1. O documento apresenta o relatório de uma aula prática sobre as reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio. 2. Foram realizadas duas etapas experimentais: na primeira analisou-se a reação do alumínio metálico com NaOH, HCl e HNO3, observando a liberação de gás hidrogênio. Na segunda etapa, analisou-se a reação do cloreto de alumínio com água, NaOH e NH4OH, formando um precipitado de hidróxido

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DE RORAIMA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA
PROF. VIVIANE CARDOSO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIO
Autor: Ezequias Nogueira Guimarães
Boa Vista – RR.
Março de 2016.

2. 2
EZEQUIAS NOGUEIRA GUIMARÃES
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
REAÇÕES DO ALUMÍNIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMÍNIO
Relatório apresentado como requisito
para nota da aula prática número 5, sobre
as reações do alumínio metálico e do
cloreto de alumínio, sob a supervisão da
professora Viviane Cardoso, da
disciplina de Química Inorgânica,
QI102.
Boa Vista – RR.
Março de 2016.

3. 3
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO..............................................................................................................................4
2. OBJETIVOS.................................................................................................................................. 5
3. MATERIAIS UTILIZADOS ........................................................................................................6
4. NORMAS DE SEGURANÇA.......................................................................................................7
4.1 PRIMEIROS SOCORROS ............................................................................................................8
5. PARTE EXPERIMENTAL ..........................................................................................................9
5.1 REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO .....................................................................................9
5.2 REAÇÃO DO CLORETO DE ALUMÍNIO .................................................................................9
5.2.1 MEDIÇÃO DO pH .....................................................................................................................9
6. RESULTADOS E DISCUSSÃO.................................................................................................10
6.1 REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO ...................................................................................10
6.1.2 REAÇÃO DO CLORETO DE ALUMÍNIO ............................................................................11
6.1.3 RELAÇÃO ÁCIDO-BASE E pH .............................................................................................12
7. CONCLUSÃO ..............................................................................................................................14
BIBLIOGRAFIA..............................................................................................................................15
ANEXOS...........................................................................................................................................16

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1. INTRODUÇÃO
O alumínio é o terceiro elemento mais abundante na crosta terrestre, em alguns de seus
compostos, o alumínio apresenta propriedades que lembram semimetais, formando óxidos anfóteros
e haletos relativamente voláteis. O alumínio é trivalente em seus compostos. Os íons alumínio
(Al3+) formam sais incolores com ânions incolores. Seus haletos, nitrato e sulfato são solúveis em
água, mas apresentam reações devido à hidrólise.
O potencial de eletrodo para o alumínio mostra que o metal é um forte agente redutor. O
óxido de alumínio é tão estável que o alumínio metálico irá reduzir quase qualquer óxido metálico
ao estado elementar, através do processo denominado aluminotermia. O HNO3 concentrado torna o
metal “passivo”, pois produz uma camada protetora de óxido sobre a superfície do metal, por ser
um agente oxidante. O alumínio também se dissolve na solução de NaOH, formando hidrogênio e
aluminato [J. D. Lee, 1999].
O potencial de oxidação elevado indica que o alumínio deve reduzir a água, mas a reação é
muito lenta para ser percebida, provavelmente devido à formação da película de óxido de alumínio,
Al2O3. Tem potencial de redução semelhante aos metais do grupo I e reagem facilmente com a água
a temperatura ambiente, liberando hidrogênio e formando hidróxidos.

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2. OBJETIVO
Análise das reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio.

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3. MATERIAIS UTILIZADOS
Para realização do experimento utilizou-se: 6 pipetas de 5 mL, 4 tubos de ensaio, uma
espátula, um estante para tubos de ensaio e papel indicador.
Utilizou-se também dos seguintes reagentes: alumínio metálico, hidróxido de sódio, ácido
clorídrico, ácido nítrico concentrado, hidróxido de amônio e cloreto de alumínio.
Figura 1. Instrumentos utilizados. Da esquerda para direita: Tubo de ensaio, pipeta, estante
para tubos, espátula e papel indicador.
Fonte: Internet (Common License).

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4. NORMAS DE SEGURANÇA
Reagente: Ácido Nítrico.
Formula: HNO3.
Massa Molar: 63,01 g.mol-1.
Cuidados: Pode ser fatal se inalado. É corrosivo. E causa queimaduras nos olhos e na pele.
Reagente: Ácido Clorídrico.
Formula: HCl.
Massa Molar: 36,5 g.mol-1.
Cuidados: Produto corrosivo. Pode causar queimaduras e destruição do tecido.
Reagente: Hidróxido de Sódio.
Formula: NaOH.
Massa Molar: 40,00 g.mol-1.
Cuidados: A inalação causa severos danos ao sistema respiratório. Em contato com a pele causa
queimaduras.
Reagente: Cloreto de Alumínio.
Formula: AlCl3.
Massa Molar: 133,34 g.mol-1.
Cuidados: Irritante para os olhos e pele.
Reagente: Alumínio Metálico.
Formula: Al.
Massa Molar: 26,98 g.mol-1.
Cuidados: Nocivo por ingestão e inalação. Pode causar queimaduras.
Reagente: Hidróxido de Amônio.
Fórmula: NH4OH.
Massa Molar: 35,04 g.mol-1.
Cuidados: Provoca queimaduras.

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4.1 PRIMEIROS SOCORROS
Em caso de perigo real segue as seguintes precauções. (Tabela 1).
Tabela 1.Primeiros socorros.
Reagentes Inalação Contato com a pele Contato com os olhos Se for engolido
HCl Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com água. Remover
imediatamente as roupas contaminadas
Lavar com água por 15 minutos. Tomar muita água, evitar o
vomito (perigo de perfuração).
HNO3 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com água. Remover
imediatamente as roupas contaminadas
Lavar com água por 15 minutos. Beber muita água. Não tentar
vomitar ou neutralizar a
substância.
NaOH Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com água. Lavar cuidadosamente com muita
água, por pelo menos 15 minutos
Beber muita água.
NH4OH Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar abundantemente com água. Limpar
com algodão embebido em polietilenoglicol
400. Retirar as roupas contaminadas.
Lavar com água por 15 minutos.
Procurar um oftalmologista
imediatamente.
Beber muita água. Não tentar
vomitar ou neutralizar a
substância.
Al Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com sabão e muita água. Lavar com água por 15 minutos. Enxaguar boca com água
AlCl3 Remover pessoa para
local ventilado.
Lavar com água e sabão. Lavar com água como precaução. Enxaguar boca com água
Fonte: Faculdade de Ciências Aplicada Unicamp.2016

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5. PARTE EXPERIMENTAL
O experimento realizou-se em duas etapas distintas: reação do alumínio metálico com
NaOH, HCl e HNO3 e a segunda etapa que consistiu em preparar uma solução de cloreto de
alumínio, medir o pH e depois reagir com NaOH e NH4OH.
Inicialmente 3mL de hidróxido de sódio, ácido clorídrico e ácido nítrico foram colocados
em três tubos de ensaio distintos. Em cada um desses tubos foram acrescentados uma pequena
quantidade de alumínio metálico e anotado o resultado observado.
Na segunda parte colocou-se 3mL de água destilada e uma pequena quantidade de cloreto de
alumínio em um tubo de ensaio, onde verificou-se o pH. Depois adicionou-se hidróxido de sódio
com agitação, gota a gota, até a formação de um precipitado, onde posteriormente adicionou-se
3mL de hidróxido de amônia, gota a gota, sob agitação.
5.1 REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO
A análise da reação do alumínio metálico foi feita adicionando com uma espátula o alumínio
nas soluções de hidróxido de sódio, ácido clorídrico e ácido nítrico separadamente. Cada um em um
tubo de ensaio com 3mL.
5.2 REAÇÃO DO CLORETO DE ALUMÍNIO
Para a análise do cloreto de alumínio foi colocado em um tubo de ensaio 3mL de água
destilada e com a espátula adicionou-se uma pequena quantidade do cloreto de alumínio. Depois
adicionou-se hidróxido de sódio com agitação, gota a gota, até a formação de um precipitado.
Posteriormente no mesmo tubo de ensaio adicionou-se 3mL de hidróxido de amônia, gota a gota,
sob agitação.
5.2.1 MEDIÇÃO DO pH
Em um tubo de ensaio colocou-se 3mL de água destilada e utilizando a espátula uma
pequena quantidade de cloreto de alumínio, e verificou-se o pH utilizando o papel indicador.

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6. RESULTADOS E DISCUSSÃO
O alumínio e seus compostos são muito reativos. 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.
6.1 REAÇÃO DO ALUMÍNIO METÁLICO
Comparando com os metais alcalinos, o alumínio também reage com a água libertando
hidrogénio e formando um hidróxido, porém observa-se uma reação mais lenta.
Na reação entre a base hidróxido de sódio (NaOH) com o alumínio metálico, a seguinte a
reação:
2 Al (s) + 2 NaOH (aq) + H2O → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g)
metal base sal gás hidrogênio
O alumínio efervesce e o produto formado é um sal (aluminato de sódio) e o gás hidrogênio.
Portanto, os alumínios reagem com uma base forte, os produtos sempre serão sais incomuns e o gás
hidrogênio. Isso acontece porque ele possui uma grande tendência a perder elétrons, oxidando-se e
atuando como agentes redutores fortes. Porém essa reação só foi possível quando a película
protetora de óxido de alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar foi
removida, por causa disso a reação demorou um pouco a acontecer. Na reação visualizada no
laboratório o alumínio ficou a maior parte insolúvel no fundo do tubo de ensaio, talvez por que o
NaOH estivesse muito diluído.
Na reação do ácido clorídrico concentrado (HCl) com o alumínio metálico, também houve a
dissolução do alumínio conforme a seguinte reação:
2Al + 6HCl → 2 Al3+ + 3 H2↑ + 6Cl
A reação foi bastante exotérmica, onde o alumínio dissolveu-se muito rápido.
Na última reação, acontece que o ácido nítrico concentrado torna o metal passivo. Houve a
formação de um gás castanho alaranjado. Possivelmente um gás toxico de N. O liquido se tornou
amarelo conforme a Figura 2:

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Figura 2: reação do alumínio metálico com o ácido nítrico:
Fonte: Internet (Common License).
Embora se dissolva facilmente em ácido clorídrico, e na maioria dos ácidos, no ácido nítrico
não ocorre reação visível, o que aconteceu no laboratório pode ter sido por causa de alguma fator
relacionada ao ácido nítrico.
6.1.2 REAÇÃO DO CLORETO DE ALUMÍNIO
O cloreto de alumínio é um composto inorgânico sólido de cor branca. É uma substância
higroscópica, possuindo alta afinidade pela água, que penetra na estrutura do cloreto de alumínio
gerando a forma hexaidratada AlCl3·6H2O.
As soluções aquosas de AlCl3 são iônicas e, portanto, conduz bem a eletricidade. Além
disso, são ácidas, devido a formação de HCl.
A segunda parte do experimento consistiu-se em primeiramente reagir cloreto de alumínio
(AlCl3) com água destilada (H2O) e medir o pH que será discutido na próxima sessão.
Na segunda etapa adicionou-se hidróxido de sódio na solução. Quando se adiciona
progressivamente uma base as soluções aquosas de alumínio, forma-se um precipitado branco
(hidróxido de alumínio), gelatinoso, de fórmula Al(OH)3.nH2O, facilmente solúvel em ácidos ou
excesso de base quando recentemente precipitado, formado o íon [Al(OH)4]-, mas que com o passar
do tempo cai se tornando cada vez mais difícil de solubilizar.
O precipitado durou pouco tempo, mas logo em seguida desapareceu talvez pelo fato da base
(NaOH) está muito diluída. A seguinte reação aconteceu:
AlCl3 + 3 NaOH → Al(OH)3 (precipitado) + 3NaCl

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A reação pode ser observada conforme a figura 3:
Figura 3: reação do alumínio metálico com o ácido nítrico:
Fonte: Internet (Common License).
Na terceira em última etapa quando o hidróxido de amônia foi adicionado nada aconteceu,
por que não havia precipitado para ser diluído.
6.1.3 RELAÇÃO ÁCIDO-BASE E pH
O potencial hidrogeniônico, comumente chamado apenas de pH, é uma escala numérica que
indica o grau de acidez, neutralidade ou alcalinidade de uma solução. Os indicadores ácido-base são
substâncias de caráter fracamente ácido ou básico que sofrem mudanças visíveis (mudança de cor)
devido às variações de [H+] nas proximidades do ponto de equivalência.
Existem vários indicadores ácido-base, porém trabalhamos apenas com o papel indicador
universal para realizar a medição do pH, são utilizados indicadores que mudam de cor quando
entram em contato com os íons de uma solução, indicando se ela é ácida ou não.
Na medição do pH da reação do cloreto de alumínio (AlCl3) com água destilada (H2O) o pH
encontrado foi 4 indicando grau de acidez. A tabela 1 ilustra essa mudança de cor e o nível de
acidez ou basicidade:
Tabela 1: Tabela de ácido-base:

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Fonte: Internet (Common License).

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7. CONCLUSÃO
Pode-se observar também a formação de sais através das reações com os metais alcalinos
terrosos e que os mesmos demonstram uma coloração devido aos seus íons.
O alumínio reage com a água libertando hidrogênio e formando um hidróxido, mas essa
reação não acontece com o ácido nítrico.
O experimento foi realizado com sucesso.

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BIBLIOGRAFIA
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed.
Prentice-Hall,2005, p 144.
DIAS, S.C e BRASILINO, M.G.A, Caderno de Aulas Práticas de Química Inorgânica I. UFPB.
LABSYNTH, Faculdade de Ciências Aplicadas Unicamp. Disponível
em<http://www.fca.unicamp.br/portal/images/Documentos/FISPQs/FISPQ%20Hidroxido%20de%2
0Sodio.pdf> Acesso em 26 de fevereiro 2016.
LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 1999.
ATKINS, P.W.; JONES, L. Princípios de Química. 3ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2007.
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Reatividade dos metais com água e bases"; Brasil Escola.
Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-
bases.htm>. Acesso em 11 de março de 2016.

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ANEXOS
Questões:
1. Qual a razão do alumínio não ser solúvel no ácido nítrico?
O ácido nítrico concentrado torna o metal passivo.
2. Qual o gás formado na reação do hidróxido de sódio com o alumínio metálico? Escreva a
reação.
2 Al (s) + 2 NaOH (aq) + H2O → 2 NaAlO2(aq) + 3 H2(g)
metal base sal gás hidrogênio
O alumínio efervesce e o produto formado é um sal (aluminato de sódio) e o gás hidrogênio.
3. Qual a reação entre o alumínio metálico e o ácido clorídrico?
Na reação do ácido clorídrico concentrado (HCl) com o alumínio metálico, também
houve a dissolução do alumínio conforme a seguinte reação:
4. 2Al + 6HCl → 2 Al3+ + 3 H2↑ + 6Cl
A reação foi bastante exotérmica, onde o alumínio dissolveu-se muito rápido.
5. Escreva as reações do hidróxido de alumínio com o HCl e o NaOH.
6. Quais as suas observações tiradas em relação à reação do hidróxido de amônio com o
cloreto de alumínio. Explique e escreva as reações.
Nenhuma pois não aconteceu nenhuma reação.