Relatório metais alcalinos terrosos

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA 
CAMPUS UBAJARA 
LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA 
 
 
 
 
ANDRÉIA FERREIRA DA SILVA 
DIOGO LIMA BATISTA 
VERA ARAÚJO DO NASCIMENTO 
 
 
 
 
 
PRÁTICA: METAIS ALCALINOS TERROSOS 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
UBAJARA, 2023
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1. INTRODUÇÃO 
Os metais alcalinos possuem [X] ns¹ como tipo de configuração eletrônica, sendo 
[X] o número de elétrons do gás nobre anterior, e estão localizados no grupo um da tabela 
periódica, correspondendo aos elementos: Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio 
(Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr). Este grupo possui propriedades e características bastante 
homogêneas, todos são metais, formam compostos univalentes, iônicos e incolores. 
Dentre os metais, os metais alcalinos são os mais reativos e essa reatividade aumenta ao 
descer no grupo, assim eles devem ser armazenados em compostos orgânicos, pois podem 
reagir violentamente com o oxigênio do ar. 
Já os metais alcalinos terrosos possuem como configuração eletrônica o tipo [X] 
ns² e se localizam na tabela periódica no segundo grupo, que incluem os elementos: 
Berílio (Be), Magnésio (Mg), Cálcio (Ca), Estrôncio (Sr), Bário (Ba) e Rádio (Ra). Assim 
como os metais alcalinos, os alcalinos terrosos possuem baixa energia de ionização, logo 
tendem a perder seus elétrons de valência em uma ligação iônica. A segunda energia de 
ionização desses elementos é suficientemente pequena para ser recuperada da entalpia de 
rede, por isso eles são encontrados em compostos com seu número de oxidação +2. 
Possuem maior pontos de fusões e dureza em relação aos elementos do grupo dos metais 
alcalinos, são também menos reativos que estes, mais ao compará-los com os demais 
metais, são bastante reativos. 
 
2. MATERIAIS E MÉTODOS 
2.1 Materiais: 
- Fita de Magnésio; 
- Cloreto de Potássio (KCl) 
- Cloreto de Cálcio (CaCl2) 
- Solução de Hidróxido de Sódio 0,1 M 
- Solução de fenolftaleína 1% 
- Água destilada 
2.2 Equipamentos e vidrarias: 
- 3 béqueres de 50 ml 
- Espátulas 
- Bastão de vidro 
- 2 balões volumétricos de 50 ml 
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- Balança digital 
- Fósforo 
- Chapa de aquecimento 
 
3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
Parte 1. 
A prática consiste na comparação da reatividade química dos metais Sódio (Na) e 
Magnésio (Mg) que são vizinhos na Tabela Periódica. O objetivo da prática era comparar 
a reação dos metais, que são de família diferentes, com água. Cortou-se a fita de Magnésia 
em pequenos pedaços que foram transferidos para um béquer de 50 ml, depois foi 
adicionado água destilada até menos da metade do béquer, com três gotas da solução de 
fenolftaleína que é um indicador ácido-base. Após isso ser feito observou-se a ocorrência 
da reação sem que o béquer fosse aquecido (Figura 1), depois de um tempo o béquer foi 
colocado em uma chapa de aquecimento para aumentar a velocidade da reação (Figura 
2): 
 
Figura 1: Béquer com a chapa de aquecimento desligada Figura 2: Béquer com a chapa de aquecimento ligada 
 
Parte 2. 
Neste procedimento verificou-se a diferença de solubilidade dos cátions dos 
metais alcalinos terrosos e alcalinos, usando como comparação os íons K+ e Ca+, que são 
vizinhos na tabela periódica. Duas soluções de 50 ml foram preparadas, uma de Cloreto 
de potássio (KCl) e uma de Cloreto de cálcio (CaCl2), ambas com concentração 0,1 mol/L. 
Para o preparo da solução foi necessário realizar o cálculo da massa de cada cloreto a ser 
pesado (figura 3): 
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KCL: 
Massa molar (mm): 74,548 g/mol 
Volume da solução (V): 0,05 L 
Molaridade (M): 0,1 mol/L 
Número de mols (Nº): ? 
Massa (m): ? 
 
M=nº/V Nº=m/mm 
Nº= M x V m= Nº x mm 
Nº= 0,1 x 0,05 m= 0,005 x 74,548 
Nº= 0,005 mols m= 0,37274 g 
A massa a ser pesada para o KCl é de 0,37274 g 
 
CaCl2: 
Massa molar (mm): 110,978 g/mol 
Volume da solução (V): 0,05 L 
Molaridade (M): 0,1 mol/L 
Número de mols (Nº): 0,005 mols 
Massa (m): ? 
 
 Nº=m/mm 
m= Nº x mm 
m= 0,005 x 110,978 
m= 0,55489 g 
A massa a ser pesada para o CaCl2 é de 0,55489 g 
 
 Figura 3: Cálculo da massa de Cloreto de potássio e Cloreto de cálcio que foram pesadas 
 
Após as soluções serem preparadas, adicionou-se aproximadamente 20 ml de cada 
solução em dois béqueres, depois foi adicionado a cada béquer 20 ml de uma solução de 
Hidróxido de Sódio (NaOH) 0,1mol/L. Verifica-se o resultado do conteúdo dos béqueres 
após o procedimento a seguir: 
 
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 Figura 4: Béquer contendo CaCl2 e NaOH Figura 5: Béquer contendo KCl e NaOH 
 
Parte 3. 
A terceira parte da prática consiste na observação da queima de Magnésio sólido, 
com a ajuda de uma pinça foi provocado a queima da fita de Magnésio (Figura 4): 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Figura 2: Béquer com a chapa de aquecimento ligada 
 
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4. OBSERVAÇÕES E CONCLUSÕES 
Na primeira parte do experimento observa-se a discrepância entre a reatividade do 
Sódio metálico e do Magnésio metálico com a água. Quando o sódio metálico entra em 
contato com a água, ele reage quase instantaneamente, por isso ele é guardado em um 
solvente orgânico, pois pode reagir com o oxigênio do ar, observa-se a reação entre Na(s) 
e H2O a seguir: 
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g) 
Ao realizar o mesmo experimento, agora com a fita de Magnésio, observou-se que 
a reação é mais lenta e menos violenta quando comparada ao seu vizinho da Tabela 
Periódica, sendo necessário um aquecimento para acelerar a reação. Tal aceleração é 
notada pelo predomínio da coloração rosa no sistema após o aquecimento, que é 
decorrente da presença da fenolftaleína indicando a basicidade do meio devido a produção 
de Hidróxido de Magnésio, a reação entre o Magnésio metálico e água é observada a 
seguir: 
Etapa 1: 2Mg(s) + 2H2O(l) → 2MgO(aq) + 2H2(g) 
Etapa 2: 2MgO(aq) + 2H2O(l) → 2Mg(OH)2(aq) 
Reação global: 2Mg(s) + 2H2O(l) → 2Mg(OH)2(aq) + 2H2(g) 
 
 Pode-se explicar essa diferença de reatividade entre o sódio e o Magnésio usando 
o conceito de eletropositividade, ou seja, a tendência que um elemento possui em perder 
seus elétrons em ao realizar uma ligação química. Essa propriedade cresce de cima para 
baixa nos grupos e da direita para a esquerda nos períodos da Tabela Periódica, o 
Magnésio está no terceiro período da Tabela dos elementos, o mesmo do sódio, com base 
nisso conclui-se que o Magnésio é menos reativo que o Sódio, pois se localiza a esquerda 
do metal alcalino. Outra evidência se dá pelo potencial padrão de redução dos metais, ou 
seja, a tendência que um elemento possui de reduzir em uma reação de oxirredução. O 
valor de potencial padrão de redução do magnésio é -2,38 V, que é maior do que o do 
sódio, Eº= -2,71V. Assim, quando comparado com esse elemento, do mesmo período, 
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mas do grupo 1, ele é menos reativo com a água. Além disso, o baixa ponto de fusão dos 
metais alcalinos explica a agressividade desses elementos ao reagir com água, pois uma 
vez fundida, a superfície do metal possui maior área de contato assegurando uma reação 
mais rápida. O magnésio está protegido da oxidação por uma camada de óxido fino, assim 
ele não precisa ser reservado em óleo mineral ou outros solventes orgânicos. 
O segundo experimento consiste na produção de duas soluções, uma de Cloreto 
de potássio (KCl) e outra de Cloreto de cálcio (CaCl2). Após isso ser feito, adicionou-se 
aproximadamente 20 ml de cada solução a 20 ml de uma solução de Hidróxido de sódio 
(NaOH). O resultado foi duas misturas de aspectos visuais distintos, uma homogênea, eoutra não homogênea. Os processos químicos que ocorreram em cada béquer estão 
representados a seguir: 
2NaOH(aq) + CaCl2(aq) → 2NaCl(aq) + Ca(OH)2(aq) 
NaOH(aq) + KCl(aq) → NaCl(aq) + KOH(aq) 
A diferença quando ao aspecto visual, ou seja, a diferença entre a homogeneidade 
das soluções, se dá pela diferença de solubilidade dos íons K⁺ e Ca²⁺ em solução aquosa. 
Na primeira reação, ocorreu a dissociação do Hidróxido de sódio em meio aquoso, 
resultando nos íons Na⁺ e OH-, e no caso do Cloreto de cálcio há a liberação de Ca²⁺ e 
Cl-, há então a formação de Cloreto de sódio (solúvel em água) e Hidróxido de Cálcio 
Ca(OH)2 que é muito pouco solúvel em água, gerando assim a mistura heterogênea. No 
béquer que contém o Cloreto de potássio e Hidróxido de sódio, também ocorreu a 
formação de Cloreto de sódio, e a formação de Hidróxido de potássio se dissolve 
facilmente em água, gerando assim a mistura homogênea (solução). 
A última parte da prática consiste na incineração de uma fita de magnésio, que 
ocorre quando o Magnésio reage com Oxigênio: 
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) 
Quando o Magnésio é oxidado, é possível observar uma forte luz branca 
proveniente da forte liberação de calor para o ambiente, pois é uma reação muito 
exotérmica. Os elétrons do Magnésio absorvem certa quantidade de energia e saltam para 
níveis mais energéticos, quando estes elétrons retornam para a seu nível energético 
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anterior, a energia absorvida é liberada na forma de radiação eletromagnética, fato que é 
observado pela liberação da luz na sua queima. 
 
 
5. REFERÊNCIAS 
 
BARROS, H.L.C. Química inorgânica, uma introdução. Belo Horizonte: SEGRAC, 1995 
SUSSUCHI, Eliana Midori; SANTOS, Danilo Oliveira. Química Inorgânica II. 2007. 
SUSSUCHI, Eliana Midori; SANTOS, Danilo Oliveira. METAIS ALCALINOS 
TERROSOS (GRUPO.