Metais Alcalinos

Metais Alcalinos 

• Os elementos do Grupo 1 ou Metais Alcalinos constituída pelos elementos Lítio (Li), o Sódio (Na), o Potássio (K), o Rubídio (Rb), o Césio (Cs) e o Frâncio (Fr). Todos os elementos deste grupo apresentam um elétron no orbital mais externo num orbital esférico, fracamente ligado ao núcleo.

Em geral, reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos, liberando hidrogênio. A reação torna-se cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim o lítio reage de uma forma moderada, o sódio funde na superfície da água deslizando sobre a água, podendo infamar-se, o potássio funde-se e sempre se inflama.

• Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. Os hidróxidos e óxidos formados são bases muito fortes, sendo quimicamente muito reativos com o oxigênio. Na forma metálica, perdem rapidamente o brilho se expostos ao ar seco. As propriedades físicas e químicas desses elementos estão relacionadas à sua estrutura eletrônica e ao seu tamanho relativamente grande, se comparado a outros compostos, devido à baixa atração exercida pelo núcleo aos elétrons.

Os elementos deste grupo são metais, moles podendo ser cortados com uma faca. Possuem baixa densidade, devido a serem átomos relativamente grandes e de baixo peso molecular, e possuem baixo ponto de fusão e ebulição, se comparados a outros metais. 

• São bons condutores de eletricidade, altamente eletropositivos e reativos. A reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima para baixo, se visto do ponto de vista termodinâmico, devido à liberação de energia. 

Quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido. Porém, se visto do ponto de vista cinético, a reatividade tende a crescer de baixo para cima, pois quanto maior o átomo mais fácil de perder o seu elétron de valência e mais rápido reage.

• Lítio (Li): é o primeiro elemento do grupo. Difere-se consideravelmente dos demais elementos do grupo, sendo que em todos os grupos da tabela periódica o primeiro elemento apresenta uma serie de particularidades com os demais elementos do grupo. O ponto de fusão do lítio é cerca de duas vezes maior que o do sódio. O lítio é elemento mais duro do grupo, mas é mole o suficiente para ser cortado com uma faca.
• Sódio (Na): é o segundo elemento do grupo, encontrado em abundancia em diversos compostos na natureza. Reage vigorosamente com a água, liberando grande quantidade de calor. Em sua forma livre é um metal prateado mais, leve que a água e de pouca dureza, podendo ser cortado facilmente. É extraído, na sua forma pura, geralmente por eletrolise de soda cáustica (NaOH, hidróxido de sódio).
• Potássio (K): na sua forma pura, é um metal branco prateado, mole, podendo ser cortado com uma faca e de alta reatividade, reagindo com oxigênio e água facilmente. É o sétimo metal em abundância na crosta terrestre, conhecido pelos antigos, que o utilizavam para fazer sabão. É usado para a dessecação de gases. Atualmente, ele tem sido utilizado para absorção de dióxido de carbono ou dióxido de enxofre e na preparação de sabão mole.
• Rubídio (Rb): é um metal mole, de tonalidade branco-prateada. É o 16º elemento em abundância na crosta terrestre e um dos mais reativos. Pode liquefazer-se à temperatura ambiente, sendo que seu ponto de fusão é 39ºC. O rubídio arde espontaneamente no ar e reage violentamente em presença da água.
• Césio (Cs): é prateado e macio, sendo o mais eletropositivo do grupo dos metais alcalinos. É o metal estável menos abundante dos cinco metais alcalinos. Junto com o gálio e o mercúrio, o césio é um dos poucos metais que se encontra no estado líquido na temperatura ambiente, acima de 28,5 °C. O césio reage explosivamente com a água fria e também com o gelo em temperaturas acima de -116 °C.
• Frâncio (Fr): é o metal alcalino menos comum do grupo dos alcalinos, é radioativo e seu tempo de meia vida é de 22 minutos.

Procedimento experimental:

a) Materiais Utilizados

• Cuba de vidro;
• Sódio metálico;
• Fenolftaleína;
• Pinça;
• Papel absorvente;
• Água destilada;
• Tubos de ensaio;
• Cloreto de sódio;
• Cloreto de lítio;
• Cloreto de potássio;
• Solução de carbonato de sódio;
• Bico de Bunsen;
• Solução de hidróxido de sódio;
• Solução de cloreto de amônio;
• Papel indicador;
• Bicarbonato de sódio;
• Carbonato de sódio;
• Carbonato de potássio;
• Rolha;
• Tubo de vidro dobrado;
• Água de cal;
• Solução de ácido clorídrico.

Procedimento:

Interação de Metais Alcalinos com o ar e com a água

• Providenciou-se uma cuba de vidro com bastante água dentro e com algumas gotas de indicador fenolftaleína; Com cuidado e com auxilio de papel e pinça retirou-se um pequeno pedaço de sódio metálico de seu respectivo vidro.

Colocou-se o pequeno pedaço de sódio metálico na cuba de vidro com água e observou-se a reação e a coloração da água. Solubilidade de Sais de Metais Alcalinos

• Numerou-se 3 tubos de ensaio de 1 a 3
• No tubo de ensaio nº1 colocou-se cristais de NaCl
• No tubo de ensaio nº 2 colocou-se cristais de KCl
• No tubo de ensaio nº cristais de LiCl

Igualmente nos 3 tubos de ensaio adicionou-se 3 ml de água e verificou-se a solubilidade dos compostos em água.

Adicionou-se nos 3 tubos igual quantidade: 2ml de solução de [Na2CO3 0,033mol/l].

Novamente verificou-se a solubilidade dos compostos

Aqueceu-se levemente os 3 tubos no bico de bunsen e observou-se se houve algum precipitado nas soluções.

Reação de hidróxido de Metais Alcalinos com Sais Amoniacais

1. Em um tubo de ensaio colocou-se 2 ml de [NaOH 0,5 mol/l]
2. Adicionou-se 0,5ml de [NH4Cl 5mol/l]
3. Numa chama de bico de bunsen aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio
4. Reconheceu-se o gás que se desprendeu da reação pelo odor
5. Pegou-se um papel tornassol umedecido com água destilada e colocou-se na boca do tubo de ensaio.
6. Escreveu-se a equação da reação.

Decomposição de carbonatos e bicarbonatos de Metais

1. Colocou-se separadamente em 3 tubos de ensaio secos pequena quantidade( aproximadamente 0,5 g) de NaHCO3, Na2CO3 e K2CO3 respectivamente.
2. Fechou-se cada tubo com uma rolha atravessada por um tubo dobrado submerso em outro tubo de ensaio contendo água de cal.
3. Aqueceu-se cada tubo e observou-se o que aconteceu com a água de cal de cada caso.
4. Escreveu-se as equações das reações.

Ação de ácidos sobre carbonatos e bicarbonatos de metais alcalinos

1. Adicionou-se em 3 tubos de ensaio cristais de NaHCO2, Na2CO3 e K2CO3 respectivamente;
2. Em seguida adicionou-se 3 ml de[HCl 2 mol/l]
3. Observou-se as reações dos metais em meio ácido.
4. Resultados e Discussão
5. Interação de metais alcalinos com o ar e com a água

Ao adicionar-se o pequeno pedaço de sódio metálico à água contendo algumas gotas de fenolftaleína, houve a liberação de vapores, forma-se grande efervescência, e também houve estouros e formação de faíscas. A coloração da água tornou-se azul.

Isto ocorre porque o sódio é um metal muito reativo, e, portanto, desloca com muita facilidade o hidrogênio presente nas moléculas de água. Neste processo, forma-se o hidróxido de sódio, uma base forte, que faz com que a coloração da fenolftaleína se altere, indicando a presença de íon OH-. A reação que ocorre é:

Na(s) + H2O(l) → H2(g) + Na(OH)(aq)

Como a reação é exotérmica, ou seja, libera muito calor, e o hidrogênio é um gás altamente explosivo, ao ser liberado na presença de alta quantidade de calor, ele é responsável pelos estouros e faíscas observados na reação.

• A alteração na coloração da fenolftaleína se deve à presença de íons OH-, formados devido à base estar dissociada em solução aquosa. Porém, sabe-se que a fenolftaleína tem coloração vermelha em meio básico, e não possui outras faixas de viragem além de incolor em meio ácido ( pH inferior a 8,0) e vermelha em meio básico (pH superior a 8,0). 

Portanto, o indicador usado não poderia ser a fenolftaleína, e sim, azul de bromotimol, que tem cor azul intensa em meio básico (pH superior a 6,0).

Solubilidade de sais de metais alcalinos:

Os resultados obtidos nesta etapa foram:

Substância adicionada ou processo sofrido 

Características observadas:

• Tubo 1 - NaCl 
• Tubo 2 - KCl 
• Tubo 3 - LiCl
• 3 ml de H2O 
• Completamente solúvel 
• Completamente solúvel 
• Completamente solúvel
• 2 ml solução Na2CO3 0,033 mol/L 
• Incolor, sem mudança de coloração ou de temperatura 
• Incolor, com diminuição de temperatura 
• Coloração esbranquiçada, com aumento de temperatura

Aquecimento:

• Incolor, sem evidências de reação 
• Incolor, com liberação de vapor 

Precipitação:

• Deve-se atentar para o fato de que a adição de substâncias ou submissão a processos foram sucessivos, e não realizados em separado.

As características observadas são devido às reações químicas ocorridas ou não e à natureza dos compostos formados. Primeiramente, com a adição de água aos sais de metais alcalinos, as soluções permanecem incolores porque os sais não reagem com a água, são simplesmente solvatados e dissolvidos nela:

• NaCl(s) + H2O(l) → NaCl(aq)
• KCl(s) + H2O(l) → KCl (aq)
• LiCl(s) + H2O(l) → LiCl(aq)

Porém, quando há a adição da solução de Na2CO3 às soluções aquosas dos sais, ocorrem algumas reações químicas:

• NaCl(aq) + Na2CO3(aq) → Não ocorre reação
• 2KCl(aq) + Na2CO3(aq) → K2CO3(aq) + 2NaCl(aq)
• 2LiCl(aq) + Na2CO3(aq) → Li2CO3(s) ↓ + 2NaCl(aq)

Como não há nenhuma condição favorável para que ocorre troca entre íons idênticos, a reação entre NaCl e Na2CO3 não ocorre, pois voltariam a formar os mesmos compostos, já que as duas substâncias iônicas possuem o mesmo cátion. Assim, a solução continua incolor, pois os dois sais são solúveis em água e não possuem coloração quando em solução (são brancos no estado sólido).

• A reação entre o KCl e o Na2CO3 ocorre, porém, com formação de K2CO3, um sal branco e solúvel em água, e NaCl, que também é solúvel. Assim, como ambos os sais são sólidos brancos que não possuem coloração quando em solução aquosa, a solução permanece incolor. Porém, a reação é endotérmica, consumindo energia em forma de calor e havendo a diminuição da temperatura do sistema.

Já o LiCl reage com o Na2CO3 formando Li2CO3, que é um composto insolúvel em água. Por isso, há um início de precipitação, tornando a solução esbranquiçada. Isso ocorre porque o Li2CO3, apesar de ser um composto iônico, possui caráter covalente, pois enquanto o lítio é um cátion extremamente pequeno, o carbonato é um ânion muito grande. 

Metais Alcalinos 

• Assim, apesar do elétron mais externo do lítio sofrer atração por parte do núcleo do carbonato, os elétrons mais externos do ânion carbonato também sofrem atração por parte do núcleo do lítio, dando ao composto um caráter covalente e diminuindo sua solubilidade. 

Este fenômeno ocorre geralmente em compostos iônicos nos quais o cátion é muito pequeno e o ânion é muito grande.

• Quando se aquece o sistema, observa-se que o NaCl e o KCl permanecem dissolvidos, enquanto que o Li2CO3 acaba por precipitar completamente. Este fato demonstra que o processo de dissolução do NaCl e do K2CO3 é endotérmico, enquanto que o do Li2CO3 é exotérmico.

Ilustração da solubilidade do NaCl, K2CO3 e Li2CO3. A linha verde representa a solubilidade do NaCl, a linha azul representa a solubilidade do K2CO3 e a linha rosa representa a solubilidade do Li 2CO3. Posteriormente, com a repetição da preparação de soluções de NaCl, KCl e LiCl em novos tubos de ensaio e com a adição de Na2HPO4 às soluções, todas as soluções continuaram incolores. Isso ocorreu porque os sais formados são solúveis. As reações ocorridas foram:

• 2LiCl(aq) + Na2HPO4(aq) → Li2HPO4(aq) + 2NaCl(aq)
• 2KCl(aq) + Na2HPO4(aq) → K2HPO4(aq) + 2NaCl(aq)
• 2NaCl(aq) + Na2HPO4(aq) → não ocorre

Novamente, a reação com o cloreto de sódio não ocorre devido à presença de cátions idênticos nos dois sais.Como nenhuma das soluções apresentou formação de precipitado, não houve adição de NH4Cl à nenhum dos tubos.

Reações de hidróxidos de metais alcalinos com sais amoniacais

Os resultados obtidos foram:

Itens observados:

Características observadas:

• Aspecto da solução antes do aquecimento 
• Incolor, sem evidências de reação química
• Aspecto da solução após o aquecimento 
• Incolor, com desprendimento de gases
• Odor característico 
• Odor pungente

A partir do odor característico desprendido durante o aquecimento, pode-se identificar o gás desprendido como amônia, NH3. As reações ocorridas são:

• NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NH4OH(aq)
• NH4OH(aq) → NH3(g) ↑+ H2O(l)

Decomposição de carbonatos e bicarbonatos de metais

As massas de cada sal utilizado foram:

• Tubo 1 
• Tubo 2 
• Tubo 3
• NaHCO3 
• Na2CO3 
• K2CO3
• 0,502g 
• 0,511g 
• 0,512g

Após o aquecimento, borbulhando-se o gás desprendido na água de cal, nenhum dos sais fez com que houvesse precipitação na água de cal. Isto só ocorreu porque a água de cal utilizada já havia sido preparada anteriormente à aula, e também deveria estar em uma concentração muito baixa. As reações que ocorrem são:

• NaHCO3:
• 2NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)
• Na2CO3:
• Na2CO3(s) Na2O(s) + CO2(g)
• K2CO3:
• K2CO3(s) K2O(s) + CO2(g)

Como em todas as reações de decomposição por calor há a formação de CO2, ao ser borbulhado na água de cal, ele reage com o óxido de cálcio (cal) formando o carbonato de cálcio, que é um sólido branco insolúvel em água, havendo precipitação:

CaO(aq) + CO2(g) → CaCO3(s)↓

Ação de ácidos sobre carbonatos e bicarbonatos de metais alcalinos

Os resultados obtidos foram:

• Tubo 1 
• Tubo 2 
• Tubo 3
• NaHCO3 
• Na2CO3 
• K2CO3

Características observadas após a adição de HCl 

• Grande efervescência;
• Resfriamento do sistema; 
• Grande efervescência;
• Leve aquecimento do sistema; 
• Grande efervescência;
• Leve aquecimento do sistema;

A efervescência observada se deve à liberação de gases nas reações químicas. As reações ocorridas são:

• NaHCO3:
• NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑
• Na2CO3:
• Na2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑
• K2CO3:
• K2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2KCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑

As mudanças de temperatura demonstram que a primeira reação é endotérmica, enquanto as outras duas são exotérmicas.

Equação química:

2 Li(s) + 2 H2O(l) 2 LiOH(aq) + H2(g)

Equação química da reação de um metal alcalino  (exemplo: potássio) com o oxigênio:

4 K(s) + O2(g) 2 K2O(s)

São metais de baixa densidade, e moles. Altamente eletropositivos e reativos. A eletropositividade e a reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima para baixo se visto do ponto de vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido, se visto do ponto de vista cinético (velocidade da reação)a reatividade tende a crescer de cima para baixo, pois quanto maior os átomos mais fácil de perder o seu elétron de valência e mais rápido reage. 

• Apresentam um único elétron nos seus níveis de energia mais externos ( em subnível s ) , tendendo a perdê-lo, transformando-se em íons mono-positivos: M+.

O hidrogênio, com um único elétron, está situado normalmente na tabela periódica no mesmo grupo dos metais alcalinos (ainda que às vezes apareça separado destes em outra posição). Porém, a energia necessária para arrancar o elétron do hidrogênio é muito mais elevada do que a qualquer alcalino. Como nos halogênios o hidrogênio necessita receber um único elétron para completar o seu nível mais externo. Na sua forma elementar é encontrado como uma molécula diatômica, H2. 

• Pode formar sais denominados hidretos (MH) com os alcalinos, de forma que o metal cede um elétron ao hidrogênio, como se o hidrogênio fosse um halogênio. Devido a peculiaridade do hidrogênio prefere-se não classificar o hidrogênio em nenhuma série química.

Outras Considerações:

• A partir deste experimento, pode-se concluir que os metais alcalinos, em geral, são altamente reativos com a água e com o ar. Seus compostos geralmente possuem alta solubilidade em água, porém, ao apresentarem certo caráter covalente, esta solubilidade diminui. 

Seus hidróxidos, ao reagirem com sais amoniacais, liberam amônia, e seus carbonatos e bicarbonatos, ao serem aquecidos ou reagirem com ácidos, se decompõem (ao serem aquecidos) ou reagem (ao adicionar-se ácido) liberando gás carbônico.

Torneiro Mecânico