rel.inorganica.3.metais alcalinos e alcalinos terrosos

rel.inorganica.3.metais alcalinos e alcalinos terrosos

(Parte 1 de 2)

UNIVERSIDADE FEDERAL DO AMAZONAS

Curso de Química Bacharelado

RELATÓRIO

AULA 3 – METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS

Ananda Antonio – 20900536

David da Silva – 20871448

Karenn Silveira - 20810403

MAO – 16/04/2010

ÍNDICE

Objetivo................................................................................................................3

Introdução............................................................................................................4

Procedimento Experimental.................................................................................9

1 - Reatividade..........................................................................................9

2 - Propriedades redutoras do magnésio..................................................9

3 - Óxidos e hidróxidos de magnésio e de cálcio....................................10

4 - Teste da chama.................................................................................10

5 - Reação dos compostos de metais alcalinos......................................10

Resultado e Discussão......................................................................................12

1 - Reatividade......................................................................................12

2 - Propriedades redutoras do magnésio..............................................13

3 - Óxidos e hidróxidos de magnésio e de cálcio..................................14

4 - Teste de chama...............................................................................15

5 - Reação dos compostos de metais alcalinos....................................16

Conclusão........................................................................................................17

Referências Bibliográfica.................................................................................18

OBJETIVOS

  • Verificar as propriedades metálicas dos elementos dos Grupos IA e IIA.

  • Observar a reatividade do magnésio.

  • Identificar íons dos metais alcalinos e alcalino-terrosos em soluções de sais.

  • Constatar a formação de óxidos e hidróxidos.

  • Observar a reatividade dos compostos de metais alcalinos.

  • Verificar a solubilidade de compostos dos elementos dos Grupos IA e IIA.

INTRODUÇÃO

GRUPO I DA TABELA PERIÓDICA: OS METAIS ALCALINOS

O grupo I da Tabela Periódica é constituído por seis elementos muito semelhantes nas suas propriedades físicas e no seu comportamento químico: o lítio, o sódio, o potássio, o rubídio, o césio e o frâncio. O sódio e o potássio aparecem com abundância na natureza; o lítio, o rubídio e o césio são mais raros; o frâncio só se encontra em vestígios e todos os isótopos que se conhecem são instáveis (radioativo).

1 - Propriedades físicas.

Todos os elementos deste grupo são sólidos à temperatura ambiente, são pouco duros, excelentes condutores do calor e da eletricidade.

2 - Propriedades químicas.

Os metais alcalinos não se encontram livres na natureza devido à sua extrema reatividade. Expostos ao ar oxidam-se rapidamente; por essa razão, só as superfícies recém-formadas apresentam brilho metálico. Têm que se guardar ao abrigo do ar, em petróleo ou tolueno, por exemplo, ou numa atmosfera inerte. O comportamento químico dos elementos do grupo I é muito homogêneo. Todos eles apresentam uma primeira energia de ionização extremamente pequena, o que indica, por parte do núcleo, uma atração fraca, sobre o elétron de valência.

GRUPO II DA TABELA PERIÓDICA: OS METAIS ALCALINO-TERROSOS

O grupo II da Tabela Periódica comporta seis elementos, o berílio, o magnésio, o cálcio, o estrôncio, o bário e o rádio, muito semelhantes entre si, como acontecia com os metais alcalinos, mas em que a gradação das propriedades é muito mais acentuada, ao longo do grupo. No elemento de maior número atômico, o rádio, tal como acontecia, ainda, no grupo I, com o frâncio, todos os isótopos são instáveis (radioativos).

1 - Propriedades físicas

Todos os elementos deste grupo apresentam caráter metálico acentuado, embora menos que os do grupo I; designam-se por metais alcalino-terrosos. São moles, mas menos que os elementos do grupo I; a dureza, como nos metais alcalinos, decresce ao longo do grupo, à medida que o número atômico cresce. São sólidos à temperatura ambiente, bons condutores do calor e da eletricidade.

2 - Propriedades químicas

Os metais alcalino-terrosos, tal como os metais alcalinos, não se encontram livres na natureza. A causa disso está na grande reatividade que apresentam, inferior, contudo, à dos elementos do grupo I; reagem com numerosas substâncias, principalmente com os elementos não metálicos da parte direita da Tabela Periódica, e reagem, também, com a água; estas reações diferem, das dos metais alcalinos, no vigor com que se processam. A família dos metais alcalino-terrosos é uma família de comportamento químico homogêneo.[1]

Os metais alcalino-terrosos quase sempre reagem formando compostos nos quais o metal apresenta o estado de oxidação +2. Embora o berílio mostre uma tendência de formar ligações covalentes, os membros desse grupo dão tipicamente íons 2+, tanto em compostos sólidos como em solução aquosa.

Os metais alcalino-terrosos fazem reação branda com a água, mesmo a frio. Com exceção do berílio, os metais alcalino-terrosos reagem com água formando hidrogênio.[2]

M(s) + 2H2O              M2+(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)

Reação 1: Metais alcalino-terroso com água

Esta reação é tão rápida e exotérmica para os metais alcalinos e alcalinos terrosos, que faz com que o hidrogênio se inflame, mas, a reação com berílio e magnésio é muito lenta, devido ao fato que esses elementos formam rapidamente uma camada fina, protetora de óxido, que efetivamente dificulta a reação com muitas substâncias, especialmente à temperatura ambiente, e deste modo, sobrevivem na presença de água e de ar. [4] 

Os nitratos dos metais alcalino- terrosos são todos solúveis, mas os sulfatos CaSO4, SrSO4 e BaSO4 não são; a solubilidade decresce percorrendo o grupo de cima para baixo. O sulfato de cálcio se cristaliza como dihidratado, CaSO4 . 2H2O , que ocorre naturalmente como gipsita.

Os carbonatos dos metais do grupo 2 são todos insolúveis em água, mas solúveis em ácidos diluídos por causa da formação do íon hidrogenocarbonato (bicarbonato).

Para o carbonato de cálcio a reação é [2]

CaCO3 (s) + H+(aq)           Ca2+(aq) + HCO3-(aq)

Reação 2: Formação de carbonato de cálcio

TESTE DA CHAMA

O teste de chama ou prova da chama é um procedimento utilizado em Química para detectar a presença de alguns íons metálicos, baseado no espectro de emissão característico para cada elemento. O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de estado excitado.

Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na faixa do espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa chama.[3]

Tabela 1: Cores de alguns elementos no teste de chama

Símbolo

Nome

Cor

As

Arsênio

Azul

B

Boro

Verde

Ba

Bário

Verde

Ca

Cálcio

Laranja para vermelho

Cs

Césio

Azul

Cu(I)

Cobre(I)

Azul

Cu(II)

Cobre(II)

Verde

Fe

Ferro

Dourada

In

Índio

Azul

K

Potássio

Lilás

Li

Lítio

Magenta

Mg

Magnésio

Branco brilhante

Mn(II)

Manganês()

Verde amarelado

Mo

Molibdênio

Verde amarelado

Na

Sódio

Amarelo intenso

P

Fósforo

Verde turquesa

Pb

Chumbo

Azul/Azul

Rb

Rubídio

Vermelha

Sb

Antimônio

Verde pálido

Se

Selênio

Azul celeste

Sr

Estrôncio

Vermelho carmesim

Te

Telúrio

Verde pálido

Tl

Tálio

Verde puro

Zn

Zinco

Verde turquesa

INDICADORES ÁCIDO-BASE

Indicadores ácido - base são substancias insolúveis, que alteram de cor dependendo do pH da solução ao qual são adicionados, devido às alterações moleculares que sofrem em meios ácidos ou básicos. A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido – base, sendo que:

  • pH abaixo de 7: permanece incolor.

  • pH de 8 a 10: adquire com rosa.

  • pH acima de 10: adquire cor carmin ou roxa.

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

1. REATIVIDADE

Materiais e reagentes

- pinça, vidro de relógio, espátula pequena, duas placas de Petri, dois tubos de ensaio, lascas pequenas de potássio, fitas de magnésio, água destilada e álcool etílico.

Retirou-se com uma pinça, um pedacinho de potássio e o colocou sobre um vidro de relógio. O cortou com uma lâmina e o deixou exposto ao ar para a observação da mudança do seu brilho metálico. O mesmo foi feito com magnésio.

Depois, colocou-se em uma cápsula de porcelana cerca de 10 ml de água destilada e duas gotas do indicador fenolftaleína. Em seguida, adicionou-se um pedacinho de potássio, e observou-se a reação.

Adicionou-se a dois tubos de ensaio, 5 ml de álcool etílico P.A. e em seguida adicionou-se em um, um pedacinho de potássio e em outro, magnésio. Observaram-se as reações.

2. PROPRIEDADES REDUTORAS DO MAGNÉSIO

Materiais e reagentes

- bico de Bunsen, três tubos de ensaio, pinça metálica, cadinho de porcelana, água destilada, solução 0.5 mol/L de HCl, e solução 0,5 mol/L de HNO3.

Colocou-se pequenos pedaços de magnésio em três tubos de ensaio. Ao primeiro tubo, adicionou-se 2 ml de água destilada, ao segundo, 2 ml de HCl 0,5 mol/L, e ao último, 2 ml de HNO3 0,5 mol/L.

Com a ajuda de uma pinça metálica e um bico de Bunsen, aqueceu-se um pequeno pedaço de uma limalha de magnésio metálico e guardou-se o resultado da queima em uma cadinho de porcelana. Teve-se o cuidado de não observar a queima diretamente por causa da forte reação fotoquímica que ocorreu.

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