REL QI I - Alcalinos e Terrosos

REL QI I - Alcalinos e Terrosos

(Parte 1 de 2)

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

Reconhecimento de Metais do Grupo 1 e Grupo 2 da Tabela Periódica

Beatriz Praciano de CASTRO

Francisco Talison Moura TEIXEIRA

Thalia Kévia Tiodósio da SILVA

Universidade Estadual do Ceará/Faculdade de Educação de Itapipoca

Relatório de Trabalho para Química Inorgânica I Prof. Dr. Antônio Sávio Gomes Magalhães

A prática realizada no laboratório permitiu o estudo das propriedades e compostos dos metais alcalinos e alcalinos-terrosos por meio de evidências experimentais. Cujos objetivos eram comparar a reatividade na presença de ar e água, verificar algumas propriedades físicas e químicas de compostos dos grupos 1 e 2 da tabela periódica, e identificar cátions desses metais através do teste de chama. Esses metais apresentam semelhanças e diferenças distintas, o nome alcalino deriva de uma palavra árabe que significa cinzas e o nome alcalinoterroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Quanto à reatividade, ambos reagem com oxigênio formando seus respectivos óxidos. Em relação à formação de óxidos e hidróxidos, somente os elementos do grupo dos alcalinos terrosos podem ser preparados pela combinação direta dos elementos.

PALAVRAS-CHAVE: Metais alcalinos; Metais Alcalinos-Terrosos.

Os metais alcalinos compreendem os elementos do Grupo 1, lítio (Li), sódio

(Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), formando um grupo bastante homogêneo, com a química mais simples que qualquer outro da Tabela Periódica. Todos são metais, sólidos à temperatura ambiente e altamente reativos. Por exemplo, reagem com água para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua reatividade, esses metais somente são encontrados na natureza combinados em compostos, como cloreto de sódio (NaCl), nunca como substâncias simples (KOTZ; TREICHEL, 2005).

Estes metais possuem na camada eletrônica mais externa (em subnível s) um elétron fracamente ligado ao núcleo, ao perder esse único elétron transformam-se em íons positivos monovalentes, cátions M+, formando compostos univalentes, iônicos e incolores. Apesar de sua grande semelhança química, estes elementos não são encontrados juntos na natureza, principalmente por causa dos diferentes tamanhos dos íons.

A eletropositividade destes elementos cresce no grupo de cima para baixo, observado do ponto de vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido. Mas, do ponto de vista cinético (velocidade da reação), a reatividade cresce de baixo para cima, pois quanto maior os átomos, mais fácil de perder o seu elétron de valência e reagindo mais rápido (OLIVEIRA, 2010).

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

Os metais alcalinos são sólidos metálicos de baixa densidade, baixos pontos de fusão e maleáveis. Todos têm propriedades metálicas características, como brilho metálico prateado e altas condutividades térmicas e elétricas. Ainda, são voláteis e podem ser isolados na forma pura, por destilação de misturas de reação. Essas propriedades variam de maneira razoavelmente regular com o aumento do número atômico.

Os elementos do grupo 2 são chamados de metais alcalinos-terrosos, formado pelas espécies, berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). Esses elementos metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos. À exceção do berílio (Be), esses elementos também reagem com água para produzir soluções alcalinas, e a maioria de seus óxidos, como a cal (CaO), forma soluções alcalinas (KOTZ; TREICHEL, 2005).

Possuem tendência de perder os 2 elétrons mais externos (em subnível s) e formar íons positivos bivalentes, cátions 2+. A eletropositividade, cresce no grupo de cima para baixo, e a reatividade tende a crescer no mesmo sentido. Podem ser preparados pela eletrólise de seus haletos no seu estado fundido, embora a maneira mais conveniente de preparar pequenas quantidades de outros metais alcalinos-terrosos é por meio da redução de seus óxidos por metais redutores disponíveis (OLIVEIRA, 2010).

Estes metais são todos sólidos, mais duros e mais densos que os metais alcalinos, fundindo-se a temperaturas mais altas, e são menos reativos que os metais do grupo 1, sendo o berílio e o magnésio os menos reativos. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. Reagem com facilidade com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos.

O teste da chama é usado para identificar os metais alcalinos e alcalinos-terrosos presentes nos compostos, colocando-se um cloreto de um metal sob a ação de uma chama, onde cada metal emite uma chama de cor diferente. A coloração diferente deve-se a excitação dos elétrons, que passam de um subnível a outro mais externo por causa da energia (E) fornecida pela chama. Ao retornar ao seu estado inicial, o elétron emite energia na forma de onda de luz de determinado comprimento, que corresponde a uma certa cor do espectro.

O presente trabalho caracteriza a prática laboratorial sobre propriedades e compostos dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos por meio de evidências experimentais. Cujos objetivos eram comparar a reatividade na presença de ar e água, verificar algumas

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1 propriedades físicas e químicas de compostos dos grupos 1 e 2 da tabela periódica, e identificar cátions desses metais através do teste de chama.

Os reagentes utilizados na prática laboratorial foram hidróxido de sódio (NaOH 1 mol∕L), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2 1 mol∕L), ácido clorídrico (HCl 1 mol∕L), sulfato de sódio (Na2SO4 1 mol∕L), cloreto de sódio (NaCl 1 mol∕L), cloreto de magnésio (MgCl2 1 mol∕L), cloreto de cálcio (CaCl2 1 mol∕L), cloreto de bário (BaCl2 1 mol∕L), água destilada

(H2O) e indicador de ácido-base fenolftaleína. Também carbonato de cálcio (CaCO3), amostras de metais de sódio (Na) e de magnésio (Mg), e eletrodos inertes de grafite. Os materiais utilizados foram, béquer, tubos de ensaio, pipeta, placa de Petri, vidro de relógio, estante para tubo de ensaio, bico de Bunsen, pinça de madeira, pinça metálica ou espátula.

Figura 1: Reação de Na com O2. PRIMEIRO PROCEDIMENTO

Retirou-se um pequeno pedaço de sódio metálico encontrado na bancada e colocou-se sobre um vidro de relógio (Ver figura 1). Observou-se a reação com a ar.

SEGUNDO PROCEDIMENTO

Fonte: Próprio autor.

Colocou-se um segundo pedaço de sódio numa placa de Petri contendo água com algumas gotas do indicador ácido-base fenolftaleína.

TERCEIRO PROCEDIMENTOFigura 2: Aquecimento.

Repetiu-se o primeiro procedimento utilizando uma amostra de magnésio metálico. Em seguida, colocou-se o pedaço de magnésio no tubo de ensaio contendo aproximadamente 3 mL de água destilada com uma gota da solução fenolftaleína. Após, aqueceu-se suavemente o tubo numa chama de um bico de Bunsen

com o auxílio de uma pinça de madeira (Ver figura 2). Fonte: Próprio autor.

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

QUARTO PROCEDIMENTOFigura 3: NaOH e Ca(OH)2.

4 Colocou-se uma pequena porção das substâncias de

NaOH e Ca(OH)2, separadamente, mas em um mesmo vidro de relógio seco (Ver figura 3). Observou-se a diferença de higroscopicidade dos mesmos. Fonte: Próprio autor.

Aqueceu-se uma porção de mármore (CaCO3) por aproximadamente dois minutos nas chamas de um bico de Bunsen com um auxílio de uma pinça metálica (Ver figura 4).

Transferiu-se o material aquecido para um vidro de relógio contendo água e gotas de fenolftaleína (Ver figura 5).

Figura 4: AquecimentoFigura 5: Material aquecido.
Fonte: Próprio autorFonte: Próprio autor.

Pesou-se no béquer de 50 mL aproximadamente 0,5 g de NaCl. Acrescentou-se aproximadamente 40 mL de água. Após completar a dissolução do sal, acrescentou-se duas gotas de fenolftaleína. Utilizando eletrodos inertes de grafite (Ver figura 6), procedeu-se com a eletrólise da solução do sal (Ver figura 7). Identificou-se o cheiro emanado da reação.

Figura 6: Grafites inertes na soluçãoFigura 7: Eletrólise do NaCl.

Fonte: Próprio autor. Fonte: Próprio autor.

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

Limpou-se um fio de Ni-Cr aquecendo-o na chama do bico de Bunsen (ajustando a chama previamente para azul), em seguida realizou-se o procedimento de limpeza do fio mergulhando-o na solução de HCl 6 mols/L. Umedeceu-se o fio nas soluções A, B, C, D e E (Ver figura 8), respectivamente, após aqueceu-se o mesmo na chama e observou a cor inicialmente produzida.

OITAVO PROCEDIMENTO Em um tubo de ensaio acrescentou-se 1 mL da solução de MgCl2 1 mol/L, em outro tubo de ensaio 1 mL de

CaCl2 1 mol/L, e num terceiro tubo de ensaio 1 mL BaCl2 1 mol/L. Acrescentou-se em cada tubo 1 mL de NaOH 1 mol/L. Repetiu-se o procedimento trocando a solução de

NaOH por uma solução de Na2SO4 1 mol/L (Ver figura 9).

O sódio metálico (Na) pertence ao grupo dos metais alcalinos e são altamente reativos por causa da sua distribuição eletrônica. Eles possuem um único elétron na sua última camada eletrônica, que faz com que ele tenha forte tendência a se oxidar, perdendo esse elétron e adquirindo uma configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja estável. A reatividade dos metais alcalinos aumenta ao percorremos o grupo de cima para baixo.

O sódio é considerado um metal venenoso, que deve ser armazenado em atmosfera inerte ou imerso em um líquido protetor como querosene, hexano e/ou outros hidrocarbonetos isentos de água. Sepulverizado, inflama-se espontaneamente em contato com o oxigênio do ar. No primeiro procedimento, reação do sódio com o ar, observou-se que a sua cor metálica vai se modificando por causa da reação com o oxigênio atmosférico, notou-se ainda uma efervescência na camada superficial do metal.

Fonte: Próprio autor. Figura 8: Soluções de sais.

Fonte: Próprio autor. Figura 9: Precipitados.

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

O sódio é um metal sólido, macio, brilhante, de coloração ligeiramente prateada que decompõe-se na água produzindo hidróxido de sódio com desprendimento de hidrogênio em uma violenta reação. O Na metálico reage violentamente com H2O por causa da sua energia de hidratação que é relativamente alta em seu grupo. Todos os sais simples se dissolvem em água formando íons, logo, essas soluções conduzem corrente elétrica. 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.

No segundo procedimento, o sódio reagiu violentamente com a água mesmo que em temperatura ambiente, a espécie metálica ficou deslizando sobre a superfície da água, até sumir. Quando os metais alcalinos reagem com a água formam seus respectivos hidróxidos (bases), o que é comprovado pela mudança de cor da solução para um tom róseo, na presença do indicador ácido-base fenolftaleína. A reação mostrou-se exotérmica.

Quando adicionou-se o magnésio metálico à fenolftaleína na placa de Petri com água destilada, a solução permaneceu incolor, indicando tratar-se de um ácido. Contudo, ao aquecer a mesma solução, a reação foi violenta, exalando cor róseo. A reação ocorre em duas etapas. Na primeira, formou-se o óxido de magnésio e houve liberação de gás hidrogênio.

Mg + H2O → MgO + H2 (Por esta razão inicialmente o indicador mostrou ser um ácido)

Porém, o MgO é um composto de metal alcalino-terroso, o que faz com que ele seja reativo com água, formando bases (chamados de óxido básico). Como ainda tinha água suficiente para reagir, formou-se o hidróxido de magnésio.

MgO + H2O → Mg(OH)2 (Razão pela qual o indicador passou a apresentar resultado de base)

O hidróxido de magnésio é pouco solúvel, mas dissolve-se pequenas quantidades em íons Mg2+ e OH-. Quando uma solução possui íons OH- dissolvidos, ela tem caráter básico, e a fenolftaleína, que é um indicador básico, apresenta cor rósea, indicando que uma base foi formada na reação.

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

A higroscopicidade é a força, pela qual um tecido, vivo ou morto, tende a absorver a umidade, em ordem a está em equilíbrio com o ambiente (MAGALHÃES, 2012). No quarto procedimento, observou-se que o NaOH é mais higroscópico que o Ca(OH)2. Essa afirmação deu-se porque o hidróxido de sódio umedeceu, já que o mesmo absorve a umidade do ar mais rápido que o hidróxido de cálcio, devido ao impedimento estereoquímico do composto.

Para explicação do fenômeno faz-se necessário utilizar as regras de Fajans. A espécie química menos higroscópica está associada ao íon e seu poder polarizante. Como a água é uma molécula de alta polaridade, o cátion metálico polariza a molécula de água, de modo a aprisioná-la em seu retículo cristalino. Como o poder polarizante diminui como aumento do tamanho do cátion (ao descer no grupo), o cálcio vai ser menos polarizante que o sódio e, portanto, vai aprisionar moléculas de água em seus retículos com menos facilidade.

Nessa reação, quando o carbonato de cálcio (CaCO3) é aquecido, ele libera o óxido de cálcio (CaO) e o gás carbônico, assim o óxido não se dissolve, mas reage espontaneamente com água, formando hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), uma base, que foi constatada pela mudança de cor quando adicionou-se o indicador básico fenolftaleína, apresentando cor rósea.

A eletrólise é um processo em que se passa uma corrente elétrica sobre uma substância e, por meio de reações de oxirredução, o composto decompõe-se. Se a substância estiver no estado líquido (fundida), é eletrólise ígnea, mas em solução aquosa, é eletrólise em meio aquoso. Uma das eletrólises de maior importância comercial é a do cloreto de sódio (NaCl).

Ao adicionar o cloreto de sódio (NaCl), a água dissolve o sal, formando cátions Na+ e ânions Cl-. Na eletrólise do cloreto de sódio em solução aquosa, participam da eletrólise o cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal.

2 NaCl → 2 Na+ + 2 Cl- (Dissociação do cloreto de sódio)

2 H2O → 2 H+ + 2 OH- (Auto-ionização da água)

UECE - Universidade Estadual do Ceará FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1

Tabela 1: Semirreações no ânodo e cátodo.

Ânodo 2 Cl- → Cl2 + 2 e- Cátodo 2 H+ + 2 e- → H2 Reação Global 2 NaCl + 2 H2O → 2 Na+ + Cl2 + H2 + 2 OH-

Fonte: Próprio autor.

Nota-se pela reação global que a eletrólise do NaCl é um método de obtenção de gás hidrogênio (H2), gás cloro (Cl2) e de soda cáustica (NaOH).

NaCl + H2O → NaOH + HCl (Nota-se a formação de ácido e base fortes)

Depois de adicionada a fenolftaleína e utilizando eletrodos inertes de grafite o eletrodo positivo liberou gás hidrogênio e o eletrodo negativo ficou róseo indicando um caráter básico (NaOH). Notou-se o cheiro de água sanitária, que se deu por causa da formação de hipoclorito de sódio (NaClO), o qual é produzido pela reação do cloro com o hidróxido de sódio (NaOH).

A explicação para as diferentes cores no teste da chama dar-se-á quando certa quantidade de energia é fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma de calor), alguns elétrons da camada de valência absorvem esta energia. Ficando excitado, ele passa para um nível de energia mais energético que caiba sua recém adquirida energia, ao receber essa energia a tendência que o elétron retorne ao seu estado fundamental, para isso ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação, produzindo as cores (Ver tabela 2).

(Parte 1 de 2)

Comentários