Síntese Trimetilacetona de Alumínio
Por: Estela Franco • 25/8/2018 • Trabalho acadêmico • 2.154 Palavras (9 Páginas) • 233 Visualizações
UNIVERSIDADE FEDERAL DE SANTA CATARINA
CENTRO DE CIÊNCIAS FÍSICAS E MATEMÁTICAS
CURSO DE QUÍMICA
Experimento 1: PREPARAÇÃO DO TRISACETILACETONATO DE ALUMÍNIO (III)
QMC 5136 – Química Inorgânica Experimental I
Professor: José Roberto Bertolino
Equipe: Gregory Fernandes dos Santos - 17102512
Estela Maris Franco - 15205232
Florianópolis, Agosto de 2018
Resumo
Para a síntese do trisacetilacetonato de alumínio (III) foi utilizado nitrato de alumínio nonahidratado e um ligante bidentado (acetilacetonato) proveniente do equilíbrio ceto-enólico da acetilacetona. Adicionou-se amônia até o meio ficar levemente alcalino. Após o precipitado foi filtrado e secado na estufa. O rendimento observado foi de 94,23%.
Por fim foi avaliada a pureza com uma pequena quantidade do complexo formado em uma solução de clorofórmio tendo como resultado um composto puro.
- Introdução Teórica
1.1 Teorias ácido-base
A teoria dos ácidos e bases de Bronsted-Lowry enfoca a transferência do próton entre as espécies. Apesar deste conceito ser mais geral do que aqueles que o precederam, ele ainda falha ao considerar reações entre substâncias que mostram aspectos similares, mas nas quais nenhum próton é transferido. Esta deficiência foi remediada por uma teoria de acidez mais abrangente, introduzida por G. N. Lewis. Um ácido de Lewis é uma substância que atua como receptora de um par de elétrons. Uma base de Lewis é uma substância que atua como doadora de um par de elétrons. A reação fundamental dos ácidos e bases de Lewis é a formação de um complexo (ou aduto). (SHRIVER, ATKINS, et al.,2008)
A teoria de Lewis levou a uma nova classificação de ácidos e bases que foi introduzida por R.G. Pearson e diferenciou em ácidos e bases “duros” e “macios” que foram originalmente identificados como “classe a” e “classe b”, respectivamente. Os ácidos e bases duros tendem a ser menores e pouco polarizáveis, enquanto espécies macias tendem a ser maiores e polarizáveis. Pearson sugeriu que os ácidos duros tendem a se ligar com as bases duras, enquanto as bases macias tendem a se ligar com os ácidos macios. Esta regra, também conhecida como Princípio de Pearson, é uma regra prática para estabelecer a estabilidade de complexos metálicos.
1.2 Química do alumínio
O alumínio pode ser considerado um elemento bastante popular devido suas inúmeras aplicações cotidianas. Embora hoje seja extremamente conhecido na forma metálica, diversos compostos de íons Al3+ são extremamentes importantes hoje em dia.
O alumínio é um cátion compacto, pouco polarizável e altamente carregado, sendo considerado um íon metálico duro (pela teoria de Pearson), que se hidrolisa facilmente em solução aquosa. Possui número de coordenação quatro (raio iônico de 0,53 Å) ou seis (raio iônico de 0,68 Å), adotando, respectivamente, a geometria tetraédrica ou octaédrica. No caso da prática, o alumínio adotará o número de coordenação 6.
A maioria dos compostos de alumínio apresenta alto caráter covalente, devido à alta relação carga/raio do Al3+, que confere ao cátion elevado poder polarizador, proporcionando uma ligação forte e caracterizando-o como um ácido de Lewis.
Além disso, a soma das três primeiras energias de ionização é muito grande, o que também sugere que as ligações serão essencialmente covalentes. Geralmente, muitos dos compostos são covalentes quando anidros e formam íons em solução. Essa mudança de covalente para iônico ocorre porque os íons são hidratados e a quantidade de energia de hidratação liberada excede a energia de ionização. (LEE, 1999)
1.3 Compostos de coordenação
Complexos metálicos, também chamados de compostos de coordenação, são formados quando íons metálicos reagem com doadores de pares de elétrons (bases de Lewis) que são chamados de ligantes. Uma classe particular desses compostos de coordenação chamados de quelatos é produzido quando um íon metálico coordena-se com dois um mais grupos doadores de um mesmo ligante para formar um anel heterocíclico de cinco ou seis membros. (SKOOG, 2011)
Os quelatos são mais estáveis que complexos com ligantes monodentados, pois a dissociação deste tipo de complexo implica na ruptura de mais de uma ligação. Portanto, quanto maior o número de anéis formados, mais estável será o complexo. (LEE, 1999). Por exemplo, o ligante utilizado na prática em questão forma geralmente complexos estáveis por ocupar dois sítios de coordenação formando uma estrutura cíclica e também por possuir uma ligação simples alternada na qual a densidade se distribui por todo o anel. Essa estabilização pode ser vista na figura 1, onde o ligante forma um anel heterocíclico de 6 membros com o íon metálico Al⁺³, gerando um complexo estável por motivos como: o efeito quelato, a ressonância do ligante e as interações base dura-ácido duro presentes.
[pic 1]
Figura 1: Estrutura do complexo [Al(acac)3]
1.4 Equilíbrio químico
As reações químicas reversíveis nunca resultam na completa conversão de reagentes em produtos. Ao contrário, elas procedem para um estado de equilíbrio químico no qual a razão das concentrações de reagentes e produtos é constante. Entretanto, esse equilíbrio é alterado pela aplicação de uma perturbação ao sistema e o princípio de Le Châtelier define que a posição do equilíbrio químico sempre se altera na direção que tende a minimizar o efeito da perturbação aplicada. (SKOOG, 2011).
A acetilacetona (2,4-pentanodiona) entra em equilíbrio ceto-enólico com seu isômero enol (Reação 1). Esse enol pode agir como um ácido fraco de Bronsted-Lowry e perder o íon H+ em contato com uma base, gerando o ânion acetilacetonato com uma densidade eletrônica deslocalizada.
[pic 2]
Reação 1: equilíbrio ceto-enólico da acetilacetona
- Parte Experimental
Em um béquer de 100 mL, previamente tarado em uma balança analítica com precisão de 2 casas, foi pesado 3,01 g de nitrato de alumínio nonahidratado (Al(NO3)39H2O). Em seguida, com auxílio de uma proveta foi medido 30 mL de água destilada e adicionado a mesma ao béquer. Com auxílio de um bastão de vidro, foi agitado e friccionado os cristais até completa dissolução do nitrato de alumínio nonahidratado. Após dissolver completamente, com auxílio de uma pipeta volumétrica adicionou-se 2,5 mL de acetilacetona. A solução que era incolor passou imediatamente a ser alaranjada.[pic 3]
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