solubilidade e reações dos hidróxidos de metais alcalinos

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA
LICENCIATURA EM QUÍMICA
QUIMICA INORGÂNICA EXPERIMENTAL I
TURMA: 2015.1
Graduandas: Íngrede F. Silva e Regina Morais
Professor: Tancredo Fontineles
Entrega: 18/03/2015
Solubilidade e Reações dos Hidróxidos de Metais Alcalinos
Introdução
O primeiro grupo (1A) dos elementos químicos da tabela periódica é onde se encontra os Metais Alcalinos. Essa família é composta pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K) , rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). O hidrogênio não faz parte desse grupo. Segundo o site Tabela Periódica Completa, “Os Metais Alcalinos são chamados assim pois reagem facilmente com a água. Essa reação forma hidróxidos, que são substâncias básicas ou alcalinas, ao liberar o hidrogênio. Além disso, esses metais também reagem com oxigênio produzindo óxidos”. 
Todos os alcalinos possuem apenas 1 elétron na sua camada de valência (genericamente, ns1), tendo, portanto, a tendência de perder esse elétron e formar cátions monovalentes, isto é, com a carga +1. Visto que eles possuem apenas um elétron na camada de valência, sua energia de ionização é baixa, e é fácil haver a perda desse elétron. Esse fato explica sua alta reatividade, principalmente com os halogênios (elementos da família 17 ou VII A), que recebem 1 elétron para ficarem estáveis.
Segundo Jenifer Fogaça (2013), 
“ao perder esse único elétron, as características dos metais alcalinos mudam de forma extraordinária. No caso do sódio, por exemplo, quando ele realiza uma ligação iônica com o cloro (Cl), doando um elétron para ele, ele se torna o cátion sódio (Na+) e forma o cloreto de sódio (NaCl), que é o sal de cozinha. Agora ele não é mais violentamente reativo como vimos, mas passa a ter uma grande importância biológica, pois tem que estar presente nos fluidos extracelulares, controlando as trocas de várias substâncias entre as células do organismo e o sangue”.
Dentre todos os metais, os metais alcalinos são os mais violentamente reativos. Eles são oxidados muito facilmente, logo, não são encontrados no estado livre na natureza e não podem ser extraídos de seus compostos por seus agentes redutores comuns. Sobre os compostos de sódio e potássio, em especial os hidróxidos, Peter Atkins e Loretta Jones (2006) dizem que o hidróxido de sódio “é um sólido branco, gorduroso, mole e corrosivo” e “os compostos de potássio são muito semelhantes aos compostos de sódio [...] são geralmente mais caros do que os compostos de sódio correspondentes”.
2- Objetivos:
Observar a solubilidade dos hidróxidos de metais alcalinos em solução aquosa;
Observar a reatividade dos hidróxidos de metais alcalinos com sais solúveis de diversos metais.
3- Procedimentos Experimentais:
3.1- Materiais e Reagentes:
Hidróxido de sódio;
Hidróxido de Potássio;
Cloreto de Cobalto;
Cloreto de Magnésio;
Cloreto Férrico.
Cloreto de Níquel.
Sulfato de Cobre.
Fenolftaleína;
Balança Analítica;
Balão Volumétrico;
Becker;
Funil de Vidro;
Papel de Filtro;
Pipeta 10 mL;
Tubos de Ensaio.
3.2- Procedimentos Realizados:
Foram preparadas soluções de hidróxido de sódio e hidróxido de potássio de volume 50 mL. 2 mL de cada solução foi transferida para 4 tubos de ensaio e em seguida foi adicionado algumas gotas de fenolftaleína (Figura 1). Foi observado o que aconteceria ao assoprar dentro dos tubos, com o auxílio de uma pipeta.
Figura 1. Soluções de Hidróxido de Sódio (direita) e Hidróxido de Potássio com algumas gotas de fenolftaleína.
Foi preparado 10 mL de soluções 1 M de MgCl2, CaCl2, FeCl3, CoCl2, NiCl2 e CuSO4, e todas as soluções foram transferidas (5 mL de cada), para 6 tubos de ensaio. Foi adicionado 2 mL da solução de hidróxido de sódio nos tubos contendo as soluções dos sais. O procedimento foi repetido em outros tubos de ensaio utilizando as soluções de sais e hidróxido de potássio.
4- Resultados e Discussão:
Ao adicionar as gotas de fenolftaleína em cada solução de hidróxido, foi notado que a intensidade da cor rosa (que caracteriza a base) na solução de hidróxido de potássio foi mais intensa. A cor também ficava mais intensa em ambas as soluções ao assoprar os tubos.
A Tabela 1 abaixo lista as observações feitas em relação à reação entre o hidróxido de sódio e as soluções de sais. A Tabela 2 mostra as observações após a adição de hidróxido de potássio.
Tabela 1. Aspectos das soluções ao adicionar hidróxido de sódio.
	Soluções de Sais
	Ao adicionar NaOH
	Reações Obtidas
	MgCl2
	Precipitado branco de aspecto gelatinoso.
	MgCl2(aq) + 2 NaOH(aq)  2 NaCl(aq) + Mg(OH)2(s)
	CaCl2
	Precipitado Leitoso
	CaCl2(aq) + 2 NaOH(aq)  2 NaCl(aq) + Ca(OH)2(s)
	FeCl3
	Precipitado marrom
	FeCl3(aq) + 3 NaOH(aq) Fe(OH)3(s) + 3 NaCl(aq)
	CoCl2
	Precipitado roxo 
	CoCl2(aq) + NaOH(aq) Co(OH)2(s) + NaCl(aq)
	NiCl2
	Precipitado branco
	NiCl2(aq) + NaOH(aq) Ni(OH)2(s) + NaCl(aq)
	CuSO4
	Precipitado azul
	CuSO4(aq) + NaOH(aq) Na2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Tabela 2. Aspectos das soluções ao adicionar hidróxido de sódio.
	Soluções de Sais
	Ao adicionar KOH
	Reações obtidas
	MgCl2
	Precipitado branco de aspecto gelatinoso.
	MgCl2 + 2 KOH Mg(OH)2 + 2 KCl
	CaCl2
	Precipitado Leitoso
	CaCl2(aq) + 2 KOH(aq)  2 KCl(aq) + Ca(OH)2(s)
	FeCl3
	Precipitado marrom
	FeCl3(aq) + 3 KOH(aq) Fe(OH)3(s) + 3 KCl(aq)
	CoCl2
	Precipitado roxo
	CoCl2(aq) + KOH(aq) Co(OH)2(s) + KCl(aq)
	NiCl2
	Precipitado branco
	NiCl2(aq) + KOH(aq) Ni(OH)2(s) + KCl(aq)
	CuSO4
	Precipitado azul
	CuSO4(aq) + KOH(aq) K2SO4(aq) + Cu(OH)2(s)
Com este experimento foi possível observar que em todas as reações ocorreu a formação de precipitados. Isso aconteceu pois quando metais alcalinos entram em contado com sais solúveis de metais eles tendem a formar precipitados.
Referências:
Metais Alcalinos. Tabela Periódica Completa. Disponível em <http://www.tabelaperiodicacompleta.com/metais-alcalinos> Acessado em 17 de março de 2015.
FOGAÇA, J, R, V. Metais Alcalinos. Disponível em <http://www.mundoeducacao.com/quimica/metais-alcalinos.htm> Acessado em 17 de março de 2015.
ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química – Questionando a Vida e o Meio Ambiente. Ed 3º. Editora Bookman. 2006. Pg. 632.