elementos do bloco s

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Resultados e discussão
4.1 Propriedades redutoras dos metais alcalino-terrosos.
 4.1.1 Pegou-se com uma pinça um pedaço de sódio metálico que se encontrava imerso em querosene, e ao cortar este pedaço observou-se que o local onde ele foi cortado apresentou um brilho, e após um tempo perdeu-se o brilho.
 O metal estava guardado em querosene porque o sódio é um elemento alcalino, com seu baixo primeiro potencial de ionização, lhe torna muito reativo e oxida-se rapidamente, necessitando assim ser guardados em querosene, óleo ou benzeno, para não entrarem em contato com a umidade do ar e com o seu oxigênio. Ao retirá-lo o frasco com querosene nota-se que o sódio apresenta uma superfície baça, devido à formação de óxido à superfície.
 Esta alta reatividade deve-se porque todos os alcalinos possuem apenas 1 elétron em sua camada de valência (genericamente, ns1), tendo, portanto, a tendência de perder esse elétron e formar cátions monovalentes, isto é, com a carga +1. Por isso, sua energia de ionização é baixa, e é fácil haver a perda desse elétron. Esse fato explica sua alta reatividade, principalmente com os halogênios (elementos da família VII A), que recebem 1 elétron para ficarem estáveis. Ao perder este elétron ele não é mais violentamente reativo como em seu estado fundamental. Assim, o sódio é um elemento muito fácil de oxidar, sendo, portanto, um forte redutor.
 O sódio é um elemento muito reativo, sendo a sua reatividade dominada pelo seu baixo primeiro potencial de ionização, isto é, a grande facilidade com que um átomo de sódio cede o seu elétron de valência. 
 Ao cortá-lo notou-se uma facilidade ao cortá-lo, isto porque o sódio é um metal muito mole e pode ser cortados facilmente com uma faca.
Possui somente um elétron de valência que pode participar das ligações (comparado com dois ou mais elétrons na maioria dos outros metais. Esse fato, associado ao grande tamanho dos átomos e à natureza difusa do elétron externo, é responsável pela baixa energia de coesão, pequena força de ligação e baixa resistência mecânica dos metais alcalinos. Os átomos se tornam maiores descendo o grupo do lítio ao césio. Portando, existe uma tendência das ligações se tornarem mais fracas, as energias de coesão diminuírem e os metais se tornarem mais moles. 
 O brilho observado se dá por conta deste elemento ser um metal, além de outras características como ser sólido, não deixa passar luz (é opaco) e conduz bem a eletricidade e o calor. A cor prata se dá por conta o elemento absorver todas as cores, e ao refletir reflete todas as frequências de luz o que lhe dá característica da cor prata.
 O sódio adquiriu formato esférico, pois ao reagir com a água o pedaço de sódio tende a liberar energia de uma forma uniforme por todo pedaço até adquirir formato esférico. 
 4.1.2 Ao adicionar o sódio metálico em um vidro de relógio contendo água com fenolftaleína a 0,1% (m/v), observou-se que foi liberado uma coloração rosa enquanto o pedaço de sódio que adquiriu formato esférico se movimentava na superfície na solução liberando faíscas.
 O sódio reage com a água, liberando hidrogênio e formando os correspondentes hidróxidos. O sódio funde na da água e o metal fundido desliza vigorosamente adquirindo assim formato esférico , podendo inflamar-se (por isso as faíscas notadas) especialmente se ficar parado.
2Na(s) +2 H2O(l) → 2NaOH(aq) + H2(g)
 Ocorreu o desprendimento de hidrogênio, devido ao fato de que o sódio metálico é um metal fortemente eletropositivo, isso faz com que este desloque o hidrogênio da água, ocorrendo assim uma reação violenta. De fato, o sódio reage rapidamente com a água formando hidróxido de sódio e desprendendo hidrogênio conforme a reação:
2Na(s) + 2H2O → 2Na + + 2OH- + H2(g)
 A reação do sódio metálico em água consiste essencialmente na oxidação do Na+ , no qual permanece na solução em forma de íons Na+ hidratados e, ao mesmo tempo, um átomo de hidrogênio da molécula de água é reduzido do seu número de oxidação +1 na água à 0 na molécula de H2 (H+ = H2). Para cada molécula de H2O que tenha reagido, forma-se um íon OH- que permanece em solução. 
 
 Pôde-se observar que o sódio metálico flutuou na superfície da água e uma elevada quantidade de calor foi desprendida para fundir o sódio, ocorrendo assim uma reação exotérmica, e possui um alto potencial de reatividade (ponto de fusão igual a 98ºC), no qual se funde de forma rápida. Um rastro de gás pôde ser observado na superfície da água, sendo este gás hidrogênio resultante da reação. 
 Porém, com a presença de íons de Na+ e OH- em solução, isto é, a formação de hidróxido de sódio, o meio anteriormente ácido se tornou básico. De início, pode-se observar que com a adição do indicador ácido-base, fenolftaleína, não houve mudança de coloração do meio (incolor), e a partir do momento em que houve a reação do sódio metálico em água observou-se uma mudança de cor, isto é, do incolor para rosa, devido à formação de hidróxido de sódio no meio, ou seja, ocorreu um aumento de pH.
 O sódio ficou na superfície da solução por conta do mesmo possuir densidade muito baixa e é pouco menos denso que a água. Isto dar-se por conta deste elementos possuir massa nuclear pequena e volume atômico grande, sendo assim, a relação d = m/V acaba sendo um valor baixo. 
 4.1.3 Ao lixar um pedaço de fita de magnésio, observou-se que o mesmo brilhou, e continuou com seu brilho metálico. Em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v) colocar a fita de magnésio lixada. Observou-se que houve formação de bolhas sobre a superfície da fita, logo após o rosa passou para a solução.
 O brilho do magnésio foi perdido devido a formação de uma fina camada de filme óxido (MgO), pois este, ao entrar em contato com o ar este tende a oxidar. Seu potencial de redução menor faz com que este tenha maior tendência de transferir seus elétrons em presença de oxigênio, formando, portanto, seus óxido. Quando esta oxidação ocorre em diferentes metais, geram óxidos diferentes. A reação pode ser observada abaixo:
2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)
Ao coloca-lo na solução, forma-se o óxido de magnésio e as bolhas observadas se dão por conta da liberação de hidrogênio na forma gasosa: 
Mg(s) + H2O(l) MgO(s) + H2 (g)
O MgO é um óxido de metal alcalino terroso, o que faz com que ele seja reativo com água, formando bases. Como água suficiente na solução para reagir, forma-se o hidróxido de magnésio: 
 MgO (s) + H2O(l) Mg(OH)2 
 
Apesar de ser muito pouco solúvel, o hidróxido de magnésio dissolve-se em uma pequena quantidade, e, portanto, se dissocia 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 violeta, indicando que uma base foi formada na reação.
Semi-reação de oxidação Mg0(s) Mg2+ (aq) +2e- Eº= +2,37 V
Semi-reação de redução 2H+ (aq) + 2e- H20(g) Eº= - 0,00V
 _______________________________________________________________
 	 Mg0(s) + 2H+(aq) → Mg2+(aq) + H20(g) Δ Eº= +2,37 V
O Δ Eº nesta reação deu positivo, o que indica que a reação ocorre de forma espontânea. A partir do valor da força eletromotriz encontrado, podemos calcular a energia livre de Gibbes: 
ΔG°=-nFE°
ΔG°=-(2)(96.500J/v.mol)(+2,37V)
ΔG°= -457.410 J/mol
Ao realizar o experimento foi notado que os metais sódio metálico e fita de magnésio, ao serem cortado e lixado, respectivamente, apresentaram reatividade diferente quando expostos ao ar. A análise pode
ser feita na tabela abaixo:
Tabela 1: Observações das reações com os metais 
	
	O que houve após cortar / lixar
	Reação
	Velocidade
	Sódio
	Um brilho metálico e logo após sua superfície ficou opaca, esbranquiçada.
	2Na(s) + O2(g) Na2O2(s)
4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)
	Rápida
	Magnésio
	Um brilho metálico e após um tempo (maior que o do sódio) perdeu um pouco do brilho
	2 Mg(s) + O2(g) 2 MgO
	Lenta
 A perda do brilho indica reatividade. E essa diferença de reatividade se deve porque o sódio é um metal mais reativo com o oxigênio do que o magnésio. O sódio metálico (Na(s)), pertence ao grupo dos metais alcalinos por isso são altamente reativos, em sua distribuição eletrônica possuem um único elétron na sua última camada eletrônico, fazendo que ele tenha forte tendência a se oxidar, perdendo esse elétron e adquirindo uma configuração eletrônica de um gás nobre, ou seja instável. Por esta razão na reação do sódio com o ar podemos observar que a sua cor metálica, vai se modificando por causa da reação com o oxigênio atmosférico. 
 O magnésio, apresentou pouca reatividade, por ser um metal da família alcalino terroso  não possui poder oxidante tão alto quanto o dos metais alcalinos, fator justificado pelas suas configurações eletrônicas, os metais alcalinos terrosos possuem dois elétrons na última camada de valência. Na reação do magnésio metálico com o oxigênio nota-se a formação de um oxido que deixa o metal menos brilhante, mas não chega a ser tão rápido quanto o sódio.
 Sintetizando, os valores de eletronegatividade dos elementos do grupo 1 são os menores da tabela periódica. Com isso, ao reagirem com outros elementos, verifica-se uma grande diferença de eletronegatividade entre o metal alcalino e o outro elemento, o que caracteriza a formação de uma ligação predominantemente iônica.
 4.1.5 Lixou-se um pedaço de fita de magnésio (~3 cm) para retirar a camada preta que a protege. Segurou-o com uma pinça para aquecê-la à chama do bico de Bunsen, até observar alguma transformação. Recolheu-se o produto desta reação em um tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína a 0,1% (m/v). Observou-se que ao aquecer o magnésio, o mesmo pegou fogo e logo após que a chama se apagar foi notado que o mesmo adquiriu uma coloração acinzentada, ao o colocar no tubo de ensaio contendo a solução o pedaço de magnésio apresentou coloração preta e a solução foi adquirindo uma coloração rosa. 
 Isso se deveu ao fato de que, aquecido em presença do ar atmosférico, o magnésio entra em combustão e libera luz, formando o óxido de magnésio (um pó branco, leve, pouco solúvel em água), de acordo com a equação:
2Mg(s) + O2(g) → 2MgO(s) + luz
 Durante o aquecimento, o magnésio absorve energia da chama, pois ao aquecer o átomo recebeu energia, e a absorveu, em consequência disto um ou mais elétrons localizados na camada Valencia do átomo de magnésio passam para uma camada mais energética. Mas, nessa forma, o átomo fica instável, e para tentar seguir a regra do octeto, seus elétrons voltam às camadas em que estavam inicialmente, liberando a energia térmica que receberam em forma de energia luminosa, no caso do magnésio pode ser observada pois esses fótons caíram no espectro de linha do visível e foi observada na forma de luz branca. A chama observada ao aquecer o metal também pode ser explicado por conta do processo de óxido-redução, onde a energia é emitida em forma de luz. Como o magnésio emite luz ultravioleta, a luz é vista a olho nu foi a cor branca.
 Após aquecer magnésio, o colocou no tubo de ensaio contendo água destilada e gotas de solução de fenolftaleína. A mudança de coloração da solução para rosa observada, indicando o caráter básico do produto que nesse caso é o MgOH2. Isto indicou, alterações do pH do meio que provocaram a deslocação do equilíbrio de ionização do indicador, por conta da elevada alcalinidade apresentada na solução (abundancia de OH- ). A rosa de dá por conta da fenolftaleína um indicador ácido-base. O esquema a seguir explica a reação ocorrida. 
MgO(s) + H2O(l) → Mg(OH)2(aq)
4.2 Identificação de alguns elementos do bloco s.
Identificação através da formação de precipitados
Colocou-se em tubos, (1,2 e 3 respecativamente) de ensaio diferentes 1,00 ml de cada solução a seguir: cloreto de potássio, cloreto de sódio e cloreto de lítio. E adicionou-se a cada uma ou duas gotas de solução alcoólica de tetrafenilborato de sódio a 1% (m/v). As observações estão descritas na tabela a seguir:
Tabela 2: Observações da mistura das soluções em solução alcoólica de (C6H5)4BNa
	Tubo
	Observações
	1
	Apresentou duas fases, uma incolor e a outra branca
	2
	Nada
	3
	Nada
 A reação que ocorreu no tubo 1, foi a seguinte: 
KCl(aq) + Na[B(C6H5)4](aq) K[B(C6H5)4](s) + Na+(aq) + Cl-(aq)
 Como podemos observar o cloreto de potássio em solução é dissociado formando íons de K+(aq) e Cl-(aq) e o tetrafenilborato de sódio também é dissociado, formando Na+(aq) e [B(C6H5)4]-(s), assim o íon tetrafenilborato é um bom identificador de potássio em solução, pois quando há potássio na solução ele precipita rapidamente, assim observado no experimento, pois o tetrafenilborato de potássio é insoluvél. Quando o sal é insolúvel, sua energia reticular é maior que sua energia de hidratação. O K[B(C6H5)4] é insolúvel, porque sua energia de hidratação é muito pequena, devido ao grande tamanho dos seus íons.
 Nos tubos 2 e 3 não ocorre reação pois, a reatividade dos metais do grupo 1 aumenta de cima para baixo no grupo. E estes no apresentam energia suficiente para reagir com o tetrafenilborato de sódio. 
Identificação através do teste da chama
Após coloca-las em vidro de relógio, separadamente, testou-se cada uma das seguintes soluções a 1% (m/v): cloreto de potássio, cloreto de sódio, cloreto de cálcio, cloreto de lítio, carbonato de estrôncio e carbonato de bário, em álcool e aqueceu cada recipiente, observando a cor de cada chama. Segue a baixo as observações feitas.
Tabela 3: Tabela dos resultados teste de chama e cor esperada
	Sais
utilizados
	Cor Observada
	Cor na literatura
	Cloreto de potássio
	Violeta 
	Violeta
	Cloreto de Sódio
	Amarelo
	Amarelo
	Cloreto de cálcio
	Vermelho 
	Vermelho-tijolo
	Cloreto de lítio
	Vermelho
	Vermelho-carmim
	Carbonato de estrôncio
	Laranja
	Rosa magenta
	Carbonato de bário
	Verde
	Verde
 A diferença na coloração da chama de cada sal testado deve-se ao fato de que cada sal é composto por um elemento diferente que possuem em suas camadas eletrônicas valores de energia bem definidos, segundo o modelo atômico estabelecido por Bohr. E, quanto mais distante do núcleo, maior é a energia do nível eletrônico. 
 Ao aquecer o sal, o elétron absorve energia e salta para um nível mais externo, de maior energia, neste momento o elétron realizou um salto quântico e ficando em um estado mais excitado. Estado este que é instável, por isto logo o elétron retorna para a sua órbita anterior. O retorno dos elétrons ao seu estado quântico original (desde que não tenham se desprendido do átomo) libera a energia recebida para realizarem o salto. Essa energia é liberada como radiação eletromagnética na forma de unidade quantizada – um fóton , o que ocasiona emissão de luz. Suas estatísticas seguem a distribuição de Poisson, e o amortecimento de valores estatísticos de tempo entre os saltos é exponencial, em média.
 Quanto mais longos os saltos de elétrons, menor o comprimento de onda do fóton emitido, ou seja, eles emitem cores diferentes com base em quão longos são os seus saltos. Os elétrons das últimas camadas necessitam de pouca energia para saltar para as camadas mais externas, e seu retorno cria
ondas mais longas, vibrando na cor vermelha, como acontece com o cálcio e o lítio; enquanto isso, os elétrons mais próximos do núcleo necessitam de maiores energias, e seus fótons saem criando ondas mais curtas, aproximando-se da luz violeta, ultravioleta (imperceptível aos olhos humanos), raios X, raios gama, etc.
 Os elétrons mais próximos do núcleo necessitarem de mais energia por conta da forte atração entre a parte positiva do átomo, que são os prótons do núcleo, e a parte negativa, que são os elétrons da nuvem eletrônica. Quanto mais próximo o elétron do próton, mais ele é atraído pelo núcleo, criando um efeito de blindagem contra os saltos quânticos, e assim exigindo mais energia para que os saltos sejam realizados e para que o elétron se afaste do núcleo.
 4.3 Hidrólise de sais
 Em um tubo de ensaio, colocou-se cristais do sal a ser testado e adicionou-se água destilada. Testou-se o pH da solução dos seguintes sais: nitrato de magnésio; cloreto de cálcio, cloreto de sódio, sulfito de sódio e outros indicados pelo professor. Segue a baixo os resultados encontrados no experimento.
Tabela 4: pH encontrado no experimento
	Soluções 
	pH encontrado
	Nitrato de magnésio
	6
	Cloreto de cálcio
	5
	Cloreto de sódio
	6
	Sulfeto de sódio
	13
As reações correspondentes são as seguintes:
Nitrato de magnésio
Mg(NO 3 ) 2(s) + 2H 2 O (l) Mg(OH) 2(s) + 2H + (aq) + 2NO 3(aq)
Cloreto de cálcio 
CaCl 2(s) + 2H 2 O (l) → Ca 2+ (aq) + 2Cl - (aq) + 2H2O (l)
Cloreto de sódio
NaCl (s) + H 2 O (l) → Na + (aq) + Cl - (aq) + H 2 O (l)
Sulfeto de sódio
Na 2 S (s) + H 2 O (l) → NaSH (aq) + NaOH (aq)
 O potencial de hidrogênio refere-se à quantidade de concentração molar ou molaridade de cátions hidrônio (H+ ou H3O+) presentes no meio e indica se esse meio, ou mistura, é ácido, básico ou neutro.
De acordo com o estudo do equilíbrio iônico da água, além dos cátions hidrônio, temos também a presença de íons hidróxido (OH-). A avaliação do pH de um meio sempre leva em consideração a concentração de hidrônios (cátions) e a de hidróxidos (ânions).
 Segundo Arrhenius, um meio que apresenta hidrônios é ácido, e o que apresenta hidróxidos é básico. Porém, devemos relacionar a quantidade de ambos os íons (H+ e OH-), o que faz a classificação é saber que em meio ácido a quantidade de hidrônios seja maior que a de hidróxidos; em meio neutro a quantidade de hidrônios seja igual a de hidróxidos; e em meio básico a quantidade de hidrônios seja menor que a de hidróxidos.
 A noção sobre a caraterística de um meio é possível por meio do pH porque os químicos determinaram para esse potencial uma variação numérica de 0 a 14. Essa variação utiliza como base a constante de ionização (Kw) da água (multiplicação da concentração de H+ e OH-, Kw = [H+].[OH-]), que vale 10-14 a 25oC.
 Assim, podemos classificar um meio por meio do valor do pH da seguinte maneira, para pH igual a 7, o meio será neutro (indica [H+] = [OH-]); com o pH maior que 7, o meio será básico (indica [H+] < [OH-]); e quando o meio apresentar pH menor que 7, o meio será ácido (indica [H+] > [OH-]).
 A determinação do valor do pH é realizada por intermédio da concentração molar de hidrôniospresentes no meio. Isso é possível porque, como essa concentração é sempre muito baixa, como observado pelo valor do Kw (10-14), determinou-se que o trabalho com os íons da solução seria realizado com o cologaritmo (logaritmo com sinal contrário).