Relatorio I Reatividade dos metais alcalinos e alcalinos terrosos 1

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ANA GLAUCE GUIMARÃES OLIVEIRA 
HEITOR SOARES MACHADO 
ISABELLA SILVA THOMÉ DO AMARAL 
SAULO PAULINO SALGADO 
SUELEN SAMILA PEREIRA RIBEIRO 
MARYANNA PARADELLA GONÇALVES DE OLIVEIRA 
THAYENE COSTA BECKER HAAS 
 
 
 
 
 
AULA PRÁTICA 01 – REATIVIDADE DOS METAIS ALCALINOS E ALCALINOS 
TERROSOS 
 
 
 
 
 
Relatório apresentado à Universidade Estácio de Sá 
(UNESA), como exigência parcial para obtenção de nota 
na disciplina Química Inorgânica. 
 
 
 
 
Professor: Esp. Sandro Calzavara 
 
 
 
 
MACAÉ - RJ 
2017 
 
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SUMÁRIO 
 
 
1.0. INTRODUÇÃO ................................................................................................................ 3 
2.0. OBJETIVOS ...................................................................................................................... 5 
3.0. MATERIAIS UTILIZADOS ........................................................................................... 6 
4.0. REAGENTES .................................................................................................................... 7 
5.0. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .......................................................................... 8 
5.1. EXPERIMENTO I – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁGUA .............................................. 8 
5.2.EXPERIMENTO II – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁCIDOS ........................................... 8 
5.3.EXPERIMENTO III – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁGUA .................................... 8 
5.4.EXPERIMENTO IV – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁCIDOS ................................ 8 
5.5.EXPERIMENTO V – REAÇÕES DE COMPARAÇÃO DE pH ....................................... 8 
6.0. RESULTADOS E DISCUSSÕES .................................................................................... 9 
6.1.EXPERIMENTO I – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁGUA ................................................ 9 
6.2.EXPERIMENTOII – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁCIDOS ............................................. 9 
6.3. EXPERIMENTO III – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁGUA .................................. 10 
6.4.EXPERIMENTO IV – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁCIDOS ............................... 10 
6.5.EXPERIMENTO V – REAÇÕES DE COMPARAÇÃO DE pH ...................................... 11 
7.0. QUESTÕES ...................................................................................................................... 12 
8.0. CONCLUSÃO .................................................................................................................. 14 
9.0. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .......................................................................... 15 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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1.0. INTRODUÇÃO 
 
A tabela periódica é arranjada de forma a deixar o mais próximo possível os elementos 
que apresentam reatividades semelhantes, logo, há blocos em que se encontram gases e outros 
que se encontram materiais com uma tendência bem maior a perder ou ganhar elétrons em 
reação (AUTOR DESCONHECIDO, 2012). 
Os metais alcalinos compreendem os elementos do Grupo 1, formando um grupo 
bastante homogêneo, com a química mais simples que qualquer outro grupo da Tabela 
Periódica. Este grupo é formado pelos seguintes metais: lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), 
rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr). Estes metais possuem na camada eletrônica mais 
externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, 
iônicos e incolores. Apesar de sua grande semelhança química, estes elementos não ocorrem 
juntos, principalmente por causa dos diferentes tamanhos dos íons. São metais de baixa 
densidade e moles. Altamente eletropositivos e reativos (LIRA, 2017). 
Também são sólidos metálicos maleáveis. Todos têm propriedades metálicas 
características, como brilho metálico prateado e altas condutividades térmicas e elétricas. O 
nome alcalino deriva de uma palavra árabe que significa cinzas, pois os primeiros deles a 
serem descobertos (o sódio e o potássio) foram encontrados em cinzas de vegetais queimados. 
Os elementos têm baixa densidade e baixos pontos de fusão. Essas propriedades variam de 
maneira razoavelmente regular com o aumento do número atômico. Os metais alcalinos são 
voláteis e podem ser isolados na forma pura, por destilação de misturas de reação. As 
superfícies dos metais alcalinos recém-preparados apresentam um brilho prateado 
característico. Os metais são bons condutores de eletricidade e calor, e formam o grupo mais 
mole e com os menores pontos de fusão (FOGAÇA, 2013). 
Os metais alcalino-terrosos são os elementos químicos do Grupo 2 da Tabela 
Periódica, formando uma família ou uma série química e são os seguintes: berílio (Be), 
magnésio (Mg), cálcio (Ca), estrôncio (Sr), bário (Ba) e rádio (Ra). São mais duros e mais 
densos que os metais alcalinos, fundindo-se a temperaturas mais altas. São menos reativos 
que os metais alcalinos, sendo o berílio e o magnésio os menos reativos deste grupo. Possuem 
tendência de perder os 2 elétrons mais externos e formar íons 2
+
. Os elementos deste grupo 
nunca se encontram em estado metálico na natureza. Podem ser preparados pela eletrólise de 
seus haletos no seu estado fundido, porém a maneira mais conveniente de preparar pequenas 
 
 
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quantidades de outros metais alcalinos terrosos é por meio da redução de seus óxidos por 
metais redutores disponíveis (DIAS, 2012). 
 O nome alcalino-terroso provém do nome que recebiam seus óxidos: terras. Possuem 
propriedades básicas (alcalinas). Apresentam eletronegatividade menor ou igual a 1,3 segundo 
a escala de Linus Pauling. Este valor tende a crescer no grupo de baixo para cima. 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. São todos sólidos. Todos apresentam dois elétrons no 
seu último nível de energia (em subnível s), com tendência a perdê-los transformando-se em 
íons bipositivos, M
2+
. Esta tendência em perder elétrons, denominada eletropositividade 
cresce no grupo de cima para baixo, sendo o menos eletropositivo, o berílio. A reatividade dos 
metais alcalinos-terrosos tende a crescer no mesmo sentido (LIRA, 2010). 
Um teste usado para identificar os metais alcalinos presentes nos compostos 
colocando-se um cloreto de um metal alcalino sob a ação de uma chama, onde cada metal 
emite uma chama de cor diferente. A coloração diferente da chama deve-se a excitação dos 
elétrons, que passam de um subnível a outro mais alto por causa da energia (E) fornecida pela 
chama (GIBSON, 2012). Indicadores ácido-base são substâncias insolúveis, que alteram de 
cor dependendo do pH da solução ao qual são adicionados, devido às alterações moleculares 
que sofrem em meios ácidos ou básicos. A fenolftaleína é um exemplo de indicador ácido-
base (FOGAÇA, 2011). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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2.0. OBJETIVOS 
 
 Verificar na prática, a reação dos elementos em seu estado mais estável; 
 Analisar a reação de compostos dos grupos I e II da Tabela Periódica com compostos 
inorgânicos, verificando assim, as propriedades periódicas e aperiódicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3.0. MATERIAIS UTILIZADOS 
 
 Pipetas de 1 mL, 5 mL e 50 mL; 
 Béquer de 100 mL; 
 Pêras de sucção; 
 Espátulas; 
 Conta gotas; 
 Tubos de ensaio; 
 Suporte para tubos de ensaio; 
 Capela de exaustão de gases; 
 Pinça de madeira; 
 Bico de Bunsen e isqueiro; Almofariz; 
 Pistilo; 
 Pissete com água destilada; 
 Papel indicador Universal. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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4.0. REAGENTES 
 
 Sódio (Na) em pedaços; 
 Ácido clorídrico (HCl); 
 Ácido sulfúrico (H2SO4); 
 Solução de fenolftaleína; 
 Fita de magnésio; 
 Peróxido de sódio; 
 Água destilada; 
 Sulfato de cobre. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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5.0. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
 
5.1. EXPERIMENTO I – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁGUA 
 
Em um béquer, foi colocado 2 mL de água destilada. Logo em seguida e dentro da 
capela de exaustão de gases, adicionou-se cuidadosamente, pequenos pedaços de sódio (Na). 
A reação foi observada e os resultados foram anotados. 
 
5.2. EXPERIMENTO II – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁCIDOS 
 
Um pedaço de sódio foi colocado em 2 béquers. No primeiro béquer, adicionou-se 3 
mL de HCl concentrado. No segundo, foi adicionado 3 mL de H2SO4 concentrado. As duas 
reações foram observadas e anotadas para posterior comparação. 
 
5.3. EXPERIMENTO III – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁGUA 
 
Com o auxílio de uma pinça, um pedaço de fita de magnésio foi aquecido diretamente 
na chama do Bico de Bunsen. Em seguida, adicionou-se o resíduo dessa combustão em um 
tubo de ensaio contendo água destilada. Logo após, agitou-se o tubo de ensaio e adicionou-se 
2 gotas do indicador fenolftaleína. 
 
5.4. EXPERIMENTO IV – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁCIDOS 
 
Uma pequena quantidade de fitas de magnésio bem trituradas com pistilo, foram 
adicionadas em 2 almofarizes. Dentro da capela de exaustão de gases, adicionou-se no 
primeiro almofariz, HCl concentrado. No segundo almofariz, foi adicionado H2SO4 
concentrado. Ambas as reações foram observadas para posterior comparação. 
 
5.5. EXPERIMENTO V – REAÇÕES DE COMPARAÇÃO DE pH 
 
Em 4 tubos de ensaio, adicionou-se respectivamente, pequenos cristais dos seguintes 
sais: NaNO3, Na2SO3, KCl e K2CO3. Logo após, foi pipetado 3 mL de água destilada em cada 
tubo. Em seguida, o pH de cada solução foi verificado utilizando papel indicador Universal. 
 
 
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6.0. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
6.1. EXPERIMENTO I – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁGUA 
 
A elevada reatividade do sódio metálico revelou-se nesse experimento em contato com 
a água. Ao adicionar-se água no béquer contendo pedaços de sódio metálico, ocorreu uma 
reação exotérmica violenta onde se pode observar a liberação de faíscas, chamas e formação 
de gás. 
O sódio quando reage com água produz hidróxido de sódio, alcalinizando o meio no 
qual ocorre a reação. Além disto, gás hidrogênio foi produzido durante a reação. Nesta 
situação, frequentemente ocorre a queima do hidrogênio com o oxigênio do ar, favorecida 
pelo calor produzido na reação do sódio. Simultaneamente, verificou-se um aumento 
acentuado da temperatura, o que por vezes, provoca a ignição do hidrogênio. Este fato aliado 
ao caráter corrosivo do sódio metálico torna-a uma reação perigosa. 
 
2 Na(s) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2(g) 
H2(g) + O2(g) → H2O(l) 
 
6.2. EXPERIMENTO II – REAÇÃO DO SÓDIO COM ÁCIDOS 
 
Na reação entre sódio e ácido clorídrico ocorreu uma reação de deslocamento, pois o 
sódio por ser bastante reativo, desloca o hidrogênio do ácido. Assim é formado um sal, cloreto 
de sódio, com liberação de gás hidrogênio. 
 
2 Na(s) + 2 HCL(aq) → H2(g) + 2 NaCL(aq) 
 
O mesmo ocorreu em relação a reação de sódio com o ácido sulfúrico, o sódio 
deslocou o hidrogênio, formando um sal, o sulfato de sódio. 
 
Na(s) + H2SO4(aq) → H2(g) + NaSO4(aq) 
 
Ambas as reações são exotérmicas com liberação de gás hidrogênio. Porém, na 
primeira reação com HCl ocorre formação de chama e formação de um resíduo branco 
 
 
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viscoso. Já na segunda reação com H2SO4, notou-se que a reação é mais lenta quando 
comparada a primeira e houve formação de um resíduo de cor escura. 
 
6.3. EXPERIMENTO III – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁGUA 
 
No caso do magnésio, assim como os outros metais alcalino-terrosos, quando juntado 
com água, ocasiona em uma reação lenta e com libertação de gás e, tal como os metais 
alcalinos, a formação de um hidróxido. Comparativamente com os metais alcalinos, 
observou-se uma reação mais lenta. Neste experimento, como o resultado é uma base 
(hidróxido de magnésio), a solução tornou-se rosa após a adição do indicador ácido-base 
fenolftaleína. A reação química que ocorreu neste experimento segue abaixo. 
 
Mg(s)+ 2H2O(l) → Mg(OH)2(aq)+ H2(g) 
 
6.4. EXPERIMENTO IV – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁCIDOS 
 
No primeiro almofariz contendo fitas de magnésio trituradas e HCl concentrado, 
observou-se uma reação exotérmica rápida e formação de bolhas (o que indica a formação de 
gás hidrogênio): 
 
Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
 
Nesse caso, houve a oxidação do magnésio e a redução do íon H
+
: 
 
Oxidação: Mg(s) → Mg
2+
(aq) + 2e
-
 (agente redutor) 
Redução: 2 H
+
(aq) + 2e
- → H2(g) (agente oxidante) 
 
No segundo almofariz com magnésio e H2SO4, observou-se uma reação mais lenta 
quando comparada com a anterior e que reagiu por muito tempo. Além disso, foi possível 
observar a liberação de gás hidrogênio: 
 
Mg(s) +H2SO4(aq) → MgSO4 + H2(g) 
 
 
 
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6.5. EXPERIMENTO V – REAÇÕES DE COMPARAÇÃO DE pH 
 
No primeiro tubo, contendo NaNO3 (nitrato de sódio), após a adição de água pôde-se 
observar que houve uma reação onde a solução apresentou uma queda de temperatura, 
indicando uma reação endotérmica e tendo um pH muito pouco ácido de valor 6. Isso ocorre 
devido a formação de uma base forte (NaOH) e um ácido forte (HNO3). Além disso, o nitrato 
de sódio é um sal neutro proveniente de ácido e base forte, logo, o seu pH não se alteraria na 
água, na verdade ele não sofreria e não sofreu hidrólise, pois tanto o ácido quanto a base se 
dissociam completamente - já que são fortes. 
 
NaNO3(aq)+ H2O(l) → NaOH(aq) + HNO3(aq) 
Na
+
+ H2O → NaOH + H
+
 
 
Já no segundo tubo, contendo Na2SO3 (sulfito de sódio), após a adição de água não foi 
observada nenhuma alteração no estado da solução, porém ocorreu uma reação de dupla troca 
e obteve-se um pH um pouco mais básico de valor 8. 
 
Na2SO3(aq) + 2 H2O(l) → H2SO3(aq) + 2 NaOH(aq) 
 
O terceiro tubo, contendo KCl (cloreto de potássio), também não foi observado 
nenhuma alteração, porém sal mais água gera base e ácido, seu pH ficou igual ao primeiro 
tubo (de valor 6). 
 
KCl(aq) + H2O(l) → KOH(aq) + HCl(aq) 
 
O quarto tubo, contendo K2CO3 (carbonato de potássio), pôde-se observar que houve 
uma reação onde a solução apresentou um aumento de temperatura, indicando uma reação 
exotérmica e tendo um pH muito básico de valor 12. KOH é uma base forte e por isso fica 
dissociada, H2CO3 é um ácido fraco e por isso não se ioniza. A presença do íon OH
-
 justifica a 
basicidade da solução. 
 
K2CO3(aq) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) +H2CO3(aq) 
K2CO3(aq) + 2H2O(l) → 2K
+
 + 2OH
-
 + H2CO3(aq) 
 
 
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7.0. QUESTÕES 
 
 EXPERIMENTO I E II – REAÇÃO DO SÓDIO 
 
a) Como você poderia comprovar o produto formado em solução aquosa? 
 
Em ambos os experimentos, quando adiciona-se os seus respectivos produtos em uma 
solução aquosa, o mesmo tende a se dissociar completamente. 
Experimento I: O resultado no experimento foi o NaOH, uma base forte, que ao se 
adicionar em uma solução aquosa, a mesma tende-se a se dissociar completamente, 
comprovando assim a formação de uma base forte na reação deum sódio com água. 
Experimento II: Tanto o sal NaCl quanto o NaSO4 são sais iônicos, que são insolúveis 
em água, portanto, ao se adicionar ambas substâncias em água, têm-se a dissociação dos sais, 
comprovando a formação de um sal derivado da reação de sódio com ácido. 
 
b) Escrever as reações, explicando as observações efetuadas. 
 
Vide item 6.1. – Experimento I – Reação do sódio com água. 
 
c) Entre o Na e K, que metal reage mais vigorosamente com a água? Explicar pela 
teoria. 
 
A reatividade entre os metais alcalinos com a água varia. Quanto mais níveis de 
energia um átomo tiver, ou seja, maior for o número do período, mais reativo esse átomo é, 
pois maior a tendência a perder elétrons, oxidando-se e atuando como agente redutor forte. 
Resumidamente, quanto maior for o átomo, ou seja, quanto mais nível de energia tiver, 
mais violentamente reage com a água. Por isso, a reatividade aumenta à medida que os 
períodos dos metais alcalinos aumentam, ou seja, cresce nesse sentido: Li < Na < K < Rb < 
Cs. Desta forma, o K reage mais vigorosamente com a água do que o Na. 
 
 
 
 
 
 
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d) O que acontece quando adicionamos fenolftaleína? Explique. 
 
A solução de fenolftaleína é um indicador que fica rosa na presença de uma base. No 
caso deste experimento, quando o sódio entra em contato com a água, um dos produtos da 
reação química é a soda cáustica (ou hidróxido de sódio - NaOH). Esta por ser uma base forte, 
fez então, com que a solução apresentasse cor rosa. 
 
e) Por que não devemos tocar o sódio com as mãos? 
 
O sódio metálico reage com a água e como o corpo humano é formado por 70% de 
água, não se deve tocá-lo com as mãos, uma vez que, o reagente pode reagir com a água do 
corpo e provocar uma queimadura. 
 
 EXPERIMENTO III – REAÇÃO DO MAGNÉSIO COM ÁGUA 
 
a) Qual a finalidade da adição das gotas de fenolftaleína? 
 
A fenolftaleína é um indicador sintético que ao se dissolver em água se ioniza 
originando íons. Os íons liberados são H
+
 e OH
-
 que estabelecem um equilíbrio em meio 
aquoso, tornando-se rosa quando ocorre o aumento da concentração de OH
-
, como foi visto no 
experimento, indicando a basicidade da solução. 
 
b) Qual a função da fenolftaleína neste experimento? 
 
Apenas indicar o pH da solução, sendo incolor para maior concentração de H
+ 
(meio 
ácido) e rosa para maior concentração de OH
- 
(meio básico). 
 
 
 
 
 
 
 
 
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8.0. CONCLUSÃO 
 
De acordo com as práticas realizadas em laboratório, pôde-se concluir que os testes 
experimentais foram satisfatórios pois o embasamento teórico foi coerente com os resultados. 
Foi possível verificar a reatividade dos metais alcalinos e alcalinos terrosos frente à água, 
onde notou-se que os metais alcalinos são mais reativos que os alcalinos terrosos, uma vez 
que, a reação envolvendo magnésio foi mais lenta se comparada à reação com sódio. 
Quanto às reações com o ácido clorídrico e sulfúrico, notou-se que tanto o sódio 
quanto o magnésio reagiram mais rapidamente com o ácido clorídrico (HCl), uma vez que o 
cloro é mais reativo que o enxofre. Por fim, foi possível ainda comprovar o caráter dos sais, 
onde NaNO3 e KCl apresentaram pH próximo da neutralidade, formando ácido e base fortes e 
Na2SO3 e K2CO3 apresentaram caráter básico, pois suas dissociações geram bases fortes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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9.0. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
AUTOR DESCONHECIDO. Reatividade Química. 2012. Disponível em: 
<https://www.colegioweb.com.br/classificacao-periodica-dos-elementos/reatividade-
quimica.html>. Acesso em: 22 de outubro. 2017. 
 
DIAS, D.L. Metais Alcalinos Terrosos. 2012. Disponível em: 
<http://manualdaquimica.uol.com.br/quimica-geral/metais-alcalinoterrosos.htm>. Acesso em: 
22 de outubro. 2017. 
 
FOGAÇA, J.R.V. Indicadores Ácido-Base. 2011. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm>. Acesso em: 22 
de outubro. 2017. 
 
FOGAÇA, J.R.V. Metais Alcalinos. 2013. Disponível em: 
<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/metais-alcalinos.htm>. Acesso em: 22 de 
outubro. 2017. 
 
GIBSON, F.B. Relatório Teste da Chama. 2012. Disponível em: 
<http://conhecendomundoquimico.blogspot.com.br/2012/07/relatorio-teste-da-chama.html>. 
Acesso em: 22 de outubro. 2017. 
 
LIRA, J.C.L. Metais Alcalinos Terrosos. 2010. Disponível em: 
<https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalino-terrosos/>. Acesso em: 22 de outubro. 
2017. 
 
LIRA, J.C.L. Metais Alcalinos. 2017. Disponível em: 
<https://www.infoescola.com/quimica/metais-alcalinos/>. Acesso em: 22 de outubro. 2017.