Propriedades dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos

Propriedades dos Metais Alcalinos e Alcalinos Terrosos

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UNIVERSIDADE IBIRAPUERA Curso de Química

RELATÓRIO Prática n.2 – METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS

Everton Bonturim

Marcia Alencar

Marcos

Roseli Domingues Roseli

São Paulo 2008

RELATÓRIO Prática n.2 – METAIS ALCALINOS E METAIS ALCALINOS TERROSOS

Trabalho apresentado como parte da avaliação da disciplina Química Inorgânica do curso de Química da Universidade Ibirapuera, sob orientação da professora Dra. Deiby Santos Gouveia.

São Paulo 2008

1. INTRODUÇÃO4
2. OBJETIVOS5
3. Introdução Teórica6
4. Propriedades Gerais dos Metais6
5. Ligas7
6. Metais Alcalinos (Grupo I)7
7. Obtenção dos Metais8
8. Estrutura Eletrônica9
9. Estrutura Cristalina, Dureza e Energia de Coesão9
10. Propriedades Químicas9
1. Metais Alcalinos Terrosos (Grupo I)1
12. Estrutura Eletrônica1
13. Obtenção dos Metais12
14. Propriedades Químicas12
15. EXPERIMENTAL14
15.1. Materiais14
15.2. Reagentes14
16. PROCEDIMENTOS15
17. RESULTADOS18
17.1. Reatividade dos Metais18
17.2. Compostos19
18. QUESTIONÁRIO2

Página 19. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 23

Apresenta-se aqui o relatório da aula experimental realizada aos 06 dias do mês de Outubro, em presença da professora Dra. Deiby Santos Gouveia e da turma do 4º semestre do curso de Química, no laboratório de física da Universidade.

Em princípio a intenção deste relatório é de analisar e comentar/discutir os resultados obtidos a partir das reações realizadas com alguns dos elementos das famílias I-A e I-A da tabela periódica, para isso, contamos com a teoria estudada no decorrer do semestre, das aulas de Química Inorgânica.

Para que possamos compreender melhor os fenômenos aqui estudados e observados iremos retomar alguns conceitos básicos das Propriedades Gerais dos elementos dessas duas famílias (grupos).

O objetivo deste relatório é de observar a reatividade dos elementos sódio (Na) e magnésio

(Mg) em presença de H2O, álcool etílico (H5C2OH), ácidos e sais. A partir das reações realizadas, a análise do produto formado e a forma como tal elemento reagiu, podemos concluir algumas de suas propriedades características e a reatividade do mesmo.

Além da reatividade, a solubilidade também é uma característica importante de cada elemento, por tanto analisaremos essa propriedade nos metais alcalinos e alcalinos terrosos.

PROPRIEDADES GERAIS DOS METAIS Como o objetivo deste relatório é analisar os elementos dos grupos I-A e I-A, podemos considerar que estamos tratando apenas de metais, por isso as propriedades de uma ligação metálica é um tópico importante para ser apresentado.

Os metais apresentam propriedades físicas características, tais como:

São excelentes condutores de eletricidade e calor; Apresentam um brilho metálico característico – são brilhantes, lustrosos e apresentam altos índices de reflexão; São maleáveis e dúcteis; Suas estruturas cristalinas são invariavelmente do tipo cúbico de empacotamento compacto, hexagonal compacto, ou cúbico de corpo centrado; Formam ligas com facilidade;

Figura 1 – Tabela Periódica dos Elementos Químicos

Ligas: Quando uma mistura de dois metais é aquecida ou quando um metal é misturado com um elemento não-metálico, pode ocorrer uma das seguintes situações: a. Forma-se um composto iônico; b. Forma-se uma liga intersticial; c. Forma-se uma liga substitucional; d. Resulta uma simples mistura;

A ocorrência de uma ou outra dessas situações depende da natureza química dos elementos envolvidos, dos tamanhos relativos dos átomos metálicos e dos átomos adicionados.

METAIS ALCALINOS (GRUPO I) Todos esses elementos são metais; são excelentes condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e os oxo-sais são muito estáveis.

Os metais desse grupo são reativos demais para serem encontrados livres na natureza.

Todavia, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor, de modo que sua decomposição térmica é praticamente impossível.

Os metais alcalinos podem ser obtidos por eletrólise de um sal fundido, geralmente dos haletos fundidos. Geralmente, impurezas são adicionadas para abaixar o ponto de fusão. O sódio (Na) é obtido a partir da eletrólise de uma mistura fundida constituída de cerca de

40% de NaCl e 60% de CaCl2 , numa célula de Downs. Essa figura funde a cerca de 600ºC, bem abaixo dos 803ºC do NaCl puro.

Numa célula semelhante a de Downs poderia ser usada para obter potássio eletrolisando KCl fundido, Contudo, a célula deve ser operada a temperaturas mais elevadas, pois o ponto de fusão do KCl é mais elevado.

Rb e Cs são produzidos de maneira semelhante, reduzindo seus cloretos com Ca a 750ºC, sob pressão reduzida.

TABELA 1 – ESTRUTURAS ELETRÔNICAS

Lítio Li 1s22s1 ou [He] 2s1

Frâncio Fr [Rn] 7s1

Figura 2 – Lítio metálico

Figura 3 – Sódio

Metálico

Figura 4 - Potássio

Figura 5 - Rubídio

Figura 6 - Césio Figura 7 - Frâncio

Todos os elementos do Grupo 1 têm um elétron de valência no orbital mais externo – um elétron s, que ocupa um orbital esférico. Ignorando-se as camadas eletrônicas internas preenchidas, suas configurações eletrônicas podem ser escritas como: 2s1 , 3s1

, 7s1 . O elétron de valência encontra-se bastante afastado do núcleo. Logo, é fracamente ligado pelo núcleo e pode ser removido com facilidade. Em contraste, os demais elétrons estão mais próximos do núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade.

À temperatura ambiente, todos os metais do Grupo 1 adotam a estrutura cúbica de corpo centrado, com número de coordenação 8. Contudo, a temperaturas muito baixas, o lítio forma uma estrutura hexagonal de empacotamento compacto com número de coordenação 12.

Os metais são muito moles e podem ser cortados facilmente com uma faca. O lítio é o mais duro de todos, mas é mais mole que o chumbo.

A energia de coesão é a força que mantém unidos os átomos ou íons no sólido (é igual em magnitude, mas de sinal oposto à entalpia de atomização, ou seja, a energia necessária para gerar átomos gasosos a partir do sólido). As energias de coesão dos metais do Grupo 1 são iguais à cerca da metade daquelas dos elementos do Grupo 2, e um terço das energias de coesão dos elementos do Grupo 13. A magnitude das energias de coesão determina a dureza.

Reação com água Todos os metais do grupo 1 reagem com água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim, o lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar 2Li 2Na 2K

Os óxidos típicos, M2O, são fortemente alcalinos Os hidróxidos reagem com ácidos para formarem sais e água e são utilizadas em muitas reações de neutralização. As bases também reagem com CO2, até mesmo com quantidades traço presentes no ar, formando os carbonatos.

LiOH NaOH

FIGURA 8 – O LÍTIO, O SÓDIO E O POTÁSSIO, RESPECTIVAMENTE, EM REAÇÃO COM A ÁGUA, QUAIS SE ADICIONARAM UMAS GOTAS DE SOLUÇÃO ALCOÓLICA DE FENOLFTALEINA INDICADOR ADQUIRIU A COR CARMIM, INDICANDO A FORMAÇÃO DE BASES.

correspondentes hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa à medida que se desce o grupo. Assim, o lítio reage a uma velocidade moderada; o sódio funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se; e o potássio funde e sempre se inflama.

Os óxidos típicos, M2O, são fortemente alcalinos, reagindo com água formando bases fortes. Os hidróxidos reagem com ácidos para formarem sais e água e são utilizadas em muitas reações de neutralização. As bases também reagem com CO2, até mesmo com quantidades traço presentes no ar, formando os carbonatos. Os hidróxidos reagem com alcoóis, formando alcóxidos.

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