REL QI I ALCALINOS E TERROSOS

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UECE - Universidade Estadual do Ceará 
FACEDI – Faculdade de Educação de Itapipoca – Química Inorgânica I – 2017.1 
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Reconhecimento de Metais do Grupo 1 e Grupo 2 da Tabela Periódica 
Beatriz Praciano de CASTRO 
Francisco Talison Moura TEIXEIRA 
Thalia Kévia Tiodósio da SILVA 
Universidade Estadual do Ceará/Faculdade de Educação de Itapipoca 
Relatório de Trabalho para Química Inorgânica I 
Prof. Dr. Antônio Sávio Gomes Magalhães 
 
 
RESUMO 
 
A prática realizada no laboratório permitiu o estudo das propriedades e compostos dos metais alcalinos e 
alcalinos-terrosos por meio de evidências experimentais. Cujos objetivos eram comparar a reatividade na 
presença de ar e água, verificar algumas propriedades físicas e químicas de compostos dos grupos 1 e 2 da tabela 
periódica, e identificar cátions desses metais através do teste de chama. Esses metais apresentam semelhanças e 
diferenças distintas, o nome alcalino deriva de uma palavra árabe que significa cinzas e o nome alcalino-
terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Quanto à reatividade, ambos reagem com oxigênio 
formando seus respectivos óxidos. Em relação à formação de óxidos e hidróxidos, somente os elementos do 
grupo dos alcalinos terrosos podem ser preparados pela combinação direta dos elementos. 
 
PALAVRAS-CHAVE: Metais alcalinos; Metais Alcalinos-Terrosos. 
 
INTRODUÇÃO 
 
 Os metais alcalinos compreendem os elementos do Grupo 1, lítio (Li), sódio 
(Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), formando um grupo bastante 
homogêneo, com a química mais simples que qualquer outro da Tabela Periódica. Todos são 
metais, sólidos à temperatura ambiente e altamente reativos. Por exemplo, reagem com água 
para produzir hidrogênio e soluções alcalinas. Em razão de sua reatividade, esses metais 
somente são encontrados na natureza combinados em compostos, como cloreto de sódio 
(NaCl), nunca como substâncias simples (KOTZ; TREICHEL, 2005). 
 Estes metais possuem na camada eletrônica mais externa (em subnível s) um elétron 
fracamente ligado ao núcleo, ao perder esse único elétron transformam-se em íons positivos 
monovalentes, cátions M+, formando compostos univalentes, iônicos e incolores. Apesar de 
sua grande semelhança química, estes elementos não são encontrados juntos na natureza, 
principalmente por causa dos diferentes tamanhos dos íons. 
 A eletropositividade destes elementos cresce no grupo de cima para baixo, observado 
do ponto de vista termodinâmico (liberação de energia), pois quanto menor, mais o elemento 
se hidrata, oxidando mais rápido e reagindo mais rápido. Mas, do ponto de vista cinético 
(velocidade da reação), a reatividade cresce de baixo para cima, pois quanto maior os átomos, 
mais fácil de perder o seu elétron de valência e reagindo mais rápido (OLIVEIRA, 2010). 
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 Os metais alcalinos são sólidos metálicos de baixa densidade, baixos pontos de fusão e 
maleáveis. Todos têm propriedades metálicas características, como brilho metálico prateado e 
altas condutividades térmicas e elétricas. Ainda, são voláteis e podem ser isolados na forma 
pura, por destilação de misturas de reação. Essas propriedades variam de maneira 
razoavelmente regular com o aumento do número atômico. 
 Os elementos do grupo 2 são chamados de metais alcalinos-terrosos, formado pelas 
espécies, berílio (Be), magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). 
Esses elementos metálicos ocorrem naturalmente apenas em compostos. À exceção do berílio 
(Be), esses elementos também reagem com água para produzir soluções alcalinas, e a maioria 
de seus óxidos, como a cal (CaO), forma soluções alcalinas (KOTZ; TREICHEL, 2005). 
 Possuem tendência de perder os 2 elétrons mais externos (em subnível s) e formar íons 
positivos bivalentes, cátions 2+. A eletropositividade, cresce no grupo de cima para baixo, e a 
reatividade tende a crescer no mesmo sentido. Podem ser preparados pela eletrólise de seus 
haletos no seu estado fundido, embora a maneira mais conveniente de preparar pequenas 
quantidades de outros metais alcalinos-terrosos é por meio da redução de seus óxidos por 
metais redutores disponíveis (OLIVEIRA, 2010). 
 Estes metais são todos sólidos, mais duros e mais densos que os metais alcalinos, 
fundindo-se a temperaturas mais altas, e são menos reativos que os metais do grupo 1, sendo o 
berílio e o magnésio os menos reativos. São metais de baixa densidade, coloridos e moles. 
Reagem com facilidade com halogênios para formar sais iônicos e com a água (ainda que não 
tão rapidamente como os metais alcalinos) para formar hidróxidos fortemente básicos. 
 O teste da chama é usado para identificar os metais alcalinos e alcalinos-terrosos 
presentes nos compostos, colocando-se um cloreto de um metal sob a ação de uma chama, 
onde cada metal emite uma chama de cor diferente. A coloração diferente deve-se a excitação 
dos elétrons, que passam de um subnível a outro mais externo por causa da energia (E) 
fornecida pela chama. Ao retornar ao seu estado inicial, o elétron emite energia na forma de 
onda de luz de determinado comprimento, que corresponde a uma certa cor do espectro. 
 
OBJETIVOS 
 
 O presente trabalho caracteriza a prática laboratorial sobre propriedades e compostos 
dos metais alcalinos e metais alcalinos terrosos por meio de evidências experimentais. Cujos 
objetivos eram comparar a reatividade na presença de ar e água, verificar algumas 
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propriedades físicas e químicas de compostos dos grupos 1 e 2 da tabela periódica, e 
identificar cátions desses metais através do teste de chama. 
 
MATERIAIS E REAGENTES 
 
 Os reagentes utilizados na prática laboratorial foram hidróxido de sódio (NaOH 1 
mol∕L), hidróxido de cálcio (Ca(OH)2 1 mol∕L), ácido clorídrico (HCl 1 mol∕L), sulfato de 
sódio (Na2SO4 1 mol∕L), cloreto de sódio (NaCl 1 mol∕L), cloreto de magnésio (MgCl2 1 
mol∕L), cloreto de cálcio (CaCl2 1 mol∕L), cloreto de bário (BaCl2 1 mol∕L), água destilada 
(H2O) e indicador de ácido-base fenolftaleína. Também carbonato de cálcio (CaCO3), 
amostras de metais de sódio (Na) e de magnésio (Mg), e eletrodos inertes de grafite. Os 
materiais utilizados foram, béquer, tubos de ensaio, pipeta, placa de Petri, vidro de relógio, 
estante para tubo de ensaio, bico de Bunsen, pinça de madeira, pinça metálica ou espátula. 
 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 Figura 1: Reação de Na com O2. 
PRIMEIRO PROCEDIMENTO 
 Retirou-se um pequeno pedaço de sódio metálico 
encontrado na bancada e colocou-se sobre um vidro de 
relógio (Ver figura 1). Observou-se a reação com a ar. 
 
 Fonte: Próprio autor. 
SEGUNDO PROCEDIMENTO 
 Colocou-se um segundo pedaço de sódio numa placa de Petri contendo água com 
algumas gotas do indicador ácido-base fenolftaleína. 
 
TERCEIRO PROCEDIMENTO Figura 2: Aquecimento. 
 Repetiu-se o primeiro procedimento utilizando uma amostra 
de magnésio metálico. Em seguida, colocou-se o pedaço de 
magnésio no tubo de ensaio contendo aproximadamente 3 mL de 
água destilada com uma gota da solução fenolftaleína. Após, 
aqueceu-se suavemente o tubo numa chama de um bico deBunsen 
com o auxílio de uma pinça de madeira (Ver figura 2). 
 Fonte: Próprio autor. 
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QUARTO PROCEDIMENTO Figura 3: NaOH e Ca(OH)2. 
 Colocou-se uma pequena porção das substâncias de 
NaOH e Ca(OH)2, separadamente, mas em um mesmo 
vidro de relógio seco (Ver figura 3). Observou-se a 
diferença de higroscopicidade dos mesmos. 
 Fonte: Próprio autor. 
QUINTO PROCEDIMENTO 
 Aqueceu-se uma porção de mármore (CaCO3) por aproximadamente dois minutos nas 
chamas de um bico de Bunsen com um auxílio de uma pinça metálica (Ver figura 4). 
Transferiu-se o material aquecido para um vidro de relógio contendo água e gotas de 
fenolftaleína (Ver figura 5). 
 
 Figura 4: Aquecimento. Figura 5: Material aquecido. 
 
 
 
 
 
 
 Fonte: Próprio autor. Fonte: Próprio autor. 
 
SEXTO PROCEDIMENTO 
 Pesou-se no béquer de 50 mL aproximadamente 0,5 g de NaCl. Acrescentou-se 
aproximadamente 40 mL de água. Após completar a dissolução do sal, acrescentou-se duas 
gotas de fenolftaleína. Utilizando eletrodos inertes de grafite (Ver figura 6), procedeu-se com 
a eletrólise da solução do sal (Ver figura 7). Identificou-se o cheiro emanado da reação. 
 
 Figura 6: Grafites inertes na solução. Figura 7: Eletrólise do NaCl. 
 
 
 
 
 
 
 Fonte: Próprio autor. Fonte: Próprio autor. 
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SÉTIMO PROCEDIMENTO 
 Limpou-se um fio de Ni-Cr aquecendo-o na chama do bico 
de Bunsen (ajustando a chama previamente para azul), em seguida 
realizou-se o procedimento de limpeza do fio mergulhando-o na 
solução de HCl 6 mols/L. Umedeceu-se o fio nas soluções A, B, C, 
D e E (Ver figura 8), respectivamente, após aqueceu-se o mesmo 
na chama e observou a cor inicialmente produzida. 
 
OITAVO PROCEDIMENTO 
 Em um tubo de ensaio acrescentou-se 1 mL da 
solução de MgCl2 1 mol/L, em outro tubo de ensaio 1 mL de 
CaCl2 1 mol/L, e num terceiro tubo de ensaio 1 mL BaCl2 1 
mol/L. Acrescentou-se em cada tubo 1 mL de NaOH 1 
mol/L. Repetiu-se o procedimento trocando a solução de 
NaOH por uma solução de Na2SO4 1 mol/L (Ver figura 9). 
 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
PRIMEIRO PROCEDIMENTO 
 O sódio metálico (Na) pertence ao grupo dos metais alcalinos e são altamente reativos 
por causa da sua distribuição eletrônica. Eles possuem um único elétron na sua última camada 
eletrônica, que faz com que ele tenha forte tendência a se oxidar, perdendo esse elétron e 
adquirindo uma configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja estável. A reatividade dos 
metais alcalinos aumenta ao percorremos o grupo de cima para baixo. 
 O sódio é considerado um metal venenoso, que deve ser armazenado em atmosfera 
inerte ou imerso em um líquido protetor como querosene, hexano e/ou outros hidrocarbonetos 
isentos de água. Sepulverizado, inflama-se espontaneamente em contato com o oxigênio do 
ar. No primeiro procedimento, reação do sódio com o ar, observou-se que a sua cor metálica 
vai se modificando por causa da reação com o oxigênio atmosférico, notou-se ainda uma 
efervescência na camada superficial do metal. 
 
4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O (s) 
Fonte: Próprio autor. 
Figura 8: Soluções de sais. 
Fonte: Próprio autor. 
Figura 9: Precipitados. 
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SEGUNDO PROCEDIMENTO 
 O sódio é um metal sólido, macio, brilhante, de coloração ligeiramente prateada que 
decompõe-se na água produzindo hidróxido de sódio com desprendimento de hidrogênio em 
uma violenta reação. 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. 
 No segundo procedimento, o sódio reagiu violentamente com a água mesmo que em 
temperatura ambiente, a espécie metálica ficou deslizando sobre a superfície da água, até 
sumir. Quando os metais alcalinos reagem com a água formam seus respectivos hidróxidos 
(bases), o que é comprovado pela mudança de cor da solução para um tom róseo, na presença 
do indicador ácido-base fenolftaleína. A reação mostrou-se exotérmica. 
 
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g) 
 
TERCEIRO PROCEDIMENTO 
 Quando adicionou-se o magnésio metálico à fenolftaleína na placa de Petri com água 
destilada, a solução permaneceu incolor, indicando tratar-se de um ácido. Contudo, ao 
aquecer a mesma solução, a reação foi violenta, exalando cor róseo. A reação ocorre em duas 
etapas. Na primeira, formou-se o óxido de magnésio e houve liberação de gás hidrogênio. 
 
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 pouco solúvel, mas dissolve-se pequenas quantidades 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. 
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QUARTO PROCEDIMENTO 
 A higroscopicidade é a força, pela qual um tecido, vivo ou morto, tende a absorver a 
umidade, em ordem a está em equilíbrio com o ambiente (MAGALHÃES, 2012). No quarto 
procedimento, observou-se que o NaOH é mais higroscópico que o Ca(OH)2. Essa afirmação 
deu-se porque o hidróxido de sódio umedeceu, já que o mesmo absorve a umidade do ar mais 
rápido que o hidróxido de cálcio, devido ao impedimento estereoquímico do composto. 
 Para explicação do fenômeno faz-se necessário utilizar as regras de Fajans. A espécie 
química menos higroscópica está associada 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. 
 
QUINTO PROCEDIMENTO 
 Nessa reação, quando o carbonato de cálcio (CaCO3) é aquecido, ele libera o óxido de 
cálcio (CaO) 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 corquando adicionou-se o indicador básico fenolftaleína, apresentando cor rósea. 
 
CaCO3 (s) → CaO (s) + CO2 (g) 
CaO (s) + H2O (aq) → Ca(OH)2 (s) 
 
SEXTO PROCEDIMENTO 
 A eletrólise é um processo em que se passa uma corrente elétrica sobre uma substância 
e, por meio de reações de oxirredução, o composto decompõe-se. Se a substância estiver no 
estado líquido (fundida), é eletrólise ígnea, mas em solução aquosa, é eletrólise em meio 
aquoso. Uma das eletrólises de maior importância comercial é a do cloreto de sódio (NaCl). 
 Ao adicionar o cloreto de sódio (NaCl), a água dissolve o sal, formando cátions Na+ e 
ânions Cl-. Na eletrólise do cloreto de sódio em solução aquosa, participam da eletrólise o 
cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal. 
 
2 NaCl → 2 Na+ + 2 Cl- (Dissociação do cloreto de sódio) 
2 H2O → 2 H+ + 2 OH- (Auto-ionização da água) 
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Tabela 1: Semirreações no ânodo e cátodo. 
Ânodo 2 Cl- → Cl2 + 2 e- 
Cátodo 2 H+ + 2 e- → H2 
Reação Global 2 NaCl + 2 H2O → 2 Na+ + Cl2 + H2 + 2 OH- 
 
Fonte: Próprio autor. 
 
 Nota-se pela reação global que a eletrólise do NaCl é um método de obtenção de gás 
hidrogênio (H2), gás cloro (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 gás hidrogênio e o eletrodo negativo ficou róseo indicando um caráter básico 
(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 (NaOH). 
 
SÉTIMO PROCEDIMENTO 
 A explicação para as diferentes cores no teste da chama dar-se-á 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. 
Ficando excitado, ele passa para um nível de energia mais energético que caiba sua recém 
adquirida energia, ao receber essa energia a tendência que o elétron retorne ao seu estado 
fundamental, para isso ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação, 
produzindo as cores (Ver tabela 2). 
 
Tabela 2: Identificação dos metais através do teste da chama. 
SUBSTÂNCIA COR DA CHAMA ELEMENTO 
A Amarelo Na 
B Violeta K 
C Vermelho tijolo Ca 
D Vermelho carmim Li 
E Amarelo esverdeado Ba 
Fonte: Próprio autor. 
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 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. 
 
OITAVO PROCEDIMENTO 
 A reação de cloreto de bário (MgCl2) com hidróxido de sódio (NaOH), apresentou 
uma coloração branca, e formou o precipitado do tipo coloidal gelatinoso hidróxido de 
magnésio (Mg(OH)2), foi formado também o cloreto de sódio (NaCl). 
MgCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Mg(OH)2 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
 A reação de cloreto de bário (CaCl2) com hidróxido de sódio (NaOH), apresentou 
uma coloração branca, e formou o precipitado hidróxido de cálcio (Ca(OH)2), foi formado 
também o cloreto de sódio (NaCl). 
CaCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Ca(OH)2 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
 A reação de cloreto de bário (BaCl2) com hidróxido de sódio (NaOH), apresentou o 
precipitado hidróxido de bário (Ba(OH)2), foi formado também o cloreto de sódio (NaCl). 
BaCl2 (aq) + 2 NaOH (aq) → Ba(OH)2 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
 A reação de sulfato de sódio (Na2SO4) com o cloreto de magnésio (MgCl2) forma o 
precipitado de sulfato de magnésio (MgSO4) e cloreto de sódio (NaCl). 
Na2SO4 (aq) + MgCl2 (aq) → MgSO4 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
 A reação de sulfato de sódio (Na2SO4) com o cloreto de cálcio (CaCl2) forma o 
precipitado de sulfato de cálcio (CaSO4) e cloreto de sódio (NaCl). 
Na2SO4 (aq) + CaCl2 (aq) → CaSO4 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
 A reação de sulfato de sódio (Na2SO4) com o cloreto de bário (BaCl2) forma o 
precipitado de sulfato de bário (BaSO4) e cloreto de sódio (NaCl). 
Na2SO4 (aq) + BaCl2 (aq) → BaSO4 (s) ↓ + 2 NaCl (aq) (dupla troca) 
 
OBS: Todos os reagentes eram incolores. 
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Tabela 3: Identificação da presença de precipitados. 
REAGENTE NaOH Na2SO4 
MgCl2 Precipitou Precipitou 
CaCl2 Precipitou Precipitou 
BaCl2 Precipitou Precipitou 
Fonte: Próprio autor. 
 
CONCLUSÃO 
 
 A partir da execução dos procedimentos, pode-se confirmar a alta reatividade dos 
metais alcalinos, o Na metálico por exemplo, oxidou-se ao entrar em contato com O2, e ao 
reagir com H2O, o mesmo formou uma base de NaOH e H2. O Mg metálico em contato com 
água inicialmente era um ácido, porém, o MgO é um composto de metal alcalino terroso, o 
que faz com que ele seja reativo com água, formando bases. 
 Concluindo ainda, o NaOH é mais higroscópico que o Ca(OH)2. O CaCO3 quando 
aquecido, forma óxido CaO e CO2 e reage espontaneamente com água formando Ca(OH)2. É 
possível reconhecer também, com um relativo grau de certeza, os metais do grupo 1 e 2 
através da cor da chama. Quanto à solubilidade dos sais, todos os cloretos de metais alcalinos 
e alcalinos terrosos utilizados na preparação das soluções apresentam solubilidade em água. 
 
REFERÊNCIAS 
 
Livros 
KOTZ, J. C; TREICHEL, Jr, P. M. Química Geral I e Reações Químicas. Cengage 
Learning, 2005. 54 - 55 p. 
 
Sites 
MAGALHÃES, F. M. Relatório prática 2: metais alcalinos e alcalinos terrosos. 
Universidade Estadual do Ceará, Itapipoca - CE, 2012. Disponível em: < 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAfvpsAK/relatorio-pratica-2-metais-alcalinos-
alcalinos-terrosos > 
 
OLIVEIRA, J. D. Relatório de metais alcalinos e metais alcalinos terrosos. Centro Federal 
de Educação Tecnológica (CEFET), Rio Verde - GO, 2010. Disponível em: < 
http://www.ebah.com.br/content/ABAAAAp84AL/relatorio-metais-alcalinos-metais-
alcalinos-terrosos >