química Inorgánica Básica. Editorial Limusa. México 1978. Páginas: 277-293.  Robert B. Fisher / Dennis G. Petters. Análisis Químico Cuántico. Tercera edición. Editorial Interamericana S. A. México 1968. Páginas: 167-223  Química inorgánica, Principios de Estructura y Reactividad. Segunda edición. Editorial HARLA. México 1981. Páginas: 250-261.  G.F. Liptrot MA, PhD. Química Inorgánica Moderna. Editorial Continental, S. A de C.V., México. Impreso en México 1983. Pag 247-261

Apéndice de reactivos.

Nombre y fórmula

Hidróxido de potasio KOH

Sulfato de potasio K2SO4

sulfato de aluminio Al2(SO4)3

Masa molar (g/mol)

56,1056

174.259

342,150

Punto de ebullición

1593,15 K (1320 °C)

1962 K (1689 °C)

Punto de fusión

633,15 K (360 °C)

1342 K (1069 °C)

770 °C

Densidad (g/cm3)

Precauciones

Manejo y disposición de residuos

2,04

Evitar los compuestos orgánicos e inorgánicos tales como ácidos fuertes, nitroaromáticos, nitroparafinicos, compuestos organohalogenados, glicoles, y peróxidos orgánicos. Polimeriza violentamente con acetaldehídos, acroleina y acrilonitrilo. Otras precauciones: Produce Hidrógeno si reacciona con aluminio, estaño, y zinc y crear un ambiente explosivo. Evite calentamiento de los contenedores y manténgalos al aire libre.

Los remanentes deberán ser lavados con abundante agua. La compañía que se encargue de la eliminación deberá ajustarse a los lineamientos federales, estatales y locales de eliminación y descarga según la NOM-CRP-001ECOL/93

2.66

No permitir el paso al sistema de desagües. Evitar la contaminación del suelo, aguas y desagües.

2,67

Peligros de Incendio y/o explosión: No inflamable ni combustible. Productos de la combustión: Puede desprender gases tóxicos de óxidos de azufre a temperaturas superiores a 760 ºC. Precauciones: Eliminar toda fuente de calor que lo lleve a la combustión. No inhalar los gases producidos. Procedimientos en caso de incendio y/o Explosión: Evacuar o aislar el área de peligro. Restringir el acceso a personas innecesarias y sin la debida protección. Estar a favor del viento. Usar equipo de protección personal. Agentes Extintores del Fuego: Usar el agente de extinción adecuado según el tipo de incendio del alrededor.

Recoger en seco y depositar en contenedores de residuos para su posterior eliminación de acuerdo con las normativas vigentes. Limpiar los restos con agua abundante Almacenamiento: Lugares ventilados, frescos y secos. Lejos de fuentes de calor e ignición. Separado de materiales incompatibles. Rotular los recipientes adecuadamente y mantenerlos bien cerrados. Manipulación: Usar siempre protección personal así sea corta la exposición o la actividad que realice con el producto. Mantener estrictas normas de higiene, no fumar ni comer en el sitio de trabajo. Usar las menores cantidades posibles. Conocer donde esta el equipo para la atención de emergencias. Leer las instrucciones de la etiqueta antes de usar el producto.