Relatório Grupo 1 Metais alcalinos

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Universidade Federal Fluminense
Pólo Universitário de Volta Redonda
Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
Química Inorgânica Experimental
Aula prática 1
Grupo 1 – Metais alcalinos
 Prof:
 Renata Luz Martins
 Formandos:
 Alessandro Prudente de Souza
 Flávia
Volta redonda
Setembro 2013
1 – Introdução:
Os elementos, lítio (Li), Sódio (Na), potássio (K), rubídio (Rb), césio (Cs) e frâncio (Fr), denominados metais alcalinos, compõem o Grupo 1 da tabela periódica.
Na tabela periódica os átomos são organizados na ordem crescente de seus números atômicos. A periodicidade nas propriedades dos elementos é resultado da periodicidade nas configurações eletrônicas de seus átomos. Pode-se dizer que cada período é iniciado pela adição de um elétron a uma nova camada, mais externa, denominada camada de valência, no caso do Grupo 1, são metais que possuem a configuração eletônica ns1. Os elétrons da camada de valência são responsáveis, embora não exclusivamente, pela maneira dos átomos se combinarem entre si.
Dentre todos os metais, os metais alcalinos são os mais violentamente reativos, todos os elementos do Grupo 1 são metais leves de cor cinza prateada. Como sua camada de valência só tem um elétron, a ligação do metal puro é fraca, levando a pontos de fusão, pontos de ebulição e densidade baixos. Essas propriedades aumentam de cima para baixo no grupo, à medida que o tamanho do átomo aumenta.
As ligações entre elementos muito eletronegativos (geralmente ametais e hidrogênio) e elementos eletropositivos como os metais alcalinos, pressupõe que os metais alcalinos perdendo o elétron, tornam-se íons positivos (cátions) e os ametais e o hidrogênio ganhando elétrons, tornam-se íons negativos (ânions). Para os metais do GRUPO 1 interessa adicionar um elétron à sua última camada, completando a quantidade de oito elétrons nela. Aos ametais e o hidrogênio interessa perder os elétrons de sua última camada, assim a anterior passará a ser a última, já possuindo a quantidade necessária de elétrons. Os compostos que são formados segundo este modelo de ligação, são denominados compostos iônicos.
As energias da primeira ionização dos metais alcalinos são pequenas e, assim, eles existem em sues compostos como cátions de carga unitária. Os potenciais padrão dos metais alcalinos são todos negativos e, as baixas energias de ionização os tornam ótimos agentes redutores. Em sua maior parte, seus compostos são iônicos, por possuírem forças eletrostáticas muito fortes, na realidade formam aglomerados de íons distribuídos de forma regular, fortemente ligado entre si num retículo cristalino, geralmente formam compostos univalentes e incolores.
Os metais alcalinos reagem com água com vigor crescente de cima para baixo no grupo liberando o gás hidrogênio da água e formando soluções dos hidróxidos correspondentes. Todos os metais alcalinos reagem diretamente com quase todos os ametais, exceto os gases nobres. Entretanto, somente o lítio reage com o nitrogênio, que se reduz ao íon nitreto. O principal produto da reação dos metais alcalinos com o oxigênio varia sistematicamente de cima para baixo no grupo. Os compostos iônicos formados por cátions e ânions de raios semelhantes são normalmente mais estáveis do que os formados por íons de raios acentuadamente diferentes. O lítio forma principalmente o óxido Li2O. O sódio, que é um cátion grande forma predominantemente um peróxido amarelo pálido, Na2O2. O potássio que é um cátion maior ainda forma o superóxido, KO2.
2 – Resultados e discussões:
Experimento 1
I - Reatividade do sódio metálico com água.
Foi colocado aproximadamente 50 ml de água em um béquer de 250 ml e, adicionado algumas gotas de fenolftaleína.
Foi utilizada uma espátula metálica para retirar um pedaço do sódio metálico preservado em querosene, o sódio foi seco com papel toalha e, colocado em um vidro de relógio.
Quando a apara do sódio metálico foi adicionada na água, foi observada uma reação violenta com o deslocamento da amostra sobre a superfície da água e, borbulhas na superfície da água indicando o desprendimento de gás hidrogênio (H2).
Os produtos resultantes desta reação são o hidróxido de sódio (NaOH) e o gás hidrogênio (H2). O gás hidrogênio (H2) liberta-se na superfície de contato entre o sódio e a água com rapidez.
A equação química correspondente é: 
2 Na (s) + 2 H2O (l) → 2 NaOH (aq) + H2 (g)
A reação do sódio metálico consiste essencialmente na oxidação do Na0 à Na+, que permanece em solução na forma de íons Na+, hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio da molécula da água, é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2 (H+H20).
Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH- que permanece em solução. Por formar hidróxido de sódio a solução tornou-se rósea, pois a fenolftaleína assume esta coloração em soluções básicas.
II - Reatividade do potássio metálico seco com água.
Foi colocado aproximadamente 50 ml de água em um béquer de 250 ml e, adicionado algumas gotas de fenolftaleína.
Foi utilizada uma espátula metálica para retirar um pedaço do potássio metálico preservado em querosene, o qual foi seco com papel toalha e, colocado em um vidro de relógio.
Quando a apara do potássio metálico foi adicionada na água, foi observado que a reatividade do potássio metálico em contato com a água era maior que a do sódio metálico, também sendo observado o deslocamento da amostra sobre a superfície da água e borbulhas da superfície da água indicando o desprendimento de gás (H2) e fogo.
Os produtos resultantes desta reação são o hidróxido de potássio (KOH) e o gás hidrogênio (H2). O gás hidrogênio (H2)liberta-se na superfície de contato entre o potássio e a água com rapidez.
A equação química correspondente é: 
2 K (s) + 2 H2O (l) → 2 KOH (aq) + H2 (g)
A reação do potássio metálico consiste essencialmente na oxidação do K0 à K+, que permanece em solução na forma de íons K+, hidratados. Ao mesmo tempo um átomo de hidrogênio da molécula da água, é reduzido do seu número de oxidação +1 na água a zero na molécula de H2 (H+H20).
Para cada molécula de H2O que tenha reagindo forma-se um íon OH- que permanece em solução. Por formar hidróxido de potássio (KOH) a solução tornou-se rósea, pois a fenolftaleína assume esta coloração em soluções básicas.
III - Reatividade do potássio metálico com querosene em água.
O experimento foi refeito gotejando mais querosene no pedaço de potássio metálico.
Quando a apara do potássio metálico foi adicionada na água, foi observado que a reatividade foi bem mais lenta, mas também apresentou deslocamento da amostra sobre a superfície da água e borbulhas na superfície da água indicando o desprendimento de gás (H2)e fogo.
A reação observada foi mais lenta. O resultado obtido pode ser explicado, considerando que o querosene possui baixa miscibilidade em água e, por ser menos denso fica sobrenadante na água, considerando que o querosene é utilizado para preservar amostras de potássio é que o potássio também possui baixa densidade, portanto ficando também sobrenadante na água dificultando o contato do potássio com a água.
A solução resultante continuou incolor. Porque?
Considerando que a reação exotérmica desta reação provoca o aumento acentuado de temperatura, o que por vezes provoca a ignição do gás hidrogênio (H2). Este fato aliado ao caráter corrosivo do sódio e do potássio metálico que torna as reações perigosas. A execução dos experimentos foi realizada pelo monitor do laboratório.
Experimento 2
A solução ficou rósea após a adição do fenolftaleína pois, o peróxido de sódio ao ser adicionado na água é hidrolisado como hidróxido de sódio e peróxido de hidrogênio de acordo com a reação:O peróxido de hidrogênio assim formado decompõe-se rapidamente produzindo água e oxigênio resultando em uma solução básica.
Na2O2(l) + 2 H2O(l) → 2 NaOH(aq) + H2O2(l)
H2O2(l) → H2O(l) + 1\2 O2(g)
Experimento 3
Para o cloreto de potássio (KCl) verificamos que a solução ficou incolor. Houve a formação de uma base forte (KOH) e um ácido forte (HCl). Temos um sal neutro. Para os sais neutros não há hidrolise já que são provenientes de ácidos e bases fortes que se dissociam completamente na água deixando o ambiente neutro, ou seja, não há variação do pH em relação ao da água utilizada no experimento.
KCl(s) + H2O(l)→ KOH(aq) + HCl(aq)
KCl(aq) + H2O(l)→ K+(aq) + Cl-(aq)
Para o nitrato de potássio (KNO3) verificamos que a solução ficou incolor. Houve a formação de uma base forte (KOH) e um ácido forte (HNO3). Temos um sal neutro. Para os sais neutros não há hidrolise já que são provenientes de ácidos e bases fortes que se dissociam completamente na água deixando o ambiente neutro, ou seja, não há variação do pH em relação ao da água utilizada no experimento.
KNO3(s) + H2O(l) → KOH(aq) + HNO3(aq)
HNO3(aq) + H2O(l) → K+(aq) + NO-3(aq)
Para o carbonato de potássio (K2CO3) observamos que a solução tornou-se rósea indicando um pH básico, isso aconteceu porque houve formação de um ácido fraco e instável (H2CO3, que se decompõe em H2O e CO2) e uma base forte (KOH). Nesse caso a força da base supera muito a força do ácido, resultando assim num pH muito básico.Neste caso este sal é um sal básico, proveniente de um ácido fraco e uma base forte, logo o pH da solução será básica pois somente a base forte formada se dissocia deixando o meio básico.
K2CO3(s) + 2H2O(l) → H2CO3(aq) + 2KOH(aq)
CO3-2 (aq)+ H2O(aq)→HCO3- (aq)+ OH-(aq)
HCO3-(aq)+ H2O(aq)→ H2CO3(aq)+ OH-(aq)
7 – Conclusões:
As reações observadas confirmam o embasamento teórico consultado, através dos resultados obtidos nos experimentos.
O sódio (Na) e do potássio (K) metálicos confirmaram que os metais alcalinos são elementos muito reativos e, que a reatividade aumenta no Grupo 1 de cima para baixo, confirmada pela maior reatividade do potássio (K), justificando desta maneira todo o procedimento desenvolvidos para manuseá-los, no caso do experimento, manter as amostras preservadas em querosene.
O peróxido de sódio ao ser adicionado na água é hidrolisado, confirmando a sua alta alcalinidade formando hidróxido de sódio e peróxido de hidrogênio
Os sais dissolvidos em água confirmaram que a alta reatividade dos metais alcalinos tende a forma sempre bases fortes e, nos casos em que a força da base supera muito a força do ácido, resulta em um pH básico, pois somente a base forte formada se dissocia e, nos casos que os sais dos metais alcalinos resultam do processo de neutralização de ácidos e bases fortes, o que os classificam como sais neutros, em contato com a água esses sais não hidrolisam, pois se anulam mantendo o pH da solução inalterado.
8 - Referencia bibliográfica:
Perruzzo, Francisco Miragaia; Canto, Eduardo Leite. Química na abordagem do cotidiano, – Vol 2, 3. Ed. – São Paulo: Moderna, 2003
Nobrega, Olímpio Salgado; Silva, Rute Hashimoto; Silva,Eduardo Roberto. Química, Volume Único , 1. Ed. – São Paulo: Ática, 2005
VOGEL, A. I. Química Analítica Quantitativa. 5° Ed. São Paulo: Mestrejou, 1981.
BROWN, T. L. Química: A ciência central. 2 ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.