INTRODUÇÃO Metais Alcalinos

Prévia do material em texto

INTRODUÇÃO
Os elementos que pertencem à família dos metais alcalinos, coluna 1 são: (Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr)). Ilustram, de modo mais claro que qualquer outro grupo de elementos, o efeito do tamanho dos átomos ou íons sobre as propriedades físicas e químicas. As propriedades desses elementos estão intimamente relacionadas com sua estrutura eletrônica e seu tamanho, são excelentes condutores de eletricidade, moles e altamente reativos. Possuem na camada eletrônica mais externa um elétron fracamente ligado ao núcleo e geralmente formam compostos univalentes, iônicos e incolores.						Esses elementos receberam o nome de alcalinos (em árabe, alkali significa cinzas de plantas), pois o sódio e o potássio foram encontrados em cinzas de vegetais queimados. [1]	
ESTRUTURA ATÔMICA
Todos os íons dos metais do grupo 1 apresentam configuração eletrônica de gás nobre, no qual todos os elétrons estão emparelhados. Portanto, a doação de um elétron requer uma certa energia para desemparelhar os elétrons, para romper um nível preenchido de elétrons e para levar o elétron a um nível mais alto de energia. Os elementos deste grupo apresentam configurações eletrônicas 2s1, 3 s1, 4s1, 5s1, 6s1 e 7s1. O elétron de valência encontra-se muito afastado do núcleo, sendo fracamente ligado e de fácil remoção.
ENERGIA DE IONIZAÇÃO
 Z =3
Z = 11
 Z = 19
 Z = 37
Z = 55
Z 
= 87
TABELA 1: Aumento de Energia de Ionização a partir do aumento do 
N
úmero 
A
tômico.Dentro de cada período, a energia de ionização geralmente aumenta com o aumento do número atômico. Os metais alcalinos possuem a menor energia de ionização de cada período, e os gases nobres, os mais altos. Dentro de cada grupo, a energia de ionização diminui com o aumento do número atômico. 
FONTE: Brown (adaptada)
O frâncio não conta como o elemento com menor energia porque sua radiação afeta sua energia de ionização (386 kJ/mol), tornando-a maior que a do Césio (376 kJ/mol), mesmo estando abaixo dele na tabela. 			Isto reflete na facilidade com que seus elétrons externos podem ser removidos. Consequentemente, todos os metais alcalinos são muito reativos, e facilmente perdem um elétron para formar íons com carga +1. [2]
PONTOS DE FUSÃO E EBULIÇÃO 
Os Pontos de Fusão e Ebulição para Lítio (Li), Sódio (Na), Potássio (K), Rubídio (Rb), Césio (Cs) e Frâncio (Fr) são respectivamente:
TABELA 2
: 
Pontos de Fusão e Ebulição
 dos Alcalinos.
	
	Ponto de Fusão (ºC)
	Ponto de Ebulição (ºC)
	Lítio (Li)
	180
	1336
	Sódio (Na)
	98
	892
	Potássio (K)
	64
	774
	Rubídio (Rb)
	39
	688
	Césio (Cs)
	28
	705
	Frâncio (Fr)
	27
	680
FONTE: 
Tabela Atômica 2014 – 37ª Edição
REATIVIDADE
Os metais alcalinos reagem vigorosamente com água para produzir hidrogênio gasoso e soluções de hidróxidos de metais alcalinos: 
2X(s) + 2H2O(l) => 2XOH(aq) + H2(g)
Essas reações são muito exotérmicas. Em muitos casos, o calor gerado é suficiente para incendiar o H2 e produzir fogo ou uma explosão. Essa reação é mais violenta com os membros mais pesados do grupo, o que é congruente com a menor força com a qual eles mantêm sua única camada externa de elétrons. 												Quando são expostos ao ar, perdem seu brilho rapidamente. Na, K, Rb e Cs: formam óxidos de vários tipos. Li: forma uma mistura de óxido e nitreto Li3N (cor vermelho-rubi). [1]															
EXTENSÃO
A retirada do elétron mais externo faz com que o átomo diminua consideravelmente, pois a camada eletrônica mais superficial foi removida, com isso a carga positiva passa a ser maior que a soma dos elétrons, de modo que o núcleo os atraia mais fortemente, reduzindo o tamanho. [1]
COR 
Como resultado da baixa energia de ionização, quando os elementos do grupo são irradiados com luz, a energia luminosa absorvida pode ser suficiente para fazer o átomo perder o elétron externo, fotoelétrons. Quando este retorna ao seu nível energético original, a energia absorvida é liberada em determinado comprimento de onda. Para os metais alcalinos essa energia aparece como luz visível, provocando a cor característica da chama. Os compostos são tipicamente brancos, exceto aqueles em que o ânion é colorido. [1]
SOLUBILIDADE E HIDRATAÇÃO
Todos os sais simples se dissolvem em água formando íons, logo conduzem corrente elétrica. Como os íons Li+ são muito pequenos, mais hidratados, deveria se esperar que soluções de sais deste íon conduzissem melhor a corrente elétrica do que soluções de sais de outros metais alcalinos, menos hidratados.									Contudo, medidas de mobilidade iônica e de condutividade em soluções aquosas mostram uma sequência oposta: 
Cs+ > Rb+ > K+ > Na+ > Li+
 Para que uma substância dissolva-se, a energia liberada quando os íons se hidratam (energia de hidratação) deve ser maior que a energia necessária para romper o retículo cristalino.						Todos os metais alcalinos reagem com água, liberando H2 e formando hidróxidos. A reação se torna cada vez mais vigorosa descendo o grupo. Exemplos: Li: reage a uma velocidade moderada; Na: funde na superfície da água e o metal fundido desliza vigorosamente, podendo inflamar-se; K: funde e sempre se inflama. [1]
POTENCIAIS
Os metais alcalinos são fortes agentes redutores, pois seus potenciais de redução são muito pequenos. Isto quer dizer que a capacidade de uma espécie retirar elétrons de um alcalino é muito grande. [3]
TABELA 
3
: 
Potenciais de Redução Metais Alcalinos.
-3,026
- 2
,943
-2,936
-2,714
-3,04
FONTE: Harris (adaptada)
PODER POLARIZANTE E POLARIZABILIDADE - REGRAS DE FAJANS
Considerando a formação de uma ligação pela aproximação dos íons A+ e B+ até a distância de equilíbrio, a ligação continuará sendo iônica ou ela tornar-se-á covalente? Ligações iônica e covalentes são dois tipos extremos de ligação, e quase sempre as ligações formadas são de caráter intermediário. Isso pode ser explicado em termos da polarização (deformação) dos íons. 		O íon positivo atrai os elétrons do íon negativo e repelem o núcleo, polarizando o íon negativo. O mesmo acontece para o íon negativo, mas geralmente o ânion é muito maior que o cátion, tendo um efeito muito pequeno. Se o grau de polarização for grande a ligação terá caráter covalente, o contrário permanecerá iônica.									Fajans estabeleceu quatro regras que resumem os fatores que favorecem a covalência e a polarização.							1) Um íon positivo pequeno possibilita a covalência, pois possui carga positiva concentrada numa área pequena, portanto o poder polarizante é elevado para distorcer o íon negativo;								2) Um íon negativo grande facilita a covalência, pois os elétrons externos são blindados fortemente pelas camadas preenchidas, não sofrendo atração nuclear;											3) Cargas elevadas em ambos os íons favorece a covalência, implicando num elevado grau de polarização;								4) Íon positivo sem configuração eletrônica de gás nobre, pois elétrons nessa situação blindam mais eficientemente a carga nuclear, portanto apresentarão carga mais elevada com poder polarizante maior. [1]
[1] LEE, J. D. Química inorgânica não tão concisa. 5.ed. São Paulo: Edgard Blucher, 1999. p. 80, 139-142.
[2] BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005. p. 248, 256-258
[3] HARRIS, Daniel C. – Explorando a Química Analítica - Ed. LTC, 4ª. Edição, 2011 - Rio de Janeiro – RJ. p. 495-497.