Relatório Inorganica Experimental

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Elementos do bloco s: Grupos I e II
Química Inorgânica Experimental
Introdução
Metais Alcalinos e Metais Alcalinos Terrosos (Grupo I e II)
 	 Os elementos do grupo 1 são bastante homogêneos e provavelmente tenham a química mais simples que qualquer outro grupo da tabela periódica. As propriedades físicas e químicas desses elementos estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho. Todos os elementos desse grupo são metais, formam compostos univalentes, iônicos e incolores. Os hidróxidos e óxidos são bases muito fortes e os oxo-sais são muito estáveis. Os elementos do Grupo 2 apresentam iguais tendências nas propriedades observadas no Grupo 1. No entanto, o Berílio é uma exceção, com diferenças em relação aos demais elementos do grupo. Os elementos do Grupo 2 apresentam metais altamente reativos, porém com reatividade menor que os do Grupo 1.
 	 São os elementos pertencentes ao grupo 1 da tabela periódica. Fazem parte deste grupo os seguintes elementos: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Dentre os metais, os metais alcalinos são os mais violentamente reativos eles são oxidados facilmente, não são encontrados facilmente na natureza e não podem serem extraídos de seus compostos por agentes redutores comuns. Todos os metais alcalinos são metais brilhantes, na cor prata. Como os outros metais, eles têm alta condutividade elétrica e térmica, a maioria dos metais têm pontos de fusão elevados, mas os de metais alcalinos são muito baixos e tornam-se menores para os elementos do Grupo 1 mais pesados, com ponto de fusão do césio apenas acima da temperatura ambiente, os metais alcalinos reagem com a maioria dos não metais. Cada um dos metais alcalinos produz uma cor característica da chama quando uma amostra de um sal de metal alcalino é colocada em uma chama após seu processo a energia é liberada sob forma de radiação visível que o elétron retorna ao seu estado fundamental. Todos os íons são hidratados quando dissolvidos em água, mas nem sempre ocorre na fase sólidas, todos os metais alcalinos reagem violentamente com água com a formação do hidróxido do metal e hidrogênio e sua reatividade aumenta dentro do grupo, com lítio com a menor reatividade e césio, a mais elevada.
 Os elementos do Grupo 2 da tabela periódica são os seguintes elementos: berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). Excetuando-se a tendência para o caráter de ametal do berílio, todos os elementos têm as características químicas de metais, como a formação de óxidos básicos e hidróxidos. Todos os elementos do grupo 2 são muito reativos e não são encontrados livres na natureza, muito parecido com os elementos do grupo 1. Os metais alcalino-terrosos são prateados e de baixa densidade são todos metais prateados-branco com alta reatividade, similares aos metais alcalinos, porém não são tão reativos. Os íons de metais alcalino-terrosos têm número de oxidação de +2, e os seus compostos são principalmente estáveis, incolores, de sólidos, a menos que um ânion iônico colorido esteja presente. Comparado ao grupo 1 que são solúveis em água, muitos dos compostos do grupo 2 são insolúveis, Berílio e magnésio são cineticamente inertes ao oxigênio ou água. O bário tem que ser armazenado sob óleo devido à sua reatividade. Metais, tais como cálcio, estrôncio e bário reagem semelhante sódio, mas são um pouco menos reativos. Os hidróxidos de Mg, Ca, Sr e Ba são básicos. A força da base aumenta do Mg ao Ba, de modo que os elementos do Grupo 2 apresentam a tendência normal de aumento de suas propriedades básicas, de cima para baixo dentro do Grupo.
Objetivo
Estudar os elementos e compostos dos Grupos I e II quanto à reatividade química, solubilidade e hidrolise. Identificar alguns compostos pelo teste de chamas.
Parte Experimental
 Materiais
Parte 1
Banho maria Parte 1 e 2
Indicador de pH universal
Parte 1 e 2
Balança analítica Parte 1 e 2
Palito de fósforos Parte 1 e 2
Tenaz (Pinça/Tesoura metal) Parte 1 e 2
Pinça de madeira Parte 1 e 2
Bastão de Vidro (1) Parte 1 e 2
Tela de amianto Parte 1 e 2
Bico de Bunsen Parte 1 e 2 
Tubos de ensaio (12) + Suporte (1) Parte 1 e 2
Cadinho de porcelana 60mL (1) Parte
Pinça de metal (1) Parte 1 e 2
Espátula (1) Parte 2 Béquer 50mL (1)
Métodos
Parte 1
 Reatividade de sais do Grupo 
Colocou-se aproximadamente de 0,05g de Li2CO3 num cadinho de porcelana e aqueceu-se na chapa durante 5 minutos.
 Deixou-se esfriar e adicionou se 4 gotas da solução de ácido clorídrico 4 M. Observe e registre. Repetiu-se usando a mesma quantidade de carbonato de potássio e carbonato de sódio.
 	Solubilidade
Colocou-se em 4 tubos de ensaio 1mL de solução de sais de magnésio, cálcio, estrôncio e bário
Adicionou-se cada tubo de ensaio solução de cromato de potássio. Tratou-se os precipitados com solução de ácido acético.
Verificou-se a solubilidade de LiCl, NaCl e KCl em água e etanol. Colocou-se uma pequena quantidade de cada um dos sólidos no tubo de ensaio, adicionou-se 20 gotas de água e agitou-se e para o etanol adicionou-se uma pequena quantidade de cada solido nos tubos de ensaio e adicionou-se etanol e ensaiou-se solubilidade a quente em banho-maria.
 	Hidrólise dos sais dos metais alcalinos
Colocou-se em três diferentes tubos de ensaio vários cristais de NaNO3, KCl e K2CO3. Adicionou-se 3 mL de água destilada em cada um deles e agitou-se e testou-se o caráter básico das soluções com o auxílio do indicador fenolftaleína.
Parte 2.
Reatividade dos sais do Grupo 2.
Cortou-se cerca de 2 cm de fita de magnésio e mergulhou-se em um béquer contendo 10 mL de água destilada com algumas gotas de fenolftaleína. 
Dissolveu-se em 6mLde H2O, cerca de 2mmol dos seguintes sais: MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2e AlCl3. Mediu-se o pH e dividiu-se cada solução em 2 tubos de ensaio e reserve para os testes 3. e 4.
Adicionou-se gotas de NaOH 4 M, a solução de MgCl2.
Adicionou-se gotas de NaOH 4 M, a solução de CaCl2.
Adicionou-se gotas de NaOH 4 M, a solução de SrCl2.
Adicionou-se gotas de NaOH 4 M, a solução de BaCl2.
Adicionou-se gotas de NaOH 4 M, a solução de AlCl3 até formar um precipitado. E adicionou-se gotas em excesso na solução AlCl3
Logo após 4 gotas de ácido sulfúrico 4 M a solução de MgCl2.
4 gotas de ácido sulfúrico 4 M a solução de CaCl2.
4 gotas de ácido sulfúrico 4 M a solução de SrCl2
4 gotas de ácido sulfúrico 4 M a solução de BaCl2, até precipitar.
Ensaio de chama com sais do Grupo 1 e 2.
Colocou-se uma ponta de espátula de cloreto de sódio, iodeto de potássio, cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio e cloreto de bário em cadinhos e adicionou-se uma quantidade de etanol e com auxílio fosforo provoque a ignição do etanol. Observou-se a coloração da chama intensa dos sais.
Caráter ácido/básico
Dissolveu-se pequenas quantidades de óxido de magnésio, óxido de cálcio e óxido de bário em 3mL de água. Mediu-se o pH.
Aqueceu-se em tubos de ensaio, pequenas quantidades de nitrato de cálcio, nitrato de bário, hidróxido de cálcio e hidróxido de bário.
Formação de óxidos e hidróxidos de magnésio e de cálcio. 
Aqueceu-se com o auxílio de uma pinça metálica, um pedaço pequeno de magnésio metálico em fita.
 	Testou-se formação de óxido de magnésio (MgO), adicionando o resíduo da combustão em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada e gotejou-se fenolftaleína. 
Decomposição térmica do carbonato de cálcio 
Aqueceu-se em um cadinho, uma porção de mármore calcário que continha CaCO3 em pó. Aqueceu-se 5 minutos em um cadinho esfriou-se e testou-se formação de óxido de cálcio (CaO) coma adição de água ao cadinho e logo após adicionou-se fenolftaleina.
Resultado Discussão
Parte 1 - Reatividade de sais do grupo I 
Em um cadinho pesou-se, aproximadamente 0,05g de Cloreto de Lítio (LiCl), Carbonato de Potássio (K2CO3) e carbonato de sódio (Na2CO3), separadamente. Levou-se para aquecer em uma chapa termostática por 5 minutos, esperou-se esfriar e adicionou-se 5 gotas de ácido clorídrico (HCl) 4M.
 Isso provocou uma instantânea enfervescência,evideciando que uma reação química ocorreu no sistema. As massas de cada composto indicadas na tabela 1, assim como, a reatividade ao adicionar ácido clorídrico.
Tabela 1- Reatividade dos sais
	Composto sólido
	Massa em g
	 Adição de HCl
	LiCl
	0,0536
	Dissolveu o composto; líquido amarelo
	K2CO3
	0,0588
	Enfervesceu; sólido branco
	Na2CO3
	0,0551
	Enfervesceu; sólido branco
Reações envolvidas:
LiCl(s) + HCl(aq) → LiCl(l) + H+ + Cl-
K2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2KCl(s) + CO2(g)+ H2O(v)
Na2CO3(s) + 2HCl(aq) → 2NaCl(s) + CO2(g) + H2O(v)
Solubilidade
Procedimento 1: 
Colocou-se em 4 tubos de ensaio, 20 gotas de uma solução de sais de magnésio (0,10M), cálcio (0,20M), estrôncio (0,20M) e bário (0,20M). Adicionou-se a cada solução, 2 gotas de cromato de potássio (K2CrO4) 1molL-1.
Na solução de Cálcio e Magnésio, observou-se só alteração na cor da solução: amarelo claro transparente e não houve formação de precipitado. 
Isso, porque em soluções, diluídas nenhum precipitado ocorre.
Mg(NO3)2(aq) + K2CrO4 (aq) → MgCrO4(aq) + 2KNO3(aq)
CaCl2(aq) + K2CrO4(aq) → CaCrO4(aq) + 2KCl(aq)
O íon estrôncio com o cromato, neste caso, houve formação de um precipitado branco. 
Sr(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → SrCrO4(s) + 2KNO3(aq) 
O precipitado formado foi o cromato de estrôncio, no qual conclui-se que este composto possui baixa solubilidade, devido a presença do cátion estrôncio que é menos solúvel do que os cromatos dos metais alcalinos terrosos anteriores a ele.
Já o íon bário, houve formação de um precipitado amarelo claro, de aspecto leitoso. Nesta solução, foi possível observar uma maior solubilidade do que na solução anteriormente preparada, indicando que o cátion Ba2+ é mais solúvel do que o cátion Sr2+. 
Reação envolvida:
Ba(NO3)2(aq) + K2CrO4(aq) → BaCrO4 (s) + 2KNO3 (aq)
Para as soluções que houve formação de precipitado, adicionaram-se algumas gotas de solução de ácido acético (CH3COOH), no qual foi possível observar que não houve dissolução do precipitado existente, sendo que na solução que formou o precipitado de bário, que possuía uma coloração amarela clara, mudou-se a coloração para alaranjado.
Procedimento 2
Separou-se três tubos de ensaio e com o auxílio de uma espátula, adicionou-se uma pequena quantidade de cada sólido, LiCl, NaCl e KCl. Para verificar a solubilidade dos sais. 
Em seguida, adicionou-se 20 gotas de água destilada em cada tudo.
Potássio, Sódio e Lítio reagem violentamente em água, formando hidróxido e hidrogênio. Eles são compostos iônicos, apresentando boa solubilidade em solventes polares, como a água. O que torna uma substância solúvel em um solvente é sua compatibilidade com este, a regra geral é: solvente polar dissolve soluto polar e solvente apolar dissolve soluto apolar
Reações envolvidas:
2Li+ + 2H2O → 2Li+ + 2OH- + H2 
2Na+ + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2
2K+ + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2
Em seguida, testou-se a solubilidade com etanol (C2H5OH). Com auxílio de uma espátula, adicionou-se uma pequena quantidade de cada um dos sólidos em tubo de ensaios, LiCl, NaCl e KCl. Acrescentou-se 20 gotas de etanol. 
Observou-se que Potássio, Sódio e Lítio são insolúveis em etanol, mesmo em altas temperaturas. O etanol é um solvente que tem uma polaridade bem menor do que a da água, e é por isso que o cloreto de sódio, cloreto de lítio e o cloreto de potássio são pouco solúveis neste solvente. Além disto, o etanol é miscível em água, e pode ser misturado a esta em qualquer proporção.
Hidrólise dos sais dos metais alcalinos
Colocou-se em três diferentes tubos de ensaio vários cristais de nitrato de sódio, cloreto de potássio e carbonato de potássio. Adicionou-se 3 mL de água destilada em cada tubo e agitou-se.
Observou-se que:
- Solução aquosa de NaNO3: houve dissolução total do sal, sendo esta dissolução endotérmica. Com a adição de algumas gotas do indicador, pode-se concluir que a solução é de caráter neutro.
NaNO3(s) + 2H2O(l) → NaOH(aq) + HNO3(aq)
- Solução aquosa de KCl: dissolução total e endotérmica do sal. A solução é neutra, pois ao adicionar o indicador, a solução permaneceu incolor. 
KCl(s) + H2O(l) → KOH(aq) + HCl(aq)
- Solução aquosa de K2CO3: dissolução total do soluto, sendo está por liberação de energia, característica de uma dissolução exotérmica. Com a adição do indicador, a solução adquiriu uma coloração rosa escuro, indicando ser de caráter básico. 
K2CO3(s) + H2O(l) → KHCO3(aq) + KOH(aq)
Não ocorre hidrólise, pois, nos três casos, provém de um ácido e base fortes e/ou ácido fraco e base forte, que em meio aquoso se ionizam e dissociam, respectivamente, deixando o meio com pH ≈ 7 (solução neutra).
Os metais alcalinos, são extremamente reativos, tanto em água quanto com oxigênio do ar. Por isso, são guardados submersos em querosene. 
Isso acontece porque eles possuem uma grande tendência a perder elétrons, oxidando-se e atuando como agentes redutores fortes.
Parte 2 – Reatividade dos sais do grupo II
Cortou-se aproximadamente 2 cm de fita de magnésio, mergulhou-se a um béquer contendo cerca de 10 mL de água destilada com 4 gotas de fenolftaleína e deixou-se descansar.
Após 2 horas, observou-se que a solução ficou rosa por causa do indicador e houve formação de bolhas, ou seja, formação de hidrogênio. Isso ocorre porque o Mg é mais reativo que o H, e, assim, deslocam o H dos ácidos, formando o cátion H+ ou H3O+. 
Reação envolvida:
Mg(s) + 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq) + H2(g)
Dissolveu-se em 6 mL de água destilada, cerca de 2 mmol dos seguintes sais: MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2 e AlCl3. Em seguida, dividiu-se cada solução por 2 tubos de ensaio. Usando-se a fórmula calculou-se as massas 
A tabela 2 apresenta os cálculos das massas e valor de pH.
Tabela 2 - Massas e pH
	2 mmol para mol
	Sais
	Massa Molar Hidratada
	Massa calculada em g
	Massa pesada em g
	Valor pH em água
	
0,002
	MgCl2
	203,30
	0,4066
	0,4090
	4
	
	CaCl2
	110,98
	0,2940
	0,2940
	9
	
	SrCl2
	266,62
	0,5332
	0,5310
	4
	
	BaCl2
	244,26
	0,4885
	0,4870
	4
	
	AlCl3
	241,43
	0,4829
	0,4830
	3
Em seguida, adicionou-se NaOH 4M, gota a gota, agitando-se, às soluções de MgCl2, CaCl2, SrCl2, BaCl2 e AlCl3 até formar precipitado.
Reações envolvidas:
MgCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Mg(OH)2(s) + 2NaCl(aq)	03 gotas
CaCl2(aq)+ 2NaOH(aq) → Ca(OH)2(s) + 2NaCl(aq)	03 gotas
SrCl2(aq) + 2NaOH(aq) → Sr(OH)2(s) + 2NaCl(aq)	05 gotas
BaCl2(aq) + 2NaOH(aq)→ Ba(OH)2(s) + 2NaCl(aq) 	06 gotas
AlCl3(aq) + 3NaOH(aq) → Al(OH)3(aq) + 3NaCl(aq)	02 gotas e mais 05 em excesso.
Pose-se observar que em todos os sais houve formação de precipitado branco. Com excesso de NaOH, o precipitado Al(OH)3(s) dissolveu, formando íons [Al(OH)4]-. 
Logo, como havia dividido as soluções de MgCl2, CaCl2, SrCl2 e BaCl2 em dois tubos de ensaio, adicionou-se a cada uma das soluções ácido sulfúrico 4M gota a gota, até precipitar-se.
Reações envolvidas:
CaCl2(aq) + H2SO4(aq) → CaSO4(s)	 + 2HCl(aq)	03 gotas
SrCl2(aq) + H2SO4(aq) → SrSO4(s)	+ 2HCl(aq)	02 gotas
BaCl2(aq) + H2SO4(aq) → BaSO4(s)	 + 2HCl(aq)	03 gotas
MgCl2(aq) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + 2HCl(aq) 05 gotas
Observou-se que o bário, estrôncio e cálcio formam precipitado em meio ácido. Já o magnésio dissolve-se facilmente em ácidos, portanto, não houve formação de precipitado ao adicionar-se 05 gotas do ácido sulfúrico.
Ensaio de chama com sais do grupo I e II
Colocou-se uma ponta de espátula de cloreto de sódio, iodeto de potássio, cloreto de cálcio, cloreto de estrôncio e cloreto de bário em cadinhos separadamente. Adicionou-se cerca de 5 mL de metanol sobre o sólido e com o auxílio de um fosforo provocou-se a ignição do metanol. 
Após alguns segundos, pode-se observar chamas de diferentes cores, como demostrado na tabela 3.
Tabela 3 - Teste de chama
	Cátion
	Coloração
	Observação
	NaCl
	Amarelo intenso persistente
	Teste altamente sensível e permite detectar concentrações de sódio bem baixas
	KI
	Lilás que se extingue rapidamente
	Teste menos sensível do que o teste para o sódio
	CaCl
	Azul
	
	SrCl
	Vermelho 
	
	BaCl
	Verde – amarelado
	Cuidado! Sal de cobre tem coloração verde igual o Bário
Issoacontece porque a chama produzida pelo metanol é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental. Quando o elétron salta de um nível até outro que seja mais próximo do núcleo, ele libera energia. Essa liberação ocorre na forma de luz visível.
Como os átomos de cada elemento possuem órbitas com níveis de energia diferentes, a luz liberada em cada caso será em um comprimento de onda também diferente, o que corresponde a cada cor.
Caráter ácido/básico
Procedimento1
Dissolveu-se 5 mmol de óxido de magnésio, óxido de cálcio e óxido de bário em 4 mL de água. Conforme mostrado na tabela 4.
Tabela 4 - Cálculos e pH
	5 mmol para mol
	Sais
	Massa Molar Hidratada
	Massa calculada em g
	Massa pesada em g
	Valor pH em água
	
0,005
	MgO
	40,30
	0,2015
	0,2024
	9
	
	CaO
	56,08
	0,2804
	0,2803
	11
	
	BaO
	153,34
	0,7670
	0,7674
	11
	Observou-se que os óxidos são solúveis em água nessas condições. Assim, pode-se concluir que as três soluções possuem caráter básico
	Reações envolvidas:
	MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
BaO(s) + H2O (l)→ Mg(OH)2(aq)
Procedimento 2
Adicionou-se, em quatro tubos de ensaio uma pequena quantidade de nitrato de cálcio, nitrato de bário, hidróxido de cálcio e hidróxido de bário. Com o auxílio de um maçarico aqueceu-se os sólidos. 
Pode-se observar que ao colocar os nitratos e os hidróxidos em contato com o maçarico o composto dissolveu e com a permanência em altas temperaturas precipitou novamente. Os nitratos formaram também uma fumaça marrom.
Formação de Óxidos de Magnésio e Cálcio e Hidróxidos de Magnésio e Cálcio
A - Aqueceu-se com o auxílio de uma pinça metálica, um pedaço pequeno de magnésio em fita. Logo, testou a formação de MgO, adicionando-se o resíduo da combustão em um tubo de ensaio contendo 3 mL de água destilada. Agitou-se a solução e em seguida, adicionou-se gotas do indicador fenolftaleína.
Foi possível observar uma base gelatinosa de hidróxido de magnésio e com a adição do indicador a base ficou roxa. pH=7
Reação envolvida:
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
Assim, foi comprovado a formação de óxido de magnésio.
B – A partir da decomposição térmica do carbonato de cálcio
	Aqueceu-se em um cadinho, por 5 minutos, uma porção de mármore em pó (CaCO3). Em seguida, deixou esfriar e adicionou-se 1,5 mL de água destilada. Posteriormente pingou-se 8 gotas do indicador fenolftaleína.
	Observou-se que ao adicionar água obteve-se uma mistura homogênea. No entanto, quando adicionou o indicador houve uma separação de misturas e também observou que a solução tem um caráter básico.
	CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(aq)
Conclusão
Concluiu -se que os objetivos foram alcançados com os experimentos realizados, e foi possível reforçar os conceitos aprendidos nas aulas teóricas sobre as características e identificação dos elementos dos grupos 1 e 2. Além disso verificou-se a reatividades dos metais do bloco s. Pode-se ver a reatividade desses metais, vendo que alguns compostos são mais reativos que os outros.
Foi possível observar também que cada sal emite uma coloração diferente ao ser colocado em contato com a chama. Quando colocamos o sal no fogo, 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 inerte
Bibliografia:
SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.
BARROS, H.L.C. Química inorgânica, uma introdução. Belo Horizonte: SEGRAC, 1995.
VOGEL, A. I. Química Analítica Qualitativa. 5. ed. São Paulo - SP: Ed. Mestre, 1981.