Relatório metais alcalinos

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Relatório de
Química Inorgânica
Alunos: João Victor Mendes Resende; Maria Emanuelle Damazio Lima; Nathalia Lopes da Costa
Prática 1
Reatividade
	De recipientes com querosene, retirou-se um pedaço de lítio metálico (Li) e um de sódio metálico (Na). Os mesmos foram colocados em placas de Petri, onde se cortou um pedaço de cada metal, buscando-se pedaços de tamanhos similar. Notou-se que o Lítio é muito mais difícil de cortar, mais duro, que o sódio. Isso se dá por seu menor raio atômico em relação ao Na. Por ter raio atômico menor, nota-se que maior quantidade de núcleos de Li ocupam o mesmo espaço que um número menor de núcleos de Na, ou seja, que a distância internuclear do Li é menor que a do Na. Desta forma, caracteriza-se a maior resistência do Li ao corte. 
	Sabe-se que metais, em sua forma natural, apresentam aspecto brilhante, refletor de luz, fato que não foi observado nos pedaços de Li e de Na inicialmente, uma vez que em contato com o ar atmosférico, o metal M reage com o oxigênio do ar atmosférico, para formar, no caso dos metais alcalinos, o óxido M2O, perdendo, assim, seu caráter "brilhoso", (ATKINS p. 281) além da sua grande reatividade com água. Por tal motivo, o material foi lixado, buscando-se a remoção de todo o óxido de sua superfície.
	Em seguida, ambos os materiais foram transferidos para béqueres contendo água, onde se notou que houve intensa reação entre os metais e a mesma. Percebeu-se também maior vigorosidade na reação entre Na e água em relação ao Li e água. Notou-se também que o Li se manteve no formato em que havia sido cortado, enquanto o Na mudou de formato, apresentando forma esférica. Assim, se nota que o Na reage mais rapidamente que o Li, uma vez que, cineticamente falando, quanto maior a superfície de contato, que é o caso da esfera de Na quando comparada com o "paralelepípedo" de Li, maior a velocidade da reação. 
	Entretanto, caso se observe a questão do ponto de vista termodinâmico, a reação mais intensa é a entre Li e água, uma vez que o li apresenta maior energia de hidratação, dando maior caráter exotérmico à reação entre li e água quando comparada à reação entre Na e água. O Na assume a forma de uma esfera durante a reação por se fundir. O Na tem raio maior que o Li, o que lhe atribui menor ponto de fusão. A energia liberada na reação entre Na e água foi, portanto, capaz de fundir o sódio, fato este que não acontece com o lítio, uma vez que, mesmo com sua energia de hidratação maior, o lítio tem ponto de fusão significativamente maior que o do sódio, o que não permite que o mesmo se funda com a energia liberada na reação.
b) Hidrólise dos sais de metais alcalinos
	Em 4 tubos de ensaio foram adicionados 0,1 g dos seguintes sais:
- Tubo 1: Nitrato de sódio (NaNO3);
- Tubo 2: Acetato de sódio (CH3COONa);
- Tubo 3: Cloreto de potássio (KCl);
- Tubo 4: Carbonato de potássio (K2CO3).
	Em seguida, foram adicionados 2 ml de água destilada em cada tubo. O ideal seria ferver a água, mesmo sendo ela destilada, uma vez que o CO2 presente na atmosfera, e derivado de nossa respiração, se solubiliza em água, formando pequenas quantidades de H2CO3, ácido carbônico. O mesmo se ioniza parcialmente quando em meio aquoso, formando H3O+, de acordo com a reação:
H2CO3 + 2 H2O → 2 H3O+ + CO32-
	Este hidrônio (H3O+) mascararia o pH da solução. Para evitar tal efeito, ferve-se a água, uma vez que a solubilidade do CO2 em água diminui com o aumento da temperatura (referência). Logo, o CO2 dissolvido na água escaparia para a atmosfera, retirando a possibilidade da formação de H2CO3 e de sua posterior ionização.
Em seguida, mediu-se o pH das soluções com fita indicadora. Os resultados obtidos foram os seguintes:
	Solução aquosa
	Ph
	NaNO3
	9
	CH3COONa
	9
	KCl
	7
	K2CO3
	12
	O pH das soluções foi medido, também, com azul de bromotimol, outro indicador de pH. Foram observados os seguintes resultados:
	Solução
	Cor
	pH
	NaNO3
	Azul
	>7,6
	CH3COONa
	Azul
	>7,6
	KCl
	Verde
	6,6 < pH < 7,6
	K2CO3
	Azul
	>7,6
Reações:
Tubo 1:
NaNO3 + H2O → HNO3 + Na+ + OH-
Tubo 2:
CH3COONa + H2O → CH3COOH + Na+ + OH-
Tubo 3:
KCl + H2O → K+ + OH- + H+ + Cl-
Tubo 4:
K2CO3 + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2CO3
	Em 1, 2 e 4 ocorre hidrólise, quebra da molécula de H2O para a formação de ácido ou base fraca entre os produtos. A outra "parte" da molécula de H2O quebrada, nesses casos, permanece ionizada, o que dá, verdadeiramente, o caráter básico às soluções. 
	Percebe-se que em 1, 2 e 4 ocorre a formação de ácidos fracos. Entretanto, o ácido formado em 4, H2CO3 é um ácido instável, o mesmo se dissocia em H2O + CO2 em contato com água. CO2 tem uma solubilidade muito baixa em água, logo, parte dele escapa para atmosfera, diminuindo a quantidade de H2CO3 na solução, de acordo com a reação de equilíbrio a seguir:
H2CO3 ⇌ H2O + CO2 
	Com o escape de CO2, diminui-se a quantidade de H2CO3 disponível na solução para ser ionizado. Uma vez que há pouco ácido para ser ionizado, forma-se muito pouco H3O+ na solução. Desta forma, o OH- formado na ionização do sal, com pouco hidrônio para neutralizá-lo consegue realizar aumento no pH mais efetivo do que nos tubos 1 e 2, onde se formam HNO3 e CH3COOH, respectivamente, ácidos que se ionizam parcialmente em água, entretanto, não se decompõem em outros compostos. Com sua ionização parcial, forma-se algum hidrônio, que consegue neutralizar parte da hidroxila presente no meio, não ocorrendo, portanto, aumento tão significativo no pH da solução. 
Já no tubo 3, não ocorre hidrólise, apenas uma dissociação iônica, sendo a [H3O+] ≈ [OH-], tendo como resultado, um meio neutro, com pH de aproximadamente 7.
c) Coloração da chama pelos sais de metais alcalinos
Colocaram-se os sais LiCl, NaCl e KCl em placas de Petri, onde utilizou-se a queima do metanol como forma de aquecimento para que fossem observadas chamas referentes às queimas dos cátions dos sais. Para melhor observação, colocou-se uma quarta placa onde foi queimado apenas metanol. Este é o branco, utilizado para que não se confunda a cor da queima do álcool com a cor da queima do analito. 
Foram percebidas as seguintes colorações: 
	Metal
	Cor da chama (observada)
	Cor da chama (literatura)
	Li
	Vermelho
	Vermelho-carmim
	Na
	Amarelo
	Amarelo
	K
	Lilás
	Violeta
A chama observada na queima é decorrente de um processo de emissão. O mesmo pode ser observado depois de duas etapas: 
1º Quebra do retículo cristalino do sal
2º Formação de uma espécie capaz de emitir radiação na faixa do visível, durante o processo de transição eletrônica.
A energia liberada na combustão do metanol é responsável pela quebra do retículo. 
Inicialmente, pode-se observar que a chama é azul, da mesma cor da chama do metanol. Após dado tempo, com a queima de parte do álcool, que acarreta liberação de energia, ocorre a quebra do retículo. A chama de coloração diferenciada é resultado das baixas energias de ionização dos cátions, ou seja, a energia absorvida no aquecimento faz com que o átomo perca um elétron, ou o excite para níveis de energia superiores. Essa excitação, subida de nível de energia do elétron é temporária, uma vez que estados de menor energia são mais estáveis. Dessa forma, após dado tempo de combustão, o elétron retorna a seu nível de energia natural, mais estável. Ao realizar essa transição de volta, o elétron devolve a energia que absorveu. 
Segundo Einstein existe uma relação entre essa energia e o número de onda.
 (Equação 1)
Isso explica o fato de elementos distintos provocarem o surgimento de cores distintas, uma vez que a cor observada é diretamente ligada ao comprimento de onda da energia liberada na forma onda de energia eletromagnética. Sabe-se que: 
ƒ = 
Onde:
ƒ é a frequência das ondas
c é a velocidade da luz
E λ é o comprimento de onda
Logo, com uma leve alteração na equação 1, temos que:
E = 
(HALLIDAY, adaptado)
Sabe-se também que as cores são provenientes dedeterminados comprimentos de onda dentro da região da luz visível.
Prova-se assim a relação entre a energia liberada na volta do elétron e a cor produzida na queima do sal.
A emissão de energia é proveniente das transições eletrônicas em espécies de vida curta e rica em elétrons. Por vezes, as cores observadas nos elementos são decorrentes em especial de uma transição eletrônica ou de uma espécie. Entretanto, muitas vezes, onde ocorre mais de uma transição eletrônica que é significativa para a emissão de luz, ou seja, mais de uma transição que tenha espectro localizado na região do visível, ou casos onde mais de uma espécie instável está envolvida. Nesses casos, observamos a mistura, a resultante das cores emitidas.
No caso dos íons de Lítio (Li+) a espécie formada temporariamente é o hidróxido de Lítio (LiOH). A mesma é responsável pela cor avermelhada do lítio. Não ocorre uma transição específica, mas sim várias transições eletrônicas que resultam no vermelho-carmim observado na queima do sal de lítio. 
No caso dos íons Sódio (Na+) a espécie formada temporariamente é o sódio metálico (Na). E a chama amarelada é decorrente da transição eletrônica 3s1 3p1 do Na. 
 No caso dos íons de Potássio (K+), não foi encontrado nada a respeito na literatura, entretanto, isso pode ser pelo fato de a emissão de luz no potássio não se dar por uma única transição ou espécie específica. 
Existem também casos onde ocorre mais de uma transição eletrônica, ou casos onde mais de uma espécie está envolvida. Nesses casos, observamos a mistura, a resultante das cores emitidas.
Referências bibliográficas: