Relatório de Química Inorgânica

Relatório de Química Inorgânica

1 CAMPUS SALVADOR

RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL EXPERIMENTO Nº 02 – METAIS ALCALINOS: REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO.

SALVADOR 2009

2 MOISÉS RODRIGUES LIMA JÚNIOR

RELATÓRIO DE QUÍMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL EXPERIMENTO Nº 02 – METAIS ALCALINOS: REATIVIDADE E IDENTIFICAÇÃO.

Relatório apresentado como forma de avaliação parcial da disciplina de Química Inorgânica Experimental, do Curso de Graduação em Engenharia Química, do Instituto Federal da Bahia - IFBA, sob orientação do professor Romenilson Rehem de Souza.

SALVADOR 2009

3 RESUMO

Os metais alcalinos fazem parte do primeiro Grupo da Tabela Periódica, mas comumente chamado de Grupo 1A. É importante destacar que os tamanhos dos raios atômicos nos elementos deste grupo, determinam suas propriedades físicas e químicas. Eles formam um grupo de elementos bastante semelhantes, e é notório que tenham as características mais simples que qualquer outro grupo que compõe a Tabela Periódica.

Palavras-chaves: metais alcalinos, reatividade e identificação.

4 1 OBJETIVOS

Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e o ar. Identificar os metais alcalinos através do teste da chama. Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água.

5 2 INTRODUÇÃO

Devido à grande reatividade dos metais alcalinos, esses metais não estão dispostos na natureza em sua forma elementar. Esses elementos são facilmente oxidados, isto é, comportam-se como agentes redutores fortes. Por este motivo, é totalmente inviável obtê-los por redução de seus óxidos. O lítio é o elemento do grupo que mais se diferencia dos demais, e em relação aos outros grupos de elementos representativos também ocorre essa diferença de características entre o primeiro e os demais componentes do grupo. Apesar da grande semelhança química descrita no resumo, os elementos do Grupo 1A não ocorrem juntos na crosta terrestre, principalmente pelo fato dos tamanhos de seus íons. Os metais alcalinos podem ser obtidos através da eletrólise de um sal fundido, geralmente dos haletos fundidos. Adicionando-se impurezas para abaixar o ponto de fusão. Os elementos do Grupo 1A são versáteis, ou seja, podem se combinar com outros elementos, formando assim compostos variados e com muitas aplicações no cotidiano. Alguns exemplos são: o Li2CO3(carbonato de lítio) é adicionado à bauxita na produção eletrolítica de alumínio, para reduzir o ponto

sais de sódio

de fusão, e também é utilizado para endurecer vidro. O lítio também encontra emprego na fabricação de células eletroquímicas (tanto baterias primárias como secundárias), essas baterias produzem energia através de reações químicas e são descartadas quando se esgotam. Existem também substâncias que contém íons Na+ e K+, fundamentais no controle da regulação osmótica do sangue, plasma, fluidos intercelulares e do equilíbrio ácido-base. O potássio é essencial à vida. Geralmente os sais de potássio são bem mais caros que os Como os átomos dos metais alcalinos são grandes, eles apresentam densidades muito baixas. Não é comum metais terem densidades tão baixas, por isso é importante observar este aspecto devido à maioria dos metais de transição apresentar densidades superiores a 5 g.cm-3.

6 3 MATERIAIS E REAGENTES

Lítio metálico Sódio metálico Espátula Cápsula de porcelana Água destilada Fenolftaleína Vidro de relógio Papel toalha Bico de Bunsen Solução de cloreto de lítio a 1 mol/L Alça de platina Solução de cloreto de sódio a 1 mol/L Solução de ácido clorídrico Solução de cloreto de (potássio) Tubos de ensaio Cloreto de sódio (sólido) Cloreto de potássio (sólido) Carbonato de potássio (sólido) Bicarbonato de sódio (sólido) Papel indicador

7 4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

EXPERIMENTO 1 1.1. Para partir o lítio sólido, usou-se uma espátula e papel filtro. Foi retirado um pedaço bem pequeno do lítio (mais ou menos do tamanho da cabeça de um palito de fósforo). A cápsula de porcelana foi preenchida com água destilada. Depois foram adicionadas, aproximadamente, duas gotas do indicador ácido-base (fenolftaleína), e logo em seguida foi colocado o metal, tampando a cápsula, imediatamente, com o vidro de relógio.

1.2. O mesmo procedimento feito no item anterior foi repetido, substituindo o lítio pelo sódio. As observações visuais foram anotadas e discutidas entre os componentes da equipe.

EXPERIMENTO 2 2.1. Separaram-se três tubos de ensaio, e inseriram-se neles 2 mL de soluções salinas (cloretos) dos seguintes cátions: lítio, sódio e potássio. Depois disto introduziu-se uma alça de platina solução de cloreto de lítio (LiCl) e, em seguida, levou-se à parte mais quente da chama do Bico de Bunsen. Logo após esse procedimento, o fio de platina foi mergulhado em uma solução de ácido clorídrico (HCl) e depois levado à chama para vaporização de quaisquer impurezas. O mesmo teste da chama foi repetido com as seguintes soluções salinas: cloreto de sódio (NaCl) e cloreto de potássio (KCl).

EXPERIMENTO 3 3.1. Tomaram-se quatro tubos de ensaio, e neles adicionaram-se, separadamente, pequenas quantidades dos seguintes sais: NaCl (Cloreto de sódio), KCl (Cloreto de potássio), K2CO3 (Carbonato de potássio) e NaHCO3 (Bicarbonato de sódio).

Nos mesmo tubos contendo os sais adicionou-se cerca de 2 mL de água destilada, depois os tubos foram agitados manualmente até dissolver os compostos. Com o papel indicador, mediu-se o pH (potencial hidrogeniônico) de cada solução.

9 5 DISCUSSÃO E RESULTADOS

EXPERIMENTO 1 1.1. Sabe-se que os metais alcalinos reagem vigorosamente com o solvente universal, a água. No primeiro procedimento colocou-se um pequeno pedaço de Lítio (Li) para reagir com água destilada. Ao adicionar esse metal na porcelana contendo a água destilada, percebeu-se que houve reação e formação de um composto alcalino. Esta afirmação é possível de ser dada pelo fato da fenolftaleína ficar vermelha. Sabe-se que a fenolftaleína é um indicador que muda de cor de acordo com o pH do meio. Com o pH até as proximidades de 8, a solução fica incolor, mas para soluções com o pH acima de 8, a solução fica avermelhada. A equação da reação descrita acima é:

2Li(s) + 2H2O(l)2LiOH(aq.) + H2(g); na reação ocorreu a formação de

hidróxido de lítio e desprendimento de gás hidrogênio.

A necessidade de armazenar o lítio em gasolina está no fato dele ser altamente inflamável e ligeiramente explosivo quando exposto ao ar e, especialmente, à água. O Lítio também é corrosivo, ou seja, são necessários meios adequados para a manipulação desse elemento, justamente para evitar o contato com a pele. O lítio deve ser armazenado num hidrocarboneto líquido inflamável como, por exemplo, a gasolina.

1.2. Assim como o lítio, o sódio também foi posto para reagir com a água. Porém a reação do sódio é mais vigorosa, e percebeu-se no momento do procedimento em laboratório. Pode-se explicar este fato quimicamente devido à reatividade de cada elemento. O sódio é mais reativo porque o seu raio atômico é maior que o raio do lítio, deixando assim o elétron de valência com maior tendência de ser perdido, transformando-se em um íon monopositivo: M+. A equação da reação do sódio com água é:

2Na(s) + 2H2O(l)2NaOH(aq.) + H2(g); na reação houve formação de

hidróxido de sódio e desprendimento de gás hidrogênio.

A solução de fenolftaleína ficou com um vermelho mais intenso, como era esperado. Com isso, constatamos que a reação do sódio com a água forma um composto com um caráter mais básico do que o composto formado pela reação do lítio com água. O sódio puro sempre deve ser manipulado com muita precaução, na sua forma metálica ele é explosivo, em água é venenoso quando combinados com outros elementos. O sódio deve ser armazenado em atmosfera ou fluidos inertes (normalmente se usam os hidrocarbonetos desidratados, como o querosene) evitando o contato com a água e com outras substâncias que possivelmente reajam com o metal.

EXPERIMENTO 2 2.1. Os elementos químicos têm características energéticas peculiares. Essa energia é definida como “quantizada”, ou seja, um elétron de um determinado elemento ocupa sempre um nível energético bem definido, e não um valor qualquer de energia. Se um elétron for submetido a uma fonte de energia suficiente, ele pode sofrer excitação. O estado excitado é um estado instável, ou seja, de curtíssima duração e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental liberando radiação eletromagnética que é a luz visível. Essa explicação teórica foi constatada experimentalmente com o teste conhecido como espectroscopia de chama, nos metais: lítio, sódio e potássio. Colocou-se uma alça de platina numa solução de cloreto de lítio e em seguida no Bico de Bunsen, a cor transparente na alça foi vermelha. Na tabela, essa cor significa um comprimento de onda igual a 670,8 nm. O mesmo foi feito para a solução de cloreto de sódio e para a solução de cloreto de potássio. Observou-se a cor amarela para o sal de sódio e a cor violeta para o sal de potássio, com os respectivos comprimentos de onda consultados na tabela convencionada, 589,2 nm e 766,5 nm.

EXPERIMENTO 3 3.1. Sabe-se que os compostos químicos têm um caráter, pode ele ser básico, ácido ou neutro.

No caso deste procedimento, tomaram-se quatro substâncias para poder medir o pH: o cloreto de sódio (NaCl), cloreto de potássio (KCl), carbonato de potássio (K2CO3) e bicarbonato de sódio (NaHCO3). Os resultados estão contidos na tabela abaixo.

Esses resultados são aproximados, devido à medição através da fita de pH não ser totalmente confiável. Os valores encontrados são coerentes. Por exemplo, o cloreto de sódio e o cloreto de potássio apresentam um pH perto da neutralidade. E isto é visível na reação de formação desses compostos:

NaOH(s) + HCl(aq.)NaCl(s) + H2O(l)
KOH(s) + HCl(aq.)KCl(s) + H2O(l)

Essas reações são denominadas de neutralização, ou seja, uma base forte reagindo com um ácido forte formando um sal e água. Como o próprio nome é sugestivo, seus produtos são praticamente neutros, com o pH muito próximo de

sete. Para detalhar mais, isso significa que a concentração de íons H é quase

igual à concentração de íons OH em solução. Fazendo a equação de obtenção dos outros compostos, temos:

2KOH(s) + H2CO3(aq.)K2CO3(s) + 2H2O(l)
NaOH(s) + H2CO3(aq.)NaHCO3(s) + H2O(l)

Neste caso observa-se a reação de bases fortes na presença de um ácido

fraco, sabe-se que o poder do ácido carbônico em liberar íons Hé pequeno.

Já as bases dos metais alcalinos têm o poder de liberar muitos íons OH em solução, por este motivo, quando se colocou a fita de pH nessas soluções, observaram-se os seguintes valores: 13,0 para o carbonato de potássio e 10,0 para o bicarbonato de sódio. Provando que essas soluções têm caráter básico.

Através do estudo dos íons de Na+, é importante também discutir a questão do uso de substâncias à base de sódio. Como o grau de hidratação de um íon está relacionado com o seu raio, é observável que o Na+ apresenta uma grande tendência de reter água (alto grau de hidratação), por isso ele é um dos responsáveis pelo aumento da pressão arterial. A secretaria da saúde colocou na internet um pequeno artigo alertando aos consumidores que têm problemas com a pressão arterial, e diz que o grande “vilão” da pressão alta é o sódio. Esse metal está contido na maioria dos produtos enlatados, nas prateleiras dos supermercados. Basicamente, o sódio está presente em compostos rotulados com os seguintes ingredientes: glutamato monossódico, benzoato, cozeinato, citrato, nitrito, sosfato, propionato, sacarina sódica, ciclamato, guanilato, algunato e sulfito. Esses ingredientes estão presentes em produtos industrializados, como: enlatados, temperos prontos e salgadinhos. Até os adoçantes e refrigerantes contém esses ingredientes. É importante salientar que o Na+ é essencial para o organismo humano, porém em excesso se torna um veneno.

13 6 CONCLUSÃO

Conclui-se que os testes experimentais realizados em laboratório foram satisfatórios, pois o embasamento teórico foi coerente com todos os resultados. Verificou-se a reatividade dos dois metais alcalinos em frente à água e ao ar, percebeu-se que o lítio e o sódio são metais com grande reatividade. Através do método de espectroscopia de chama observaram-se as cores características dos íons lítio, sódio e potássio. Com uma tabela, verificou-se o comprimento de onda correspondente a cada cor emitida pela alça de platina embebida das soluções contendo os respectivos íons. No último procedimento, provou-se o caráter dos sais: cloreto de sódio, cloreto de potássio, carbonato de potássio e bicarbonato de potássio. Foi provado que o cloreto de sódio e o cloreto de potássio são praticamente neutros. E que o carbonato de potássio e o bicarbonato de sódio têm o caráter básico mais acentuado.

14 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

LEE, J.D. Química Inorgânica não tão concisa. 5th Ed., São Paulo: Edgard Blücher Ltda., 1999. p. 139-141.

TESTE DA CHAMA. Disponível em < http://www2.ufpi.br/quimica/>. Acesso em 15 de set. 2009.

METAIS ALCALINOS. Disponível em < http://www.ebah.com.br/busca.buscar.logic?q=Metais+Alcalinos>. Acesso em 15 set. 2009.

SECRETARIA DA SAÚDE DE SÃO PAULO. Disponível em < http://www.saude.sp.gov.br/content/dresekospu.mmp>. Acesso em 17 set. 2009.

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