trabalho de inorganica elementos do bloco s

trabalho de inorganica elementos do bloco s

(Parte 1 de 4)

  1. Introdução

Bloco s da Tabela Periódica é o conjunto de grupos cujos elementos possuem o elétron de mais alta energia no orbital atômicos. O elétron de maior energia de um elemento químico é denominado "elétron diferenciador" ou "elétron de diferenciação".

Os grupos de elementos que pertencem ao bloco "s" são: Metal alcalino: grupo 1, Metal alcalino-terroso: grupo 2 , Hidrogênio e hélio.

Os Metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns1. Reagem muito facilmente com água , formando hidróxidos com liberação de hidrogênio também podem reagir com oxigênio formando óxidos. São metais de baixa densidade e moles.

Já os metais alcalinos-terrosos apresentam configuração eletrônica terminada em ns2, são elementos que apresentam uma alta reatividade para ocorrerem livres na natureza . são bons condutores de calor e eletricidade, mas sao metais duros, mais densos e se fundem a temperaturas mais altas do que os metais alcalinos.

Os metais alcalino-terrosos ocorrem espalhados na natureza,ocorrendo de diferentes formas: alguns são abundantes que constituem montanhas inteiras,escassos e outros raros.

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 qual quer 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 alcalinos, de forma que o metal cede um elétron ao hidrogênio fosse um halogênio.

O hélio é o segundo elemento mais abundante do universo atrás apenas do hidrogênio e constitui em torno de 20% da matéria das estrelas, em cujo processo de fusão nuclear desempenha um importante papel. A abundância do hélio não pode ser explicada pela formação das estrelas, ainda que é consistente com o modelo do Big bang, acredita-se que a maior parte do hélio existente se formou nos três primeiros minutos do universo.

Na atmosfera terrestre existe na ordem de 5 ppm e encontrado também como produto de desintegração em diversos mineraisradioativos de urânio e tório. Alem disso, está presente em algumas águas minerais, em gases vulcânicos, principalmente nos vulcões de lama e em certas acumulações comerciais de gás natural como nos Estados Unidos, Rússia e Argélia de onde provém a maioria do hélio comercial, associado ao gás metano.

Pode-se sintetizar o hélio bombardeando núcleos de lítio ou boro com prótons a alta velocidade.

Pode-se obter hélio, mas em baixíssimas concentrações em gases intestinais e ruminantes, mas não é um modo viável comercialmente.

2. Justificativa

Este trabalho está sendo realizado para que se possa ter um maior conhecimento da tabela periodica e de seus elementos, como sua história, descobridor, obtenção, aplicação e utilização.

3. Objetivo

Este trabalho tem como meta demonstrar as caracteristicas físicas e químicas dos elementos do bloco s são estes: metais acalinos , alcalinos terrosos, hidrogênio, e hélio mostrando assim sua historia, obtenção e aplicações em nossa sociedade.

4.1Metais Alcalinos

Os Alcalinos são os elementos do Grupo 1 (1A) da Tabela Periódica, constituindo uma família ou uma série química. Formada pelos seguintes metais: Lítio (Li), sódio (Na), potássio(K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr).

Os metais alcalinos apresentam configuração eletrônica terminada em ns1. O único elétron existente na camada de valência está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna preenchida. Por isso esse elétron pode ser removido com facilidade. Em contraste, os elétrons internos estão próximos ao núcleo, mais firmemente ligados, sendo muito difícil removê-los.

Os metais alcalinos reagem muito facilmente com água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos (substancias básicas ou alcalinas), liberando hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com oxigênio produzindo óxidos.

Todos os sais simples dos metais alcalinos se dissolvem em água, liberando íons e formando soluções que são fortes eletrólitos. Como os íons Li+ são muito pequenos, deveríamos esperar que soluções de sais de lítio conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais dos outros metais alcalinos. Os íons pequenos deveriam migrar mais facilmente para o cátodo, e conduzir melhor a corrente do que íons grandes. Contudo, medidas de mobilidade iônica e medidas de condutividade em soluções aquosas mostram uma seqüência oposta: Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+.

A causa dessa aparente anomalia um campo elétrico maior, que envolve maior número de moléculas de água. O íon hidratado, portanto, terá maior dificuldade em se movimentar. Já o Cs hidratado, e o raio do césio hidratado é menor do que o do lítio hidratado. Logo, o Cs+ hidratado move-se mais rapidamente e conduz melhor a eletricidade.

O tamanho dos íons hidratados é importante fator que afeta a passagem desses íons através das membranas celulares. O tamanho também explica o comportamento desses íons em colunas de troca iônica, em que o Li+ se liga menos fortemente, sendo diluído primeiro. O decréscimo da hidratação do Li+ ao Cs+ também se verifica nos sais cristalinos, pois quase todos os sais de lítio são hidratados, geralmente como triidratos. Muitos sais de sódio são hidratados e o potássio apresenta poucos sais hidratados. Rubídio e césio não formam sais hidratados.

Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis em água. Quando um sal é insolúvel, significa que sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo IA diminui do Li para o Cs. Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino (energia reticular). A energia reticular dos metais alcalinos diminui ligeiramente de cima para baixo no grupo, ao passo que a energia de hidratação varia mais acentuadamente – por causa disso a solubilidade dos metais alcalinos decresce do Li para o Cs. Os fluoretos e carbonatos do grupo IA são exceções, pois suas solubilidades aumentam rapidamente de cima para baixo no grupo. Isso porque a energia reticular apresenta maior variação quando comparada à energia de hidratação.

Equação química da reação de um metal alcalino (exemplo: lítio) com água:

2Li(s) + 2H2O → 2 LiOH (aq) + H2(g)

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

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

São metais de baixa densidade, e moles. Altamente eletro positivo e reativo. 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 Valencia e mais rápido reage. Apresentam um único elétron nos seus níveis de energia mais externos( em subnível s), tendendo a perde-lo, transformando-se em íons mono positivos: M+.

4.1Lítio

O lítio (grego lithos, pedra) é um elemento químico de símbolo Li, numero atômico 3 e massa atômica 7u, contendo na sua estrutura três prótons e três elétrons. Na tabela periódica dos elementos química, pertencente ao grupo 1, entre os elementos alcalinos.

Na sua forma pura, é um metal macio, de coloração branco-prateada, que se oxida rapidamente no ar ou na água. É um elemento sólido porem leve, sendo empregado especialmente na produção de ligas metálicas condutoras de calor, em baterias elétricas e, seus sais, no tratamento de transtorno bipolar.

História

O lítio foi descoberto por Johan Arfewedson em 1817. Arfwedson encontrou o novo elemento nos minerais espodúmena e lepidolita provenientes de uma mina de petalita, LiAl (Si2O5), da ilha de Utö (Suécia). Em 1818 Christian G. Gmelin foi o primeiro a observar que os sais de lítio dão uma coloração roxa brilhante a uma chama. Ambos tentaram, sem êxito, isolar o elemento de seus sais, resultado finalmente obtido por W.T Brande e Sir Humpry Davy efetuando a eletrolise do oxido de lítio.

O nome do elemento provém do fato de ter sido descoberto em um mineral, embora fosse encontrado mais tarde como os outros metais alcalinos, nas cinzas das plantas.

Em 1923 a empresa alemã “Metallgesellschaft AG” começou a produzir lítio através da eletrolise do cloreto de lítio fundido, que é o processo ainda usado.

Características principais

É o metal mais leve, a sua densidade é apenas, aproximadamente, a metade da água. Como os demais metais alcalinos é monovalente e bastante reativo, porém menos que o sódio e os outros metais do grupo. Por esse motivo não é encontrado livre na natureza.

Abundancia e aplicação

É um metal escasso na crosta terrestre, encontrado disperso em certas rochas, porém nunca livre dada a sua grande reatividade. É encontrado, também, em sais naturais, águas salgadas e águas minerais.

Desde a Segunda Guerra mundial, a produção de lítio aumentou enormemente, sendo obtido de fontes de água mineral, águas salgadas e das rochas que contêm, sempre por cloreto de lítio. Os principais minerais do qual é extraído são lepidolita, petalita , espodúmena e ambligonita. Nos Estados Unidos é extraído de salinas existentes na Califórnia e nevada, principalmente.

Aplicações

Devido ao seu elevado calor específico, o maior de todos os sólidos, é usado em aplicações de transferência de calor e, por causa do seu elevado potencial eletroquímico é usado como um ânodo adequado para baterias elétricas. Além destes tem outros usos:

  • Os sais de lítio, particularmente o carbonato de lítio (Li2CO3) e o citrato de lítio são usados no tratamento da depressão bipolar, ainda que, ultimamente, se tenha estendido seu uso ao tratamento da depressão unipolar.

  • O cloreto de lítio (LiCl) e o brometo de lítio (Líder) possuem uma elevada higroscopicidade, por isso são excelentes secantes. O segundo é utilizado em bombas de calor de absorção, dentre outros compostos como o nitrato de lítio (LiNO3).

  • O estearato de lítio é um lubrificante geralmente aplicado em condições de alta

  • A base hidróxido de lítio (LiOH) é usada nas naves espaciais e submarina para depurar o ar, extraindo o dióxido de carbono produzido pelos seus ocupantes.

  • O lítio é um componente comum nas ligas metálicas de alumínio, cádmio, cobre e manganês, utilizados na construção aeronáutica, e está sendo empregado com êxito na fabricação de cerâmicas e lentes, como a do telescópio Refletor Hale de 5,0 metros de diâmetro de “Monte Pamolar”.

  • Também tem aplicação nucleares.

  • Também é usado como poderoso analgésico em operações de risco.

4.2 Sódio

O sódio é um elemento químico de símbolo Na (natrium em latim), de numero atômico 11(11 prótons e 11 elétrons) e massa atômica 23u. é um metal alcalino, sólido na temperatura ambiente, macio, untuoso, de coloração branca,ligeiramente prateada. Foi isolado em 1807 por Sir Humphr Davy por meio da eletrolise da soda fundida.

História

O cátion sódio, (do italiano soda = sem sabor) é conhecido em diversos compostos. Foi isolado em 1807 por Sir Humphr Davy por meio da eletrolise da soda caustica. Na Europa medieval era empregado como remédio para enxaquecas um composto de sódio denominado sodanum. O símbolo do sódio (Na) provém da natron (ou natrium, do grego nitron) nome que recebia antigamente o carbonato de sódio.

Características principais

É muito abundante na natureza, encontrado no as marinho e no mineral halita. No teste de chama arde na cor amarela. Na sua forma metálica é muito reativo, se oxida com ar, reage violentamente com água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele

Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo eu hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com de abaixo de 388K(115 °C)

Abundância e obtenção

O sódio é relativamente abundante nas estrelas, detectando-se sua presença através da linha D do espectro solar, situada aproximadamente no amarelo. A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos.

Atualmente é obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 graus centígrados, procedimento mais econômico que os usados anteriormente. É um metal barato.

O composto mais abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha. Também se encontra presente em diversos minerais como anfíbolas, trona, halita, zeólitos e outros.

Aplicações

O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor.

Alguns usos:

Compostos

Os compostos de sódio de maior importância industrial e comercial são:

4.3 Potássio

potássio é um elemento químico de símboloK (do latim "kalium", nome original da sua baseKOH), número atômico 19 (19 prótons e 19 elétrons), metal alcalino, de massa atómica 39 u, coloração branco prateado, abundante na natureza, encontrado principalmente nas águas salgadas e outros minerais. Oxida-se rapidamente com o oxigênio do ar, é muito reativo especialmente com a água e se parece quimicamente com o sódio.

É um elemento químico essencial para o homem, encontrado em muitas hortaliças, e essencial para o crescimento das plantas.

Empregado em células fotoelétricas. Foi descoberto por Humphry Davy, em 1807, a partir da eletrólise do hidróxido de potássio (KOH).

História

O nome potássio vem do latim científico potassium, e este do neerlandês pottasche, cinza de pote, nome dado por Humphry Davy ao ser descoberto em 1807. Foi o primeiro elemento metálico isolado por eletrólise, no caso a partir da potassa (KOH), composto de cujo nome latino, Kalium, originou o símbolo químico do potássio.

O próprio Davy descreveu o seguinte relato de sua descoberta ante a "Sociedade Real Britânica" de Londres em 19 de novembro de 1807: «Coloquei um pequeno fragmento de potassa sobre um disco isolado de platina comunicando-o com o lado negativo de uma bateria elétrica de 250 placas de cobre e zinco em plena atividade. Um filamento de platina em contato com o lado positivo foi posto em contato com a parte superior da potassa. Todo o aparato funcionando ao ar livre. Nestas circunstâncias manifestou-se uma atividade muito viva; a potassa começou a fundir-se nos dois pontos de eletrização. Na parte superior (positiva) ocorreu uma viva efervescência, determinada pelo desprendimento de um fluido elástico; na parte inferior (negativa) não ocorreu nenhum desprendimento de fluido elástico, porém apareceram pequenos glóbulos de vivo brilho metálico semelhantes aos glóbulos de mercúrio. Alguns destes glóbulos, a medida que formavam, ardiam explosivamente numa chama brilhante; outros perdiam pouco a pouco o seu brilho e encobriam-se finalmente de uma crosta branca. Estes glóbulos formavam a substância que eu buscava, era a base de um combustível peculiar, era a base da potassa: o potássio.»

A importância da descoberta é a confirmação da hipótese de Antoine Lavoisier de que a soda e a potassa reagiam com os ácidos do mesmo modo que os óxidos de chumbo e prata, porque eram formados de um metal combinado com o oxigênio, finalmente confirmado com o isolamento do potássio e, uma semana após, o sódio pela eletrólise da soda. Além disso, a obtenção do potássio permitiu a descoberta de outros elementos já que, devido a sua elevada reatividade, é capaz de decompor óxidos retirando-lhes o oxigênio, deste modo, foram isolados o silício, o boro e o alumínio.

Características principais

É o segundo metal mais leve. É um elemento muito maleável - pode ser cortado facilmente com uma faca. Tem um ponto de fusão muito baixo, arde com chama violeta e apresenta uma coloração prateada nas superfícies não expostas ao ar, já que se oxida com rapidez. Entretanto, deve ser armazenado dentro de um recipiente com querosene

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