Relatório 3 - Grupo 13

I. INTRODUÇÃO Os elementos do Grupo 13 (Família 3A), compostos pelos elementos Boro (B), Alumínio (Al), Gálio (Ga), Índio (In) e Tálio (Tl), possuem caráter metálico menos intenso que os metais alcalinos terrosos, ou seja, são metais moderadamente reativos. Seus compostos se situam no limite entre aqueles com caráter iônico e covalente, podendo ser covalentes quando anidros, mas formando íons em solução. O tipo de ligação formada depende do que é mais favorável em termos de energia e essa mudança de covalente para iônico ocorre porque os íons são hidratados e a quantidade energia de hidratação liberada excede a energia de ionização. [1,2, 3, 6] Estes elementos possuem a configuração eletrônica da camada de valência igual a ns np e podem formar cátions com número de oxidação igual a +3 (trivalentes). Isso se dá pela promoção de um dos elétrons s para o orbital p, o que origina 3 orbitais sp2.[1,3] 2

1

O boro é considerado um ametal, formando sempre ligações covalentes, o que contrasta com os outros elementos deste grupo, que são classificados como metais. Quando aquecido, o boro reage com oxigênio, halogênios, ácidos oxidantes e álcalis fortes. [1,2,4] A temperaturas elevadas, o boro decompõe a água e liga-se ao oxigênio, formando o óxido de caráter ácido B 2O3 (anidrido bórico), substância higroscópica e de aspecto vítreo. Pela dissolução desse óxido em água surge o ácido ortobórico (H 3BO3, sólido pouco solúvel) e o metabórico (HBO2), ambos são fracos, sendo o ortobórico mais estável em solução aquosa. [3, 6] O Alumínio é um metal muito reativo, mas é protegido por uma fina camada transparente de óxido (o alumina, Al 2O3) que é formada quando em contato com a umidade e ar, tornando-o insolúvel em água. O alumínio e seus óxidos são anfóteros. É moderadamente mole e fraco quando puro, mas torna-se consideravelmente mais resistente quando combinado em ligas com outros metais. [3, 4, 5] As soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas. Quando se adiciona uma base a essas soluções, forma-se um precipitado branco gelatinoso - o hidróxido de alumínio - Al(OH)3. Com ácido clorídrico (HCl) e sulfúrico (H 2SO4), o alumínio reage violentamente, numa reação extremamente exotérmica, desprendendo gás hidrogênio (H 2). Isso se explica pelo fato de o alumínio ter um caráter anfótero (reage tanto com bases quanto com ácidos)[3, 5]. II. OBJETIVOS II.1 Objetivo Geral Observar a reatividade dos compostos formados por elementos desse grupo e comparar a reatividade desses com o dos grupos 1 e 2 e o caráter anfótero de alguns de seus óxidos [3]. II.2 Objetivos Específicos a) Experimento 1: Explicar a influência da temperatura na solubilidade do tetraborato de sódio (Na2B4O7.10H2O) e do ácido bórico (H3BO3) em água [3].

b) Experimento 2:  

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Experimento 2.1 - Observar e explicar o fenômeno da passivação do alumínio [3]. Experimento 2.2 - Analisar e descrever o comportamento do alumínio com ácidos e álcalis [3]. Experimento 2.3 - Verificar e explicar a ação de hidróxido de sódio (NaOH) sobre um pedaço de alumínio [3]. Experimento 2.4 - Observar e elucidar o caráter anfótero do Al(OH) 3 (hidróxido de alumínio) [3].

RESULTADOS E DISCUSSOES (INORGANICA GRUPO13) EXPERIMENTO 1: a) O metaborato mais comum é o borax (Na2[B4O5(OH)4]) . 8H2O que ao adicionado juntamente com agua destilada esta é aquecida suavemente para total solubilidade do sal.

Reação 1:  Na2B4O7 . 10H2O(s) + H2O 3H2O(l)

2H3BO3(aq) + 2Na+(aq) + 2B(OH)-4(aq) +

b) Analisamos o caráter ácido-básico da solução com a fita de pH, e constatamos que a solução indicava um pH de faixa 11, logo, obtivemos um carácter básico, pois o hidróxido de boro (B(OH)-4 ) é uma base mais forte que o ácido bórico (H3BO3).[4]

d) Logo depois com a adição de HCl(Acido clorídrico) na solução, onde “um mol de bórax reage com dois mols de ácido. Isso ocorre porque, ao se dissolver em agua , o bórax forma tanto B(OH)3 como [BOH)4]- , mas somente [B(OH)4]- reage com HCl.[2]” Reação 2: Na2B4O7 . 10 H 2O + H2O+ 2HCl ------ 2 NaCl + 4H 3BO3 (aq) + 5 H2O e) Com o contato com a água fria os inos de acido bórico B(OH)3 que antes estavam solubilizados. Com o resfriamento brusco da solução a solubilidade do ácido bórico caiu e formou-se moléculas sólidas de ácido bórico,ou seja, cristalizou. [2] Reação 3: Na2B4O7 . 10 H2O + H2O+ 2HCl ------ 2 NaCl + 4H3BO3 (s) + 5 H2O EXPERIMENTO 2- 2.1Ao se adicionar ácido nítrico ao pedaço de alumínio lixado, percebeu-se que o líquido sobre a lâmina do metal, permaneceu transparente. Verificou-se a não ocorrência da reação, pois o ácido nítrico concentrado torna o metal “passivo”, daí

a palavra passivação, produzindo uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, “por ser um agente oxidante, com isso não havendo reação”. [1][2] Não foi possível a observação de nenhuma reação porque ao reagir com a água, o alumínio é recoberto por uma fina camada de óxido que impede que essa reação prossiga (camada de passivação).[1] 2Al(s) + HNO3

→ Al2O3

+ HN

Guardou o metal passivado para o próximo item.

Experimento 2.2 a) No tubo I. Não observamos nenhuma variação, porem, após aquecido, houve uma rápida reação, pois com a elevada temperatura ocorreu uma maior agitação entre as moléculas, dissociando em íons, pois o alumínio se dissolve em ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio ( H2) antes não visto sem o aquecimento, e houve uma mudança de cor, antes transparente para uma coloração acinzentada, devido ao desprendimento é íons de alumínio na solução [2] . Reação 4: 2Al(s) + 2HCl → 2AlCl + H 2 Reação 5: 2Al(s) + 2HCl [aumento da temperatura] → 2Al +2Cl- + H2 b) No tubo II. Para preparação desse experimento utilizou-se o alumínio passivado obtido no item a. Tendo este uma reação com o HCl observouse uma reação muito lenta, já que havia uma fina camada de óxido sobre a fita de alumínio, dificultando a reação com o ácido clorídrico. Após ao aquecimento, houve formação de bolhas pela formação de O2 na solução [1]. Al2O3 + 6 HCl = 2 AlCl3 + 3 H2O

Al2O3+ HCl ----- Al2 + Cl + H2O + O2 Reação 6:

EXPERIMENTO 2.3 (Al + NaOH) a) O alumínio é adicionado numa solução aquosa de NaOH e se dissolve, formando hidrogênio e o aluminato (NaAlO2), por isso que foi resultante o desprendimento de gás e a coloração esbranquiçada.[1] [aluminato de sódio]

Reação 7: 2Al + 2NaOH+4H2O ----- 2NaAlO2 . 2H2O + 3H2 [2] EXPERIMENTO 2.4 Em dois tubos (I e II) de ensaio distintos adicionou-se hidróxido de alumínio ( ) com oito gotas de amônia (NH3) solução ficou turva com aparecimento de um precipitado. Cloreto de alumínio é um ácido de lewis, então recebe o par de elétrons e amônia é a base de Lewis, doa o par de elétrons do cloro (Cl).

Como o alumínio recebeu um par de elétrons, ficará com excesso de elétrons, e, portanto aniônico. O nitrogênio faz a doação de um par de elétrons e desta forma se torna deficiente de elétrons, portanto catiônico. Carbocátions reagem com nucleófilos através de um processo ácido /base de Lewis.

a) Obtive-se a reação: Reação 8: AlCl3 + 3NH3 + 3H2O→ Al(OH)3 + 3NH4Cl b) Tubo I: Al(OH)3 +HCl. {não achei nada bom pra explicar, mas reação esta certa} Reação 9:

c) Tubo II. Al(OH)3+ NaOH O Al(OH3) é anfótero. Ele reage principalmente com uma base, isto é, reage com ácidos para formar sais que contêm o íon [Al(H2O)6]3+. Contudo, o Al(OH)3 mostra algum caráter acido quando se dissolve em NaOH, formando aluminato de sódio mas o Al(OH)3 [2].

Reação 10:

[1]

“A formula dos aluminatos é frequentemente representada como NaAlO2 . 2H2O (que é equivalente a [Al(OH)4]-)” [2].

CONCLUSÃO 

O alumínio é um composto extremamente reativo, porém não reage com muitos compostos por formar uma película de Al2O3, o que dificulta a sua reação com a água, ar e muitos outros solventes.[1]



Se retirada camada de passivação, o Al2O3, e/ou o hidróxido de alumínio, reage tanto com ácidos como com álcalis.[1] Em relação ao caráter anfótero do alumínio podemos perceber que este reage tanto com ácidos quanto com bases, segundo as propriedades químicas do alumínio, ele reage com ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio e formando o seu sal equivalente, uma demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que leva para o ácido reagir com o filme de óxido que protege a superfície do alumínio, assim removendo-o, o alumínio também se dissolve numa solução aquosa de NaOH (ele é portanto, anfótero) formando hidrogênio e o aluminato.[2] Nossos objetivos foram atingidos.

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1]

SHRIVER, D. F., ATKINS, P.W., QUÍMICA INORGÂNICA. Artmed Editora S.A.,

Porto Alegre – RS. 3ª Ed. 2003.[1] LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999;[2]

http://www.pontociencia.org.br/experimentosinterna.php?experimento=864&PRODUZINDO+HIDROGENIO[3] http://www.reocities.com/Vienna/choir/9201/praticas_inorganicas.htm[4]

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS [1] http://www.quiprocura.net/elementos/descricao/grupo13.htm, acessado em 13/12/2012 às 9:17h. [2] LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 180-181. [3] RUFFINO, A. et al. Apostila de Química Inorgânica Experimental. Volta Redonda, 2012. [4] http://www.cdcc.sc.usp.br/elementos/, acessado em 13/12/2012 às 9:35h. [5] http://www.ceunes.ufes.br/downloads/2/vichagas-grupo%20boro.pdf, acessado em 13/12/2012 às 10:04h. [6] http://www.oocities.org/vienna/choir/9201/grupo_IIIA.htm, acessado em 13/12/2012 às 10:07h.