O comportamento do alumínio frente à água e em soluções ácidas e básicas

INTRODUÇÃO

• Observar comportamento do alumínio frente à água e em soluções ácidas e básicas.

O alumínio é o metal e o terceiro elemento mais abundante (em peso) da crosta terrestre, ficando atrás apenas do oxigênio e do silício, possuindo grande importância econômica (J. D. Lee, 2008). É um metal com alto potencial oxidante, amplamente utilizado nos dias de hoje devido à suas características como leveza, resistência, aparência, entre outras [Andrade, 2002]. O minério de alumínio mais importante, do qual ele é obtido, principalmente, é a bauxita, cujas fórmulas podem ser AlO.OH (Al2O3 . H2O) ou Al(OH)3 (Al2O3 . 3H2O) (J. D. Lee, 2008). Esse processo de obtenção, a partir da bauxita, faz uso do caráter anfótero do seu óxido Al2O3. Nesse processo, o óxido é tratado com uma solução aquecida de NaOH, onde o óxido se dissolve formando [Al(OH)4]-. A impureza de Fe2O3, que não é anfótero, permanece dissolvida e pode ser removida por filtração. A solução aquecida de [Al(OH)4]-, quando resfriada, leva à precipitação de Al(OH)3. O hidróxido de alumínio purificado é aquecido até formar novamente o óxido de alumínio, que é então dissolvido em uma mistura, em fusão, de criolita ([(Na+)3(AlF6)3-]) e então eletrolizado para produzir alumínio metálico no cátodo [Mahan, 1995].

O alumínio é um metal moderadamente reativo, e seus compostos formados se situam no limite entre aqueles com caráter iônico e covalente (J. D. Lee, 2008). Com isso, de acordo com a literatura, a reação do alumínio com o ar e a água é termodinamicamente favorável para ocorrer, mas não se tem evidência que ela ocorra, sendo estável em ambos os casos (J. D. Lee, 2008). Isso se dá pela formação de uma finíssima película de óxido (da ordem de 10-5 mm) na superfície, que protege o metal do ataque dessas substâncias. Removendo-se essa camada protetora, o metal reagiria rapidamente com água, formando Al2O3 e liberando H2(g) (J. D. Lee, 2008).

Em meio ácido, há evidências da ocorrência da reação (dissolução), tanto do ponto de vista termodinâmico quanto cinético, formando o cátion (Al3+) e liberando o gás hidrogênio (J. D. Lee, 2008). Em meio básico, o alumínio também se dissolve (demonstrando seu caráter anfótero), formando, novamente, o gás hidrogênio e o íon aluminato (J. D. Lee, 2008).

• Entender o papel dos compostos de alumínio no tratamento de água

Desde a antiguidade, o sulfato de alumínio é um dos principais sais utilizados pelas empresas de saneamento básico do Brasil e do mundo. O produto é apresentado no estado sólido (granulado) ou em solução, com a adição de 50% de água, e na versão isenta de ferro. O Chefe da Divisão de Produção e Reserva de Água do Departamento de Água e Esgoto (DAE) de Americana, Maury Felix, explica que existe uma infinidade de produtos coagulantes. Os mais conhecidos são sais de alumínio e ferro. A escolha do material que será aplicado na água depende muito das condições físico-químicas do líquido a ser tratado. Em outras palavras, a preferência está relacionada aos elementos que provocam turbidez e às substâncias indesejadas contidas na água, que possam prejudicar a saúde da população.

Segundo a Sabesp (Companhia de Saneamento Básico do Estado de São Paulo), o sulfato de alumínio (Al2(SO4)3) é um dos primeiros produtos a serem aplicados no tratamento de água. Ele é utilizado em solução aquosa para a obtenção do hidróxido de alumínio (Al(OH)3), que vai ser utilizado como agente floculante. Este hidróxido aglutina toda a matéria em suspensão (partículas de impurezas da água) e forma flocos, que possuem densidade superior à da solução, e precipitam. Depois ocorrem os processos de coagulação, decantação e filtração, e logo em seguida, a água passa pela filtração, desinfecção, correção e fluoretação. Depois de todo esse processo, o líquido está pronto para ser distribuído. As vantagens da utilização do sulfato de alumínio são a boa dosagem do material, não deixa nenhum tipo de resíduo, tem menor custo por tonelada e facilita o processo de tratamento.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

• Experimento 1

No tubo 1, que havia um pedaço de alumínio e 1 mL de água destilada, não houve evidências de ocorrência de reação pois nada se alterou no tubo. De acordo com a literatura, essa reação é favorável do ponto de vista termodinâmico (J. D. Lee, 2008). Como o potencial padrão da reação seria positivo e, como a fórmula da energia livre de Gibbs é ΔG° = - nFԐ°, essa variação de energia de Gibbs seria negativa, confirmando que essa reação é termodinamicamente favorável.

H2O(ℓ) + 2 e- 2OH- (aq) + H2(g) Ԑ° = - 0,83 V

Aℓ (s) Aℓ3+(aq) + 3 e- Ԑ° = + 1,67 V

Porém, na realidade, o alumínio é inerte em relação à água. Isso pode ser explicado pela finíssima e invisível, a olho nú, película de óxido de alumínio que se forma na superfície do metal, protegendo-o de um possível ataque (J. D. Lee, 2008).

No tubo 2, havia um pedaço de alumínio e 1mL de ácido clorídrico. Também não houve evidência de ocorrência de reação já que não houve nenhuma alteração visível no tubo. Isso deve ter se dado, provavelmente, pela baixa concentração do HCl utilizado (baixa concentração de H+ no meio) pois, de acordo com a literatura, o alumínio se dissolve em ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio (2Al(s) + 6HCl(aq)  2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g)) (J. D. Lee, 2008). Essa reação seria favorável de ocorrer pois o potencial padrão da reação seria positivo, ou seja, a variação da energia livre de Gibbs seria negativa (ΔG° = - nFԐ°) e a reação seria termodinamicamente favorável.

Aℓ (s) Aℓ3+(aq) + 3 e- Ԑ° = + 1,67 V

2H+(aq) + 2e- H2(g