Características gerais dos elementos do bloco s

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Características gerais dos 
elementos do bloco s 
Li Be 
Na 
K 
Rb 
Cs 
Fr 
Mg 
Ca 
Sr 
Ra 
Ba 
IA IIA 
IA – Metais alcalinos 
IIA – Metais alcalinos terrosos 
Em desuso ! 
Bloco s Bloco p 
Bloco d 
Bloco f 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
Possuem grande tendência para perder e- e formar íons positivos. 
O caráter metálico aumenta à medida que se desce nos grupos. 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
Grupo I Grupo II 
Li 1.0 Be 1.5 
Na 0.9 Mg 1.2 
K 0.8 Ca 1.0 
Rb 0.8 Sr 1.0 
Cs 0.7 Ba 0.9 
Fr 0.7 Ra 0.9 
Baixa atração nuclear dos 
e- mais externos. 
 
Fortemente 
eletropositivos. 
 
Fracamente 
eletronegativos. 
Eletronegatividade relativa 
Raio Atômico (nm) 
Li 0,152 Be 0,112 
Na 0,186 Mg 0,160 
K 0,231 Ca 0,197 
Rb 0,244 Sr 0,215 
Cs 0,262 Ba 0,217 
Fr 0,270 Ra 0.220 
Li 
Fr 
Be 
Ra 
Entalpia de ionização 
Li 
Na 
K 
Rb 
Cs 
1a E.I. 
300 
400 
500 
600 
500 
1000 
1500 
2000 
Be 
Ca 
Ba 
Be+ 
Ca+ 
Ba+ 
2nd IE 
1a E.I. 
Elementos do Grupo 1 
 
1. Têm 1a E. I. baixas devido à blindagem dos 
elétrons internos. 
 
2. A remoção do segundo elétron é difícil, pois isso 
envolve a remoção do elétrons internos dos 
elementos. 
 
3. As E. I. diminuem de cima para baixo nos grupos. 
 
Entalpia de ionização 
Elementos do Grupo 2 
 
1. Têm 1as e 2as E.I. baixas. 
2. A remoção do 3o e- é muito mais difícil, pois envolve a remoção 
dos e- internos. 
3. As E.I. diminuem de cima para baixo no grupo. 
4. As E.I. são tipicamente maiores em relação às do grupo 1. 
Entalpia de ionização 
Reações com oxigênio 
Os elementos do bloco s são fortes agentes redutores. 
Seus poderes redutores aumentam à medida que se desce 
nos grupos, pois fica mais fácil remover o(s) eletron(s) de 
valência. 
Os elementos do bloco s reagem facilmente 
com oxigênio. 
 
As exceções são o Be e o Mg 
Óxido 
Normal 
Peróxido Superóxido 
Estrutura de 
Lewis 
Elementos 
que formam 
Li e demais 
elementos do 
grupo 2 
Na e Ba K, Rb, Cs 
 .. .. 2- 
:O-O: 
 .. .. 
 .. 2- 
:O: 
 .. 
 . . - 
:O:.O: 
 .. .. 
Reações com oxigênio 
Os peróxidos contém o íon [-O-O-]2-, são diamagnéticos 
(todos os elétrons estão emparelhados). Os superóxidos são 
paramagnéticos, com 1 e- desemparelhado em um orbital π* 
antiligante. 
Os peróxidos são agentes oxidantes e reagem com água ou ácido, 
formando peróxido de hidrogênio 
 
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 
 
 
O Na2O2 é utilizado em recintos confinados para absorver o CO2 
 
 
Na2O2 + CO → Na2CO3 
 
Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2 
Reações de óxidos e hidróxidos 
1. Todos os óxidos do grupo 1 reagem com água 
para formar hidróxidos. 
 
 Oxido: O2- + H2O  2OH
- 
 Peróxido: O2
2- + 2H2O  H2O2 + 2OH
- 
 Superóxide: 2O2
- + 2H2O  2OH
- + H2O2 + O2 
2. Todos os óxidos/hidróxidos são básicos e suas basicidades 
aumentam à medida que se desce no grupo. 
3. Os óxidos/hidróxidos do grupo 2 são geralmente menos básicos 
 em relação aos do grupo 1. Os óxidos/idróxidos de Be são 
anfotéricos. 
Reações de óxidos e hidróxidos 
Óxidos Hidróxidos 
Li2O LiOH 
Na2O, 
Na2O2 
NaOH 
K2O2, KO2 KOH 
Rb2O2, 
RbO2 
RbOH 
Cs2O2, 
CsO2 
CsOH 
Óxidos Hidróxidos 
BeO Be(OH)2 
MgO Mg(OH)2 
CaO Ca(OH)2 
SrO Sr(OH)2 
BaO, Ba2O2 Ba(OH)2 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
Hidróxidos do 
Grupo I Li Na K Rb Cs 
Aumento da força básica. 
Hidróxidos do 
Grupo II Be Mg Ca Sr Ba 
Aumento da força básica 
Reação com hidrogênio 
Todos os elementos do bloco s reagem com hidrogênio para formarem 
hidretos. A exceção é o Be. 
 
2Na(s) + H2(g)  2NaH(s) 
 
 Ca(s) + H2(g)  CaH2(s) 
 
 
A reatividade aumenta à medida que se desce no grupo. 
 
Todos os hidretos são iônicos, com as exceções de BeH2 e MgH2 , que são 
covalentes. 
Reações de hidretos 
Todos eles reagem com água para produzir hidróxidos do 
metal e hidrogênio, devido às fortes propriedades básicas 
do íons hidreto H:- 
 
 
 H:-(s)+ H2O(l)  H2(g)+ OH
-(aq) 
Os hidretos também são bons agentes redutores. 
Eles são usados para preparar compostos complexos, como o 
LiAlH4 (hidreto de lítio e alumínio) e NaBH4 (hidreto de boro e 
sódio, ou boroidreto de sódio), os quais são usados como 
agentes redutores de grupos C=O em sínteses orgânicas. 
(1ª) Entalpia reticular (ΔHret): quando um soluto se dissolve na água, a primeira 
etapa é a de separação de seus íons que estão num retículo cristalino. Para 
romper as ligações entre os íons é necessário que se forneça energia ao sistema. 
Portanto, esse primeiro processo é endotérmico, pois absorve energia; sendo 
sua entalpia positiva (ΔH > 0). 
Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 
Alguns conceitos importantes: 
(2ª) Entalpia de hidratação (ΔHhid): depois da separação dos íons, eles são 
envolvidos pelas moléculas do solvente. No caso da água, ela é o solvente e 
dizemos que está ocorrendo uma hidratação. Os dipolos da água são atraídos 
respectivamente pelos íons de carga oposta; assim, para que haja essa 
interação, é necessária a liberação de energia. Desse modo, na hidratação a 
entalpia será negativa (ΔH < 0), pois o processo é exotérmico. 
A variação de entalpia da solução (ΔHsol) será determinada pela somatória 
dessas duas entalpias. Se o resultado der positivo, significa que a entalpia reticular 
é maior, portanto a entalpia de dissolução indicará que o processo é endotérmico. 
O diagrama de entalpia de uma dissolução endotérmica é representado a seguir: 
Isso é indicado pelo caso da dissolução do iodeto de 
potássio mostrado a seguir: 
Se o resultado for positivo, a entalpia de 
hidratação será maior que a reticular e o 
processo é exotérmico. 
Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 
A solubilidade em água da maioria dos sais do grupo 1 decresce 
de cima para baixo. 
A energia reticular (E.R.) dos metais diminui ligeiramente no 
grupo. 
A energia hidratação varia mais acentuadamente de cima para baixo. 
E.R. α 1/ (r+ + r-). A energia reticular deve variar mais quando r- é 
pequeno, e deve variar menos quando r- for grande. 
Todos os sais simples dos metais alcalinos são solúveis 
MX(s) 
H2O 
H sol 
M+(aq) + X-(aq) 
M+(g) + X-(g) 
H hidratação -H ret 
Solubilidade dos compostos dos grupos 1 e 2 
H sol -H ret H hidratação = + 
Solubilidade dos compostos dos 
grupos 1 e 2 
Os compostos do grupo 1 são mais solúveis do que os do grupo 2, 
pois os íons dos elementos do grupo 1 têm cargas menores e 
tamanhos maiores. Além disso, eles apresentam entalpias de 
redes cristalinas (Hret) menores e entalpias de solução (Hsol) 
mais exotérmicas. 
Solubilidade dos compostos dos 
grupos 1 e 2 
3. Os hidróxidos dos grupos 1 e 2 são tipicamente iônicos. 
 
Descendo-se nos grupos, menores entalpias são necessárias para 
desfazer os retículos cristalinos à medida que o tamanho dos cátions 
aumenta. Contudo, a mudança da entalpia de solução é bem menor, 
devido aos menores valores do termo 1/r. Como resultados, a 
entalpia de solução torna-se mais exotérmica e a solubilidade 
aumenta, descendo nos grupos. 
 
Reações de aquecimento dos 
elementos do bloco s 
Na+ Cl- (g)  Na (g)+ Cl (g) 
 
Na(g)  Na* (g) 
 
Na*(g)  Na(g) + h (589nm, amarelo) 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
HCl(aq) Amostra 
Li - Vermelho escuro 
Na - Amarelo 
K - Lilás 
Rb - Vermelho pálido 
Cs - Azul 
Ca - Vermelho tijolo 
Sr - Vermelho sangue 
Ba - Verde amarelado 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
M(s)  M+(aq) + e- 
H2O(l) + e
-  OH-(aq) + ½ H2(g) 
Li -3.05 volt 
Na -2.71 
K -2.93 
Rb -2.99 
Cs -3.20 
Be -1.85 volt 
Mg -2.38 
Ca -2.87 
Sr -2.89 
Ba -2.90 
Os potenciais padrão dos metais alcalinos e alcalino-terrosos (tabela) sugerem 
que eles são todos capazes de serem oxidados pela água. 
M+ 
-600 
-300 
Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ 
Be2+ Mg2+ Ca2+ Sr2+ Ba2+ 
-2250 
-2000 
-1750 
-1500 
H2O 
M+(g) + H2O  M
+(aq) + calor 
Entalpia de hidratação 
Tendências gerais: 
 
1. Descendo-se nos grupos, as E.H. diminuem. 
(À medida que os íons tornam-se maiores, a densidade de 
carga aumenta e a atração eletrostática entre os íons e as 
moléculas de água torna-se progressivamente menor. 
 
2. Os íons do grupo 2 têm E.H. maiores que os do grupo 1. 
 
Os cátios desse grupo apresentam o dobro da carga, porém 
com tamanhos menores. 
Entalpia de hidratação 
Características gerais dos 
elementos do bloco s 
+ 
+ 
+ 
- 
- 
- 
Poder 
polarizante, 
aumento do 
caráter iônico 
Estabilidade 
dos íons 
Série de reatividade dos metais 
Reatividade aumenta 
A série de reatividade é uma lista em ordem crescente de reatividade 
química de diversas espécies químicas, entre elas metais. Ela é 
organizada com base nos potenciais padrões de redução, de acordo com 
uma tendência crescente a se oxidarem. No caso dos metais, à direita 
estão os metais com menor tendência a se oxidar e à esquerda os com 
maior tendência a se oxidar. Na presença de uma solução aquosa, a 
reação de oxidação desses metais pode ser representada pela seguinte 
equação química: 
Me(s) Men+(aq) + ne- 
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au 
Série de reatividade dos metais 
 
Os metais à esquerda são extremamente reativos, ou seja, a reação de 
oxidação acima, têm grande tendência a ocorrer. Já os metais à direita 
não são reativos e os metais no meio da lista são moderadamente 
reativos. Portanto, os metais à esquerda são fortes agentes redutores, 
pois têm grande tendência a se oxidar. O hidrogênio é incluído nesta 
listagem, apesar de não ser um metal, pois sua posição na lista separa 
os metais que reagem com ácido liberando hidrogênio gasoso (metais à 
esquerda do hidrogênio, na lista) daqueles que não reagem com ácido 
liberando hidrogênio (metais à direita do hidrogênio, na lista): 
H+(aq) + e- H2(g) 
Os metais à esquerda do Mg são tão reativos que eles reagem 
diretamente com água fria. Por exemplo: 
2Na(s) + 2H2O(l) 2Na
+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) 
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au 
Série de reatividade dos metais 
Os metais desde o ferro até o magnésio somente reagem com água em 
ebulição ou com vapor d’água, liberando hidrogênio gasoso. Os metais 
à esquerda do ferro, mas à direita do hidrogênio são menos reativos e 
liberam hidrogênio de ácidos, mas não de água; por exemplo: 
 
2Sn(s) + 2HCl(l) SnCl2(aq) + H2(g) 
Li,K,Rb, Cs,Ba,Sr,Ca,Na,Mg,Al,Mn,Zn,Fe,Co,Ni,Sn,Pb,H,Cu,Ag,Pd,Pt,Au 
Série de reatividade dos metais 
Em contato com HCl: 
 
 
Mg: Reagirá imediatamente e bastante vigorosamente, liberando 
hidrogênio e "desaparecendo" (os íons magnésio ficam dissolvidos, 
gerando uma solução de cloreto de magnésio). 
 
Zn: Reagirá um pouco menos vigorosamente que o Mg. 
 
Al: Reagirá vigorosamente, mas somente após um certo tempo (o 
alumínio metálico está recoberto com um filme protetor de óxido de 
alumínio, resultante da reação do alumínio com o oxigênio do ar; a 
demora na reação do alumínio com o ácido deve-se ao tempo que 
leva para o ácido reagir com o filme de óxido, assim removendo-o. 
Série de reatividade dos metais 
Em contato com HCl: 
 
Fe: Reagirá bem mais lentamente com HCl. Somente depois de um certo 
tempo é que algumas bolhas de hidrogênio se tornarão visíveis, juntamente 
com uma coloração amarela decorrente da formação do íon ferro (III), Fe3+. 
 
Sn: Reação será visível na forma de pequenas bolhas de hidrogênio na 
superfície do metal, mas somente depois de 10 minutos a 15 minutos. 
 
Cu: Não reagirá, embora uma leve coloração amarela possa ser observada 
na solução em decorrência da formação do íon complexo CuCl4
2-(aq), 
resultante da reação do ácido com o fino filme de óxido que recobre o 
cobre. O hidrogênio tem maior tendência a se oxidar que o cobre.