Sinteses do Aluminio

 

Daniella Cintra Hilário

Gabrielle Araujo Amoras

Leonardo Costa

Matias Rafael Domingues da Silva

Reações do alumínio metálico e do cloreto de alumínio

Trabalho apresentado ao Prof. Dr José Daniel Ribeiro de Campos para obtenção de nota parcial da disciplina Química Inorgânica Experimental II do terceiro período do curso de Bacharelado em Química Industrial.

Anápolis – GO

Março, 2017

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1. Introdução

O alumínio é essencialmente metálico, embora frequentemente classificado como metaloide devido ao seu caráter anfótero; encontrado de forma abundante na crosta terrestre é maleável, não resistente e de elevado potencial de oxidação. O mineral comercialmente mais importante é a bauxita, mistura complexa de hidróxido de alumínio hidratado e óxido de alumínio. O processo é altamente energético, mas compensado pela escala de produção e disponibilidade de matéria prima. (SHRIVER & ATKINS, 2008)

De grande reatividade, o alumínio não se encontra puro, aparecendo geralmente em substâncias oxigenadas, na forma de óxidos, em fluoretos ou silicatos de constituição complexa. Pela sua alta afinidade com o oxigênio ele é encontrado como íon Al3+, na forma combinada, em rochas e minerais.

O óxido de alumínio (Al2O3) é formado quando o alumínio é exposto ao processo de oxidação. Pouco solúvel em água, este óxido por ser anfótero é solúvel em ácidos e bases, em reações que podem ser descritas como:

Al(s) + 6H+ → Al+3(aq) + 3H2(g)

Al(s) + 2OH- + 6H2O → 2Al(OH)-4 + 3H2(g)

Quando em contato com ácidos fortes, conforme a primeira reação deveria reagir, mas alguns ácidos, como o ácido nítrico não se observa reação, isto porque, a película protetora de Al2O3 impede a dissolução do alumínio.

Como propriedade físico-quimica o seu caráter anfótero faz com que as soluções aquosas de quase todos os sais de alumínio são ácidas. Quando se adiciona uma base a essas soluções, forma-se um precipitado branco gelatinoso - o hidróxido de alumínio - Al(OH)3. Com ácido clorídrico, o alumínio reage violentamente, numa reação extremamente exotérmica.

1.  Objetivo

        Demonstrar as reações do Alumínio metálico e do Cloreto de alumínio.

1. Metodologia

3.1. Materiais e reagentes:

• 4 tubo de ensaio
• 6 pipetas de 5mL
• 1 espátula
• 1 estante para tubos de ensaio
• Papel de pH
• Alumínio metálico
• Solução de NaOH (1M)
• Solução de HCl (2M)
• Ácido Nítrico (concentrado)
• Hidróxido de amônia
• Cloreto de alumínio

3.2. Procedimento experimental

Para a realização do experimento foi-se adicionado ao primeiro tubo 3 mL da solução de Hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol/L. Ao tubo de ensaio 2 adicionou-se  3 mL de ácido clorídrico (HCl) 2,0 mol/L, e ao terceiro tubo adicionou-se 3 mL de ácido nítrico (HNO3) concentrado, estes que foram manuseados na capela por serem ácidos muito fortes e voláteis. Em cada um destes três tubos foi colocada uma peça de alumínio sólida para se observar a reatividade deste metal com cada uma das soluções.

No quarto tubo de ensaio foi preparada uma solução com 3 mL de água destilada e uma pequena quantidade do sal cloreto de alumínio (AlCl3), o tubo foi agitado até a completa dissolução do sal. Após a dissolução do sal, o pH da solução foi medido com o uso de papel de tornassol. Após a medição do pH, foi adicionado hidróxido de sódio (NaOH) gota a gota sob agitação no tubo de ensaio até ser observada a formação de um precipitado. À essa solução com precipitado foram adicionados mais 3 mL de hidróxido de amônia (NH4OH) também sob agitação até ser observada reação com a solução já presente no tubo, esse último processo também foi realizado na capela.

1. Resultados e discussão

No primeiro tubo de ensaio foi adicionado Alumínio metálico (Al(s)) à uma solução de Hidróxido de Sódio (NaOH(aq)). De modo instantâneo, foi possível perceber a liberação de gás, o Gás Hidrogênio, que é uma evidência de uma reação química. A última está esboçada no Equação 1 do Quadro 1. Como produto desta reação também há a formação de Aluminato de Sódio.

Quadro 1: Equação química da reação entre Alumínio Metálico e Hidróxido de Sódio

[pic 2]

No segundo tubo de ensaio o Al(s) é adicionado à uma solução de Ácido Cloridríco (HCl(aq)). Foi possível perceber uma pequena liberação de gás depois de um tempo que tais espécies químicas estavam em contato. Contudo, está formação de gás foi muito menor em comparação a reação com o NaOH(aq). Isto ocorre em virtude da dificuldade que o HCl tem de ultrapassar a película de Óxido de Alumínio (Al2O3) formada ao redor no Al(s). Além disso, a cinética da reação representada na Equação 1 é mais rápida. Conforme a Equação 2 do Quadro 2, tem-se como produto desta reação Cloreto de Alumínio e Gás Hidrogênio.