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Relatorio pratica 2 - Metais
Alcalinos e Alcalinos Terrosos
Química
Universidade Estadual do Ceará (UECE)
15 pag.
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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO CEARÁ – UECE 
FACULDADE DE EDUCAÇÃO DE ITAPIPOCA – FACEDI 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA 
DISCIPLINA: QUÍMICA INORGÂNICA 
PROF. DR. ANTONIO SÁVIO GOMES MAGALHÃES 
 
 
JOSÉ LEVI BARBOSA PINTO 
JOSÉ CARLOS MIRANDA 
FÁBIO MALAQUIAS 
 
 
PRÁTICA - METAIS ALCALINOS E ALCALINOS 
TERROSOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ITAPIPOCA/CE 
27 DE MARÇO DE 2012 
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1. INTRODUÇÃO 
 
Apresentamos um relatório da aula prática (ou experimental) realizada no dia 27 de 
Março de 2012, cujos experimentos ministrados pelo Prof. Dr. Antonio Sávio Gomes 
Magalhães e organizados pelo monitor Gleicione, na presença das turmas do 3º e 
outros períodos do curso de química, no laboratório de Química (LDQ) da 
Universidade Estadual do Ceará (UECE). 
Este relatório tem com princípio analisar e comentar, assim, como abrir uma 
discussão a partir dos procedimentos realizados, no que se refere aos metais do 
grupo 1 e 2. 
Para melhor se introduzir e entender tais reações, serão fundamentados alguns 
conceitos ressaltando a reatividade desses metais, mergulhando em suas 
propriedades e interligando os compostos que pelos mesmos podem ser formados. 
 
2. FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
 
2.1 Metais Alcalinos 
Por terem bastantes semelhanças possuem talvez a química menos descomplicada 
de toda a tabela periódica. Todos são metais, formam cátions monovalentes e são 
bons condutores de eletricidade, moles e muito reativos. Seus hidróxidos são bases 
muito fortes. O Lítio difere razoavelmente dos outros elementos do grupo, como em 
todos os grupos típicos da tabela periódica, o primeiro elemento apresenta certas 
diferenças em relação aos demais. O sódio e o potássio são o sétimo e oitavo 
elementos mais abundantes da crosta terrestre em peso e ocorrem dissolvidos como 
sais em grande quantidade na água do mar. O cloreto de sódio é o composto mais 
usado, sendo notória a sua importância e é extraído principalmente da água do mar. 
Quanto aos outros, Rubídio, Césio e Frâncio não possuem métodos de extração 
viável sendo este último por causa de seu decaimento radioativo. 
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2.2 Metais Alcalino-terrosos 
Neste grupo observam-se as mesmas tendências nas propriedades que foram 
estudadas no Grupo I: são moles e reativos. Formam uma série nas variações 
gradativas das propriedades de metais muito reativos, mas sendo ainda menos 
reativos que os do grupo I. O Berílio possui uma química anômala, não se 
familiarizando bem com o restante do grupo. Há uma discrepância de tamanho, o 
que causa um comportamento anômalo em relação aos outros alcalino-terrosos. O 
cálcio é o quinto elemento mais abundante na crosta terrestre, ocorrendo como 
depósitos de minerais. O Estrôncio e o Bário ocorrem como minerais de fácil 
extração, mas são menos abundantes. Como o Rádio é radioativo e bem raro, não é 
muito usado, apesar de ter sido aplicado no tratamento do câncer. Atualmente em 
seu lugar usam-se outras fontes. 
 
2.3 Propriedades químicas e físicas 
Grupo I: Todos os elementos deste grupo são sólidos à temperatura ambiente, são 
pouco duros, excelentes condutores do calor e de eletricidade. Os metais alcalinos 
não se encontram livres na natureza devido à sua extrema reatividade. Expostos ao 
ar oxidam-se rapidamente; por essa razão, só as superfícies recém-formadas 
apresentam brilho metálico. Têm que se guardar ao abrigo do ar, em petróleo ou 
tolueno, por exemplo, ou numa atmosfera inerte. O comportamento químico dos 
elementos do grupo I é muito homogêneo. Todos eles apresentam uma primeira 
energia de ionização extremamente pequena, o que indica, por parte do núcleo, uma 
atração fraca, sobre o elétron de valência. 
Grupo II: Todos os elementos deste grupo apresentam caráter metálico acentuado, 
embora menos que os do grupo I. São moles, mas menos que os elementos do 
grupo I; a dureza, como nos metais alcalinos, decresce ao longo do grupo, à medida 
que o número atômico cresce. São sólidos à temperatura ambiente, bons condutores 
do calor e da eletricidade. Os metais alcalino-terrosos, tal como os metais alcalinos, 
não se encontram livres na natureza. Reagem com numerosas substâncias, 
principalmente com os elementos não metálicos da parte direita da Tabela Periódica, 
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e reagem, também, com a água; estas reações diferem, das dos metais alcalinos, no 
vigor com que se processam. Família de comportamento químico homogêneo. 
 
2.4 Identificação de cátions por Teste de chama 
O teste de chama é baseado no fato de que quando certa quantidade de energia é 
fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma 
de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia 
passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de 
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 espectro visível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las através de 
cores. Assim, é possível identificar a presença de certos elementos devido à cor 
característica que eles emitem quando aquecidos numa chama. 
 
2.5 Indicadores ácido-base 
Indicadores ácidos - bases são substancias insolúveis, que alteram de cor 
dependendo do PH da solução ao qual são adicionados, devido às alterações 
moleculares que sofrem em meios ácidos ou básicos. A fenolftaleína é um exemplo 
de indicador ácido – base. 
 
2.6 Higroscopicidade 
Higroscopicidade é a força, pela qual um tecido, vivo ou morto, tende a absorver a 
humidade, em ordem a pôr-se em equilíbrio com o meio ambiente. O oposto da 
higroscopicidade é a eflorescência, propriedade de certos materiais de libertarem 
umidade no ambiente. 
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3. OBJETIVOS 
 
Geral: 
 Observar, analisar e descrever algumas características e propriedades dos 
metais alcalinos e alcalinos terrosos; 
Específicos: 
 Verificar a oxidação e formação de base do sódio em contato com a água e 
caráter ácido e básico do Mg em contato com água; 
 Determinar a maior higroscopicidade entre o NaOH e Ca(OH)2; 
 Observar formação de hidróxido de cálcio do mármore aquecido em contato 
com água; 
 Identificar alguns metais alcalinos e alcalinosterrosos através do teste de 
chama. 
 
4. MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Água destilada; 
 Béquer; 
 Bico de Bunsen; 
 Fenolftaleína; 
 Fio de Ni/Cr; 
 Pinça metálica; 
 Placa de Petri; 
 Tubos de ensaio; 
 BaCl2 1 mol/L; 
 CaCl2 1 mol/L; 
 CaCO3; 
 Ca(OH)2; 
 HCl; 
 Mg; 
 MgCl2 1 mol/L; 
 Na metálico; 
 Na2SO4 1 mol/L; 
 NaCl; 
 NaOH;
 
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5. PROCEDIMENTOS 
 
5.1 Procedimento I 
Observou-se a maneira de como o sódio metálico deve ser armazenado e, em 
seguida retirou-se um pequeno pedaço de sódio metálico e colocou-se em um vidro 
de relógio. 
5.2 Procedimento II 
Colocou-se um pedaço de sódio metálico em um vidro de relógio, no qual continha 
água com algumas gotas do indicador ácido-base fenolftaleína. 
5.3 Procedimento III 
Repetiu-se o mesmo procedimento anterior, usando um pequeno pedaço de 
magnésio. Em seguida, o pedaço de magnésio foi colocado em um tubo de ensaio 
contendo aproximadamente 3 mL de água destilada com uma gota de uma solução 
de fenolftaleína. Depois o tubo de ensaio foi submetido a um suave processo de 
aquecimento numa chama de um bico de Bunsen. 
5.4 Procedimento IV 
Em um vidro relógio colocou-se uma pequena porção de NaOH e Ca(OH)2. Afim de 
observar a higroscopicidade dos mesmos. 
5.5 Procedimento V 
Aqueceu-se um pequeno pedaço de mármore na chama de um bico de Bunsen por 
aproximadamente dois minutos. Em seguida o material foi transferido para um vidro 
de relógio que continha água com algumas gotas de fenolftaleína. 
5.6 Procedimento VI 
Pesou-se em um béquer de 50 mL aproximadamente 0,5 g de NaCl. Em seguida 
acrescentou-se aproximadamente 40 mL de água destilada. Após o sal se dissolver 
completamente acrescentou-se 2 gotas de fenolftaleína. Em seguida, utilizando 
eletrodos inerte de grafite procedeu-se a eletrólise do sal. 
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5.7 Procedimento VII 
Limpou-se um fio de Ni/Cr aquecendo na chama do bico de Bunsen (ajustando a 
chama para azul), em seguida mergulhou-se o fio de Ni/Cr numa solução de HCl 6 
mol/L. Repetiu-se o processo até que a cor da chama ficasse azul novamente 
(procedimento de limpeza). Após a limpeza do fio umedeceu-se o fio de Ni/Cr em 
uma das soluções A, B, C, E e G. Em seguida aqueceu-se o fio na chama do bico de 
Bunsen, com o fio umedecido e uma solução de cada vez (sempre com o cuidado de 
limpar o fio após cada operação), observou-se a cor inicial produzida de cada 
solução. 
5.8 Procedimento VIII 
Utilizou-se três tubos de ensaio, colocou-se no 1º tubo uma solução de MgCl2 1 
mol/L, no 2º tubo, 1 mL de CaCl2 1 mol/L e num 3º tubo 1ml de BaCl21mol/L. Em 
seguida, acrescentou-se em cada tubo de ensaio 1mL de NaOH 1mol/L. Repetiu-se 
todo o procedimento trocando a solução de NaOH por uma solução de Na2SO4 
1mol/L. 
 
 
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6. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
6.1 Procedimento I - Sódio metálico em contato com o ar 
Ao retirar um pequeno pedaço de sódio metálico deixando-o em contato com o ar, 
ele oxidou, esta característica ficou evidente porque o metal perdeu o brilho, esse 
fenômeno se deve ao fato do sódio metálico ser extremamente reativo. 
 
6.2 Procedimento II - Sódio metálico em contato com água e fenolftaleína 
Ao adicionar o Na metálico houve violenta reação e a cor da solução ficou rósea, 
essa coloração indica a presença de base. 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. 
 Ocorreu uma reação de deslocamento: 
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 
A figura ao lado mostra, a fenolftaleína 
indicando o caráter básico do sódio 
reagido com água. 
 
 
6.3 Procedimento III - Magnésio em contato com água e fenolftaleína 
Quando se adicionou magnésio à fenolftaleína na placa de Petri com água destilada, 
a solução permaneceu incolor, indicando se tratar de um ácido. O curioso vem em 
seguida, ao adicionar o pedaço de Mg no tubo de ensaio contento água destilada e 
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fenolftaleína a solução passou a ficar róseo. Ao aquecer a reação foi violenta, 
exalando cor róseo. A explicação para esse processo é a seguinte: 
A reação ocorre em duas etapas. Na primeira reação, formou-se o óxido de 
magnésio e houve liberação de hidrogênio na forma gasosa: 
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 muito pouco solúvel, mas dissolve-se em pequena 
quantidade 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. 
Ao aquecer acelerou-se a velocidade da reação. 
 
6.4 Procedimento IV - Higroscopicidade 
Na prática, observou-se que o NaOH é mais higroscópico que o Ca(OH)2. Essa 
constatação se deu porque o 
NaOH humideceu. O NaOH 
absorve a umidade do ar 
mais rápida que o Ca(OH)2, 
devido ao impedimento 
estereoquímico do composto 
Ca(OH)2 
Para explicação do fenômeno 
se faz necessário utilizar a 
regra de Fajans, que está 
NaOH, mais 
higroscópico 
Ca(OH)2, menos 
higroscópico 
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associado 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. Portanto, o hidróxido de sódio é mais higroscópico que o hidróxido de 
cálcio. 
 
6.5 Procedimento V - Mármore aquecido, água e fenolftaleína 
Ao aquecer o mármore 
formou-se oxido de cálcio 
e dióxido de carbono 
conforme reação abaixo: 
CaCO3 → CaO + CO2 
O carbonato de cálcio 
(CaCO3) é um composto 
que ocorre com o calcário 
e é queimado para qual a 
cal, o CaO, que combinado com água forma a cal extinta. Nessa reação, quando o 
carbonato de cálcio é aquecido, ele libera o óxido de cálcio 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 fenolftaleína, apresentando cor rósea. 
Depois de aquecido ao colocar em contato com água e fenolftaleína: 
CaO + H2O → Ca(OH)2 
 
 
 
Depois de aquecido, o CaCO3 em contato com água e 
fenolftaleína ficou róseo indicando a formaçãode uma base. 
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6.6 Procedimento VI - Eletrólise 
Ao adicionar NaCl em H2O, a água dissolveu o sal, formando cátions Na
+ e anions 
Cl-: 
NaCl + H2O → Na (íons) + Cl (íons) + H2O 
Na eletrólise do NaCl em solução aquosa, participam da eletrólise o cátion oriundo 
da auto-ionização da água e o ânion do sal. 
Dissociação do NaCl 2NaCl → 2Na1+ + 2Cl1- 
Auto-ionização da água 2H2O → 2H1+ + 2OH1- 
Anodo 2Cl1- → Cl2 + 2e- 
Catodo 2H1+ + 2e- → H2 
Reação Global 2NaCl + 2H2O → 2Na1+ + Cl2 + H2 + 2OH1- 
 
Nota-se pela reação global que a eletrólise do NaCl é método de obtenção de H2, 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 hidrogênio e o negativo ficou róseo indicando um caráter 
básico (o 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. 
 
6.7 Procedimento VII - Teste de chamas 
Substância A - Ca 
Substância B - Na 
Substância C - K 
Substância F - Li 
Substância G - Ba 
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http://www.grupoescolar.com/pesquisa/eletrolise-em-solucao-aquosa.html
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Explicação para as diferentes cores: 
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 passando para um nível de energia mais 
elevado, ficando excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado 
fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação 
(produzindo as cores). Para cada elemento há uma liberação de radiação em um 
comprimento de onda característico, pois a quantidade de energia necessária para 
excitar um elétron é única para cada elemento. O olho humano é capaz de enxergar 
a radiação liberada por alguns elementos (em forma de cores) quando seu 
comprimento de onda na faixa do espectro é visível. 
 
 
 
 
 
Figuras, respectivamente, cálcio, sódio, potássio, lítio e bário. 
 
6.8 Procedimento VIII - NaOH e Na2SO4 
Formou precipitado somente quando o NaOH e o Na2SO4 reagiu com o BaCl2. As 
reações e a explicação estão logo abaixo: 
No primeiro caso: 
BaCl2 + 2NaOH → Ba(OH)2 + 2NaCl 
BaCl2, NaOH e NaCl são ionico e Ba(OH)2 é um precipitado. O hidróxido de bário é 
precipitado, pois é pouco solúvel em água e outros solventes tradicionais, mas é 
solúvel em ácido sulfúrico concentrado. 
No segundo caso: 
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Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4 + 2NaCl 
Formou-se sulfato de bário, que é um precipitado branco no fundo do tubo de 
ensaio. O sulfato de bário é precipitado, pois é pouco solúvel em água e outros 
solventes tradicionais, mas é solúvel em ácido sulfúrico concentrado. 
 
 
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7. CONCLUSÃO 
 
A prática realizada no laboratório de química da UECE FACEDI permitiu o estudo 
das propriedades dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Foi possível 
constatar a alta reatividade dos metais alcalinos, o sódio metálico logo se oxidou ao 
entrar em contato com o ar. Ao reagir com água este metal forma como produtos 
uma base hidróxido de sódio e gás hidrogênio. O magnésio em contato com água 
inicialmente era um ácido, porém, o oxido de magnésio é um composto de metal 
alcalino terroso, o que faz com que ele seja reativo com água, formando bases. 
O hidróxido de sódio é mais higroscópico que o hidróxido de cálcio. O carbonato de 
cálcio quando aquecido forma oxido de cálcio e dióxido de carbono e reage 
espontaneamente com água formando hidróxido de cálcio. 
É possível reconhecer, com um relativo grau de certeza, os metais do grupo I e II 
através da cor da chama. Na prática, foi reconhecido: Substância A, o cálcio. 
Substância B, o sódio. Substância, C o potássio. Substância F, o lítio. Substância G, 
o bário. O sulfato de sódio reagindo com o cloreto de bário forma sulfato de bário 
precipitado e cloreto de sódio. 
 
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REFERÊNCIAS 
 
DIAS, S. C.; BRASILINO, M. G. A. Aulas Práticas de Química Inorgânica. UFPB. 
Departamento de Química. PB 
LEE. J.D. Química Inorgânica não tão Concisa. Tradução de Henrique E. Toma. São 
Paulo: Edgard Blücher, 1999 
LEITE, R. J. G. Experimentos no Laboratório. Curso de Engenharia. Grande Area 
Mecânica. UNILEST, MG 
 
 
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