Reações do alumínio

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA FRONTEIRA SUL Curso de Química-Licenciatura Química inorgânica Experimental

REAÇÕES DO ALUMINIO METÁLICO E DO CLORETO DE ALUMINIO.

Relatório de aula prática da disciplina de Química Inorgânica Experimental

Curso de Licenciatura em Química

Acadêmico: Mateus Magedanz 1513121006.

Prof.ª Flávia Caroline Bedin Feitosa

Realeza/2015

1. INTRODUÇÃO

O Alumínio é um metal do grupo IIIA ou grupo 13 da Tabela Periódica, ele

é o elemento comercialmente mais importante, sendo produzido em grande escala para uma grande variedade de aplicações. Possui aspecto cinza, prateado e fosco, devido a fina camada de óxidos que são formados rapidamente quando exposto ao ar, ele tem uma excelente resistência a corrosão e durabilidade devido a camada protetora do óxido. Sendo o elemento metálico mais abundante da crosta terrestre constituindo em massa aproximadamente 8% das rochas da crosta, ele ocorre em vários minerais aluminossilicatos e argilas, mas o mineral comercialmente mais importante é a bauxita. (SHRIVER, 2008).

        O Óxido, a alumina, ocorre na natureza como rubi.

        O alumínio assim como o boro forma compostos deficientes de elétrons que atuam como ácidos de Lewis.

        As reações com alumínio metálico em temperatura ambiente são consideráveis lentas, pois, o íon do alumínio possui uma carga elevada e um raio pequeno e  é fortemente hidrolisado pela água.

O cloreto de Alumínio AlCl3, é um sal, preparado pela adição de acido clorídrico e alumínio metálico, que libera H2 gasoso. Ele reage violentamente com água (formando – se cloreto de hidrogênio). É conhecido também como sal anidro sem água ou como sal hexahidratado. Perde água aos 100C°, é utilizado como catalisador no craqueamento de petróleo, e também em reações orgânicas.(http://www.quimica.seed.pr.gov.br/modules/galeria/detalhe.php?foto=1898&evento=5)

        O alumínio reage facilmente com o Halogênio, mesmo a frio, formando os tri – haletos, ele também se dissolve em ácidos minerais diluídos liberando hidrogênio. O alumínio também se dissolve na solução de NAOH formando hidrogênio e aluminato. (J. D. Lee, 1999) 

O objetivo da prática, é observar as reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio.

2. MATERIAS E MÉTODOS

Materiais e Reagentes:

Reagentes e soluções:

 

• Alumínio metálico
• Solução de NAOH(1M)
• Solução de HCL(2M)
• Ácido Nítrico (concentrado)
• Hidróxido de Amônia
• Cloreto de Alumínio        

Vidrarias e outros:

• 6 Pipeta de 5 ML
• 4 Tubos de ensaio
• 1 Espatula
• 1 estante para tubos de ensaio
• Papel de ph                

Procedimento Experimental:

1. Colocou-se em um tubo de ensaio, 3 ML de hidróxido de sódio em seguida, usando uma espátula, adicionou – se  uma pequena quantidade de alumínio. E Observou – se..
2. Em outro tubo de ensaio,colocou – se  3mL de ácido clorídrico.Em seguida, adicionou – se  uma pequena quantidade de alumínio. Observou - se.
3. Em outro tubo de ensaio coloque 3mL de ácido nítrico, adicionou - se uma pequena quantidade de alumínio. Observou - se.
4. . Em outro tubo de ensaio coloque 3mL de água destilada, adicionou -se uma pequena quantidade de cloreto de alumínio, verificou -se o pH. Depois foi adicionado hidróxido de sódio com agitação, gota a gota, até a formação de um precipitado.
5. No mesmo tubo de ensaio foi adicionado 3mL de hidróxido de amônia, gota a gota, sob agitação. Observou –se.

3. RESULTADOS E DISCUSSÕES

1. Tubo 1: Aluminio + Hidróxido de Sódio (NAOH)

O Alumínio é um elemento Anfótero,(comportando – se como ácido ou como base dependendo do meio), irá reagir tanto como ácido ou tanto como uma base que nesse caso será o Hidróxido de Sódio (NAOH).

A explicação para o procedimento é de que quando o alumínio entra em contato com o hidróxido de sódio ele vai formar o aluminato de sódio com a liberação de hidrogênio, expressa pela reação á seguir:

                        2Al+2NaOH+2H2O         2 NaAlO2+3H2[pic 2]

A reação ocorreu mais rapidamente devido a remoção do óxido que fica na extremidade da lata, gerado em contato com o ar, a solução gerou uma grande produção de hidrogênio, apresentando uma coloração branca. A identificação da liberação do gás hidrogênio pode ser identificada através do uso de um palito de fósforo na boca do tubo de ensaio, onde pode – se observar um estampido na aproximação, mas em nossa prática o procedimento não foi realizado.

1. Tubo 2: Aluminio + Ácido Cloridrico

No tubo 2, quase não ocorreu reação entre o alumínio e o Acido Clorídrico, a reação só foi identificada pela formação de bolhas, de um gás incolor, esse gás sendo o (H2). A reação está representada pela equação á seguir:

                Al(S) + 2HCl(aq)         AlCl3(aq) + H2(g)[pic 3]

A ocorrência da reação é devido a fila de reatividade dos metais, onde o Alumínio é mais reativo que o hidrogênio deslocando ele do ácido clorídrico formando o cloreto de alumínio (AlCl3). Apesar de não ser um metal o hidrogênio aparece na fila de reatividade dos metais porque quando ele está presente em determinadas substancias como os ácidos ele é capaz de formar o cátion hidrô nio (H3O+).

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