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Curso: Licenciatura em Química

Disciplina: Química Inorgânica Experimental II - QUI 401

GRUPO 1: REATIVIDADE E OBTENÇÃO DOS

METAIS ALCALINOS

Novembro – 2014

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1. APRESENTAÇÃO

Este relatório descreve as atividades desenvolvidas por xxxxxxxxxxxxxxx no curso de

licenciatura em química do Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia,

Campus xxxxxxxxxx, no âmbito da disciplina QUI- 041 – Química Inorgânica Experimental

II, ministrada pelo Prof. xxxxxxxxxxxxxxxx, durante o 4º semestre 2014.2.

xxxxxxxxxxxxxxx, 26 de Novembro de 2014

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2. INTRODUÇÃO

O grupo 1 da tabela periódica é constituído pelos elementos conhecidos como metais

alcalinos, lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs), frâncio (Fr), eles possuem

propriedades bastante semelhantes e provavelmente tenham a química mais simples que

qualquer outro grupo da tabela[2].

Todos os alcalinos possuem apenas 1 elétron na sua camada de valência

(genericamente, ns1), tendo, portanto, a tendência de perder esse elétron e formar cátions

monovalentes, isto é, com a carga +1. Visto que eles possuem apenas um elétron na camada de

valência, sua energia de ionização é baixa, e é fácil haver a perda desse elétron. Isso explica sua

alta reatividade.

Os metais alcalinos são os metais mais reativos que existem, por isso não são

encontrados livres na naturaza, seus compostos estão entre os mais estáveis ao calor, de modo

que sua decomposição térmica é praticamente impossível. Reagem facilmente com o oxigênio

e com água, liberando hidrogênio e formando óxidos, hidróxidos, peróxidos e superóxidos,

apenas o lítio reage com o e nitrogênio formando o nitreto de lítio (Li3N). Reagem também

facilmente com álcool etílico, halogênio, sulfetos e fosfetos. Devem ser guardados em

recipientes fechados, imersos em querosene ou outro líquido não oxigenado, com cadeias

longas, pois oxidam-se, hidratam-se e carbonatam-se facilmente [1,2].

Os metais alcalinos são tipicamente moles, sendo o césio líquido a 28,7ºC e o frâncio

a 27ºC. São elementos com valores baixos de eletronegatividade, assim, sua reação com outros

elementos formam compostos com uma grande diferênça de eletronegatividade entre eles,

formando ligações iônicas[1].

Apresentam alta condutividade térmica e elétrica. Os pontos de ebulição e de fusão,

são muito baixos e como geralmente acontece com o primeiro elemento de cada grupo, há uma

diferença acentuada entre as propriedades do lítio e dos demais elementos da família. A

densidade aumenta à medida em que descemos no grupo, devido ao aumento do raio. A

primeira energia de ionização desses elementos são consideravelmente menores que qualquer

outro grupo da tabela. Todas essas propriedades são consequência de sua escassa afinidade

eletrônica ou, o que é equivalente, de sua energia de ionização muito baixa[1,2].

A obtenção pode ser feita através de eletrólise de um sal fundido, e sua utilização tem

sido feita nas grandes indústrias, para fabricação de ligas metálicas, células eletroquímicas (em

baterias primarias e/ou secundárias), e na fabricação de pequenos compostos inorgânicos e

orgânicos, como papel, neutralização de ácidos, obtenção de alumina, sabões e detergentes [1,2].

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3. OBJETIVOS

Avaliar a reatividade dos metais alcalinos frente à água e o ar.

Identificar os metais alcalinos através do teste de chama.

Conhecer o comportamento dos íons alcalinos em água.

4. MATERIAIS E REAGENTES

Para a realização dos experimentos foram utilizados os materiais e reagentes descritos

na tabela 1 abaixo:

Tabela 1: matérias e reagentes

5. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Experimento 1: Reação do metal frente à água

Tomou-se uma cápsula de porcelana pequena, adicionando metade do seu volume de

água destilada, sendo posteriormente acrescidas duas gotas de fenolftaleína. Sendo anotada a

cor da solução.

Em seguida, cortou-se, cuidadosamente, sobre um papel filtro, um pequeno fragmento

do metal lítio. Após ter sido cortado, o fragmento de lítio foi depositado dentro da água contida

na cápsula, tampando-a imediatamente com um vidro de relógio.

Foram feitas observações e descrições do ocorrido.

Materiais Reagentes

Papel filtro Lítio metálico

Pinça metálica Água destilada

Cápsula de porcelana Fenolftaleína

Vidro relógio 2 mL de solução de cloreto de lítio 1,0 mol L

-1

Tubos de ensaio 2 mL de solução de cloreto de sódio 1,0 mol L

-1

Estante para tubos de ensaio 2 mL de solução de cloreto de potássio 1,0 mol L

-1

Alça de platina 2mL de solução de ácido clorídrico 6,0 mols L

-1

Papel Indicador Cloreto de sódio (NaCl)

Bico de Bunsen Cloreto de potássio (KCl)

Fósforo Hidrogenocarbonato (NaHCO3)

Espátula

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Experimento 2

A pedido do professor foi visto o vídeo, “Reação dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e

Cs) com a água” [4], o qual ilustra o comportamento dos metais do grupo 1 em água.

Após ver o vídeo, foram feitas as descrições do ocorrido a partir das observações feitas.

Experimento 3: Identificação dos íons alcalinos a partir do teste de chama

Tomou-se três tubos de ensaio sendo adicionados a cada um deles 2 mL,

separadamente, soluções salinas (cloretos) 1,0 mol L-1, dos seguintes cátions: lítio, sódio e

potássio.

Posteriormente Introduziu a alça de platina em uma das soluções levando-a em seguida

à chama do bico de Bussen.

Observou-se a coloração da chama, sendo feita as devidas anotações.

A alça de platina foi imersa em uma solução de HCl a 6,0 mols L-1 para que fosse

limpa em seguida a haste foi exposta à chama para eliminação de quaisquer impurezas;

As etapas descritas acima foram repetidas para as outras duas soluções. Sendo feitas

observações e anotações das colorações das chamas.

Experimento 4: Comportamento dos íons alcalinos em água

Tomou-se quatro tubos de ensaio sendo adicionado a cada um deles separadamente,

uma pequena quantidade dos seguintes sais: cloreto de sódio ( NaCl), cloreto de potássio ( KCl),

e hidrogenocarbonato de sódio ( NaHCO3 ) e no quarto tubo apenas água destilada;

Posteriormente foram acrescidos 2 mL de água destilada a cada tubo contendo os sais,

agitando-os para dissolução.

Em seguida com o papel indicador, mediu-se pH de cada solução, comparando com o

pH da água destilada.

6. RESULTADOS

Experimento 1:

Observou-se algumas características presentes no metal lítio ao ser cortado, tais como:

o brilho metálico que estava mais evidente parte interna do metal do que na parte externa; a

facilidade com que o mesmo foi cortado e a necessidade de manter esse metal submerso em

solução de querosene.

Ao adicionarmos a fenolftaleína na água destilada, não houve alteração na coloração,

entretanto, ao acrescentarmos o fragmento de lítio na solução contida na cápsula, houve uma

reação com produção de gás e aparecimento de uma coloração rosa.

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Experimento 2:

Após ser visto o vídeo pode-se observar que os metais do grupo 1 (Li, Na, K, Rb, Cs),

reagiram frente à água;

À medida que foi descendo o grupo 1 na tabela, percebeu-se uma maior reatividade,

com dois deles (Rb e Cs) provocando grande explosão.

Obs.: o experimento não foi realizado com o frâncio.

Experimento 3:

Os resultados obtidos através do teste de chamas estão descritos na tabela 2 abaixo:

Tabela 2: Cores emitidas por alguns sais

SAL COR COMPRIMENTO DE ONDA (nm)

LiCl (aq) Vermelho 670,8

NaCl (aq) Amarelo 580

KCl (aq) Violeta 420

Experimento 4:

Os pHs encontrados nas soluções dos sais alcalinos estão descritos na tabela 3 a seguir:

Tabela 3: Medidas observadas de pH

Pode-se observar que o cloreto de sódio em presença de água dissolveu-se mais facilmente

que os outros sais.

7. DISCUSSÃO

A reação do lítio com a água no experimento 1 tem como produto o hidróxido de lítio

e gás hidrogênio como mostra a equação 1, está reage em velocidade moderada, devido ao ponto

de fusão (181ºC) alto em relação aos outros elementos do grupo ser o maior do grupo, a

densidade baixa (0,53 g/cm3) a menor do grupo, ao tamanho do raio (1,34 Aº) menor do grupo

e consequente maior carga nuclear efetiva.

2Li(s) + 2H2O(l) → 2 LiOH(aq) + H2(g) (1)

SOLUÇÃO pH

Água destilada 7

Cloreto de sódio 7

Cloreto de potássio 7

Hidrogenocarbonato de sódio 8

7

A cor da solução se tornou rosa devido à fenolftaleína ser um indicador que muda a cor

da solução de acordo com o pH alcalino do meio.

Obs.: Reação com o ar - Pode-se observar tanto no experimento 1 quanto no vídeo, que

os metais alcalinos antes de ser adicionados à água apresentavam uma tonalidade escura e não

o brilho metálico característico dos metais, pois os elementos do grupo 1 são quimicamente

muito reativos, perdem o brilho e queimam quando expostos ao ar formando óxidos, embora o

produto formado varie com o metal. Por exemplo o lítio forma o monóxido de lítio LiO2 (e uma

pequena quantidade de peroxido Li2O2), o sódio forma o peróxido de sódio Na2O2 (e uma

pequena quantidade de monóxido Na2O) os demais elementos formam superóxidos do tipo MO2

[2].

No experimento 2, ao ser visto o vídeo pôde-se observar a reatividade dos metais

alcalinos frente à água. Essa reatividade aumenta à medida que os períodos dos metais alcalinos

aumentam, ou seja, cresce nesse sentido: Li< Na < K < Rb < Cs, pois o elétron de valência

está relativamente afastado do núcleo, e protegido pela camada interna completa, por isso esse

elétron pode ser removido com facilidade, aumentando a reatividade com o aumento das

camadas.

O lítio reage mais lentamente com a água do que os demais metais alcalinos. Na reação

do sódio (Na) ao liberar o hidrogênio combinado ao oxigênio do ar em presença de um agente

ignidor o mesmo produz uma reação exotérmica, luz e calor intenso. A reação do potássio (K)

com a água já é suficientemente forte para inflamar o hidrogênio (pegar fogo), mesmo com

pequenas quantidades de reagentes. Com o rubídio e o césio, essa reação em pequena escala já

é perigosamente explosiva, e por esses metais serem mais densos que a água, a reação ocorre

abaixo da superfície dela[3]. O vigor das reações que aumentam a partir do sódio está associado

aos baixos pontos de fusão dos metais que diminuem à medida que se desse no grupo, pois

quando a superfície metálica é fundida ela se torna limpa estando mais exposta,

consequentemente a reação é mais violenta[2].

Por meio do teste da chama no experimento 3, é possível identificar o elemento que

está presente no composto através da cor apresentada pela chama. Quando o sal de um metal

alcalino é tratado com HCl concentrado (dando um cloreto volátil) e é fortemente aquecido na

chama do bico de Bunsen, é observada uma cor característica, esse teste é utilizado em análise

quantitativa para identificar o íon M+ [1].

No momento em que colocamos o sal na chama, estamos fornecendo energia para seus

elétrons. No entanto, o estado excitado é instável, portanto, os elétrons que “saltaram” de nível

retornam à órbita de seu estado estacionário. Nesse momento, o elétron perde (na forma de onda

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eletromagnética, ou seja, na forma de luz) uma quantidade de energia que corresponde à

diferença de energia existente entre as órbitas envolvidas no movimento do elétron. É o efeito

fotoelétrico[1,2]. Como cada sal apresenta elementos diferentes, com átomos que têm níveis de

energia também de valores diferentes, a luz emitida por cada um dos sais será em um

comprimento de onda bem característico de cada um. É por isso que ao colocarmos, o cloreto

de lítio na chama do bico de Bunsen vemos a coloração vermelha em razão da presença do

lítio, o cloreto de sódio (NaCl) vemos uma coloração amarela intensa e o cloreto de potássio

fará com que a chama adquira coloração violeta. Essas colorações característica da chama

correspondem a diferentes espectros de emissão, que possibilita a determinação analitica pela

fotometria da chama[1,2].

Experimento 4: A energia reticular dos metais do grupo1 diminui levemente enquanto

que a energia de hidratação varia de forma acentuada de cima para baixo no grupo aumentando

a estabilidade da molécula. Por isso a solubilidade do cloreto de sódio é maior que a do cloreto

de lítio. A diferença entre as energias reticulares do NaCl e KCl é de 67 KJ mol-1, enquanto que

a diferença no △G de hidratação dos íons Na+ e K+ é de 76 KJ mol-1 [1,2]. Portanto o NaCl é mais

solúvel que o KCl. Pode-se observar ainda que ao adicionarmos água aos sais ocorreu a

dissociação dos íons formando cátions e ânions, como nas equações de 2 a 5:

NaCl(s) H2O Na+

(aq) + Cl- (aq) (2)

KCl(s) H

2O

K+

(aq) + Cl-(aq) (3)

NaHCO3 H

2O

Na+(aq) + HCO3

-(aq) (4)

HCO3-(aq) + H2O(l) ↔ H2CO3(aq)

+ + OH-(aq) (5)

O cloreto de sódio e o cloreto de potássio apresentaram um pH perto da neutralidade.

E isto é visível na reação de formação desses compostos representadas pelas equações 6 e 7:

NaOH(s) + HCl(aq.) → NaCl(s) + H2O(l) (6)

KOH(s) + HCl(aq.) → KCl(s) + H2O(l) (7)

Essas reações são denominadas de neutralização, ou seja, uma base forte reagindo com

um ácido forte formando um sal e água. Seus produtos são praticamente neutros, com o pH

muito próximo de sete, ou seja, a concentração de íons H+ é praticamente igual à concentração

de íons OH - em solução.

Apesar de apresentar hidrogênio na sua estrutura o hidrogenocarbonato (NaHCO3),

não é classificado como um sal ácido e sim como um hidrogeno-sal, devido a presença do

hidrogênio. Este sal quando adicionado na água, mostra por sua hidrólise salina (reação de um

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sal com a água) que o mesmo apresenta características básicas (pH > 7), por ser um sal

proveniente de uma base forte, o hidróxido de sódio (NaOH) e de um ácido fraco, o ácido

carbônico (H2CO3)[1,2]. Na solução de NaHCO3, o número de OH- presentes é maior, tornando

o pH mais alcalino. Os íons HCO3- capturam íons H+ da água, liberando mais OH- ,como é

apresentado nas equações 8 a 10.

NaOH(s) + H2CO3(aq.) → NaHCO3(s) + H2O(l) (8)

NaHCO3(s) + H2O → Na+(aq) + HCO3

-(aq) (9)

HCO3-(aq) + H2O(l) → H2CO3(aq)

+ + OH-(aq) (10)

Sabe-se que o poder do ácido carbônico em liberar íons H+ é 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 na solução, observou-se um pH alcalino. Comprovando o caráter básico

da solução.

8. CONCLUSÃO

Os metais do grupo 1 reagem ao entrar em contato com a água formando hidróxidos

e gás hidrogênio e reagem com o ar formando óxidos; Através do teste da chama foram

identificadas as colorações característica da chama correspondem a diferentes espectros de

emissão dos metais alcalinos; pode-se observar o comportamento dos íons alcalinos em meio

aquoso.

9. REFERÊNCIAS

[1] HOUSECROFT, E. C., SHARPE G. A. Química Inorgânica v1. 4ª edição. Rio de Janeiro:

LTC 2013. p 295 A 311

[2] LEE, J.D. Química inorgânica não tão concisa, tradução da 5º edição inglesa/ Henrique E.

Toma, Koiti Araki, Reginaldo C. Rocha – São Paulo: Blucher, 1999. p 139 a 156

[3] Reatividade com metais com água e bases. Disponível em:

http://www.brasilescola.com/quimica/reatividade-dos-metais-com-agua-bases.htm. (Acesso

em: 20/11/2014).

[4] Reação dos metais alcalinos (Li, Na, K, Rb e Cs) com a água. Disponível em:

https://www.youtube.com/watch?v=8cNwYzP0QjA. (Acesso em: 18/11/14).