A Obtenção de ácido bórico

UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS E TECNOLOGIA

QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I

MARLÚCIA BARRETO

ELEMENTOS DO BLOCO p

                                         

                                               JONATAS BISPO DOS SANTOS

JEQUIÉ – BA

SETEMBRO/2017

1. RESULTADOS E DISCUSSÃO

1. Obtenção de ácido bórico

O experimento em questão não foi realizado experimentalmente, porém pode-se discutir acerca do mesmo teoricamente. Utiliza-se o bórax para a obtenção de ácido bórico, da seguinte forma, aquece-o juntamente com 20 ml de água e acrescenta-se gradualmente ácido clorídrico enquanto ainda é aquecido. Deixa-se a solução esfriar e coloca-se em banho de gelo. Após, separa-se, por filtração, os cristais formados e seca-os. A reação entre bórax e ácido clorídrico é a seguinte: [pic 1]

Na2B4O7.10H2O(s) + 2HCl(aq) →  2NaCl(aq) + 4H3BO3(s) + 5H2O(aq)

O bórax reage com o ácido clorídrico após aquecimento, formando assim o cloreto de sódio, água e o ácido bórico que são os cristais que se formam na reação.

1. Reações de alumínio

1. Limpou-se um pedaço de alumínio metálico e introduzi-o em água. Observou-se que o pedaço de alumínio não afundou na água e além disso aparentemente não houve reação. 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 a reação prossiga, criando assim uma camada de passivação. O alumínio não afunda em água devido a sua densidade (2,7 g/cm3), que é maior que a da água (1 g/cm3). A passivação baseia-se na cinética eletroquímica, resultando na formação de películas protetoras sobre a superfície de metais por imposição de correntes. Assim sendo, o alumínio torna-se resistente à reação com água por conta desta película formado na sua superfície.            

                             

1. Submergiu-se o pedaço de alumínio que se utilizou no item anterior, em uma solução de nitrato de mercúrio. Observou-se a formação de bolhas na superfície do alumínio, além de uma coloração branca ao redor do alumínio. Logo após, retirou-se o pedaço de alumínio e o secou. Introduziu-se então novamente em água e observou-se que o alumínio afundou, ao contrário do que se observou no item anterior. Ao mergulhar o pedaço de alumínio na solução de nitrato de mercúrio, o nitrato reage com a        película de óxido de alumínio, que se formou ao entrar em contato com a água, removendo-a. Na reação entre nitrato de mercúrio e alumínio, têm-se que:

2Al(s) + 3Hg(NO3)2(aq) → 2Al(NO3)3(aq) + 3Hg(aq)

Formando assim nitrato de alumínio e mercúrio, além disso, explica-se a coloração observada com a formação de novas camadas de óxido de alumínio, que ao entrar em contato com o oxigênio, retorna a ser oxidado formando a camada de passivação. Removendo-se a camada protetora de óxido que recobre o alumínio, o metal reage rapidamente com a água, formando Al2O3 e liberando hidrogênio.

2Al(s) + 3H2O(l) → Al2O3(s) + 3H2(g)

Ainda sobre a reação entre água e alumínio, têm-se as seguintes semi-reações:

6H2O(l) + 6e- → 3H2(g) + 6OH-(aq) (Eº= -0,82806V)

2Al(s) → 2Al3+(aq) + 6e- (Eº= 1,662V)

O alumínio que ao reagir com água forma o óxido de alumínio e oxida, passando do seu nox inicial 0, para o nox +3. O hidrogênio presente na água, que inicialmente tem nox +1, passa para o nox 0, reduzindo e formando o gás hidrogênio. Calculando o potencial padrão da reação, obtém-se:

∆Eº= Eºox + Eºred → ∆Eº= 1,662V + (-0,82806V) → ∆Eº= 0,83394V

Utilizando os dados obtidos anteriormente, pode-se então calcular a energia livre de Gibbs envolvida na reação:

∆G= -nF∆Eº

∆G= -6(96485 C mol-1)(0,83394V)

∆G= -482.776,2054 J mol-1 (%1000 para conversão de J para kJ)

∆G= -482,776 kJ mol-1

Logo, pode-se afirmar, que de fato deve-se acontecer a reação entre alumínio e água, pois a energia livre de Gibbs é negativa, então a reação é espontânea e exotérmica, pois há liberação de energia.

1. Colocou-se em um tubo de ensaio 2,0 ml de ácido clorídrico concentrado e adicionou-se um pedaço de alumínio. Observou-se que o pedaço de alumínio foi consumido completamente durante a reação, produzindo uma grande efervescência em um processo extremamente exotérmico e a houve a formação de um precipitado. Realizou-se o mesmo procedimento usando ácido clorídrico diluído, observou-se durante 2 minutos e nada ocorreu, então aqueceu-o até que se observou os mesmos resultados obtidos utilizando o ácido clorídrico concentrado. A reação em questão é a seguinte:

2Al(s) + 6HCl(aq) → 2AlCl3(s) + 3H2(g)

O alumínio ao reagir com ácido clorídrico concentrado forma o cloreto de alumínio, que é sólido, logo, ele é o precipitado observado experimentalmente, além disso há a liberação de hidrogênio, comprovando-se então a efervescência vista durante a reação. Calculando o potencial da reação em questão, têm-se suas semi-reações: