UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL – UEMS

UNIDADE DE ENSINO DE DOURADOS

CURSO DE QUIMICA INDUSTRIAL

ELEMENTOS DO BLOCO S: METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS

DOURADOS-MSOUTUBRO DE 2011

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MATO GROSSO DO SUL - UEMS

ELIZABETE MARIA MAXIMIANO - 21472

GIULIANA THOMAS VITORINO – 21475

POLIANE ALVES DE OLIVEIRA – 21486

ELEMENTOS DO BLOCO S: METAIS ALCALINOS E ALCALINOS TERROSOS

Relatório apresentado à

disciplina de Laboratório de

Inorgânica do 2° Ano, curso de

Química Industrial, sob

orientação da Profª. Jandira

Simonetti.

DOURADOS-MS

OUTUBRO DE 2011

SUMÁRIO

1. INTRODUÇÃO......................................................................................

2. OBJETIVO..............................................................................................

3. METODOLOGIA...................................................................................

3.1 MATERIAIS E REAGENTES.............................................................

3.1.1 Materiais................................................................................................

3.1.2 Reagentes..............................................................................................

4. Procedimento Experimental....................................................................

5. RESULTADOS E DISCUSSÕES..........................................................

6. CONCLUSÃO.........................................................................................

7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS..................................................

1. Introdução

1.1 Metais alcalinos

Os elementos do grupo 1 são bastante homogêneos. Todos os elementos desse

grupo são metais, brilhantes, possuem baixos pontos de fusão e ebulição, são excelentes

condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. As propriedades químicas e

físicas estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho.

Geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.

Tabela 1: Elementos do Grupo 1.

O Lítio difere razoavelmente dos outros elementos do grupo e, como em todos

os grupos típicos tabela periódica, o primeiro elemento apresenta certas diferenças em

relação aos demais, sendo que em parte, isso se deve ao tamanho muito menor dos

primeiros elementos em relação aos demais elementos dos grupos e, consequentemente

eles tem uma maior tendência de formar compostos covalentes (regra de Fajans) e

complexos (1).

Todos os elementos do Grupo 1 são muito reativos e reagem facilmente com

água, formando hidróxidos e gás hidrogênio, como exemplo (2):

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

Todos os elementos desse grupo possuem um elétron de valência na camada

mais externa. Esse elétron é fracamente ligado ao núcleo por encontrar-se bastante

afastado dele, podendo ser removido facilmente. Os demais elétrons, por estarem mais

próximos ao núcleo, são mais firmemente ligados e removidos com dificuldade.

Os elementos do Grupo 1 são os maiores nos seus respectivos períodos, mas

quando perdem o elétron mais externo na formação de íons positivos, o tamanho

diminui consideravelmente. Essa redução acontece porque uma camada eletrônica

inteira foi removida e como com a perda do elétron a carga positiva do núcleo ficou

maior que a soma da carga negativa dos elétrons, há uma maior atração do núcleo sobre

os elétrons remanescentes. Como os átomos são grandes, esses elementos apresentam

densidades muito baixas, e devido a esse tamanho dos átomos, o elétron mais externo é

fracamente atraído pelo núcleo, as primeiras energias de ionização desses átomos são

muito menores que de elementos de outros grupos da tabela periódica. Descendo-se o

grupo, como os átomos se tornam cada vez maiores, as energias de ionização diminuem

e, a segunda energia de ionização desses elementos é extremamente elevada em

comparação com a primeira energia devido a maior atração eletrostática entre o núcleo e

esse segundo elétron. Em condições normais, o segundo elétron nunca é removido, pois

seria necessária uma energia maior que a energia para ionizar um gás nobre. Dessa

forma, elementos desse grupo formam íons X+ (3).

Os metais alcalinos emitem cores características quando colocados em uma chama à alta

temperatura, pois o elétron s é excitado por uma chama e emite energia quando retorna

ao seu estado fundamental. As cores características da chama para os diferentes

elementos não se devem todas à mesma transição, ou a mesma espécie (2):

Os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 1 são os menores da

tabela periódica. Com isso, ao reagirem com outros elementos, verifica-se uma grande

diferença de eletronegatividade entre o metal alcalino e o outro elemento, o que

caracteriza a formação de uma ligação predominantemente iônica.

As baixas energias de coesão acarretam as baixíssimas temperaturas de fusão e

de ebulição dos elementos desse grupo. Os pontos de fusão no grupo variam entre 181º

C (Li) e 28,5º C (Cs) enquanto que as temperaturas de fusão de metais de transição

geralmente são superiores a 1000º C. Como a energia de coesão, sendo esta força que

mantém unidos os átomos ou íons no sólido, diminui de cima para baixo no grupo, pois

esta está relacionada com o grande tamanho dos átomos, a natureza difusa do elétron e

as fracas forças e ligação, os pontos de fusão e de ebulição também acompanham a

mesma tendência (1).

Tabela 2 – Pontos de fusão e ebulição dos metais alcalinos

Apesar de sua grande semelhança química, os elementos alcalinos não ocorrem

juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos de seus íons. O lítio é

encontrado na crosta terrestre sob a forma de silicatos e fosfatos, sendo os seus

principais minerais o espodumênio, a ambligonita, a lepidolita e a petalita. O sódio é o

7º elemento mais abundante na Terra, compondo aproximadamente 4% da crosta

terrestre, ele se apresenta na forma de minerais e na água do mar. A halita (NaCl),

também conhecida como sal-gema ou o “sal comum”, é seu mineral mais comum. É

encontrada em depósitos subterrâneos e dissolvida nos mares, oceanos e fontes de água

salgada. O potássio ocorre na natureza na forma combinada como silicatos de potássio,

em depósitos de sais solúveis de potássio e nas águas dos oceanos. O rubídio é um

elemento raro e ocorre quase sempre com o césio, como traços de óxido de rubídio em

diversos minerais, tais como a leucita, o espodumênio, a carnalita e a lepidolita. Uma

das principais fontes de césio está localizada no lago Bernic em Manitoba com 300.000

toneladas de polucita, com 20% de césio. Também ocorre como traço na lepidolita. É

um elemento instável que ocorre em quantidades traço nas rochas. Existem menos de

30g de frâncio em toda a crosta terrestre. O frâncio é encontrado em minérios de urânio

(U) e tório (Th).

1.2 Metais alcalinos terrosos

Os elementos do Grupo 2 são metais altamente reativos, embora estes sejam

menos reativos que os metais alcalinos. Todos os elementos do grupo alcalinos terrosos

possuem dois elétrons s no nível eletrônico mais externo, geralmente são divalentes e

formam compostos iônicos.

Tabela 3: Elementos do Grupo 2.

Seus átomos são menores que os átomos dos elementos o grupo 1 no mesmo

período, pois a carga adicional do núcleo faz com que este atraia mais fortemente os

elétrons. Os íons são relativamente grandes, mas menores que dos elementos do grupo

1, uma vez que na remoção dos dois elétrons de valência, o núcleo fica com uma carga

efetiva maior que nos íons dos metais alcalinos, e os elementos do grupo 2 também

apresentam densidades maiores que os do Grupo 1.

Os metais do Grupo 2 possuem uma cor branca prateada e, por apresentarem

dois elétrons que podem participar de ligações metálicas, eles são mais duros, suas

energias de ligação são maiores e seus pontos de fusão e de ebulição são mais elevados

que os metais do grupo 1, no qual possuem apenas um elétron. Em relação aos demais

metais, são considerados moles. Os pontos de fusão variam de forma irregular devido às

diferentes estruturas cristalinas assumidas por esses metais (2).

Tabela 4: Ponto de fusão e ebulição dos metais alcalinos terrosos.

Os compostos formados por esses metais são predominatemente covalentes,

exceto o berílio, cujos compostos são tipicamente covalentes, sendo este fato

relacionado ao seu pequeno tamanho e sua densidade de carga elevada. Por serem

menores os átomos dos elementos do Grupo 2, seus elétrons estão mais fortemente

ligados do que nos elementos do Grupo 1, acarretando uma primeira energia de

ionização maior para a formação de X+. Depois de removido um elétron, a atração entre

o núcleo e os elétrons remanescentes torna-se ainda maior e com isso, a energia

necessária para a remoção do segundo elétron para formar íons X2+ é quase o dobro da

requerida para a remoção do primeiro.

Os valores de eletronegatividade dos elementos do Grupo 2 são baixos, mas

maiores que dos correspondentes elementos do Grupo 1, sendo a eletronegatividade do

berílio a maior do grupo.

O berílio não é muito comum por não ser abundante e por sua difícil extração.

Pode ser encontrado na natureza sob a forma de minerais, como o berilo e a fenacita. O

magnésio é um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. Não ocorre livre na

natureza, mas só na forma combinada em grandes depósitos minerais, como a

magnesita, a dolomita e a carnalita. Pequenas quantidades de magnésio estão presentes

na maioria dos organismos vivos. O cálcio é o quinto elemento mais abundante na

crosta terrestre, não ocorre livre na natureza, mas na forma combinada em diversos

minerais, como a gipsita, a anidrita, a fluorita, a apatita, a dolomita e o calcáreo. O

estrôncio não ocorre livre na natureza, apenas em forma combinada em vários minerais,

sendo os principais a estroncianita e a celestita. O bário não ocorre livre na natureza,

apenas em forma combinada em vários minerais, sendo os principais a barita e a

witherita. O rádio é o sexto elemento mais raro na natureza, ocorre em todos os

minérios de urânio (U), como a pitchblenda (U3O8) e pode ser extraído nos resíduos do

processamento do urânio. Grandes depósitos de urânio estão localizados no Novo

México, em Ontário, em Utah e na Austrália.

2. Objetivos

Verificar a reatividade dos metais alcalinos, sódio e potássio, em água, ao ar e em

meio alcoólico. Verificar também a reatividade do magnésio que se encontra no Grupo

2, quando submetidos à diferentes pH, isto é, em meio básico e ácido. E por final, fazer

as devidas comparações em relação à reatividade dos elementos dos Grupos 1 e 2.

3. Metodologia

3.1 Materiais e Reagentes

3.1.1 Materiais

Vidro de relógio

Tubos de ensaio

Béquer de 50 mL

Espátula

Pinça metálica

Fita de pH

Naº

Kº

Mgº

Fita de magnésio

Bico de bunsen

3.1.2 Reagentes

Água destilada

Álcool etílico (C2H5OH)

Fenolftaleína

Ácido clorídrico diluído 10% (HCl)

Ácido clorídrico concentrado (HCl)

Cloreto de amônio 10% (NH4Cl)

Hidróxido de amônio 10% (NH4OH)

Hidróxido de sódio 10% (NaOH)

4. Procedimento Experimental

4.1 Metais alcalinos

Cortaram-se pequenos pedaços de sódio e potássio metálico e os colocou em um

vidro de relógio exposto ao ar, analisou-os e os resultados foram anotados. Em seguida, os

adicionaram em béqueres separados com 50 mL de água destilada e 3 gotas de

fenolftaleína, estes foram analisados e anotou-se os resultados.

Posteriormente, foram adicionados pedaços de sódio e potássio metálicos, em

seus respectivos tubos de ensaio contendo álcool etílico, e analisaram-se as seguintes

reações.

Depois de realizado a prática, os resíduos foram neutralizados, diluídos e descartados na

pia.

4.2 Metais alcalinos terrosos

Colocou-se uma fita de magnésio em um vidro de relógio exposto ao ar e,

analisaram-se suas características físicas comparando com o do sódio metálico. Em

seguida, com o auxílio de uma pinça de madeira aqueceu a fita de magnésio na chama

do bico de Bunsen e os resíduos da combustão deste foi colocado em um tubo de ensaio

contendo água destilada e, em seguida, foi adicionada gota de fenolftaleína e agitou-se o

tubo de ensaio.

Logo após, um pedaço de magnésio metálico foi colocado em um tubo de ensaio

contendo álcool etílico e este foi analisado para a descoberta de que tipo de reação que

ocorreu.

Para a análise da reatividade do magnésio em ácido, base e água, foram utilizados 6

tubos de ensaio e adicionado nestes as soluções descritas abaixo:

Tubo 1: 2 mL de ácido clorídrico diluído 10%.

Tubo 2: 2 mL de ácido clorídrico concentrado.

Tubo 3: 2mL de cloreto de amônio 10%.

Tubo 4: 2mL de água destilada.

Tubo 5: 2 mL de Hidróxido de amônio.

Tubo 6: 2 mL de Hidróxido de sódio 10%.

Posteriormente, foi adicionado em cada tubo de ensaio um pedaço de magnésio

metálico e analisado o comportamento deste nestas diferentes soluções.

5. Resultados e Discussões

5.1 Parte A: Reatividade dos metais alcalinos

5.1.1 Reatividade do Na e K ao ar

O sódio é um elemento muito reativo, sendo a sua reatividade dominada pelo seu

baixo primeiro potencial de ionização, isto é, a grande facilidade com que um átomo de

sódio cede o seu elétron de valência. Assim, o sódio é um elemento muito fácil de

oxidar, sendo, portanto, um forte redutor.

Esta característica torna-o muito instável ao ar, sendo facilmente oxidado pelo

oxigênio atmosférico, oxidando-se rapidamente. Por este motivo, o sódio é guardado

num líquido protetor, apresentando sempre uma superfície baça, devido à formação de

óxido à superfície. Este aspecto metálico que o sódio metálico apresenta pode ser visto

na superfície recentemente cortada (figura 1), com o passar do tempo este vai perdendo

o brilho até que crie uma camada sobre a mesma devido a sua alta reatividade.

Figura 1: Sódio metálico recém cortado (4).

Quando o sódio é queimado em ar o resultado é peróxido de sódio branco,

Na2O2, juntamente com algum óxido de sódio, Na2O, que também é branco:

2Na(s) + O2(g) -> Na2O2(s)

4Na(s) + O2(g) ->2Na2O(s)

Em relação ao potássio o mesmo pôde-se ser observado, este por sua vez

também oxida muito rapidamente ao ar, sendo este armazenado sob árgon ou dentro de

um óleo mineral, para que evite o contato com o ar. Por este motivo, a superfície do

metal é normalmente baça, só sendo possível assim observar seu aspecto brilhante em

superfícies recentemente cortadas (figura 2):

Figura 2: Aspecto brilhante do potássio metálico recentemente cortado (4).

A superfície resultante do corte de um pedaço de potássio metálico é brilhante

como seria de esperar de um metal, no entanto, esta superfície torna-se rapidamente

baça devido à reação com o oxigênio do ar. Quando o potássio é queimado em ar forma-

se o superóxido de potássio, KO2, de cor alaranjada:

K(s) + O2(g) ->KO2 (s)

5.1.2 Reação do Na e K com água

Após a adição de 50 mL de água destilada e 3 gotas de indicador fenolftaleína

em um béquer, adicionou-se o pequeno pedaço de sódio metálico, e por conseguinte, foi

observado o desprendimento de hidrogênio, devido ao fato de que o sódio metálico é

um metal fortemente eletropositivo, isso faz com que este desloca o hidrogênio da água

a temperaturas ordinárias, ocorrendo assim uma reação violenta. De fato, o sódio reage

rapidamente com a água formando hidróxido de sódio e desprendendo hidrogênio

conforme a reação:

2Na(s) + 2H2O à 2Na+ + 2OH- + H2(g)

A reação do sódio metálico em água consiste essencialmente na oxidação do Na º

à Na+, no qual permanece na solução em forma de íons Na+ hidratados e, ao mesmo

tempo, um átomo de hidrogênio da molécula de água é reduzido do seu número de

oxidação +1 na água à 0 na molécula de H2 ( H+ à H2). Para cada molécula de H2O que

tenha reagido, forma-se um íon OH- que permanece em solução.

Pôde-se observar que o sódio metálico flutuou na superfície da água e uma

elevada quantidade de calor foi desprendida para fundir o sódio, ocorrendo assim uma

reação exotérmica, e possui um alto potencial de reatividade (ponto de fusão= 98ºC), no

qual se funde de forma rápida. Um rastro de gás pôde ser observado na superfície da

água, sendo este gás hidrogênio resultante da reação. Porém, com a presença de íons de

Na+ e OH- em solução, isto é, a formação de hidróxido de sódio, o meio anteriormente

ácido se tornou básico. De início, pode-se observar que com a adição do indicador

ácido-base, fenolftaleína, não houve mudança de coloração do meio (incolor), e a partir

do momento em que houve a reação do sódio metálico em água observou-se uma

mudança de cor, isto é, do incolor para rosa, devido à formação de hidróxido de sódio

no meio, ou seja, ocorreu um aumento de pH.

A reação química entre a água e o potássio metálico é semelhante à reação que

ocorre com o sódio metálico. No entanto, devido ao seu baixo ponto de fusão e o calor

da reação é suficiente para provocar sua fusão ou até mesmo sua vaporização, fazendo

com que o metal fundido se espalha e expõe a uma maior superfície de contato com a

água, de modo que ele reage mais depressa, elevando ainda mais sua temperatura até

inflamar-se. De fato, à maior reatividade do potássio, ou seja, a maior tendência de doar

elétrons, isto é, de se oxidar, pode ser verificado também através da série eletroquímica

(figura 3), o que faz também com que  esta reação seja mais rápida.

Figura 3: Série eletroquímica.

Por este fato ocorre de imediato a combustão do hidrogênio, da qual resulta uma

chama viva (que é lilás devido à combustão simultânea do próprio potássio) e de uma

pequena explosão ao final da reação (figura 4).

Figura 4: Reação do potássio em água (5).

Nesta imagem, a água tornou-se rosada devido à presença do indicador ácido-

base, fenolftaleína, em solução, que demonstra a formação de hidróxido de potássio, e o

consequente pH básico do meio após a reação. O que pode ser verificado através da

reação:

2K + 2H2O => 2KOH + H2(g)

5.1.3 Reação do Na e K com álcool etílico

Nas reações de álcool com um metal alcalino têm-se o hidrogênio da hidroxila

agindo como ácido tendo assim a formação de um alcóxido mais hidrogênio gasoso. É

importante observar que a reação dos metais alcalinos em meio alcoólico é menos

violenta do que em água, pois no álcool etílico (H3C--CH2--OH), como é o caso, a

presença do grupo H3C--CH2-- (grupo etil) diminui o efeito da eletronegatividade do

oxigênio ligado ao hidrogênio, tornando-o menos protônico e, portanto, menos

disponível para reagir com os metais alcalinos. Essa diferença entre álcool e água, na

água ambos os hidrogênios estão diretamente ligados ao oxigênio e, portanto, sua

eletronegatividade afeta grandemente os átomos de hidrogênio, tornando-os mais

protônicos que nos álcoois, isso explica as reações mais violentas dos metais alcalinos

com água. A reação geral de um metal alcalino com álcool pode ser representada como:

R OH + M ½ H2 + R OM

Desta forma, ao reagir sódio metálico com etanol, pôde-se verificar uma

efervescência no tubo de ensaio e a formação de um precipitado branco. Nesta reação,

tende-se a formar um etóxido de sódio com a liberação de hidrogênio gasoso:

2 C2H5OH + 2 Na° → 2 C2H5ONa + H2(g)

O mesmo verificou-se com potássio metálico, ou seja, a reação deste com álcool

etílico obteve a formação do etóxido de potássio e liberação de hidrogênio gasoso, mais

sendo esta reação mais rápida, devido este ser mais reativo do que o sódio metálico, o

que é verificado na série eletroquimica (figura 3):

2 C2H5OH + 2 K° → 2 C2H5OK + H2(g)

5.2 Reatividade do Magnésio

5.2.1 No ar a frio

O magnésio apresenta um tom prateado no seu estado natural, contudo quando

em contato com o ar este tende a oxidar e a ganhar uma tonalidade mais acinzentada,

devido a formação de uma fina camada de filme óxido (MgO), que o protege de

posterior corrosão. Metais com potenciais de redução menores têm maior tendência a

transferirem seus elétrons em presença de oxigênio, formando, portanto, seus

respectivos óxidos, sendo a oxidação de diferentes metais geram diferentes óxidos,

muito dos quais são caracterizados por cores particulares (6). A reação pode ser

observada abaixo:

2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)

Comparando o magnésio com o sódio metálico, pôde-se analisar que o metal do

grupo dos alcalinos, sódio, é quimicamente mais reativo, pois devido à sua baixa

energia de ionização, isto é, a facilidade que este possui de ceder seu elétron da camada

de valência. Com isso, o sódio quando em contato com o ar perde o seu brilho,

formando peróxido de sódio, no qual possui uma coloração amarela pálida (7):

2Na(s) + O2(g) → 2Na2O2(s)

Dessa forma, como o sódio metálico é muito fácil de oxidar, este é um ótimo

redutor. Esta característica o torna muito instável ao ar, sendo facilmente oxidado pelo

oxigênio presente na atmosfera.

5.2.2 No ar a quente

Quando o magnésio queima ao ar, ele reage rapidamente formando uma mistura

de óxido e nitreto, e consequentemente emite uma forte luz branca (figura 5), sendo esta

rica em radiação fotoquimicamente ativa. De fato, este óxido é formado por uma ligação

iônica de um átomo de magnésio e um de oxigênio, sendo a reação química a seguinte:

Mg + ar → MgO + Mg3N2

Figura 5: Luz emitida pelo Mg° quando aquecido (8).

O teste de chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de

energia é fornecida a um determinado elemento químico, alguns elétrons da última

camada de valência absorvem esta energia passando para um nível de energia mais

elevado, isto é, para um estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna

ao estado fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de

radiação. Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico,

pois a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada

elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda na

faixa do espectrovisível. Com isso, levando em conta o magnésio, este por sua vez

libera a energia térmica em forma de energia luminosa.

Depois que se colocou o magnésio oxidado no tubo de ensaio, no qual continha

água destilada, e após gotejar o indicador ácido-base, fenolftaleína, verificou-se uma

coloração rosa devido seu caráter básico. Pois, alterações do pH do meio provocam a

deslocação do equilíbrio de ionização do indicador, o que para este, mais

especificadamente a fenolftaleína, em meios de elevada acidez (baixo pH e abundância

de H3O+) predomina a forma ácida do indicador, obtendo assim uma solução incolor;

para elevada alcalinidade (relativa deficiência de H3O+, logo abundância de OH-), pH

mais elevado, predomina a forma básica, verificando, portanto, uma coloração rosa, em

que este indicador apresenta uma zona de viragem compreendida entre 8,2 e 10,0. De

fato, ocorreu à mudança de pH da água, sendo que a coloração anteriormente incolor, ou

seja, de pH inferior a 8,2, deu origem a uma coloração rosa-carmim, indicando assim

um pH básico devido a formação de hidróxido de sódio (9):

MgO + H2O → Mg(OH)2

5.2.3 Em etanol

A reação entre o magnésio metálico e o álcool etílico não ocorre, pois a presença

do grupo etil diminui o efeito da eletronegatividade do oxigênio ligado ao hidrogênio,

tornando-o menos protônico e, portanto, menos disponível para reagir com os metais

alcalinos terrosos, já que estes são menos reativos do que os metais alcalinos devido a

maior energia de ionização que estes apresentam, isto é, por conta destes apresentarem

dois elétrons na camada de valência, enquanto os elementos do Grupo 1, apresentam um

único elétron nos seus níveis de energia mais externos (em subnível s), apresentando

maior tendência à perdê-lo, o que os tornam bastante reativos. Deste modo, ao reagir o

Na° com álcool etílico verificou-se a formação de etóxido de sódio juntamente com a

liberação de hidrogênio gasoso, enquanto nada se verificou ao tentar reagir magnésio

metálico em meio alcoólico (10):

2 C2H5OH + 2 Na° → 2 C2H5ONa + H2(g)

Mg(s) + C2H5OH(aq) -> não houve reação.

Outro fator que também pode ser destacado é a reatividade dos metais em meio

alcoólico não ser tão evidente quanto em meio aquoso, isto está intimamente ligado com

a polaridade das substâncias, em que enquanto a água é muito polar, o álcool, etanol

neste caso, não é tão polar, devido à presença do grupo etil como anteriormente

mencionado, no qual possui um caráter muito positivo, fazendo com que a polarização

não forme um efeito dipolo tão evidente quanto na água, o que torna os metais menos

reativos em meio alcoólico.

5.3 Reatividade de magnésio em meio ácido, básico e em água.

É importante destacar que de início verificou-se o pH das soluções antes e

depois da reação com magnésio metálico utilizando fita de pH, isto é, o potencial

hidrogeniônico, que indica a acidez, neutralidade ou alcalinidade do meio.

A escala do pH pode variar de 0 à 14, sendo que quanto menor o índice de pH de

uma solução, mais ácida será, ou seja, maior a concentração de íons H+ no meio; para

pH maior que 7 têm-se uma solução básica, isto é, deficiência de H+ e maior

concentração de OH- em solução, e para pH igual a 7, têm-se a neutralidade da mesma.

O valor de pH está diretamente relacionado com a quantidade de íons de

hidrogênio de uma solução, e isso pode ser verificado por meio do uso de indicadores

Os indicadores possuem a propriedade de mudar de cor conforme o caráter da

substância, se for ácido ou básico, devido à deslocação do equilíbrio de ionização do

indicador como anteriormente mencionado.

É importante mencionar que neste caso utilizou-se a fita de pH, sendo esta uma

escala numérica que mede o grau de acidez ou basicidade de uma solução através da

coloração obtida, isto é, ao mergulhar a fita em uma solução, a coloração da região

impregnada com a solução indicadora muda de coloração, e com uma tabela de

comparação se determina o valor de pH da solução analisada (tabela 5).

Tabela 5: pH determinado por meio da fita de pH.

É notável que apesar do meio estar ácido (pH menor que 7) ou básico (pH maior

que 7) os íons H+ e OH- têm cores diferentes. Isso se deve ao fato de que quando um é

produzido em maior quantidade a sua cor sobressai sob o outro, provocando assim a

mudança de cor na fita.

Tubo 1: De início, com a utilização da fita de pH, verificou-se na solução de

ácido clorídrico um pH igual a 2,0, ou seja, maior concentração íons H+ no meio do que

de OH-. Com a adição de magnésio metálico à solução de ácido clorídrico 10%,

verificou-se que houve liberação de gás hidrogênio e a formação de cloreto de

magnésio, com um pequeno aquecimento, assim verificou-se que esta reação ocorreu de

forma branda, ao fato de se ter utilizado um ácido diluído. Em geral, os ácidos reagem

facilmente com metais, cujo metal por sua vez, desloca os átomos de hidrogênio

formando gás hidrogênio, o que ilustra o caráter básico crescente dos elementos ao se

descer pelo Grupo. Por final, verificou-se que o pH após a reação se manteve, indicando

assim um caráter ácido no produto formado (MgCl2). A reação obtida pode ser

observada abaixo (2):

Mg(s) + 2HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)

Tubo 2: Com a utilização do ácido clorídrico concentrado verificou-se um pH

inicial e final equivalente à 1,0. No entanto, verificou-se que esta reação ocorreu de

forma mais intensa, no qual se observou um maior desprendimento de gás hidrogênio

do que no teste realizado com a solução diluída, pelo fato da maior concentração de H+

no meio reacional (ácido clorídrico concentrado- quanto menor o pH mais ácido).

Contudo, obteve-se a mesma reação exotérmica do teste anterior, no qual o magnésio

desloca os átomos de hidrogênio ocupando seu lugar, mas sendo esta mais intensa, com

formação dos mesmos produtos, diferindo somente na concentração do ácido utilizado.

Mg(s) + 2HCl → MgCl2 + H2(g)

Tubo 3: Em solução de cloreto de amônio verificou-se um pH igual a 6,0 o que

indica o caráter ácido deste sal, no qual libera íons H+ em solução. De fato,

considerando-se que essa reação somente ocorreria se o cloreto de magnésio formado a

partir da reação fosse insolúvel, sendo este um sal de haleto tipicamente iônico e solúvel

em água, isso não ocorre, pois se verificou que a solução formada após a adição de

magnésio metálico tornou-se turva devido à presença de partículas suspensas na solução

(10). A reação obtida foi:

2NH4+Cl-+ Mg →MgCl2 + 2NH4+

Tubo 4: De início, verificou-se que o pH da água era igual a 5,0, o que também não

variou após a adição do magnésio metálico. Porém, pôde-se verificar que esta reação

não ocorreu, pois o magnésio não reage com água fria, pois este possui um potencial de

redução intermediário. Vale destacar que, de acordo com a fila eletroquímica, os metais

compreendidos entre o ferro e o magnésio, incluindo os mesmos, apenas reagem com a

água se esta estiver em ebulição ou com vapor d’água devido aos seus potenciais

padrões (11).

Tubo 5: Com a fita de pH confirmou-se o caráter básico da solução de hidróxido

de amônio 10%, sendo este igual a 12,0, o que verificou-se que não houve nenhuma

reação, pelo fato do caráter básico que o magnésio metálico apresenta, sendo este

caráter crescente nos elementos dos metais alcalinos terrosos ao se descer pelo Grupo

(2).

Tubo 6: Do mesmo modo, com o hidróxido de sódio, uma base, no qual pôde-se

confirmar através do pH, sendo igual a 12,0, nenhuma reação se procedeu. Isso se deve

pelo mesmo motivo do teste anterior, ou seja, o magnésio metálico não reage com

nenhuma base, sendo este tipicamente básico (2).

6. Conclusão

Pode-se concluir que os metais alcalinos e alcalinos terrosos possuem semelhanças e

diferenças distintas. Em relação à reatividade dos metais do bloco s, destacando o sódio,

o potássio e o magnésio, tanto os elementos do Grupo 1 como do 2 reagem com

oxigênio presente na atmosfera formando seus respectivos óxidos. Constatou-se também

a diferença na reatividade desses metais, em que o potássio é bem mais reativo do que o

sódio em meio aquoso, que por sua vez estes últimos mencionados são mais reativos do

que o magnésio. Portanto, faz-se concluir que os metais alcalinos são mais reativos

quando comparados aos alcalinos terrosos devido ao potencial de ionização, e que a

reatividade de um grupo aumenta ao se descer por este em consequência do aumento do

caráter eletropositivo.

Por final, através dos testes realizados com o magnésio metálico, confirmou-se o

caráter tipicamente básico deste metal, não só deste mais dos metais de forma geral do

bloco s, no qual não reagiu com nenhuma base e diferentemente em meio ácido em que

reagiu com a liberação de hidrogênio gasoso.

7. Referências Bibliográficas

1- http://www.quimica.ufpr.br/hwin/CQ136/2011%20CQ136%20Metais%20alcalinos %20e%20alcalinos%20terrosos.pdf, acessado em 01 de outubro de 2011 às 18h29min.

2- LEE, J. D.; Química inorgânica não tão concisa. São Paulo: E. Blücher, 2001.

3- http://www.ceunes.ufes.br/downloads/2/vichagas-metais%20alcalinos.pdf , acessado em 01 de outubro de 2011 às 19h45min.

4- http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=408&ordem=9#player, acessado em 02 de outubro de 2011 às 16h13min.

5- http://imagens.tabelaperiodica.org/potassio-em-agua/, acessado em 01 de outubro de 2011 às 23h19min.

6- http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc18/A12.PDF, acessado em 02 de outubro de 2011 às 22h34min.

7- http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=408&ordem=9, acessado em 02 de outubro de 2011 às 22h46min.

8- http://www.e-escola.pt/topico.asp?id=411, acessado em 01 de outubro de 2011 às 21h25min.

9- http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group1/reacth2o.html, acessado em 01 de outubro de 2011 às 22h33min.

10- http://translate.google.com.br/translate?hl=ptBR&langpair=en%7Cpt&u=http://en.wikipedia.org/wiki/Magnesium_chloride, acessado em 02 de outubro de 2011 às 00h47min.

11- http://www.cdcc.sc.usp.br/quimica/experimentos/reativ.html , acessado em 02 de

outubro de 2011 às 01h10min.