A Obtenção de ácido bórico

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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.

- 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:

2Al(s) → 2Al3+ + 6e- (Eº= 1,662V)

6H+(aq) + 6e- → 3H2(g) (Eº= 0V)

O alumínio que ao reagir com ácido clorídrico forma o cloreto de alumínio e oxida, passando do seu nox inicial 0, para o nox +3. O hidrogênio presente no ácido, 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 + 0V → ∆Eº= 1,662V

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)(1,662V)

∆G= -962.148,42 J mol-1 (%1000 para conversão de J para kJ)

∆G= -962,148 kJ mol-1

Logo, pode-se afirmar, que de fato deve-se acontecer a reação entre alumínio e ácido clorídrico, pois a energia livre de Gibbs é negativa, na reação há uma grande quantidade de energia sendo liberada, isso explica o fato de ser extremamente violenta e consumir por completo o pedaço de alumínio, além de apresentar uma característica exotérmica. O alumínio se dissolve em ácidos minerais diluídos liberando o hidrogênio:

2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g)

A reação com ácido clorídrico diluído não foi observada da mesma forma antes do aquecimento pois a concentração influencia diretamente na cinética da reação, logo se fez necessário fornecer energia através de calor no aquecimento para que a reação ocorresse.

- Colocou-se em um tubo de ensaio, 2,0 ml de ácido nítrico concentrado e adicionou-se um pedaço de alumínio. Observou-se durante um determinado tempo e nada ocorreu. Aqueceu-se então a solução e observou-se que houve uma efervescência, além de apresentar uma alteração na coloração, que passou de incolor para castanho. O ácido nítrico é um agente oxidante que produz uma camada protetora sobre a superfície do metal, com isso torna o metal passivo. Por isso nada foi observado antes do aquecimento, pois a reação só ocorre com um fornecimento de energia. [pic 2]

2Al(s) + 6HNO3(aq) → 2Al(NO3)3(aq) + 3H2(g)

O alumínio ao reagir com ácido nítrico na presença de calor forma o nitrato de alumínio e libera gás hidrogênio, que é a efervescência observada. Calculando o potencial da reação em questão, têm-se suas semi-reações:

2Al(s) → 2Al3+ + 6e- (Eº= 1,662V)

6H+(aq) + 6e- → 3H2(g) (Eº= 0V)

Calculando o potencial padrão da reação, obtém-se:

∆Eº= Eºox + Eºred → ∆Eº= 1,662V + 0V → ∆Eº= 1,662V

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)(1,662V)

∆G= -962.148,42 J mol-1 (%1000 para conversão de J para kJ)

∆G= -962,148 kJ mol-1

- Colocou-se em um tubo de ensaio uma lentilha de hidróxido de sódio e dissolveu-a em água. Adicionou-se então um pedaço de alumínio. Observou-se uma efervescência e uma liberação de calor durante a reação:

2Al(s) + 2NaOH(aq) + 4H2O(aq) → 2NaAl(OH)4 ou 2NaAlO2.2H2O + 3H2(g)

Sendo essa a reação principal que ocorre, porém há reações intermediárias e paralelas durante o processo:

- Al2O3(s) + 2NaOH(aq) → 2NaAlO2(aq) + H2O(l)

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

- 2Al(OH)3(aq) + 2NaOH(aq) → 2Na[Al(OH)4](aq)

O alumínio se dissolve na solução aquosa de hidróxido de sódio, formando hidrogênio, que é a efervescência observada e o aluminato de sódio.

- Propriedades do hidróxido de alumínio

Se dissolveu uma quantidade de nitrato de alumínio em água. Adicionou-se então, gota a gota, solução de amônia aquosa, até a formação de um precipitado permanente.

Al(NO3)3(aq) + 3NH4OH(aq) → Al(OH)3(s) + 3(NH4)NO3(aq)

Dividiu-se a amostra e testou-as com ácido e base, sendo eles, ácido clorídrico e hidróxido de sódio respectivamente. Ao entrar em contato com o ácido e a base, ambas as amostras apresentaram características