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1-Titulo: Propriedade dos Metais Alcalinos e seus Compostos.

2- Objetivos: observar as características e propriedades dos metais alcalinos e

seus compostos em reações químicas.

3- Introdução

Os elementos do Grupo 1 ou Metais Alcalinos constituída pelos elementos Lítio

(Li), o Sódio (Na), o Potássio (K), o Rubídio (Rb), o Césio (Cs) e o Frâncio (Fr), como

mostrado na figura a baixo (figura A).

Figura A – Ilustração da tabela periódica destacando em amarelo os elementos do Grupo 1 Metais Alcalinos.

Todos os elementos deste grupo apresentam um elétron no orbital mais externo

num orbital esférico, fracamente ligado ao núcleo.

Em geral, reagem muito facilmente com a água e, quando isso ocorre, formam

hidróxidos, liberando hidrogênio. A reação torna-se cada vez mais vigorosa à

medida que se desce o grupo. Assim o lítio reage de uma forma moderada, o sódio

funde na superfície da água deslizando sobre a água, podendo infamar-se, o

potássio funde-se e sempre se inflama.

Estes metais também reagem facilmente com o oxigênio produzindo óxidos. Os

hidróxidos e óxidos formados são bases muito fortes, sendo quimicamente muito

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reativos com o oxigênio. Na forma metálica, perdem rapidamente o brilho se

expostos ao ar seco.

As propriedades físicas e químicas desses elementos estão relacionadas à sua

estrutura eletrônica e ao seu tamanho relativamente grande, se comparado a outros

compostos, devido à baixa atração exercida pelo núcleo aos elétrons.

Os elementos deste grupo são metais, moles podendo ser cortados com uma faca.

Possuem baixa densidade, devido a serem átomos relativamente grandes e de baixo

peso molecular, e possuem baixo ponto de fusão e ebulição, se comparados a

outros metais. São bons condutores de eletricidade, altamente eletropositivos e

reativos. A reatividade destes elementos tende a crescer, no grupo, de cima para

baixo, se visto do ponto de vista termodinâmico, devido à liberação de energia.

Quanto menor, mais o elemento se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais

rápido. Porém, se visto do ponto de vista cinético, a reatividade tende a crescer de

baixo para cima, pois quanto maior o átomo mais fácil de perder o seu elétron de

valência e mais rápido reage.

Lítio (Li): é o primeiro elemento do grupo. Difere-se consideravelmente dos demais

elementos do grupo, sendo que em todos os grupos da tabela periódica o primeiro

elemento apresenta uma serie de particularidades com os demais elementos do

grupo. O ponto de fusão do lítio é cerca de duas vezes maior que o do sódio. O lítio

é elemento mais duro do grupo, mas é mole o suficiente para ser cortado com uma

faca.

Figura 2 – Lítio.

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Sódio (Na): é o segundo elemento do grupo, encontrado em abundancia em

diversos compostos na natureza. Reage vigorosamente com a água, liberando

grande quantidade de calor. Em sua forma livre é um metal prateado mais, leve que

a água e de pouca dureza, podendo ser cortado facilmente. É extraído, na sua forma

pura, geralmente por eletrolise de soda cáustica (NaOH, hidróxido de sódio).

Figura 3 - Sódio.

Potássio (K): na sua forma pura, é um metal branco prateado, mole, podendo ser

cortado com uma faca e de alta reatividade, reagindo com oxigênio e água

facilmente. É o sétimo metal em abundância na crosta terrestre, conhecido pelos

antigos, que o utilizavam para fazer sabão. É usado para a dessecação de gases.

Atualmente, ele tem sido utilizado para absorção de dióxido de carbono ou dióxido

de enxofre e na preparação de sabão mole.

Figura 4 - potássio

Rubídio (Rb): é um metal mole, de tonalidade branco-prateada. É o 16º elemento

em abundância na crosta terrestre e um dos mais reativos. Pode liquefazer-se à

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temperatura ambiente, sendo que seu ponto de fusão é 39ºC. O rubídio arde

espontaneamente no ar e reage violentamente em presença da água.

Figura 5 - Rubídio

Césio (Cs): é prateado e macio, sendo o mais eletropositivo do grupo dos metais alcalinos. É o metal estável menos abundante dos cinco metais alcalinos.

Junto com o gálio e o mercúrio, o césio é um dos poucos metais que se encontra no estado líquido na temperatura ambiente, acima de 28,5 °C. O césio reage explosivamente com a água fria e também com o gelo em temperaturas acima de -116 °C.

Figura 6 - Césio.

Frâncio (Fr): é o metal alcalino menos comum do grupo dos alcalinos, é radioativo

e seu tempo de meia vida é de 22 minutos.

Figura 7 - Frâncio.

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4 - Procedimento experimental

a) Materiais Utilizados

- Cuba de vidro;

- Sódio metálico;

- Fenolftaleína;

- Pinça;

- Papel absorvente;

- Água destilada;

- Tubos de ensaio;

- Cloreto de sódio;

- Cloreto de lítio;

- Cloreto de potássio;

- Solução de carbonato de sódio;

- Bico de Bunsen;

- Solução de hidróxido de sódio;

- Solução de cloreto de amônio;

- Papel indicador;

- Bicarbonato de sódio;

- Carbonato de sódio;

- Carbonato de potássio;

- Rolha;

- Tubo de vidro dobrado;

- Água de cal;

- Solução de ácido clorídrico.

b) Procedimento

Interação de Metais Alcalinos com o ar e com a água

1- Providenciou-se uma cuba de vidro com bastante água dentro e com

algumas gotas de indicador fenolftaleína;

2- Com cuidado e com auxilio de papel e pinça retirou-se um pequeno pedaço

de sódio metálico de seu respectivo vidro.

3- Colocou-se o pequeno pedaço de sódio metálico na cuba de vidro com água

e observou-se a reação e a coloração da água.

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Solubilidade de Sais de Metais Alcalinos

1- Numerou-se 3 tubos de ensaio de 1 a 3

2- No tubo de ensaio nº1 colocou-se cristais de NaCl

3- No tubo de ensaio nº 2 colocou-se cristais de KCl

4- No tubo de ensaio nº cristais de LiCl

5- Igualmente nos 3 tubos de ensaio adicionou-se 3 ml de água e verificou-se a

solubilidade dos compostos em água.

6- Adicionou-se nos 3 tubos igual quantidade: 2ml de solução de [Na2CO3

0,033mol/l].

7- Novamente verificou-se a solubilidade dos compostos

8- Aqueceu-se levemente os 3 tubos no bico de bunsen e observou-se se houve

algum precipitado nas soluções.

Reação de hidróxido de Metais Alcalinos com Sais Amoniacais

1 - Em um tubo de ensaio colocou-se 2 ml de [NaOH 0,5 mol/l]

2 - Adicionou-se 0,5ml de [NH4Cl 5mol/l]

3 - Numa chama de bico de bunsen aqueceu-se suavemente o tubo de ensaio

4 - Reconheceu-se o gás que se desprendeu da reação pelo odor

5 - Pegou-se um papel tornassol umedecido com água destilada e colocou-se na

boca do tubo de ensaio.

6 - Escreveu-se a equação da reação.

Decomposição de carbonatos e bicarbonatos de Metais

1-colocou-se separadamente em 3 tubos de ensaio secos pequena

quantidade( aproximadamente 0,5 g) de NaHCO3, Na2CO3 e K2CO3 respectivamente.

2- Fechou-se cada tubo com uma rolha atravessada por um tubo dobrado

submerso em outro tubo de ensaio contendo água de cal.

3- Aqueceu-se cada tubo e observou-se o que aconteceu com a água de cal de

cada caso.

4- Escreveu-se as equações das reações.

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Ação de ácidos sobre carbonatos e bicarbonatos de metais alcalinos

1-Adicionou-se em 3 tubos de ensaio cristais de NaHCO2, Na2CO3 e K2CO3

respectivamente;

2- Em seguida adicionou-se 3 ml de[HCl 2 mol/l]

3- observou-se as reações dos metais em meio ácido.

5 - Resultados e Discussão

1.0 - Interação de metais alcalinos com o ar e com a água

Ao adicionar-se o pequeno pedaço de sódio metálico à água contendo algumas

gotas de fenolftaleína, houve a liberação de vapores, forma-se grande

efervescência, e também houve estouros e formação de faíscas. A coloração da

água tornou-se azul.

Isto ocorre porque o sódio é um metal muito reativo, e, portanto, desloca com muita

facilidade o hidrogênio presente nas moléculas de água. Neste processo, forma-se o

hidróxido de sódio, uma base forte, que faz com que a coloração da fenolftaleína se

altere, indicando a presença de íon OH-. A reação que ocorre é:

Na(s) + H2O(l) → H2(g) + Na(OH)(aq)

Como a reação é exotérmica, ou seja, libera muito calor, e o hidrogênio é um gás

altamente explosivo, ao ser liberado na presença de alta quantidade de calor, ele é

responsável pelos estouros e faíscas observados na reação.

A alteração na coloração da fenolftaleína se deve à presença de íons OH-,

formados devido à base estar dissociada em solução aquosa. Porém, sabe-se que a

fenolftaleína tem coloração vermelha em meio básico, e não possui outras faixas de

viragem além de incolor em meio ácido ( pH inferior a 8,0) e vermelha em meio

básico (pH superior a 8,0). Portanto, o indicador usado não poderia ser a

fenolftaleína, e sim, azul de bromotimol, que tem cor azul intensa em meio básico

(pH superior a 6,0).

2.0 - Solubilidade de sais de metais alcalinos

Os resultados obtidos nesta etapa foram:

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Substância

adicionada ou

processo

sofrido

Características observadas

Tubo 1 - NaCl Tubo 2 - KCl Tubo 3 - LiCl

3 ml de H2OCompletamente

solúvel

Completamente

solúvel

Completamente

solúvel

2 ml solução

Na2CO3 0,033

mol/L

Incolor, sem

mudança de

coloração ou de

temperatura

Incolor, com

diminuição de

temperatura

Coloração

esbranquiçada,

com aumento de

temperatura

AquecimentoIncolor, sem

evidências de reação

Incolor, com

liberação de vaporPrecipitação

Deve-se atentar para o fato de que a adição de substâncias ou submissão a

processos foram sucessivos, e não realizados em separado.

As características observadas são devido às reações químicas ocorridas ou não e

à natureza dos compostos formados. Primeiramente, com a adição de água aos sais

de metais alcalinos, as soluções permanecem incolores porque os sais não reagem

com a água, são simplesmente solvatados e dissolvidos nela:

NaCl(s) + H2O(l) → NaCl(aq)

KCl(s) + H2O(l) → KCl (aq)

LiCl(s) + H2O(l) → LiCl(aq)

Porém, quando há a adição da solução de Na2CO3 às soluções aquosas dos sais,

ocorrem algumas reações químicas:

NaCl(aq) + Na2CO3(aq) → Não ocorre reação

2KCl(aq) + Na2CO3(aq) → K2CO3(aq) + 2NaCl(aq)

2LiCl(aq) + Na2CO3(aq) → Li2CO3(s) ↓ + 2NaCl(aq)

Como não há nenhuma condição favorável para que ocorre troca entre íons

idênticos, a reação entre NaCl e Na2CO3 não ocorre, pois voltariam a formar os

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mesmos compostos, já que as duas substâncias iônicas possuem o mesmo cátion.

Assim, a solução continua incolor, pois os dois sais são solúveis em água e não

possuem coloração quando em solução (são brancos no estado sólido).

A reação entre o KCl e o Na2CO3 ocorre, porém, com formação de K2CO3, um sal

branco e solúvel em água, e NaCl, que também é solúvel. Assim, como ambos os

sais são sólidos brancos que não possuem coloração quando em solução aquosa, a

solução permanece incolor. Porém, a reação é endotérmica, consumindo energia em

forma de calor e havendo a diminuição da temperatura do sistema.

Já o LiCl reage com o Na2CO3 formando Li2CO3, que é um composto insolúvel em

água. Por isso, há um início de precipitação, tornando a solução esbranquiçada. Isso

ocorre porque o Li2CO3, apesar de ser um composto iônico, possui caráter

covalente, pois enquanto o lítio é um cátion extremamente pequeno, o carbonato é

um ânion muito grande. Assim, apesar do elétron mais externo do lítio sofrer atração

por parte do núcleo do carbonato, os elétrons mais externos do ânion carbonato

também sofrem atração por parte do núcleo do lítio, dando ao composto um caráter

covalente e diminuindo sua solubilidade. Este fenômeno ocorre geralmente em

compostos iônicos nos quais o cátion é muito pequeno e o ânion é muito grande.

Quando se aquece o sistema, observa-se que o NaCl e o KCl permanecem

dissolvidos, enquanto que o Li2CO3 acaba por precipitar completamente. Este fato

demonstra que o processo de dissolução do NaCl e do K2CO3 é endotérmico,

enquanto que o do Li2CO3 é exotérmico (figura 8).

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Figura 8 - Ilustração da solubilidade do NaCl, K2CO3 e Li2CO3. A linha verde representa a

solubilidade do NaCl, a linha azul representa a solubilidade do K2CO3 e a linha rosa representa a

solubilidade do Li2CO3.

Posteriormente, com a repetição da preparação de soluções de NaCl, KCl e LiCl

em novos tubos de ensaio e com a adição de Na2HPO4 às soluções, todas as

soluções continuaram incolores. Isso ocorreu porque os sais formados são solúveis.

As reações ocorridas foram:

2LiCl(aq) + Na2HPO4(aq) → Li2HPO4(aq) + 2NaCl(aq)

2KCl(aq) + Na2HPO4(aq) → K2HPO4(aq) + 2NaCl(aq)

2NaCl(aq) + Na2HPO4(aq) → não ocorre

Novamente, a reação com o cloreto de sódio não ocorre devido à presença de

cátions idênticos nos dois sais.

Como nenhuma das soluções apresentou formação de precipitado, não houve

adição de NH4Cl à nenhum dos tubos.

3.0 - Reações de hidróxidos de metais alcalinos com sais amoniacais

Os resultados obtidos foram:

Itens observados Características observadas

Aspecto da solução antes do

aquecimento

Incolor, sem evidências de reação

química

Aspecto da solução após o aquecimento Incolor, com desprendimento de gases

Odor característico Odor pungente

A partir do odor característico desprendido durante o aquecimento, pode-se

identificar o gás desprendido como amônia, NH3. As reações ocorridas são:

NH4Cl(aq) + NaOH(aq) → NaCl(aq) + NH4OH(aq)

NH4OH(aq) → NH3(g) ↑+ H2O(l)

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4.4 - Decomposição de carbonatos e bicarbonatos de metais

As massas de cada sal utilizado foram:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3

NaHCO3 Na2CO3 K2CO3

0,502g 0,511g 0,512g

Após o aquecimento, borbulhando-se o gás desprendido na água de cal, nenhum

dos sais fez com que houvesse precipitação na água de cal. Isto só ocorreu porque

a água de cal utilizada já havia sido preparada anteriormente à aula, e também

deveria estar em uma concentração muito baixa. As reações que ocorrem são:

NaHCO3:

2NaHCO3(s) ∆→ Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g)

Na2CO3:

Na2CO3(s) ∆→ Na2O(s) + CO2(g)

K2CO3:

K2CO3(s) ∆→ K2O(s) + CO2(g)

Como em todas as reações de decomposição por calor há a formação de CO2, ao

ser borbulhado na água de cal, ele reage com o óxido de cálcio (cal) formando o

carbonato de cálcio, que é um sólido branco insolúvel em água, havendo

precipitação:

CaO(aq) + CO2(g) → CaCO3(s)↓

4.5 - Ação de ácidos sobre carbonatos e bicarbonatos de metais alcalinos

Os resultados obtidos foram:

Tubo 1 Tubo 2 Tubo 3

NaHCO3 Na2CO3 K2CO3

Características

observadas após a

adição de HCl

Grande

efervescência;

Resfriamento do

Grande

efervescência;

Leve aquecimento

Grande

efervescência;

Leve aquecimento

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sistema; do sistema; do sistema;

A efervescência observada se deve à liberação de gases nas reações químicas. As

reações ocorridas são:

NaHCO3:

NaHCO3(s) + HCl(aq) → NaCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑

Na2CO3:

Na2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑

K2CO3:

K2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2KCl(s) + H2O(l) + CO2(g)↑

As mudanças de temperatura demonstram que a primeira reação é endotérmica,

enquanto as outras duas são exotérmicas.

6 - Conclusões

A partir deste experimento, pode-se concluir que os metais alcalinos, em geral, são

altamente reativos com a água e com o ar. Seus compostos geralmente possuem

alta solubilidade em água, porém, ao apresentarem certo caráter covalente, esta

solubilidade diminui. Seus hidróxidos, ao reagirem com sais amoniacais, liberam

amônia, e seus carbonatos e bicarbonatos, ao serem aquecidos ou reagirem com

ácidos, se decompõem (ao serem aquecidos) ou reagem (ao adicionar-se ácido)

liberando gás carbônico.

7 - Referências

LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma.

São Paulo: Edgard Blücher, 1999.

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