UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA 
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE 
DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIM...
1.0 Introdução 
O grupo 13 da Tabela Periódica é o primeiro grupo do bloco p. Seus elementos possuem 
configuração eletrôn...
2.0 Objetivos 
2.1 Verificar propriedades de alguns elementos do grupo 13. 
2.2 Verificar propriedades de compostos de alg...
3.0 Materiais e Reagentes 
 Placa aquecedora; 
 Papel indicador de pH; 
 Sistema para filtração a vácuo; 
 Bico de Bun...
4.0 Procedimento experimental 
4.1 Obtenção de ácido bórico. 
4.1.1) Pesou-se, aproximadamente, 2,0g de bórax, colocou-se ...
4.4.1) foi dissolvida uma pequena quantidade de cloreto de alumínio em água. Adicionou-se, 
gota a gota, solução de amônia...
5.0 Resultados e Discussão 
5.1 Obtenção de ácido bórico. 
5.1.1) Após a total diluição do borax ao ser aquecido. Quando a...
energia absorvida em forma de luz, que nesse caso foi luz verde, cor característica dos átomos 
de boro. 
5.3 Reação do al...
Reação: 
Al2O3(s) + 6H+ 
(aq) 2Al3+ 
(aq) + 3H2O 
Reação: 
2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g) 
Houve a formação do...
5.3.5) Ao diluir o hidróxido de sódio e inserir a apara de alumínio, foi observada uma reação 
vigorosa, com efervescência...
O cloreto de alumínio reagiu com a solução de amônia formando o precipitado 
gelatinoso, hidróxido de alumínio. Ao testar ...
Verificou-se a hidrólise do cloreto de alumínio hidratado, a qual deu origem a um meio 
ácido. Tal resultado já era espera...
6.0 Conclusão 
Em vista do apresentado, foi possível obter os compostos dos elementos boro e 
alumínio, bem como verificar...
7.0 Referências Bibliográficas 
- LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 2011. 
- http:...
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  1. 1. UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS – DQE DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I DISCENTE: VANESSA NERES SANTANA DOCENTE: MARLUCIA BARRETO LICENCIATURA EM QUÍMICA TURMA P 01 PRÁTICA 03 ELEMENTOS DO BLOCO P: GRUPO 13 JEQUIÉ NOVEMBRO/2012
  2. 2. 1.0 Introdução O grupo 13 da Tabela Periódica é o primeiro grupo do bloco p. Seus elementos possuem configuração eletrônica ns2np1 e, consequentemente, seu maior número de oxidação é +3. O boro e o alumínio são os dois primeiros elementos desse grupo. O boro é um metaloide que forma ligações covalentes e possui energia de ionização particularmente alta. Todavia, como ele possui apenas três elétrons na camada de valência e possui um raio atômico muito pequeno, ele forma compostos com octetos incompletos. Essa peculiaridade do elemento faz com que ele possua propriedades notavelmente incomuns, que o tornaram essencial à tecnologia moderna. O boro, com características acentuadas de ametal, forma óxidos ácidos como na reação do ácido bórico com água (1) em que há formação de um ácido monoprótico: (OH)3B + :OH2 → (OH)3B-OH2. Já o alumínio, seu vizinho de caráter metálico, forma ácidos anfotéricos. Os óxidos de ambos são importantes, pois são a fonte desses elementos e o ponto de partida para a produção de outros compostos, como na reação (2), em que sulfato de alumínio é produzido a partir de óxido de alumínio e ácido sulfúrico: Al2O3(s) + 3H2SO4(aq) → Al2SO4(aq) + 3H2O1 O alumínio é o elemento metálico mais abundante na crosta terrestre, apesar de ser encontrado como bauxita, um óxido hidratado impuro (Al2O3 xH2O). Até o século XIX, o alumínio era uma raridade. Entretanto, atualmente ele é obtido em larga escala através de eletrólise. Os elementos Al, Ga, In, Tl formam compostos trivalentes. Os elementos mais pesados apresentam o “efeito do par inerte”, de modo que os compostos monovalentes adquirem importância crescente na sequência Ga>In>Tl. Esses quatro elementos são mais metálicos e iônicos que o boro. São metais moderadamente reativos. Seus compostos se situam no limite entre aqueles com caráter iônico e covalente. Muitos de seus compostos são covalentes quando anidros, mas formam íons em solução. (LEE, 2008, p. 185).
  3. 3. 2.0 Objetivos 2.1 Verificar propriedades de alguns elementos do grupo 13. 2.2 Verificar propriedades de compostos de alguns elementos do grupo 13. 2.3 Sintetizar compostos de alguns elementos do grupo 13.
  4. 4. 3.0 Materiais e Reagentes  Placa aquecedora;  Papel indicador de pH;  Sistema para filtração a vácuo;  Bico de Bunsen;  Tubos de ensaio;  Capsula de porcelana;  Béqueres;  Pinça;  Papel de filtro;  Bórax;  Solução de ácido clorídrico 6,0 mols/litro;  Alumínio;  Zinco metálico;  Ácido sulfúrico concentrado;  Ácido clorídrico concentrado;  Ácido nítrico concentrado;  Etanol a 96% (v/v);  Hidróxido de sódio;  Solução de hidróxido de sódio a 1% (m/v);  Solução de nitrato (ou cloreto) de mercúrio (II) a 1% (m/v);  Solução de nitrato (sulfato ou cloreto) de alumínio;  Hidróxido de amônio;  Hidróxido de cálcio;
  5. 5. 4.0 Procedimento experimental 4.1 Obtenção de ácido bórico. 4.1.1) Pesou-se, aproximadamente, 2,0g de bórax, colocou-se em um béquer e acrescentou 20ml de água destilada. Foi aquecido na placa até a completa dissolução do sódio. Quando a solução atingiu cerca de 80º C, foi acrescentado gradualmente 6,00 ml da solução de ácido clorídrico 6,0 mols/litro, sendo aquecida novamente até o volume de cerca de 5,00 ml. Deixou-se a solução esfriar até a temperatura ambiente e depois colocada em banho de gelo. Os cristais formados foram separados por filtração a vácuo. Deixou-se secar ao ar. 4.2 Identificação do ácido bórico. 4.2.1) colocou-se os cristais obtidos no item 4.1 em uma cápsula de porcelana, juntar 3 gotas de ácido sulfúrico concentrado e 3 ml de etanol. Foi inflamado. Observou-se a coloração da chama. 4.3 Reações do alumínio. 4.3.1) Limpou-se um pedaço de alumínio metálico de aproximadamente 10 cm com uma lixa e o mesmo foi introduzido em um béquer com água destilada. 4.3.2) submergiu-se um pedaço de alumínio do item anterior em uma solução de cloreto de mercúrio, deixando-o submerso por aproximadamente 2 minutos. Foi secado com papel de filtro e introduzido em água. Comparou-se os resultados observados nos itens 4.3.1 e 4.3.2. 4.3.3) em um tubo de ensaio, colocou-se 2,00 ml de ácido clorídrico concentrado e adicionou-se uma apara de alumínio. O teste foi repetido usando ácido clorídrico diluído. Observou-se. 4.3.4) em um tudo de ensaio, colocou-se 2,00 ml de ácido nítrico concentrado e adicionou-se uma apara de alumínio. Observou-se durante 2 minutos. Depois a solução foi aquecida até uma quase ebulição. Observou-se. 4.3.5) em um tubo de ensaio colocou-se uma lentilha de hidróxido de sódio e dissolveu-a em uma quantidade mínima de água. Adicionou-se uma apara de alumínio. 4.4 Propriedades do hidróxido de alumínio.
  6. 6. 4.4.1) foi dissolvida uma pequena quantidade de cloreto de alumínio em água. Adicionou-se, gota a gota, solução de amônia aquosa, até formação de precipitado permanente. A amostra foi dividida em duas partes iguais e testadas com ácido e com base. 4.5 Purificação de água por floculação. 4.5.1) Foi preparado 400 ml de água barrenta e dividida em dois béqueres. Em seguida, adicionou-se a um deles 5,00 ml de solução saturada de sulfato de alumínio e a mesma foi agitada bastante. A esses mesmo béquer foi adicionado aproximadamente 1,0 g de hidróxido de cálcio, agitando novamente os sistemas. Deixou-se em repouso e comparou-se o tempo de decantação. 4.6 Hidrólise. 4.6.1) colocou-se em um tubo de ensaio cristais de cloreto de alumínio. Em seguida foi adicionada água destilada recém-fervida. Testou-se o pH da solução. Obtendo pH = 3. Reação: 푨풍푪풍ퟑ + ퟑ푯ퟐ푶 ⇌ 푨풍(푶푯)ퟑ + ퟑ푯+ + ퟑ푪풍− Verificou-se a hidrólise do cloreto de alumínio hidratado, a qual deu origem a um meio ácido. Tal resultado já era esperado, tendo em vista de que o cloreto gera um ácido forte e o alumínio gera uma base fraca. O cloreto de alumínio é um sal solúvel em água, dando íons de alumínio e cloreto. Acontece que na própria água existe um equilíbrio entre íons H+ e OH-. Como o íon cloreto não tem tendência a se juntar com os H+, nem com os Al3+, portanto ele fica dissociado e não altera a concentração de H+. Só que os íons de alumínio têm forte afinidade por íons hidroxila, formando então o hidróxido de alumínio. Portanto houve um desequilíbrio da razão entre os números de íons H+ e OH-, sendo que o OH- diminuiu e o H+ não alterou, ocorrendo a maior concentração de H+, que leva o aumento de acidez.
  7. 7. 5.0 Resultados e Discussão 5.1 Obtenção de ácido bórico. 5.1.1) Após a total diluição do borax ao ser aquecido. Quando a solução atingiu 80º C, foi acrescentado o acido clorídrico, a mesma foi aquecida e foi observado o desprendimento do vapor do ácido bórico, que ao resfriar imediatamente nas paredes do béquer ocorreu à cristalização. Depois a solução foi colocada em banho de gelo, e foi observada a cristalização. Reação: B4O7 2- (aq) + 7H2O(l) 4H3BO3(aq) + 2OH- (aq) Reação: Na2B4O7(s) + 2HCl(aq) + 5H2O(l) → 4H3BO3(s) + 2Na+ (aq) + 2Cl- (aq) Com a adição do ácido clorídrico concentrado a solução concentrada de borax, houve a precipitação do ácido bórico (H3BO3), a solução ao ser resfriada no banho de gelo, formou cristais de coloração branca, proveniente do ácido bórico que foi sintetizado anteriormente. Houve a filtração a vácuo da solução e os cristais foram guardados para o próximo experimento. 5.2 Identificação do ácido bórico. 5.2.1) A adicionar aos cristais de acido bórico, o ácido sulfúrico foi observado uma rápida efervescência, e depois acrescentado o etanol, infamando essa mistura e obtendo a formação de uma chama verde. H2SO4 Reação: 푩(푶푯)ퟑ + ퟑ푪푯ퟑ푪푯ퟐ 푶푯 →. 푩(푶푪푯ퟐ푪푯ퟑ )ퟑ + 푯ퟐ 푶 ( ácido bórico) ( etanol) (borato de etila) O ácido sulfúrico serve como catalizador, pois seu caráter hidrófilo desloca o equilíbrio da reação para a formação de produtos. Houve a reação do ácido bórico com o etanol, onde o álcool foi inflamando, formando o éster volátil e borato de etila. Quando esse álcool é inflamando há a formação da chama, onde a energia contida na chama leva os elétrons no ácido de boro para o estado de maior energia, ou seja, os excitando. Quando esses elétrons voltam para o estado fundamental, liberando a
  8. 8. energia absorvida em forma de luz, que nesse caso foi luz verde, cor característica dos átomos de boro. 5.3 Reação do alumínio. 5.3.1) Ao adicionar o pedaço de alumínio na água, não foi observada nenhuma reação. O alumínio deveria reagir com a água, mais se torna estável frente a ela, isso é causado porque há a formação de uma película fina de oxido de alumínio (Al2O3), na superficial que impedi a reação com a água. 5.3.2) Ao adicionar o pedaço de alumínio na solução de cloreto de mercúrio por aproximadamente 2 minutos, foi observado o escurecimento da solução, depois o pedaço de alumínio foi secado e introduzido na água, onde não ocorreu reação. Reação: ퟑ+ + ퟑ푪풍(풂풒) 푨풍ퟐ푶ퟑ(풔) + ퟑ푯품푪풍ퟐ(풂풒) → ퟐ푨풍(풂풒) − + ퟑ푯품푶 (oxido de alumínio) (cloreto de mercúrio) (óxido de mercúrio) Reação: ퟐ푨풍(풔) + ퟔ푯ퟐ푶(풍) → ퟐ푨풍(푶푯)ퟑ(풔) + ퟑ푯ퟐ(품) (Hidróxido de alumínio) Nesse experimento após ter introduzido o pedaço de alumínio no cloreto de mercúrio, houve a remoção da camada protetora do alumínio por amalgamação, que é o processo que consiste em ligar o mercúrio a outro metal, por isso o escurecimento da solução. Logo após esse processo o pedaço de alumínio foi introduzido em água, não havendo reação. Onde, no entanto deveria ocorrer uma vigorosa reação, onde formaria o hidróxido de alumínio e ocorreria a liberação de gás, pois a camada protetora já havia sido removida pelo cloreto de mercúrio. 5.3.3) Ao introduzir o metal no ácido clorídrico diluído foi observada uma vigorosa reação, com liberação de gás e calor, até a completa dissolução do metal. Usando o ácido concentrado a reação ocorreu mais lentamente.
  9. 9. Reação: Al2O3(s) + 6H+ (aq) 2Al3+ (aq) + 3H2O Reação: 2 Al(s) + 6 HCl(aq) → 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g) Houve a formação do cloreto de alumínio, que é um sal solúvel em diversos compostos, por isso não foi observada a formação de precipitado, e a liberação do gás hidrogênio. No entanto ocorreu um erro nesse experimento, pois a alumínio deveria reagir vigorosamente com o ácido clorídrico concentrado e não com o diluído. O alumínio forma uma película de oxido sobre sua superfície, isso explica porque o ácido clorídrico diluído não deveria reagir vigorosamente com o alumínio, ele não consegue romper a camada de oxido, diferente do ácido clorídrico concentrado, pois a remoção da película de oxido de alumínio é mais rápida. Isso porque a película de oxido de alumínio é removida pelos íons H+ do ácido, onde o alumínio reduz os íons H+ do ácido, oxidando-se, então podemos dizer que quanto maior a concentração de H+, mais rápido será a reação. 5.3.4) Quando foi adicionada a apara de alumínio ao ácido nítrico concentrado, não houve nenhuma reação. Após aquecer a solução, foi observada uma reação, mas não como o esperado. Não houve a reação com o alumínio, pois o ácido nítrico tem caráter oxidante, produzindo uma camada de oxido sobre a superfície do alumínio. Durante o aquecimento ocorreu uma reação que consumiu uma pequena parte do metal. No entanto a reação esperada durante o aquecimento era a liberação de oxido de nitrogênio que reagiria com o oxigênio, formado dióxido de nitrogênio gasoso que possui coloração amarelada. Essa seria a reação: 2Al(s) + 8HNO3(l ) → 2Al(NO3)3(aq) + 2NO(g) + 4H2O 2 NO(g) + O2(g) → 2NO2(g) (óxido de nit rogênio) (dióxido de nit rogênio) Isso não ocorreu porque houve um erro experimental, provavelmente com a apara de alumínio que não foi bem lixada.
  10. 10. 5.3.5) Ao diluir o hidróxido de sódio e inserir a apara de alumínio, foi observada uma reação vigorosa, com efervescência de caráter exotérmico, consumindo todo o metal e formando um precipitado insolúvel. Reação: Al2O3(s) + 2NaOH(aq) 2NaAlO2(aq) + H2O Reações: 2퐴푙(푠) + 6퐻2푂(푙) → 2퐴푙(푂퐻)3(푎푞) + 3퐻2(푔) 2퐴푙 (푂퐻)3(푎푞) + 2푁푎푂퐻(푎푞) → 2푁푎[퐴푙(푂퐻)4](푎푞) ou 2[ NaAlO2 . 2H2O] 2Al(s) + 2 NaOH + 4H2O → 2[ NaAlO2 . 2H2O](s) + 3H2 (g) O hidróxido de sódio reage com a apara de alumínio, primeiramente removendo a camada de oxido sobre a mesma, onde o alumínio reduz o hidrogênio da água, oxidando-se, formando o hidróxido de alumínio, que reagiu com o hidróxido de sódio, formando o precipitado insolúvel, aluminato de sódio. Podemos observar que o 퐴푙 (푂퐻)3, é uma substancia anfotérica, apesar de reagir principalmente como base, demostra algum caráter ácido quando dissolve em NaOH. 5.4 Propriedades do hidróxido de alumínio. 5.4.1) Ao adicionar ao cloreto de alumínio diluído em água, gotas da solução de hidróxido amônia, foi observado a formação de um precipitado branco insolúvel na solução com aspecto gelatinoso. Logo após teve seu pH testado como ácido e com base. Reação: 푨풍푪풍ퟑ(풂풒) + ퟑ푵푯ퟒ 푶푯(풂풒) → 푨풍(푶푯)ퟑ(풔) + ퟑ(푵푯ퟒ )푪풍(풂풒)
  11. 11. O cloreto de alumínio reagiu com a solução de amônia formando o precipitado gelatinoso, hidróxido de alumínio. Ao testar o pH dessa solução, obtivemos como resultado que a mesma se tratava de uma base, nesse caso uma base fraca, o hidróxido de alumínio. O hidróxido de alumínio é a forma mais estável de alumínio nas condições normais. Embora trate-se de uma base, o mesmo tem caráter anfótero, se dissolvendo tanto em base quanto em ácido. 5.5 Purificação de água por floculação. 5.5.1) Ao adicionar em um dos béqueres que continha água barreta a solução saturada de cloreto de alumínio e hidróxido de cálcio, foi observada uma rápida decantação das impurezas da água barrenta, dando um aspecto de leite talhado. Quando se adicionou cloreto de alumínio a água barrenta, este sal se hidrolisou e 3+ , em solução, neutralizaram as forças ocorreu a formação de espécies de carga positiva Al(aq) elétricas superficiais e anularam as forças repulsivas entre as impurezas, permitindo o surgimento de interações entre as mesmas. − dissociados nesta base, reagiram Com a adição de hidróxido de cálcio, os íons OH(aq) 3+ , onde houve a formação e precipitação de hidróxido de alumínio (Al(OH)3) com os íons Al(aq) que é insolúvel em água e "carrega" as impurezas para o fundo. Neste processo as partículas sólidas se aglomeram em flocos para que sejam removidas mais facilmente. Portanto essas substâncias absorvem as partículas sólidas (impurezas) que estão na superfície da água, juntando-as em pequenos flóculos, onde os flóculos ficam mais pesados do que a água e vão para o fundo. 5.6 Hidrólise 5.6.1) A solução de cloreto de alumínio diluída em água destilada recém-fervida teve seu pH testando, obtendo pH = 3. Reação: + 푨풍 푪풍ퟑ(풂풒) + ퟑ푯ퟐ푶 → ퟐ푨풍 (푶푯)ퟑ(풂풒) + ퟑ푯(풂풒)
  12. 12. Verificou-se a hidrólise do cloreto de alumínio hidratado, a qual deu origem a um meio ácido. Tal resultado já era esperado, tendo em vista de que o cloreto gera um ácido forte e o alumínio gera uma base fraca. O cloreto de alumínio é um sal solúvel em agua, dando íons alumínio e cloreto. Só que na própria água existe um equilíbrio entre íons H+ e OH-. O íon cloreto não tem tendência a se juntar com os H+, nem com os Al3+, portanto ele fica dissociado e não altera a concentração do H+. Só que os íons alumínio têm forte afinidade por íons hidroxila, formando o hidróxido de alumínio. Portanto houve um desequilíbrio da razão entre o numero de íons H+ e OH-, onde o OH-diminuiu e o H+ não alterou, ocorrendo a maior concentração de H+, que levou o aumento da acidez.
  13. 13. 6.0 Conclusão Em vista do apresentado, foi possível obter os compostos dos elementos boro e alumínio, bem como verificar a reatividade química e hidrólise dos compostos mesmos. Os experimentos além de comprovarem a hidrólise esperada de um sal, comprovaram ainda a existência de fenômenos específicos de cada um dos elementos em pauta. Analisando o uso de catalisadores para determinadas reações. Onde também foi visto que o alumínio é um composto extremamente reativo, porém não reage com muitos compostos por formar uma película de hidróxido de alumínio (Al2O3). Alguns ácidos concentrados, como o ácido clorídrico, conseguiram penetrar na película de passivação. Todavia, outros ácidos, como o ácido nítrico, nem mesmo em sua forma concentrada conseguiram reagir com o metal. Foi observado também alguns erros experimentais ao decorrer da pratica, não dando assim êxito a alguns resultado.
  14. 14. 7.0 Referências Bibliográficas - LEE, J. D. Química Inorgânica não tão concisa. 5. ed. São Paulo: Blucher, 2011. - http://www.metalplating.com.br/informacao_tecnica/aluminio.html.

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