A Obtenção de ácido bórico

Resultados e discussão

A tabela periódica possui diversos elementos, os mesmos estão divididos em blocos s, p e d. Todos esses blocos possuem uma série de características e comportamentos distintos entre si, analisando particularmente o grupo 13 encontrado no bloco p, observa-se uma após a realização de alguns experimentos as características de tais elementos de forma clara e variada.

• Obtenção de ácido bórico

(intro boro) Para se obter o ácido bórico, são necessários diversos procedimentos, inicialmente o bórax é dissolvido em água a quente o que remove de seus retículos cristalinos as moléculas de água e permite sua solubilização; Em seguida após aplicado gradualmente o ácido clorídrico provocando uma turvação, observa-se a seguinte reação:

(Na2[B4O5(OH)4](aq) . 8H2O(l)) + 2HCl(aq) →2NaCl(aq) + 4H3BO3(s) + 5H2O(l)  

Após o resfriamento e choque térmico, a formação de cristais é observada, tais cristais são de ácido bórico H3BO3(s), isso ocorre porque o mesmo reage apenas parcialmente com água para formar H3O+  e [B(OH)4]-. O ácido bórico comporta-se como ácido monobásico fraco, ele não doa prótons para o solvente como a maioria dos ácidos em geral, mas aceita íons OH-, isso o configura como ácido de Lewis, podendo ser representado como B(OH)3[1]. A próxima etapa consiste na filtração a vácuo para isolar o ácido bórico e separa-lo de impurezas e das outras substâncias formadas no meio.

• Identificação do ácido bórico

Depois de obtidos os cristais de ácido bórico, os mesmos foram depositados em um cadinho, dissolvidos em ácido sulfúrico e etanol. Foi observada após sua queima a presença de uma chama de cor esverdeada com movimentos fluídos que durou um pequeno intervalo de tempo. A reação abaixo demonstra a reação:

H3BO3 (s) + 3 C2H5OH (l) ⇌ C6H15BO3 (l) + 3 H2O(l)

A reação ocorrida é a obtenção do éster trietil borato, o mesmo é altamente inflamável, essa molécula é responsável pela emissão da luz esverdeada graças  a presença do etanol que auxilia na queima e substância utilizando-se o ácido apenas como catalisador da reação.  

• Reações do alumínio

A prática seguinte constituiu no teste de diversas reações do alumínio o 3° elemento em maior abundância na crosta terrestre, para observar seu comportamento dadas as determinadas situações.

• Alumínio e água

Depois de lixada uma apara de alumínio, o mesmo foi adicionado em um tubo de ensaio contendo apenas água, não foi observada aparentemente nenhuma reação com exceção de algumas pouquíssimas bolhas na superfície da apara de alumínio, a reação é a seguinte:

Al (s) + 6 H2O (l) → 2 Al(OH)3 (l) + 3 H2 (g) ΔEº = -0,46 V

                                                           

A reação ocorre de modo lento e fraco, pois mesmo que termodinamicamente a reação deve ocorrer, o alumínio é estável, isso ocorre graças a uma formação de uma película de óxido finíssima na superfície da apara resultado da reação rápida entre oxigênio e alumínio, protegendo o metal de uma reação posterior.

Ainda q ocorra uma pequena reação formando um hidróxido de alumínio, vale ressaltar que o mesmo não fica formado por muito tempo, pois reage com o meio e converte-se em óxido de alumínio e água[2]:

Oxidação: 2 Al (s) → 2 Al3+ (aq) + 6 e-                                                       Eº = - 1,66 V

Redução: 3 H2O (l) + 6 e- → 6 H+(aq) + 3/2 O2 (g)                  Eº =    1,23 V

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Equação global: 3Al(s) + 3H2O (l) → Al2O3 (s) + 3 H2 (g)           ΔEº =  - 0,43 V

Essa reação justifica o porquê aparentemente não ocorre reação já que o hidróxido logo se converte em óxido de alumínio, que além de insolúvel é pouquíssimo reativo e novamente protege o alumínio cessando a reação e não permitindo o consumo da apara.

• Alumínio e cloreto de mercúrio

Tomando então a apara de alumínio do procedimento inicial em um tubo de ensaio contendo cloreto de mercúrio, que escureceu a apara e quando adicionada em água permaneceu em reação e com brilho por mais tempo que no primeiro procedimento observa-se a seguinte reação:

2 Al (s) + 3 HgCl2 (aq) → 2 AlCl3 (aq) + 3 Hg (l)

Quando em contato com o cloreto de mercúrio, o alumínio e a solução ficaram turvos, isso se deve, pois, as partículas de mercúrio se desprendem do cloreto e pairam sobre o meio aquoso da reação, e o cloreto remove a película protetora de oxigênio do alumínio, o que pôde ser observado pela presença de bolhas e em seguida as partículas de mercúrio sedimentam-se sobre o alumínio o deixando escurecido, essa atividade é conhecida como amalgamação com mercúrio; Após remover da solução e limpar a apara de alumínio, adicionando-a em água novamente, percebe-se que a reação ocorre mais rápido, pois o alumínio encontra-se sem sua camada de óxido de alumínio, formando mais rapidamente o hidróxido de alumínio, e exibindo por mais tempo um brilho metálico prateado, que somente depois de algum tempo sumirá, pois o hidróxido se converterá novamente em óxido de alumínio e ira formar novamente a película protetora[3].