Relatório 1 Química Inorgânica Experimental (1)

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UNIVERSIDADE DO SUL DE SANTA CATARINA
João Michels Cardoso
Jóice da Silva Zanelatto
Olívia Michels Cardoso
A TABELA PERIÓDICA: OS METAIS E OS NÃO-METAIS
TUBARÃO, 2016.
João Michels Cardoso
Jóice da Silva Zanelatto
Olívia Michels Cardoso
A TABELA PERIÓDICA: OS METAIS E OS NÃO-METAIS
Relatório apresentado à disciplina de Química Inorgânica experimental dos cursos de Engenharia Química e Química Bacharel.
Professora: Camila Gonçalves
TUBARÃO, 2016.
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO
A tabela periódica é o resultado da necessidade que os químicos sempre tiveram de organizar os elementos químicos e fornecer o máximo de informações possíveis sobre eles para facilitar a consulta. Os metais e os não metais são compostos com características diferentes, por isso são agrupados de forma distinta na tabela periódica. A maioria dos metais apresenta-se no estado sólido, com exceção do mercúrio (Hg) que é líquido, possuem cor brilhante, são bons condutores de calor e eletricidade e são maleáveis. Já os não metais, alguns são líquidos e não são bons condutores de calor e eletricidade.
	O presente relatório descreve as práticas feitas em laboratório com elementos metais e não metais, onde se buscou determinar a reatividade dos mesmos com ácidos, no qual o objetivo principal foi medir a velocidade relativa de evolução do hidrogênio em cada elemento. Verificou-se também a formação de óxidos e oxiácidos de alguns elementos, medindo o pH dos óxidos para determinar se solução formada era ácida ou básica.
1.1 OBJETIVOS
1.1.1 Geral
	Relacionar as posições de elementos da tabela periódica (metais e não-metais) com suas propriedades físicas e químicas, observando sua reatividade e eletronegatividade.
1.1.2 Específicos
Verificar a reatividade de metais e não-metais com ácidos;
Verificar a velocidade de evolução do hidrogênio nas reações com ácidos;
Aferir o pH dos óxidos que alguns elementos formam.
2. REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
2.1 METAIS E NÃO METAIS
 	A classe dos metais é constituída por mais de oitenta elementos, destacando-se o ouro, alumínio e ferro. São facilmente encontrados na natureza e são muito utilizados no dia a dia. Podem ser extraídos principalmente de minérios, solos e rochas. 
	Os não metais são constituídos por onze elementos, destacando-se o carbono, oxigênio e nitrogênio. Constituem a maior parte da Terra, em especial suas camadas exteriores, compondo a maior parte do ar atmosférico. 
2.1.1 Propriedades físicas e químicas
	Segundo Nehmi (1984), os metais são elementos geralmente brilhantes, condutores de calor e de eletricidade, dúcteis e maleáveis. Possuem menos de quatro elétrons no último nível energético, constituindo elementos essencialmente eletropositivos; por esse motivo, em suas combinações químicas, os metais cedem elétrons, transformando-se em íons positivos. Possuem grande afinidade química com não-metais, resultando compostos binários, como o NaCl. São geralmente sólidos à temperatura ambiente.
	Os não-metais são elementos muito eletronegativos, ou seja, ganham elétrons mais facilmente do que os perdem, formando, então, ligações iônicas com metais. São geralmente bons isolantes térmicos e elétricos, com exceção do carbono na forma de grafite. Podem ser líquidos, gasosos ou sólidos à temperatura ambiente.
2.1.2 Solução ácido-base e escala de pH
As soluções aquosas podem ser ácidas, básicas ou neutras. Para indicar se a solução é ácida, básica ou neutra, existem alguns indicadores, como por exemplo: a solução de fenolftaleína, tintura de tornesol (que pode ser usada em solução ou em papel embebido e solução de tornesol).
            Para identificar a acidez ou a basicidade das soluções, os químicos estabeleceram uma escala numérica, a escala de pH. O pH de uma solução aquosa a 25ºC pode variar de 0 a 14, soluções ácidas o pH é menor que 7, em soluções neutras o pH é igual a 7 e em soluções básicas o pH é maior que 7. Para medir o pH de uma solução, usamos um indicador universal que é uma mistura de vários indicadores (em papel ou solução) e apresenta várias cores, em função do pH. Também se pode medir o pH utilizando um aparelho medidor de pH (pHmetro), este aparelho permite a leitura direta do valor de pH da solução.
            PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES ÁCIDAS: têm sabor azedo; reagem com alguns metais, corroendo-os; reagem com o calcário (carbonato de cálcio), libertando dióxido de carbono; conduzem a corrente elétrica; avermelham a tintura azul de tornesol; avermelha o indicador universal; têm pH menor que 7.
            PROPRIEDADES DAS SOLUÇÕES BÁSICAS: são escorregadias ao tato; conduze a corrente elétrica; tornam carmim a solução alcoólica de fenolftaleína; azula o indicador universal; têm pH maior que 7.
2.1.3 Hidrogênio
De acordo com Nehmi (1984), o hidrogênio (H) é o gás mais leve conhecido, incolor e inodoro. É pouco solúvel em água, e facilmente absorvido por metais finamente divididos. É o quarto elemento mais abundante na Terra e encontrado em grandes quantidades no oceano e nos organismos vivos (na forma de carboidratos e proteínas), compostos orgânicos, combustíveis fósseis (carvão, petróleo e gás natural), amônia e ácidos. O hidrogênio (H) forma mais compostos que qualquer outro elemento.
2.1.4 Magnésio
O magnésio (Mg) é da família dos metais alcalino terrosos, possui coloração prateada, perdendo seu brilho quando exposto ao ar, por formar óxido de magnésio. Ele é muito resistente e leve, sendo o mais de todos os metais; por esse motivo, é amplamente empregado na indústria aeronáutica, automobilística e civil. Quando queimado, produz uma chama branca muito intensa. O Magnésio (Mg) é muito abundante na natureza na forma de compostos como a Magnesita, Dolomita e Carnalita; também encontra-se em menor quantidade na água do mar.
2.1.5 Alumínio
	O alumínio (Al) é da família dos metais representativo, é um metal leve, macio e resistente. Possui um aspecto prateado e fosco, resistente à corrosão devido à fina camada de óxidos que se forma rapidamente quando exposto ao ar. É muito maleável, muito dúctil, apto para a mecanização e fundição. Por ser um bom condutor de calor, é muito utilizado em panelas de cozinha. Não aparece livre na natureza, mas sim em compostos como na bauxita e a criolita.
2.1.6 Enxofre 
	O enxofre (S) é da família dos não-metais, é um metal sólido amarelo pálido, inodoro, sem sabor, insolúvel em água, quebradiço e mau condutor de eletricidade. Estima-se que o enxofre seja o nono elemento mais abundante no universo. Constitui cerca de 0,03% da crosta terrestre. Geralmente, pode ser encontrado como sulfetos, sulfatos e mesmo como enxofre elementar. Como enxofre livre na natureza, ocorre principalmente em depósitos vulcânicos ou sedimentares. Encontra-se também nos carvões, petróleos e gás natural sob a forma de compostos orgânicos. Entre os principais minérios contendo enxofre temos a pirita, a galena, o cinábrio, a esfalerita, assim como, sob a forma de sulfato, a gipsita, a barita, etc.
2.1.7 Cálcio
	De acordo com Carraro (1966), o cálcio (Ca) é um metal da família dos alcalino terrosos, muito maleável e dúctil. Não é encontrado livre na natureza, mas é muito abundante em compostos, como no calcário, no mármore e na calcita, sendo o quinto dos compostos mais abundantes na crosta terrestre. Também é um elemento essencial para os tecidos animais e vegetais; ossos e dentes são formados em grande parte de fosfato de cálcio ou apatita.
2.1.8 Cobre
	O cobre (Cu) é da família dos metais de transição, de cor vermelho-clara, mole, muito dúctil e bom condutor térmico e elétrico. Por ocorrer livre, o cobre é conhecido pelo homem desde a antiguidade. Contribui na formação da crosta terrestre com 0,0001% e também aparece na forma de sulfetos (calcapirita e calcosita) e em minérios oxigenados (cuprita e malaquita). Em contato com ar, recobre-sede uma película protetora, sendo muito resistente à corrosão. 
2.2 REATIVIDADE DOS METAIS E NÃO METAIS COM ÁCIDOS
	Com ácidos não oxidantes, ou seja, ácidos sem oxigênio na composição, os metais reagem libertando hidrogênio, como na reação do alumínio com ácido clorídrico:
2 Al + 6 HCl 2 AlCl3 + 3 H2
	Com ácidos oxidantes, ou seja, ácidos com oxigênio na composição, os metais reagem sem libertação de hidrogênio, como na reação do cobre com ácido nítrico:
3 Cu + 8 HNO3 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
	A reatividade dos não-metais corresponde à sua eletronegatividade: quanto maior a eletronegatividade, mais reativo o elemento é.
F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > H
	Esses elementos participam de reações de oxirredução, nas quais há troca de elétrons entre os elementos. Para que essas reações ocorram, é necessário que um ametal, sozinho, seja mais reativo que um ametal presente num composto; só assim poderá haver deslocamento dos elementos: 
F2 + 2 HCl 2 HF + Cl2
Cl2 + 2 HBr → 2 HCl + Br2
2.3 ÓXIDOS E OXIÁCIDOS
Os óxidos são compostos químicos binários formados pelo oxigênio e algum outro elemento, no qual o oxigênio é o elemento mais eletronegativo. Alguns exemplos de óxidos são o gás carbônico (CO2) e a água oxigenada (H2O2).
Os oxiácidos são ácidos que possuem o elemento oxigênio na sua composição, como o ácido nítrico (HNO3) e o ácido sulfúrico (H2SO4). 
2.4 ÁCIDO CLORÍDRICO
	O cloreto de hidrogênio (HCl) é um gás incolor levemente amarelado, na temperatura e pressão ordinárias. É corrosivo, não inflamável, de odor irritante. Na sua forma pura é o cloreto de hidrogênio (gás), na sua forma de solução é a mais conhecida como o ácido clorídrico, na sua forma impura é conhecido como ácido muriático. As soluções aquosas (ácido clorídrico) são fortemente ácidas e extremamente corrosivas. A produção dele é separada em quatro processos: subproduto da produção hidrocarbonetos aromáticos e alifáticos, reação de cloreto de sódio e ácido sulfúrico, combustão do hidrogênio com cloro (o hidrogênio comporta-se aqui como combustível e o cloro como comburente) – processo sintético, processo Hargreaves.
2.5 ÁCIDO NÍTRICO 
	O ácido nítrico (HNO3) é considerado um ácido forte, é um líquido viscoso, incolor, inodoro, corrosivo, de odor sufocante característico. O produto de grau reagente é uma solução em água contendo cerca de 69 – 71% de ácido. Ele fumegante contém pelo menos 90% de ácido e dióxido de nitrogênio dissolvido, gás vermelho que pode ser liberado ao se abrir o recipiente com o produto. Ele reage com metais alcalinos, óxidos básicos e carbonatos formando sais, como o nitrato de amônio (NH4NO3). 
2.6 PENTÓXIDO DE FÓSFORO 
	O pentóxido de fósforo (P2O5) é um sólido branco cristalino, deliquescente, que reage violentamente com a água. É preparado por queima de fósforo elementar com suficiente suprimento de ar:
2 P2 + 5 O2 → 2 P2O5
2.7 CARBONATO DE SÓDIO
            O carbonato de sódio (Na2CO3) é um sal branco e translúcido que se encontra no estado sólido, à temperatura ambiente. Ele é um químico alcalino que pode ser refinado do minério trona, encontrado em depósitos naturais, ou artificialmente pelos processos de solvay e Leblanc. 
3. MATERIAIS, REAGENTES E METODOLOGIA
3.1 MATERIAIS E REAGENTES
Tabela 1 – Materiais utilizados na prática de reatividades dos metais e não metais com ácidos
	Materiais
	Capacidade
	Béquer
	50 mL
	Espátula
	-
	Grade para tubos de ensaio
	12
	Tubos de ensaio
	20x20
Fonte: Os autores, 2016.
Tabela 2 - Reagentes utilizados na prática de reatividades dos metais e não metais com ácidos
	Reagentes
	Quantidade
	Ácido clorídrico
	12 mL
	Alumínio sólido
	Q.s.p
	Cálcio sólido
	Q.s.p
	Enxofre sublimado
	Q.s.p
	Magnésio sólido
	Q.s.p
Fonte: Autores, 2016
Tabela 3 – Materiais utilizados na prática de óxidos e oxiácidos de alguns elementos
	Materiais
	Capacidade
	Argola para funil
	-
	Balança
	4,0 Kg
	Béquer
	50 mL
	Espátula
	-
	Funil de separação
	250 mL
	Fita de pH
	4
	Grade para tubo de ensaio
	12
	Garra com mufa
	-
	Kitassato
	500 mL
	Mangueira
	-
	Rolha furada
	-
	Suporte universal
	Pequeno
	Tubo de ensaio
	20x20
Fonte: Autores, 2016
Tabela 4 - Reagentes utilizados na prática de óxidos e oxiácidos de alguns elementos
	Reagentes
	Quantidade
	Ácido nítrico
	3 mL
	Ácido clorídrico
	3 mL
	Água destilada
	~ 15 mL
	Carbonato de sódio
	1 g
	Fita de magnésio
	Q.s.p
	Fio de cobre
	Q.s.p
	Pentóxido de fósforo
	~ 0,3 g
Fonte: Autores, 2016	
3.2 METODOLOGIA
3.2.1 Reatividade dos metais e não-metais com ácidos
	
	Em quatro tubos de ensaio limpos e secos, foram adicionados 3 mL de HCl 6M. No primeiro tubo, colocou-se um pedaço de cálcio, no segundo um pedaço de magnésio, no terceiro um pedaço de alumínio e no quarto uma pequena quantidade de enxofre, comparando, então, as velocidades de evolução do hidrogênio em cada tubo.
3.2.2 Óxido e oxiácido de alguns elementos
Cobriu-se o fundo de um béquer de 50 mL com água destilada. Segurando com uma pinça um pedaço de fita de magnésio, queimou-se a outra extremidade da fita e deixou-se cair as cinzas na água contida no béquer, para então verificar o pH da solução formada.
Em um béquer de 50 mL, adicionou-se 1 mL de água destilada e 3 mL de ácido nítrico concentrado. Com o auxílio de um microgerador de gases (Funil de separação encaixado num Kitassato através de uma rolha furada e um tubo de ensaio conectado ao Kitassato com uma mangueira), colocou-se a solução no funil de separação. No Kitassato, colocou-se 1 mL de água destilada e um pequeno pedaço de fio de cobre. No tubo de ensaio, adicionou-se 5 mL de água destilada, para a reação então ser iniciada, gotejando lentamente a solução de ácido sobre o fio de cobre. Após o término da reação, testou-se o pH da solução contida no tubo. 
Novamente com o auxílio de um microgerador de gases, foi colocado aproximadamente 1 g de carbonato de sódio no Kitassato. Em um béquer de 50 mL, foi preparado uma solução de HCl 3 M, através da diluição de 3 mL de HCl 6M em 3 mL de água destilada, que foi transferido para o funil de separação. No tubo de ensaio, foi adicionado 5 mL de água destilada e procedido como no item 2. Depois de encerrada a reação, mediu-se o pH da solução formada.
Colocou-se uma pequena quantidade, aproximadamente 0,3 g, de pentóxido de fósforo em um béquer de 250 mL. Em seguida, iniciou-se a reação gotejando lentamente água destilada sobre o sólido. No final, foi medido o pH da solução formada.
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
4.1 REATIVIDADE DOS METAIS E NÃO METAIS COM ÁCIDOS
	Na primeira etapa da prática pode-se perceber a diferença entre a reatividade do ácido clorídrico com os metais cálcio, magnésio e alumínio, e com o não-metal enxofre.
	A reação do ácido clorídrico com o cálcio é representada pela seguinte equação química:
Ca(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2(g)
	Pela reação, percebe-se que o cálcio (Ca) reage com o ácido clorídrico (HCl), formando cloreto de cálcio (CaCl2) e gás hidrogênio (H2). 
Conforme exposto anteriormente, a reação entre um hidrácido e um metal libera gás hidrogênio. Na prática, verificou-se que essa reação é extremamente rápida, pelo intenso desprendimento do gás logo que o metal foi colocado em contato com a solução.
	A equação química que representa a reação do magnésio com o ácido clorídrico é dada por:
Mg(s) + 2 HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g)
	A equação química demonstra que o magnésio (Mg) reage com o ácido clorídrico (HCl) e forma cloreto de magnésio (MgCl2) e gás hidrogênio (H2).	
Novamente, trata-se da reação entre um metal e um ácido não oxidante. Foi verificado, mais uma vez, que a reação é rápida e ocorre com liberação de gás hidrogênio.
	A reação entre alumínio é equacionada por:
2 Al(s) + 6 HCl(aq) 2 AlCl3(aq)+ 3 H2(g)
	Verifica-se que, pela equação química, o alumínio (Al) reage com o ácido clorídrico (HCl), formando cloreto de alumínio (AlCl3) e gás hidrogênio (H2).
	Outra vez a ocorrência da reação foi observada pelo desprendimento do gás hidrogênio.
	A reação entre o não-metal enxofre e o ácido clorídrico é dada por:
S(s) + HCl(aq) H2S(aq) + Cl2(g)
	Conforme exposto anteriormente, a reação entre ácidos não-metais ocorre somente se o não-metal sozinho for mais eletronegativo que aquele que está com o hidrogênio. Segundo a série de reatividade apresentada na revisão bibliográfica, o cloro (Cl) é mais reativo que o enxofre (S) e, portanto, o enxofre não é capaz de deslocar o hidrogênio. Portanto a reação não ocorre e não há formação de ácido sulfídrico (H2S) e gás cloro (Cl2).
	De forma geral, pode-se verificar que os metais reagem com ácidos liberando gás hidrogênio em reações muito rápidas. Já os não-metais podem apresentar reatividade com ácidos, se esses forem mais eletronegativos que a base conjugada ligada ao hidrogênio do ácido. No experimento realizado não houve reação, pois o enxofre é menos eletronegativo que o cloro.
4.2 ÓXIDO E OXIÁCIDO DE ALGUNS ELEMENTOS
	A formação de óxidos e oxiácidos a partir de magnésio, cobre, carbonato de sódio e pentóxido de fósforo foi verificada conforme os tópicos seguintes.
4.2.1 Fita de Magnésio
	A fita de magnésio foi colocada em contato com a chama de um bico de Bunsen e, após um curto período de tempo, entrou em combustão conforme a equação:
2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO(s)
	A ocorrência da reação entre o magnésio (Mg) e o gás oxigênio (O2) ficou evidenciada pela forte luminescência e formação de uma cinza branca, aspecto característico do óxido de magnésio (MgO).
4.2.2 Fio de Cobre com Ácido Nítrico
	A reação entre o fio de cobre e o ácido nítrico, realizada em um microgerador de gases é descrita pela equação:
3 Cu(s) + 8 HNO3(aq) 3 Cu(NO3)2(aq) + 2 NO(g) + 4 H2O(l)
	Nessa reação entre cobre (Cu) e ácido nítrico (HNO3), observa-se pela equação que há formação de nitrato de cobre (Cu(NO3)2), monóxido de nitrogênio (NO) e água (H2O).
	A reação foi conduzida na capela, pela toxicidade do óxido formado. Uma quantidade maior de ácido foi necessária para a reação, visto que foi colocado em excesso no kitassato. Com o início da reação, verificou-se a oxidação do cobre pela mudança de coloração na solução, que passou a ter coloração esverdeada quando o fio começou a ser consumido.
	O pH da mistura foi verificado e constatou-se que a solução estava levemente ácida. Esse fato pode ser compreendido pela característica dos não-metais de formarem óxidos ácidos; também pelo fato de que traços de ácido nítrico ainda deveriam existir na solução.
4.2.3 Carbonato de Sódio com Ácido Clorídrico
	No mesmo microgerador montado para a prática anterior, realizou-se a reação entre o carbonato de sódio (Na2CO3) e o ácido clorídrico (HCl). A reação está representada abaixo.
Na2CO3(aq) + 2 HCl(aq) 2 NaCl(aq) + H2CO3(g) 2 NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)
	Conforme dado pela equação química, há formação de cloreto de sódio (NaCl) e ácido carbônico (H2CO3), sendo que esse se dissocia em gás carbônico (CO2) e água (H2O).
	O gás coletado pela mangueira ligada ao orifício do kitassato foi borbulhado em água e o pH demonstrou-se ácido, porém muito próximo da neutralidade.
	
4.2.4 Pentóxido de Fósforo
	A reação entre o pentóxido de fósforo (P2O5) e água (H2O) ocorre violentamente, com formação de ácido fosfórico (H3PO4). A equação química é representada por:
P2O5(s) + 3 H2O(l) 2 H3PO4 (aq)
	A principal característica verificada nessa reação foi a espontaneidade e rapidez. Com pequenas gotas de água a reação de hidrólise ocorreu de forma semelhante a uma combustão: rápida e exotérmica.
	Ficou demonstrado nessa prática a grande diferença entre os óxidos de metais (MgO) e óxidos de não-metais (P2O5) quando em contato com a água. Enquanto o primeiro não se solubilizou e não houve verificação de nenhuma reação química, o pentóxido de fósforo reagiu de maneira agressiva, conforme já descrito.
5. CONCLUSÃO
	Durante o experimento laboratorial e a elaboração do relatório foi possível perceber as diferenças entre as propriedades físicas e químicas dos metais e não metais. As aplicações relacionadas às suas reatividades com ácidos demonstram-se de grande relevância para o contexto da química e suas aplicações.
	Foi constatado que, de modo geral, os metais reagem com ácidos e liberam gás hidrogênio enquanto os não metais apresentam baixa reatividade, sendo a ocorrência da reação relacionada à sua eletronegatividade.
	O comportamento verificado em reações com água foi diferente. Os óxidos de metais, como o óxido de magnésio, não apresentam reatividade, já de não metais, como o pentóxido de fósforo, reagiu de forma violenta com a água.
	Pode-se verificar com a revisão bibliográfica realizada que a tabela periódica foi, de fato, uma invenção grandiosa para a química, visto que além de classificar os elementos por sua ordem crescente de número atômicos, separou-os por regiões onde suas propriedades físicas e químicas são semelhantes.
6. REFERÊNCIAS 
NEHMI, Victor. Química Inorgânica: metais e não metais. São Paulo. Editora Átomo, 1984. 260p.
COVRE, Geraldo José. Química: O homem e a natureza. São Paulo. FTD S.A, 1999. 487 p.
CARRARO, Fernando Luiz. Dicionário de Química. Porto Alegre. Editora Globo, 1966. 357p.
FOGAÇA, Jennifer. Reatividade dos ametais. 2014. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-ametais.htm>. Acesso em: 09 out. 2016.
7. ANEXO
	Seguem as respostas das perguntas do questionário não respondidas ao longo do relatório.
1 e 2:
	Elemento
	Propriedades físicas
	Propriedades químicas
	Cálcio
	Sólido a temperatura ambiente, coloração branca.
	Reage com ácidos não oxidantes liberando hidrogênio.
	Magnésio
	Sólido a temperatura ambiente, leve, coloração prateada.
	Reage com ácidos não oxidantes liberando hidrogênio.
	Alumínio
	Sólido a temperatura ambiente, leve, coloração prateado e fosco.
	Reage com ácidos não oxidantes liberando hidrogênio.
	Enxofre
	Sólido a temperatura ambiente, coloração amarelo pálida, inodoro.
	Não é capaz de reagir com ácidos de não metais com eletronegatividade maior que a sua.
	Cobre
	Sólido a temperatura ambiente, coloração vermelho-clara, dúctil.
	Reage com ácidos oxidantes sem liberação de hidrogênio.
10 e 11: Os metais possuem quatro ou menos elétrons no último nível energético, constituindo elementos eletropositivos. Por essa característica, os metais cedem elétrons em reações, formando íons positivos (cátions). Já os não metais possuem quatro ou mais elétrons no último nível energético, constituindo elementos eletronegativos. Por essa característica, os não metais ganham elétrons nas reações, formando íons negativos (ânions).
12: Os metais são bons condutores de eletricidade porque na ligação metálica entre eles há elétrons livres. Quando submetidos a uma tensão, esses elétrons livres dirigem-se ao polo positivo da fonte, gerando uma corrente elétrica.
São também muito maleáveis por conta de sua estrutura cristalina, em especial a cúbica de corpo centrado e a cúbica de face centrada, que deixam planos onde os átomos podem deslizar, por isso podem ser forjados tão facilmente. 
Fonte: http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/upload/conteudo/images/reticulados-dos-metais.jpg