Metais alcalinos - tabela periodica

Metais alcalinos - tabela periodica

Metais Alcalinos

Grupo

1

Período

2

3Li

3

11Na

4

19K

5

37Rb

6

55Cs

7

87Fr

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).

Têm este nome porque reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam hidróxidos (substâncias básicas ou alcalinas), libertando hidrogênio. Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos.

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

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

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

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

São metais de baixa densidade, coloridos 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 baixo para cima, 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 monopositivos: M+.

O hidrogênio, com um único elétron, está situado normalmente na tabela periódica no mesmo grupo dos metais alcalinos (ainda que as vezes apareca 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.

Lítio

O lítio (grego lithos, pedra ) é um elemento químico de símbolo Li, número atómico 3 e massa atómica 7 u, contendo na sua estrutura três prótons e três elétrons. Na tabela periódica dos elementos químicos, pertencente ao grupo (ou família) 1 (anteriormente chamado 1A), 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 porém leve, sendo empregado especialmente na produção de ligas metálicas condutoras de calor, em baterias elétricas e, seus sais, no tratamento de transtorno bipolar.

Características principais

É o metal mais leve, a sua densidade é apenas metade do que a da água. Como os demais metais alcalinos é monovalente e bastante reativo, porém menos que o sódio, por isso não é encontrado livre na natureza. No teste da chama torna-se vermelho, porém se a combustão ocorrer violentamente a chama adquire uma coloração branca brilhante.

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 as baterias elétricas. Além destes tem outros usos:

Abundância e obtenção

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 o contêm, sempre por eletrólise do 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

Precauções

Como os outros metais alcalinos, o lítio puro é altamente inflamável e ligeiramente explosivo quando exposto ao ar e, especialmente, à água. Além disso é corrosivo, requerendo o emprego de meios adequados de manipulação para evitar o contato com a pele. Deve-se armazená-lo num hidrocarboneto líquido inflamável como, por exemplo, a gasolina. O lítio é considerado ligeiramente tóxico.

Farmacologia

Os sais de lítio têm aprovação para o tratamento de transtorno bipolar de tipo 1 no Brasil e nos Estados Unidos. Inicialmente classificado como um anti-psicótico, o lítio (administrado em forma de carbonato de lítio) é hoje utilizado por seus efeitos reguladores de humor, anti-maníaco e, secundariamente, anti-depressivo (sua eficácia para a depressão unipolar, entretanto, ainda não foi bem estabelecida). Em níveis séricos mais elevados, os íons de lítio são considerados venenosos e requerem atenção clínica imediata. Entre os principais sintomas de contaminação por lítio, lista-se náusea, tontura, enjôos, diarréia e tremores nas mãos. Esses sintomas podem, entretanto, aparecer na faixa terapêutica para transtorno bipolar. Salienta-se, ainda, que a administração prolongada de lítio pode causar danos à tireóide e aos rins, exigindo monitoração periódica por meio de exames de sangue.

Sódio

O sódio é um elemento químico de símbolo Na (Natrium em latim) , de número atômico 11 ( 11 prótons e 11 elétrons ) e massa atómica 23 u. É um metal alcalino, sólido na temperatura ambiente, macio, untuoso, de coloração branca, ligeiramente prateada. Foi isolado em 1807 por Sir Humphry Davy por meio da eletrólise da soda caústica fundida (se a eletrólise for feita com solução de soda cáustica, irá se obter hidrogênio e oxigênio apenas). O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( NaCl ) necessário para a vida. É um elemento químico essencial.

Características principais

Semelhante aos outros metais alcalinos é um metal macio, leve e de coloração prateada. É muito abundante na natureza, encontrado no sal marinho e no mineral halita. É muito reativo, no teste de chama arde na cor amarela, se oxida com o ar, reage violentamente com a água e é muito corrosivo quando entra em contato com a pele. Não é encontrado livre na natureza. Decompõe a água produzindo um hidróxido com desprendimento de hidrogênio. Normalmente não arde em contato com o ar abaixo de 388 K (115 °C).

Aplicações

O sódio metálico emprega-se em síntese orgânica como agente redutor. É também componente do cloreto de sódio ( NaCl ) necessário para a vida.

Outros usos:

Papel biológico

O cation sódio ( Na+ ) tem um papel fundamental no metabolismo celular como, por exemplo, na transmissão do impulso nervoso através do mecanismo bomba de sódio. Mantém o volume e a osmolaridade. Participa nas contrações musculares, no equilibrio ácido-basico e na absorção de nutrientes pelas células. A concentração plasmática de sódio é em condições normais de 135 a 155 mmol/L. O aumento da concentração de sódio no sangue é conhecido como hipernatremia e sua diminuição de hiponatremia. Sua carência (pela alimentação, extremamente rara[1]) nos humanos pode causar: anorexia, náuseas, depressão, tonturas, dores de cabeça, dificuldade de memorização, fraqueza muscular, perda de peso. Seu excesso (em nível de nutriente) nos humanos pode causar: anorexia, disfunção renal. hiperatividade, hipertensão, tremor e ganho de peso.

Uma maior incidência da hipertensão na atualidade é atribuída ao consumo exagerado de sal na alimentação, em especial no mercado de fast- food e alimentos industrializados.

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.

Compostos

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

Precauções

Na forma metálica o sódio é explosivo, em água é venenoso quando combinado com muitos outros elementos. O metal deve ser sempre manipulado com muito cuidado e, armazenado em atmosfera ou fluidos inertes (normalmente se usam os hidrocarbonetos desidratados, como o querosene) evitando o contato com a água e outras substâncias com os quais o sódio reage. Sempre o uso de óculos de proteção é necessário, pois seus estilhaços, se houverem, podem reagir violentamente com o fluido lacrimal. Em caso de contato com a pele, jamais deve-se lavar o local com água, e sim, com álcool, até a completa remoção do metal e posteriormente, tratar como uma queimadura por álcali cáustico, como o hidróxido de sódio. Sua eliminação é sempre feita em álcool etílico, no qual reage lentamente, formando alcoolato, que posteriormente, pode ser eliminado com água, com muito menos enérgica reação.

Potássio

O potássio é um elemento químico de símbolo K (do latim "kalium", nome original da sua base KOH), 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).

Características principais

É o segundo metal mais leve. É um elemento muito maleável que se corta com facilidade 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 não se oxida com rapidez. Entretanto, deve ser armazenado dentro de um recipiente com querosene. Assim como os demais metais alcalinos, reage violentamente com a água, desprendendo hidrogênio, podendo inflamar-se espontaneamente em presença desta substância.

Aplicações

Outros sais de potássio importantes são o brometo de potássio, cianeto de potássio, iodeto de potássio e o sulfato de potássio, entre outros. Uma importante base é o hidróxido de potássio. Os sabões à base de potássio são os chamados "sabões moles", tais como os cremes de barbear. Dietas ricas em potássio podem exercer papel na prevenção e tratamentos da hipertensão arterial reduzindo os efeitos adversos do consumo de sal. [1]

Ação biológica

O íon K+ está presente nas extremidades dos cromossomos (telômeros) estabilizando a estrutura. O íon hexaidratado (igual ao correspondente íon magnésio) estabiliza a estrututura do ADN e do ARN compensando a carga negativa dos grupos fosfatos. A bomba de sódio é um mecanismo pelo qual se conseguem as concentrações requeridas de íons K+ e Na+ dentro e fora da célula - concentrações de íons K+ mais altas dentro da célula do que no exterior - para possibilitar a transmissão do impulso nervoso. A diminuição do nível de potássio no sangue provoca hipopotassemia.

Hortaliças como beterraba e couve-flor e frutas como a banana, damasco, cereja, ameixa, pêssego são alimentos ricos em potássio. É um elemento, também, essencial para o crescimento das plantas, sendo um dos três elementos consumidos em maior quantidade. O íon potássio, encontrado na maioria dos tipos de solo, intervém na respiração.

Sua carência nos humanos pode causar: acne, prisão de ventre, depressão, cansaço, problemas de crescimento, insônia, fraqueza muscular, nervosismo, dificuldades respiratórias, retenção de sal[1] e batimentos cardíacos fracos.[2]

Seu excesso (em nível de nutriente), a hipercaliémia ou hiperpotassemia, nos humanos pode causar: fraqueza e dificuldade na articulação das palavras

Abundância e obtenção

K no feldspato

O potássio constitui cerca de 2,4% em peso da crosta terrestre, sendo o sétimo elemento mais abundante. Devido a sua insolubilidade é muito difícil obter o metal puro a partir dos seus minerais. Ainda assim, em antigos leitos marítimos e lagos existem grandes depósitos de minerais de potássio (carnalita, langbeinita, polihalita e silvina) dos quais é economicamente viável a extração do metal e seus sais. A principal fonte de potássio é a potassa, extraída, entre outros locais, na Califórnia, Novo México e Utah nos Estados Unidos, e Alemanha. Em Saskatchewan há grandes depósitos de potassa a 900 metros de profundidade, que no futuro podem converter-se em importantes fontes de potássio e sais de potássio. Os oceanos também podem ser provedores de potássio, porém num mesmo volume de água salgada, a quantidade de potássio presente é muito menor que a de sódio diminuindo o rendimento econômico da operação. Atualmente o metal puro é obtido por eletrólise de sua base (hidróxido de potássio, KOH) do mesmo modo que o sódio. Como o sódio pode substituir satisfatoriamente o potássio e a sua obtenção é mais barata, o potássio tem sido menos usado que o sódio.

Precauções

O potássio sólido reage violentamente com a água, mais que o sódio, por isso, deve ser conservado imerso num líquido apropriado como azeite ou querosene. Devem-se tomar, na sua manipulação, os mesmos cuidados que se toma com o sódio.

Rubídio

O rubídio é um elemento químico de símbolo Rb de número atômico 37 ( 37 prótons e 37 elétrons ) e de massa atómica igual a 85,5 u. À temperatura ambiente, o rubídio encontra-se no estado sólido. É um metal alcalino ( grupo 1 ou 1A ) da classificação periódica dos elementos. Foi descoberto em 1861 por Robert Bunsen e Gustav Kirchhoff. Altamente reativo. É utilizado principalmente na fabricação de cristais especiais para sistemas de telecomunicação de fibra óptica e equipamentos de visão noturna.

Características principais

O Rubídio é um metal alcalino macio, de coloração branca prateada brilhante que perde o brilho rapidamente em contato com o ar. Muito reativo - é o segundo elemento alcalino mais eletroposivo - e pode ser encontrado líquido na temperatura ambiente. Igual aos demais elementos do grupo 1 pode arder espontaneamente com o ar produzindo chama de coloração violeta amarelada. reage violentamente com a água desprendendo hidrogênio. Forma amálgamas com o mercúrio. Pode formar ligas com o ouro, com os demais metais alcalinos, com metais alcalino terrosos, antimônio e bismuto. Igual aos demais metais alcalinos apresenta um único estado de oxidação: +1. Reage com dióxido de carbono, hidrogênio, nitrogênio, enxofre e halogênios. Com o oxigênio forma pelo menos quatro óxidos: Rb2O, Rb2O2, Rb2O3, e RbO2.

Aplicações

O rubídio pode ionizar-se com facilidade, por isso está estudando-se o seu uso em motores iônicos para naves espaciais, ainda que o xenônio e o césio tem demonstrado uma maior eficiência para este propósito. É utilizado principalmente na fabricação de cristais especiais para sistemas de telecomunicação de fibra óptica e equipamentos de visão noturna.

Outros usos do rubídio são:

  • Revestimentos fotoemissores de telúrio-rubídio em células fotoelétricas e detectores eletrônicos.

  • Afinador de vácuo, "getter" , ( substância que absorve os últimos traços de um gás, especialmente oxigênio )em tubos de vácuo para assegurar seu correto funcionamento.

  • Componente de fotoresistências ( o LDR, "Light dependant resistors", resistências dependentes da luz ), resistências nas quais a resistência elétrica varia com a iluminação recebida.

  • Em medicina o Rúbidio-81, radioactivo com emissão de positrão usado no exame PET em medicina nuclear. Isótopos não radioactivos usados para tratamento da epilepsia e na separação por ultracentrifugação de ácidos nucleicos e virus.

  • Fluido de trabalho em turbinas de vapor.

  • O RbAg4I5 tem a maior condutibilidade elétrica conhecida a temperatura ambiente de todos os cristais iônicos, podendo ser usada na fabricação de baterias na forma de delgadas lâminas, entre outras aplicações elétricas.

  • Se estuda a possibilidade de empregar o metal em geradores termoelétricos baseados na magnetohidrodinâmica, de forma que os íons de rubídio gerados a alta temperatura sejam conduzidos através de um campo magnético, gerando uma corrente elétrica.

  • Fabricação de vidros especiais.

Em muitas aplicações pode ser substiuido pelo césio ou composto de césio correspondente, por sua semelhança química.

Abundância e obtenção

Apesar de não ser um elemento muito abundante na crosta terrestre, encontra-se entre os 56 elementos que englobam, conjuntamente, uns 0,05% do peso da mesma, não podendo ser considerado como escasso. Representando aproximadamente 78 ppm em peso, é o 23º elemento mais abundante, e o 16º dos metais, superando outros metais comuns como cobre, o chumbo e o zinco. É, ainda, 30 vezes mais abundante que o césio e 4 vezes mais que o lítio, metais de cuja obtenção é extraido como subproduto. Esta disparidade ocorre porque não se conhece minerais em que o rubídio seja o elemento predominante, entretanto, como o seu raio iônico é muito similar ao do potássio ( 2.000 vezes mais abundante ) substitui-o - em infimas quantidades - nas suas espécies minerais, donde aparece como impureza. É encontrado em diversos minerais como leucita, polucita e zinnwaldita. A lepidolita contém uns 1,5% de rubidio ( podendo superar em alguns casos em até 3,15% ) e é de onde se obtém o metal na sua maioria. O cloreto de potássio e outros minerais de potássio contém quantidades significativas de rubídio possibilitando a sua extração de forma rentável. Do mesmo modo, depósitos de polucita &mdas podem conter até uns 1,35% de Rb&mdas; entre os que se destacam são os do lago Bernic em Manitoba ( Canadá ). O metal é obtido, entre outros métodos, reduzindo-se o cloreto de rubídio com cálcio em vácuo, ou aquecendo seu hidróxido com magnésio em corrente de hidrogênio. Pequenas quantidades podem ser obtidas aquecendo seus compostos com cloro misturados com óxido de bário no vácuo. A pureza do metal comercializado varia entre 99% e 99,8%.

Precauções

O rubidio reage violentamente com a água podendo inflamar o hidrogênio desprendido na reação:

2 Rb + 2 H2O → 2 Rb(OH) + H2

Para assegurar a pureza do metal e a segurança na sua manipulação se armazena este elemento sob mineral seco, no vácuo ou em atmosfera inerte.

Césio

O césio ( do latim "caesium" , que significa "ceu azul" ) é um elemento químico de símbolo Cs , de número atómico 55 (55 prótons e 55 elétrons) com massa atômica 132,9 u. Seus isótopos mais relevantes são o Cs-133 usado para definir o segundo e o radioisótopo Cs-137 para a cura do cancro. O césio é um metal alcalino localizado no grupo 1 ( 1A ) da classificação periódica dos elementos. É dúctil, muito reactivo, encontrado no estado líquido na temperatura ambiente (líquido acima de 28,5 °C). Foi descoberto em 1860 por Robert Wilhelm Bunsen e Gustav Kirchhoff, por análise espectral

Características principais

O espectro eletromagnético tem duas linhas brilhantes na região azul do espectro junto com diversas outras linhas no vermelho, amarelo, e no verde. Este metal é macio, ductil, de coloração ouro prateado. O césio é o mais eletropositivo , o mais alcalino e o de menor potencial de ionização entre todos os elementos, à exceção do frâncio. O césio é o menos abundante dos cinco metais alcalinos não radioativos. Tecnicamente o frâncio é o metal alcalino menos comum ( menos de trinta gramas na terra inteira ) e, sendo altamente radioativo, sua abundância pode ser considerada como zero em termos práticos. Junto com o gálio e o mercúrio, o césio é um dos poucos metais que encontra-se no estado líquido na temperatura ambiente (líquido acima de 28,5 °C). O césio reage explosivamente com a água fria e , também, com o gelo em temperaturas acima de -116 °C. O hidróxido de césio obtido , ( CsOH ) é a base mais forte conhecida e ataca o vidro.

Aplicações

Ocorrência

Polucita, um mineral de césio

O césio existe na lepidolita, polucita ( silicato de alumínio e césio hidratado ) e em outras fontes. Uma das fontes mundiais mais significativas deste metal são encontradas no "Lago Bernic" em "Manitoba" ( Canadá ) . São estimados nesta região depósitos de 300.000 toneladas de polucita com uma média de 20% de césio. Minerais de césio também são encontrados nos Estados Unidos ( Dakota do Sul e Maine ), África Austral ( Karib ) e em Zimbábue ( Bikita ).O césio é obtido por eletrólise do cianeto fundido ou de numerosas outras maneiras. Césio exepcionalmente puro, no estado gasoso , pode ser obtido pela decomposição térmica do nitreto de césio. Os principais compostos de césio são os seus cloretos e nitratos.

Precauções

O césio é altamente explosivo em água fria. Deve ser considerado um veneno extremamente forte. Alguns de seus radioisotopos são altamente perigosos para o ambiente e para os humanos. O hidróxido de césio é uma base extremamente forte, e ataca o vidro.

Frâncio

O frâncio ( em homenagem à França) é um elemento químico cujo símbolo é Fr e seu número atômico é 87. Sua eletronegatividade é a mais baixa conhecida e é o segundo elemento menos abundante na natureza (o primeiro é o astato. O frâncio é um metal alcalino altamente radioativo. Como todos os metais alcalinos, tem um elétron na sua camada de valência. Marguerite Perey descobriu este elemento em 1939. O frâncio foi o ultimo elemento químico descoberto na natureza antes de ser sintetizado.[1] Fora do laboratório, o frâncio é extremamente raro.

Aplicações

Não há aplicações comerciais para o frâncio devido a sua vida muito curta, também não é possível obter este elemento em quantidades comerciais significativas. [2][3][4][5][6] . Somente é usado em tarefas de investigação, tanto no campo da biologia como também no da estrutura atômica.

Abundância e obtenção

Natural

Existem traços de frâncio nos minerais de urânio, pois forma-se a partir do 235U, elemento pai da série radioativa natural do actínio. Depois do ástato o frâncio é o elemento menos abundante na crosta terrestre.

Sintetizado

O frâncio pode se sintetizar na reação nuclear 197Au + 18O 210Fr + 5n. Este processo desenvolvido por Stony Brook Physics, gera isótopos de frâncio com massa 209, 210 e 211.[7]Também através do bombardeamento de tório com prótons. E bombardeando rádio ou astato com neutrons.

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