ELEMENTOS DO BLOCO S

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas – DQE
Disciplina: Química Inorgânica e Experimental II – Licenciatura em Química
Docente: Marlúcia Barreto
Discente: Raquel Elisama Brito Alcântara Turma: P02
Elementos do bloco s
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química lnorgânica e Experimentall I, ministrada pela professora Marlúcia Barreto, como avaliação parcial do II semestre – 2015.
Relatório de aula prática apresentado 
à disciplina de Química inorgânica 
Jequié-Bahia
Dezembro/2015
Resultados e discussão
Propriedades redutoras dos metais
 Como todos os metais alcalinos (Grupo I) da tabela periódica, o sódio é um sólido metálico maleável. Após pegar com uma pinça um pequeno pedaço de sódio metálico (Na(s)), que até o momento encontrava-se imerso em querosene (porque, assim como todos outros metais alcalinos, o sódio é um forte agente redutor, podendo perder facilmente um elétron para formar o íon com carga 1+, sendo conveniente armazená-lo imerso em querosene, para que não entre em contato com o oxigênio do ar atmosférico, evitando a sua oxidação por meio da reação com O2 do ar), observou-se que o sódio metálico possui na sua superfície a cor prateada com um notório brilho metálico. 
Ao colocá-lo sobre uma folha de papel de filtro, deixando-o exposto ao ar, notou-se que em poucos segundos, o mesmo foi perdendo o seu brilho característico, apresentando cor esbranquiçada e opaca, porque o sódio é um forte agente redutor, oxidando-se facilmente ao reagir com oxigênio O2 presente no ar. Deste modo, o oxigênio foi reduzido, assumindo papel de agente oxidante, e o sódio que foi oxidado, sendo então o agente redutor, que causou a redução do oxigênio.
2Na(s)+ O2(g) → 2Na2O (s)
Semi-reação de oxidação do sódio:
2Na -> 2Na+ + 2e-
 Transferindo-se um pequeno pedaço de sódio metálico à água destilada contendo 2 a 3 gotas de fenolftaleína a 0,1 % (m/v), e cobrindo-se o béquer com um vidro de relógio, observou-se uma reação imediata e violenta. Foi possível observar:
Intensa efervescência;
O sódio movendo-se rapidamente em forma de esfera, em plena superfície da solução;
Inflamação e pequena explosão;
 Mudança na cor da solução que antes mostrava-se incolor, e passou a ser rosa;
Desaparecimento do sódio metálico.
Uma das características dos metais alcalinos, é que reagem violentamente com água, produzindo gás hidrogênio e soluções de hidróxidos de metais alcalinos. Dessa forma, o sódio reagiu com água, formando gás hidrogênio (o que explica a efervescência observada na reação, bem como a movimentação do sódio na superfície da água), e hidróxido de sódio, como representa a seguinte equação:
2Na(s) + 2H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)	
Como na reação houve grande liberação de calor, entende-se que a reação é exotérmica. O gás hidrogênio é altamente inflamável, assim, é possível compreender que o gás hidrogênio produzido na reação foi inflamado a partir do calor produzido durante o processo, causando uma pequena explosão. Certamente se os reagentes fossem utilizados em grande escala, ocorreria uma grande explosão. 
A fenolftaleína é um dos mais conhecidos indicadores ácido-base. Na presença de um ácido, manifesta-se incolor, e em meio básico observa-se a cor rósea na solução. A fenolftaleína passa de incolor para rosa quando o pH da solução torna-se alcalino, indicando que o pH da solução tornou-se básico. Como já abordado anteriormente, o hidróxido de sódio, que é uma base forte, é um dos produtos da reação do sódio com água. Justamente por essa razão, notou-se uma mudança de cor na solução, que inicialmente era incolor, e passou a apresentar-se cor-de-rosa, confirmando assim a presença de uma base. 
 Abaixo, são representadas as semi-reações de oxidação e redução, com seus respectivos potenciais padrão de redução:
Semi-reações:
Oxidação:		 2Na(s) → 2Na+(aq) + 2e-		 		Eº = 2,714 V
Redução:		.2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)			 Eº= - 0,83V 		 	
Equação Global: 2Na(s) + 2H2O(l) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) +H2(g) ΔEº= +1,88 V
O sódio é oxidado, perdendo um elétron, sendo então o agente redutor. A água recebe o elétron cedido pelo sódio e por isso é agente oxidante. Na reação representada acima nota-se que o sódio foi oxidado, passando de nox 0 para 1+. Parte do hidrogênio contido na molécula de água sofreu redução de hidrogênio 1+ para 0.
Então o sódio metálico reage com os átomos de hidrogênio que estão ligados aos átomos de oxigênio para gerar gás hidrogênio, cátion de sódio e o aníon hidróxido. 
Fazendo o cálculo da energia de livre de Gibbs é possível verificar a espontaneidade da reação. 
ΔG°= -nFE°
ΔG°= -(2).(96.500 J/v.mol).(+ 1,88 V)
ΔG°= -362.840J/mol
∆Gº = -362.840/1000
ΔG°= -362,84 kJ/mol
Como o ΔG° encontrado a partir do cálculo é menor que zero, constata-se que a reação em questão realmente é espontânea.
Uma fita de magnésio (~3 cm) foi lixada para retirar a camada preta que a protege, sendo possível observar um aspecto luminoso. Após colocar a fita de magnésio lixada em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v), observando-se a reação, notou-se que ocorreu efervescência, que é a liberação de gás hidrogênio. A solução de água destilada e fenolftaleína que anteriormente possuía a cor incolor, a partir de então passou a ser rosa, pois foram dissolvidos íons OH-, e a fenolftaleína indicou através dessa mudança de coloração que uma base foi formada na reação: O Hidróxido de magnésio. 
Mg (s) + 2H2O (l) → Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)
Semi-reações:
Oxidação: Mg(s) → Mg2+ (aq) +2e- 	 Eº= +2,37 V
Redução: 2H2O(l) + 2e- → 2OH-(aq) + H2(g) 	Eº= -0,83 V
 Mg(s) + 2H2O(l) → Mg2+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) 	 	ΔEº= +1,54 V
 	O magnésio reage com água formando hidróxido de magnésio e gás hidrogênio. O magnésio desloca um átomo de hidrogênio da molécula de água, sendo necessárias duas moléculas do hidróxido para estabilizar um átomo de magnésio. O hidrogênio deslocado da molécula de água sofre redução. O hidrogênio por ser bastante reativo em sua forma atômica se une a outro átomo de hidrogênio tornando-se assim uma molécula gasosa que é desprendida em forma de pequenas bolhas, o gás hidrogênio. Por isso há efervescência. 
Analisando-se a variação de potencial elétrico, ∆Eº, para a reação, nota-se que a reação é espontânea, porém a energia livre adquire um valor intermediário e por isso mostra que a reação não ocorre facilmente. O cálculo da energia livre se encontra abaixo: 
ΔG°= -nFE°
ΔG°= -(2) (96.500 J/v.mol)(+ 1,54 V)
ΔG°= -297.220 J/mol
∆Gº = -297.220/1000
ΔG°= -297,22 kJ/mol
 Todos os metais do grupo 2, reagem com ácidos, liberando H2. Adicionando-se um pedaço de fita de magnésio em um tubo de ensaio contendo um pouco de solução de ácido clorídrico 1,0 mol/L, observou-se uma reação imediata, com efervescência. A fita de magnésio flutuou na superfície da solução, até que foi totalmente consumida na reação. A equação que representa este processo é:
Mg (s)+2HCl (aq) → MgCl2 (aq) + H2 (g)
Semi-reações:
Oxidação: 			Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- 			Eº = + 2,37 V
Redução: 			2H+(aq) + 2e- → H2(g) 	 		Eº = 0 V
Equação global: Mg(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H2 (g)	 ∆Eº = +2,37 V
As semi-reações representadas acima, mostram que o magnésio sofreu oxidação, passando de nox 0, para nox 2+, e isso confirma a propriedade redutora deste metal, assim como os demais do grupo dos alcalinos terrosos, que possuem total tendência a sempre serem oxidados, sendo fortíssimos agentes redutores. Já o íon H+ foi reduzido de nox 1+ para nox 0. 
Como pode-se observar, o ∆Eº encontrado através da soma das fems de cada reação é positivo; Logo, chega-se à conclusão de que a reação do magnésio com o ácido clorídrico ocorre de forma espontânea; Ou seja, para que a reação aconteça, não se faz necessário o fornecimento de energia.Calculando-se a energia livre de Gibbs, obtem-se:
∆G° = -(2). (96.500 J/V.mol). (+2,37 V)
∆G° = -457.410 J/mol
-457.410 / 1000 => ΔG°= - 457,41 KJ/mol
Portanto, o valor menor que zero, encontrado a partir do cálculo do ∆G° aponta que a reação é espontânea, indicando que o próprio sistema dispôs de uma certa quantidade de energia para ser gasta no processo.
 Havendo-se lixado um pedaço de fita de magnésio (~3 cm), para retirar a camada preta que a protege, levou-se o pedaço de fita de magnésio à chama. Observou-se que o magnésio entrou em combustão, e foi perceptível uma chama de luz branca com um brilho intenso, e uma cinza residual. O magnésio quando queimado brilha por um longo tempo. A temperatura da chama do Mg é de aproximadamente 2200 Cº.
Na combustão do magnésio, a intensidade da chama observada durante o processo deve-se ao fato de o mesmo ser extremamente exotérmico. 
 Neste processo, o magnésio reagiu com o oxigênio, produzindo óxido de magnésio. A equação que representa este processo é a seguinte:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s)
Semi-reação:
Oxidação : 2Mg(s) → 2Mg2+ + 4e-
Sendo assim, o magnésio oxidou-se, passando de nox 0, para 2+, e o oxigênio foi reduzido, de nox 0 para 2-. 
Em seguida, recolheu-se o produto (as cinzas) desta reação em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína. Observou-se que a cor da solução foi alterada de incolor para rosa, indicando que uma base foi formada na reação. Ou seja, o óxido de magnésio reagiu com a água elevando o pH da mesma. Este processo pode ser representado pela reação:
MgO(s) + H2O (l) → Mg(OH)2(aq)
A reação acima, mostra que o óxido de magnésio, ao reagir com a água forma o hidróxido de magnésio. Este é um comportamento muito comum dos óxidos de alcalinos terrosos.
Identificação de alguns elementos do bloco s.
Identificação através da formação de precipitados
Colocou-se em um tubo de ensaio 1,00 mL de solução de cloreto de potássio 1,0 mol/L e cerca de duas gotas de solução alcóolica de tetrafenilborato de sódio a 1% (mv), e foi possível observar a formação de um precipitado branco e gelatinoso. 
K+(aq) + Na[B(C6H5)4] (s) → Na+(aq) + K[B(C6H5)4] (s)
Tetrafenilborato de sódio é um composto organometálico. Todos os compostos organometálicos, ao reagir com compostos orgânicos, tendem a reduzir os compostos inorgânicos formando precipitados. 
O tamanho do íon é um fator muito importante que determina a sua solubilidade. Sendo assim, quanto maior o tamanho de um íon, menor será sua energia de hidratação, e consequentemente será insolúvel. Este é o caso do tetrafenilborato de sódio que sendo adicionado à solução de cloreto de potássio formou o precipitado branco e gelatinoso. Este precipitado foi o tetrafenilborato de potássio que é insolúvel, e tal insolubilidade se deve ao fato de sua energia de hidratação ser muito pequena por causa do tamanho de seus íons.
Identificação através do teste de chama
Após realizar-se a limpeza do fio de platina, aquecendo-o até a incandescência na parte mais quente da chama e em seguida introduzi-lo em HCl concentrado, repetiu-se a operação. Realiza-se este procedimento, pois os átomos deste ácido não emitem radiação na região do visível, não interferindo assim nas cores observadas durante o teste de chama.
	Mergulhando-se o fio de platina limpo em cada solução a ser testada, e em seguida aquecendo-o na chama, anotou-se as colorações observadas. Os resultados obtidos estão representados na tabela 1:
Tabela 1: Resultados obtidos para sais no teste de chama.
	Composto
	 Cor obtida
	Cor esperada
	Comprimento de onda (nm)
	KCl
	Violeta
	Violeta
	380 a 440
	NaNO3
	Amarelo
	Amarelo
	565 a 590
	CaCl2
	Vermelho
	Vermelho
	625 a 740
	LiCl2
	Vermelho
	Vermelho
	625 a 740
	SrCl2
	Rosa magento
	Rosa magento
	625 a 740
	BaCl2
	Verde 
	Verde
	500 a 565
 
A partir do modelo atômico proposto por Bohr, é possível explicar o fenômeno observado. Em um átomo pode haver apenas certas quantidades específicas de energia; Ou seja, em um átomo a energia de um elétron é quantizada. Sendo assim, um átomo possui níveis de energia, disponível para seus elétrons e cada nível de energia pode comportar certa quantidade limitada de elétrons. 
Quando um átomo absorve energia de uma chama ou descarga elétrica, alguns de seus elétrons ganham energia e são elevados a um nível de energia maior; Então, dizemos que o átomo saiu do seu estado fundamental (que é o estado no qual todos os seus elétrons estão nos níveis de energia mais baixos que estão lhes são disponíveis), e passou para o estado excitado, pois a energia da chama excita o elétron para um nivel mais alto. Assim, alguns dos níveis de energia ficam livres (disponíveis), e então, um elétron pode saltar de um nível mais alto para um nível mais baixo. No momento em que isto ocorre a energia é liberada pelo átomo em forma luz visível. 
A transição eletrônica dos elétrons da camada mais externa (elétrons de valência) é responsável pela cor emitida por cada espécie. No teste de chama, surgem diferentes colorações para determinados elementos testados. Isso ocorre por causa das diferenças das energias referentes aos orbitais dos átomos.
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Hidrólise de sais
Com a finalidade de verificar o comportamento de alguns sais de determinados elementos do bloco s frente à água, colocou-se em tubos de ensaio os cristais a serem testados e adicionou-se água destilada a cada um deles. Testou-se o pH de cada solução. 
Tabela 2: pH para sais de alguns elementos do bloco s.
	Sal testado
	pH medido
			CaCl2
	6,0
	NaHSO3
	4,0
	Mg(NO3)2
	6,0
	NaNO3
	6,0
Os sais presentes em solução, ao sofrerem uma dissociação, liberam para o meio aquoso cátions e ânions, e, dependendo da concentração desses íons, a solução resultante pode assumir diferentes valores de pH.
Trata-se de hidrólise, qualquer reação química que envolva a quebra de uma molécula por ação da molécula de água.  Ocorre uma liberação de íons para a solução, podendo ser cátions de hidrogênio (H+) ou ânions de hidroxila (OH–). Dessa forma, uma molécula dissocia-se em algumas etapas, e ligam-se aos íons resultantes da molécula de água.
A hidrólise salina é a reação entre um sal e a água, podendo provocar alterações de pH na solução final. O cátion ou ânion, ou mesmo os dois, de um sal, dissociados na solução aquosa, reagem com a água dando origem a soluções ácidas, básicas ou neutras, dependendo da força do ácido e da base dos quais o sal envolvido é proveniente.
Referências bibliográficas
LEE, J.D. Química Inorgânica Não Tão Concisa. São Paulo: Blücher, 5ª ed. 2000.
ATKINS, L.; JONES, L.; Princípios de Química: contestando a vida moderna e o meio ambiente.Porto Alegre: Bookman, 3ª ed. 2006.
. BROWN, T.; LEMAY. H. E.; BURSTEN, B.E.; Quimica A Ciência Central, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005