grupo 1 : metais alcalinos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL
 INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA - IQB
QUÍMICA LICENCIATURA
Experimento 2: Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio
Maceió, fevereiro de 2018.
	
UNIVERSIDADE FEDERAL DE ALAGOAS – UFAL
 INSTITUTO DE QUÍMICA E BIOTECNOLOGIA - IQB
QUIMÍCA LICENCIATURA
Experimento 2: Grupo 1: Lítio, Sódio, Potássio, Rubídio, Césio e Frâncio
Luana Maria Morais Dantas
Jonathan Marques da Silva Borges
Relatório de aula prática apresentado ao Curso de Graduação em Química Licenciatura, do Instituto de Química e Biotecnologia, da Universidade Federal de Alagoas, como requisito para a obtenção parcial da nota da disciplina Química Inorgânica, lecionada pela professora Simoni Margareti.
Maceió, fevereiro de 2018.
Introdução
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. 
O nome alcalino deriva de uma palavra árabe que significa cinzas. 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 todos muito reativos perdendo rapidamente um elétron para formar íons com carga 1+. [BROWN, 2005].
As propriedades químicas dos elementos do Grupo 1 se correlacionam com a tendência nos seus raios atômicos. O aumento do raio atômico do lítio até o frâncio leva à diminuição da primeira energia de ionização à medida que descemos no grupo, pois a camada de valência fica cada vez mais distante do núcleo. Uma vez que as suas primeiras energias de ionização são baixas, os metais são reativos, formando facilmente íons M+ e com facilidade cada vez maior à medida que descemos no grupo. Assim, o lítio reage suavemente com a água, o sódio vigorosamente, o potássio reage de maneira exotérmica que o hidrogênio liberado se inflama, e o rubídio e o césio reagem explosivamente. [SHRIVER & ATKINS, 2008]
A configuração dos elétrons de valência dos metais alcalinos é ns1, em que n é o número quântico principal e indica o período que o elemento se encontra. Suas propriedades físicas e químicas são dominadas pela facilidade com que o elétron de valência pode ser removido. Dentre os metais, os metais alcalinos são os mais violentamente reativos. Eles são oxidados muito facilmente, logo, não são encontrados no estado livre na natureza e não podem ser extraídos de seus compostos por agentes redutores comuns. Os metais puros são obtidos pela eletrólise dos sais fundidos, ou, no caso do potássio, pela exposição de cloreto de potássio fundido ao vapor de sódio (SUSSUCHI e SANTOS, 2017).
Todos os metais alcalinos são metais brilhantes, na cor prata. Como os outros metais, eles têm alta condutividade elétrica e térmica. Mas, noutros aspectos, eles são muito atípicos, por exemplo, os metais alcalinos são muito macios, e tornam-se mais macios descendo no grupo. Assim, o lítio pode ser cortado com uma faca, ao passo que o potássio pode ser "esmagado" como manteiga macia. A maioria dos metais têm pontos de fusão elevados, mas os de metais alcalinos são muito baixos e tornam-se menores para os elementos do Grupo 1 mais pesados, com ponto de fusão do césio apenas acima da temperatura ambiente. 
O Litio foi descoberto em 1818 por Johan August Arfwedson, aos 25 anos de idade, quando já trabalhava há um ano no laboratório de Berzelius. Em carta para C.-L. Berthollet escrita em 9 de fevereiro de 1818. Na natureza são encontrados dois isótopos do lítio: 6Li e 7 Li. Metal branco prateado, duas vezes menos denso que a água (boia na água), constitui 65 ppm da crosta terrestre e 0,1 ppm da água do mar. (PEIXOTO, 1995).
O Potássio foi o primeiro metal isolado por eletrólise. Desta forma ele foi isolado pela primeira vez por Humphry Davy, químico inglês, em 1807, usando uma bateria voltaica para decompor o hidróxido de potássio fundido. O potássio é um metal mole, esbranquiçado e com um brilho metálico prateado. Depois do lítio, o potássio é o metal de menor densidade. Como metal, ele é um bom condutor de calor e eletricidade (PEIXOTO, 2004).
O nome Sódio origina-se de soda cáustica, substância da qual ele foi obtido por Humphry Davy em 1807, aos 28 anos de idade, ao fazer a eletrólise da soda cáustica fundida. Durante muitos anos o sódio metálico era obtido pela redução do carbonato de sódio com carbono: 
Na2CO3 + 2C → 2Na + 3CO .
No entanto, com o barateamento da eletricidade ele passou a ser obtido pelo método original de Davy, com algumas modificações. Assim, em vez de ser usado o NaOH, hoje eletrolisa-se uma mistura de NaCl com Na2CO3 ou CaCl2 . Essa mistura funde a ~600 °C, enquanto o NaCl só funde a ~801 °C ( PEIXOTO, 1999).
O rubídio (do latim rubidus,vermelho intenso) e o césio (caesius, azul celeste) foram descobertos por Robert Bunsen em 1861. Ambos ocorrem como constituintes menores do mineral lepidolita, a partir dos quais eles são obtidos como subprodutos da obtenção do lítio. O tratamento prolongado da lepidolita com ácido sulfúrico forma alúmens de metais alcalinos, M2SO4.Al2(SO4)3.nH2O. Os alúmens são separados por múltiplas cristalizações fracionadas e depois convertidos em hidróxido pela reação com Ba(OH)2 e depois em cloreto por troca iônica. Os metais são obtidos a partir do cloreto fundido por redução com cálcio ou bário.
2 RbCl(l) + Ca(l) → CaCl2(l) + 2 Rb(l)
O césio também ocorre como o mineral polucita, Cs4Al4Si9O29.H2O. O césio é extraído do mineral por lixiviação com ácido sulfúrico para formar o alúmem Cs2SO4.Al2(SO4)3.H2O, o qual depois é convertido em sulfato por ustulação com carbono. O cloreto é formado por troca iônica e depois reduzido com cálcio ou bário como descrito acima. [SHRIVER & ATKINS, 2008]
Todos os elementos do grupo 1 (Alcalinos) reage com água liberando hidrogênio e formando seus correspondentes hidróxido, onde genericamente tem-se:
Metal alcalino(s) + H2O(l) hidróxido do metal alcalino (aq) + H2(g)
 Sendo que a solubilidade deste grupo cresce do Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+que é justificada pela hidratação dos íons em soluções, que de acordo ao crescimento do raio, quanto menor o raio, maior a hidratação, onde os íons de maior raio hidratado se move mais rapidamente o que conduzirá mais eficientemente a corrente elétrica.
Os metais alcalinos formam compostos predominantemente iônicos nos quais eles são os íons positivos. Os óxidos desses elementos reagem com a água e essas reações ocorrem entre a água e o íon óxido, ou seja, os íons alcalinos – cátions – não participam das alterações ocorridas na água. No caso dos sais desses elementos, muitos deles formam soluções em água. Soluções aquosas de sais podem ser formadas a partir do processo de dissolução ou de uma reação. Muitos sais ao se misturarem com água, o cátion ou o ânion reagem com as moléculas H2O.
A identificação dos cátions dos metais alcalinos não é muito simples, pois muitos de seus compostos são solúveis e seus cátions são incolores. Em consequência disto, testes de precipitação dos cátions dos elementos pertencentes a família 1 requerem o uso de reagentes específicos. Um dos métodos de identificação dos metais alcalinos, comumente usado em laboratório, consiste no teste de chama. Neste teste, amostras contendo sais destes elementos são levadas à chama de um bico de Bunsen (figura 1) ou lâmpada a álcool (fonte de energia), sobre um fio de platina ou de níquel/cromo. 
Figura 1: bico de Bunsen
Na chama, os cátions de sais voláteis transformam-se em átomoslivres. Estes absorvem e depois emitem radiação eletromagnética com comprimentos de onda que correspondem às transições entre os níveis de energia dos átomos. A cor é decorrente destas transições eletrônicas, em espécies de vida curta, que se formam momentaneamente na chama, que é rica em elétrons. Por exemplo, no caso do sódio, os íons são temporariamente reduzidos aos seus átomos.
Na+ + elétron → Na
 	O espectro da radiação eletromagnética na região do visível (figura 2) mostra que cada faixa de comprimento de onda da radiação corresponde a uma cor. Cada comprimento de onda da radiação está relacionado à diferença de energia entre estado excitado e fundamental no átomo (SUSSUCHI e SANTOS, 2017).
Figura 2: Comprimentos de onda de radiação eletromagnética característicos de várias regiões do espectro eletromagnético.·.
Procedimentos Experimentais
1.1- Reatividade		
- Adicionou-se 50 mL de água destilada em dois béqueres diferentes.
- Ao béquer (1), foi adicionado um pequeno pedaço de sódio sólido.
- Ao béquer (2), foi adicionado um pequeno pedaço de potássio.
Vale salientar que não foi realizado o experimento com potássio, por falta do reagente no laboratório.
- Após o encerramento de cada reação foi adicionado, 5 gotas de fenolftaleína à água.
- Equacionaram-se as reações que ocorrem no béquer (1).
1.2- Hidrólise dos Sais dos Metais Alcalinos
- Foi enumerado 4 tubos de ensaio com os seguintes sais.
- Tubo (1): nitrato de sódio (NaNO3).
- Tubo (2): sulfeto de sódio (Na2S).
- Tubo (3): cloreto de potássio (KCl).
- Tubo (4): carbonato de potássio (K2CO3).
- Foi adicionado 3 mL de água destilada em cada um dos tubos.
- Foram realizados testes de caráter ácido-base com o indicador fenolftaleína.
- Posteriormente todas as reações foram equacionadas.
1.3- Teste de chama
- Foi utilizada uma alça de platina, previamente limpa com ácido clorídrico (HCl).
- Foram utilizadas as soluções saturadas a seguir
- (1) Cloreto de Lítio (LiCl)
- (2) Cloreto de Potássio (KCl)
- (3) Cloreto de Sódio (NaCl)
- A alça de platina com a solução (1) foi levada á chama do bico de Bunsen.
- O mesmo processo foi repetido utilizando as soluções saturadas (2) e (3).
- A alça foi limpa após a cada teste, introduzindo-a em (HCl PA) e levando-a, em seguida, á chama.
2. Resultados e discussões
2.1 - Reatividade	
Ao adicionar um pequeno pedaço de sódio sólido em 50 mL de água presente em um béquer, observou-se que o sódio reage vigorosamente com a água, produzindo hidróxido de sódio. O vigor dessa reação está associado aos baixos pontos de fusão dos metais, porque uma vez fundida, uma superfície metálica limpa está mais exposta e assegura reação rápida. A reação do sódio com a água está representada abaixo
2 Na(s) + 2 H2O(l) 2 NaOH(aq) + H2(g)
A elevada reatividade do sódio metálico revela-se no experimento realizado a violenta reação com a água. Desta combinação resultou-se no hidróxido de sódio (que se dissolve na água) e o hidrogênio gasoso. O gás hidrogénio liberta-se na superfície de contacto entre o sódio e a água com tal rapidez que faz com que o pequeno pedaço de sódio se “enfureça”. Com a elevação da temperatura, o que pode acarretar em explosões.
Após a adição de fenolftaleína (figura 3), que é um indicador ácido/base orgânico fraco cuja forma não dissociada difere da cor de sua base ou ácido conjugado, percebeu-se mudança na coloração da solução.
Figura 3: estrutura molecular da fenolftaleína em meios ácido e básico.
A mudança de coloração, incolor rósea (figura 4), deve-se ao fato de que ao reagir o sódio metálico há formação de NaOH, que é uma base e em meio básico o indicador usado adquiri coloração rosa. 
.
Figura 4: coloração da solução após adição de fenolftaleína.
2.2 - Hidrólise dos Sais dos Metais Alcalinos
	Um sal é formado em uma reação entre um ácido e uma base (reação de neutralização). Um sal neutro é formado quando um ácido forte é neutralizado com uma base forte na reação: 
H+(aq) + OH– (aq) ⇌ H2O(l)
Um sal ácido é formado em uma reação de um ácido forte com uma base fraca tornando assim a solução ácida (pH < 7). Por outro lado, quando o sal é formado na reação de uma base forte com um ácido fraco esse sal terá um caráter básico. Já para um sal proveniente de ácido e base fortes tem caráter neutro. (FILHO et. al. 2006). 
 	Desta maneira, ao adicionarmos ao tubo 1(figura 5), três gotas de fenolftaleína não houve alteração na coloração, permanecendo incolor, logo, para o nitrato de sódio verificaríamos um pH quase neutro, uma vez que o ácido e a base que formam esse sal são fortes. A reação de hidrólise, bem como o ácido e base formados é a seguinte:
NaNO3 + H2O NaOH + HNO3
NaOH + HNO3 → Na+ + OH-- + H+ + NO3 –
 	 No tubo 2, ao adicionarmos 3 gotas de fenolftaleína houve alteração na coloração para rosa (figura 5), logo, para o sulfeto de sódio constataríamos um pH básico.
Na2S + 2 H2O → H2S + 2 NaOH
Uma vez que o ácido formador do sal é fraco e a base é forte, fica claro que o pH > 7, tendo assim um caráter básico. A hidrólise de um ânion pode ser representada como
A– (aq) + H2O(l) ↔ HA(aq) + OH–(aq) .
Desta forma, A–(aq) remove prótons das moléculas de água formando um ácido fraco HA(aq) e íons hidroxilas hidratados (OH–(aq)), tornando assim a solução básica (pH > 7) (FILHO et. al. 2006).
Ao adiciona-se 3 gotas de fenolftaleína no tubo 3 com KCl, não houve alteração na coloração, permanecendo incolor (figura 5), logo, para o cloreto de potássio observando um pH resultante da agua pura neutro. A reação de hidrólise é:
KCl + H2O KOH + HCl
K+ + Cl-- + H2O ⇌ K+ + Cl-- + H+ + OH—
H2O ⇌ H+ + OH—
Verificou-se que não ocorreu a hidrólise e as concentrações dos íons H+ e OH– são iguais entre si e iguais às da água, portanto, a solução é neutra (pH = 7).
Ao adicionar 3 gotas de fenolftaleína ao tubo 4 com solução de K2CO3 houve alteração na coloração para rosa (figura 5), logo, para o carbonato de potássio observamos um pH >7, básico. A Reação de hidrólise é:
K2CO3 + H2O ⇌ H2CO3 + KOH
O KOH é uma base forte e encontra-se totalmente dissociada, ao contrario do H2CO3 que por sua vez é um ácido fraco e encontra-se parcialmente ionizado, desta maneira, temos: 
KOH K+ + OH—
H2CO3(aq) H2CO3(aq)
CO3-2 + 2H2O ⇌ 2OH-- (aq) + H2CO3(aq)
Analisando, desta forma, a reação apresentada fica clara a presença de OH- no meio, tornando básica a solução, mudando a coloração frente ao indicador usado.
Figura 5: tubos de ensaio após a adição de fenolftaleína.
2.3 -Teste de chama
O teste de chama, assim denominado atualmente, é um dos mais simples métodos analíticos baseados em espectroscopia atômica. Neste caso, a amostra contendo cátions metálicos é inserida em uma chama e analisada pela radiação emitida pelas espécies atômicas ou iônicas excitadas. Os elementos, ao receberem energia de uma chama, geram espécies excitadas que, ao retornarem ao estado fundamental, liberam parte da energia recebida na forma de radiação, em comprimentos de onda característicos para cada elemento químico (DANTAS, 2006). Neste procedimento, portanto, deve-se ressaltar que o aspecto visual é fundamental no processo de identificação dos íons.
Ao levar a alça de platina embebida em uma solução de LiCl foi observado que a chama ficou com uma coloração vermelha (figura 6). 
Figura 6: Teste de queima no Lítio (Li) apresenta uma chama avermelhada.
Já, realizando o mesmo procedimento com o KCl observa-se que a coloração da chama foi violeta (figura 7). 
Figura 7: Teste de queima no Potássio (K) apresenta uma chama violeta.
E por fim, na realização do teste da chama com o NaCl a coloração observada foi amarela (figura 8).
 
Figura 8: Teste de queima no Sódio (Na) apresenta uma chama amarela.
	A espectroscopia atômica baseia-se em métodos de análise de elementos de uma amostra, geralmente líquida, que é introduzida em uma chama, na qual ocorrem fenômenos físicos e químicos, como evaporação, vaporizaçãoe atomização. Um esquema dos fenômenos que ocorrem na chama é apresentado da seguinte forma:
Conclusão
A partir desse experimento realizado em laboratório, conseguiu-se obter êxito na aplicação e manipulação dos procedimentos descritos no roteiro de aula prática. No que diz respeito às experiências realizadas na aula prática, concluímos que podemos comprovar a alta reatividade dos metais alcalinos. Comprovou-se também, que os metais ao reagirem com água, sempre são oxidados formando bases, e que cada metal, ao ser aquecido, libera uma luz característica, sendo possível observar a presença de metais em solução fazendo um simples teste da chama.
Referências
SHRIVER, D.F.; ATKINS, P.W. Química Inorgânica. 4ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2008.
BROWN, T. L. Química: A ciência central. 2 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005
PERUZZO, Francisco Miragaia (Tito); CANTO, Eduardo Leite; Química na Abordagem do Cotidiano, Ed. Moderna, vol.1, São Paulo/SP- 1998.
Reação do potássio com água <http://www.explicatorium.com/experiencias/reacao-potassio-com-agua.html>. Acesso em 12 fev.2018.
Hidrólise <https://www.todamateria.com.br/hidrolise/> Acesso em 12 fev.2018.
PEIXOTO, E.,Elemento químico: sódio. Química nova na escola. Novembro 1999.
PEIXOTO, E.,Elemento químico :potássio. Química nova na escola. Maio 2004.
PEIXOTO, E.,Elemento químico: lítio. Química nova na escola. Novembro 1995.
FILHO, O., et.al. Experimentos ilustrativos da hidrólise de sais. Química nova na escola. Novembro 2006.
DANTAS J., Uma interpretação microscópica para a análise sistemática de cátions. Universidade Estadual de Campinas. São Paulo. 2006.
SUSSUCHI E., SANTOS D., Química Inorgânica II. Centro de Educação Superior a Distância. Sergipe.2017.