Metais Alcalinos

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Família 1 
Metais Alcalinos
Shriver & Atkins – Cap.10 – pg.280 a 294
Os elementos
Todos os elementos do grupo 1 são metais
com configuração ns1. Eles conduzem eletricidade e
calor, são macios e têm pontos de fusão baixos que
diminuem ao descermos no grupo.
A maciez e os baixos pontos de fusão vem do
fato de que a ligação metálica é fraca, pois cada átomo
contribui com apenas um elétron para a banda de
orbitais moleculares.
Todos eles adotam uma estrutura cúbica de
corpo centrado e, uma vez que esta estrutura não é de
empacotamento compacto, todos eles tem baixa
densidade. Todos os metais formam ligas.
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As propriedades químicas dos elementos do Grupo 1 se correlacionam com
a tendência nos seus raios atômicos.
Uma vez que suas primeiras energias de ionização são baixas, os metais
são reativos, formando facilmente íons M+ e com facilidade cada vez maior a
medida que descemos no grupo.
Assim, o lítio reage suavemente com a água, o sódio vigorosamente, o
potássio tão exotérmica que o hidrogênio liberado se inflama e o rubídio e o césio
reagem explosivamente.
2 M(s) + 2 H2O(l) 2 MOH(aq) + H2(g)
Todos os elementos devem ser guardados submersos em um solvente
hidrocarboneto para evitar a reação com o oxigênio atmosférico, embora o lítio,
sódio e potássio possam ser manuseados ao ar por pequenos períodos. Rubídio e
césio devem ser manuseados sempre em atmosfera inerte.
Ocorrência e obtenção
A abundância natural do lítio é baixa e seus minerais mais abundantes são
o espodumênio, LiAlSi2O6, do qual o lítio é obtido com mais frequência, e a
lepidolita, o qual tem fórmula aproximada K2Li3Al4Si7O2(F,OH)3. O espodumênio é
primeiramente convertido a LiCl e então eletrolisado para produzir o lítio metálico.
2 LiCl(s) 2 Li(l) + Cl2(g) 
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A crosta terrestre contém aproximadamente 2,6% de sódio, sendo o quarto
elemento mais abundante e o mais comum entre os metais alcalinos. Atualmente é
obtido pela eletrólise ígnea do cloreto de sódio fundido a 808 °C, procedimento mais
econômico que os usados anteriormente. É um metal barato. O composto mais
abundante de sódio é o cloreto de sódio, o sal comum de cozinha.
2 NaCl(s) 2 Na(l) + Cl2(g) 
O potássio constitui cerca de 2,4% em peso da crosta terrestre, sendo o
sétimo elemento mais abundante. Devido a sua insolubilidade é muito difícil obter o
metal puro a partir dos seus minerais. Ainda assim, em antigos leitos marítimos e
lagos existem grandes depósitos de minerais de potássio dos quais é
economicamente viável a extração do metal e seus sais. Em princípio o potássio
pode ser obtido eletroliticamente, mas a alta reatividade do elemento torna isto
perigoso. Em vez disso, aquece-se uma mistura de sódio e cloreto de potássio
fundido, formando assim potássio e cloreto de sódio.
Na(l) + KCl(l) NaCl(l) + K(g)
Rubídio e césio ocorrem como constituintes menores do mineral lepidolita,
a partir dos quais eles são obtidos como subprodutos da obtenção do lítio. Os
metais são obtidos a partir do cloreto dos metais fundidos por redução com cálcio
ou bário.
2 RbCl(l) + Ca(l) CaCl2(l) + 2 Rb(l)
Principais Usos dos elementos
Lítio - Devido ao seu elevado calor específico, o
maior de todos os sólidos, é usado em aplicações
de transferência de calor e, por causa do seu
elevado potencial eletroquímico é usado como
um ânodo adequado para as baterias elétricas.
Além destes tem outros usos:
• O brometo de lítio é utilizado em bombas de calor de absorção,
dentre outros compostos como o nitrato de lítio (LiNO3) .
• O hidreto de alumínio e lítio é um agente redutor empregado
na síntese de compostos orgânicos.
• O lítio é um componente comum nas ligas
metálicas de alumínio, cádmio, cobre e manganês, utilizados na
construção aeronáutica, e está sendo empregado com êxito na
fabricação de cerâmicas e lentes.
• Também é usado como como anti-depressivo (Li2CO3)
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O sódio e o potássio metálico emprega-se em síntese orgânica como
agente redutor.
Alguns usos:
• Em ligas anti-atrito com o chumbo para a produção de balas (projéteis). Com o chumbo
também é usado para a produção de aditivos antidetonantes para as gasolinas;
• Na fabricação de detergentes combinando-o com ácidos graxos;
• Na purificação de metais fundidos;
• É empregado na fabricação de células fotoelétricas;
• Na iluminação pública, através das lâmpadas de vapor de sódio;
• Na produção de diversos reagentes químicos, como fertilizantes.
• Na indústria de borracha sintética;
• Na obtenção de titânio e zircônio a partir dos seus cloretos ou óxidos
O rubídio e o césio são usados frequentemente nas mesmas aplicações, e
um elemento pode muitas vezes ser substituído por outro. O mercado para estes
elementos é pequeno, mas altamente especializado. As aplicações incluem vidros
para aplicação em fibra óptica na indústria de telecomunicações, equipamentos de
visão noturna, equipamentos hospitalares de emissão radioativa e células
fotoelétricas.
Compostos Simples
Todos os elementos do grupo 1 formam compostos simples com o
hidrogênio, oxigênio e halogênios, e também formam sais de oxiácidos. Os
compostos são predominantemente ionicos.
(a) Hidretos
Os metais do Grupo 1 formam hidretos salinos, iônicos, com estrutura do
sal gema; o ânion presente é o íon hidreto, H-,. Os hidretos reagem violentamente
com água.
NaH(s) + H2O(l) NaOH(aq) + H2(g)
(b) Haletos
Todos os elementos do Grupo 1 formam haletos, MX, pela combinação
direta dos elementos. A maioria dos haletos tem estrutura do sal-gema, mas CsCl,
CsBr e CsI tem a estrutura do cloreto de césio.
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A entalpia de formação de todos os haletos é grande e negativa,
tornando-se menos negativa do fluoreto para o iodeto para cada elemento.
Variando-se o metal, a entalpia de formação torna-se menos negativa para os
fluoretos ao descermos no grupo, mas torna-se mais negativas para os cloretos,
brometos e iodetos.
Entalpia de rede: energia absorvida ou liberada da combinação entre os
íons em estado gasoso para formar o sólido. Entalpia de rede é inversamente
proporcional a soma dos raios iônicos.
∆RHθ ≅ 1/r++r-
Como o raio do ânion aumenta do F- para I-, a
entalpia de rede torna-se menor. Consequentemente, o ∆fHθ
torna-se menos negativo.
(c) Óxidos e compostos assemelhados
Todos os elementos do Grupo 1 reagem vigorosamente com o oxigênio.
Somente o lítio reage com o oxigênio para formar óxido de lítio, Li2O.
4 Li(s) + O2(g) 2 Li2O(s)
O sódio reage com o oxigênio para formar o peróxido, Na2O2, o qual
contém o íon peróxido, O22-:
2 Na(s) + O2(g) Na2O2(s)
Os outros elementos do Grupo 1 formam superóxidos, que contém o íon
superóxido, O2-:
K(s) + O2(g) KO2(s)
Todos os óxidos são básicos e reagem com a água para formar o íon hidróxido:
Li2O(s) + H2O(l) 2 Li+(aq) + 2 OH-(aq)
Na2O2(s) + 2 H2O(l) 2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2O2(aq)
2 KO2(s) + 2 H2O(l) 2 K+(aq) + 2 OH-(aq) + H2O2(aq) + O2(g)
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Os óxidos normais de sódio, potássio, rubídio e césio podem ser
preparados por aquecimento do metal com uma quantidade limitada de oxigênio,
ou por decomposição térmica do peróxido ou superóxido.
2 Na2O2(s) 2 Na2O(s) + O2(g)
A estabilidade dos peróxidos e superóxidos em relação a esta
decomposição aumenta descendo-se no grupo, sendo o Li2O2 o menos estável e o
Cs2O2 o mais estável. Esta tendência de decomposição pode ser explicada pela
entalpia de rede. O raio iônico do íon O2- é menor do que o O22- ou o O2-, a entalpia
de rede de qualquer oxido é maior que a do peróxido ou superóxido
correspondente.
O superóxido de potássio, KO2, absorve dióxido de carbono e libera
oxigênio. Esta reação é explorada para purificar o ar em aplicações tais como
submarinos e aparelhos de respiração.4 KO2(s) + 2 CO2(g) 2 K2CO3(s) + 3 O2(g)
K2CO3(s) + CO2(g) + H2O(g) 2 KHCO3(s)
Os ozonídeos, que são compostos que contém o íon ozonídeo, O3-, existem
para todos os metais do Grupo 1. Os ozonídeos de K,Rb e Cs são obtidos pelo
aquecimento dos peróxidos ou superóxidos com ozônio. Os ozonídeos de sódio e lítio
podem ser preparados por troca iônica com o CsO3 em amônia líquida. Estes
compostos são muito instáveis e explodem violentamente.
(d) Hidróxidos
Os hidróxidos alcalinos são uma classe de compostos químicos os quais
são compostos de um metal alcalino como cátion e o ânion hidróxido (OH-).
O mais comum dos hidróxidos alcalinos é o hidróxido de sódio, o qual é
normalmente encontrado no comércio em produtos como líquidos de limpeza
sanitários. Outro hidróxido alcalino comum é o hidróxido de potássio, que por ser
solúvel em etanol, forma a “potassa alcoólica” utilizada em diversas reações
químicas. Todos os hidróxidos alcalinos são corrosivos, sendo
fortemente alcalinos em solução.
Reações típicas:
Todas as soluções de hidróxidos alcalinos em contato com o ar tendem ao
longo do tempo a formar carbonatos alcalinos que inclusive são perceptíveis na
boca dos frascos que contém tal solução, por reação com o gás carbônico do ar:
2 NaOH + CO2→ Na2CO3 + H2O
2 KOH + CO2→ K2CO3 + H2O
Esta reação é utilizada para eliminação de dióxido de carbono de
ambientes, com destaque para a navegação espacial, onde por motivo de peso da
carga útil das naves, se usa o hidróxido de lítio e igualmente:
2 LiOH + CO2→ Li2CO3 + H2O
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(e) Compostos derivados de Oxoácidos
Os elementos do Grupo 1 formam sais com a maioria dos oxoácidos. Os
sais industrialmente mais importantes derivados dos elementos do Grupo 1 são o
carbonato de sódio e o hidrogenocarbonato de sódio.
Carbonatos
Os elementos do grupo 1 formam os únicos carbonatos solúveis, embora o
carbonato de lítio seja somente ligeiramente solúvel.
O carbonato de sódio é produzido pelo Processo Solvey.
O Processo Solvay utiliza como insumos salmoura (solução de NaCl),
dióxido de carbono e amônia, mas esta é reciclada durante o processo.
Na primeira etapa a salmoura é saturada de NH3, para a geração de
hidróxido de amônio, segundo a reação:
NH3(g) + H2O(l) NH4OH(aq)
Em seguida, injeta-se CO2 na solução, de forma que ocorram as seguintes
reações, resultando em NaHCO3, que, nas condições do processo, precipita.
CO2(g) + H2O(l) H2CO3(aq)
2 NH4OH(aq) + H2CO3(aq) (NH4)2CO3(aq) + 2 H2O(l)
(NH4)2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) 2 NH4HCO3(aq)
NH4HCO3(aq) + NaCl(aq) NaHCO3(s) + NH4Cl(aq)
O NaHCO3 é então filtrado da solução e aquecido até a calcinação, de
forma a produzir o Na2CO3.
2 NaHCO3(s) Na2CO3(s) + CO2(g) + H2O(l)
O seu mais importante uso se dá na indústria vidraceira, onde é
combinado a quente com SiO2 (na forma de sílica) e CaCO3 (normalmente
como calcário moído) e depois resfriado bruscamente para a produção de vidro do
tipo "soda-cal", utilizado principalmente em embalagens.
Na indústria química, em diversas sínteses de compostos inorgânicos,
como NaHCO3, Na2CrO4, Na3PO4, Na2SiO3, entre outros.
Em sabões e detergentes, atuando como emulsificante, alcalinizante e
reduzindo a dureza da água, que pode reduzir a sua eficiência. É utilizado para
elevar o pH de águas tanto de uso doméstico e urbano quanto industrial.
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Hidrogenocarbonatos
O hidrogenocarbonato de sódio (bicarbonato de sódio) é menos solúvel que
o carbonato de sódio em água e pode ser preparado borbulhando-se dióxido de
carbono através de uma solução saturada do carbonato.
Na2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) 2 NaHCO3(s)
A reação reversa ocorre quando o hidrogenocarbonato é aquecido:
2 NaHCO3(s) Na2CO3(aq) + CO2(g) + H2O(l) 
Princípio do extintor de incêndio de pó químico e base para fazer massas crescerem.
Um agente de “crescimento” mais efetivo é o fermento em pó, o qual é
uma mistura de hidrogenocarbonato de sódio com di-hidrogenofosfato
de cálcio:
2 NaHCO3(s) + Ca2(H2PO4)2(s) Na2HPO4(s) + CaHPO4(s) + 2 CO2(g) + 2 H2O(l) 
O hidrogenocarbonato de potássio é usado como tampão na produção de
vinhos e no tratamento de água. Ele também é usado como um tampão nos
detergentes líquidos de baixo pH, como um aditivo nas bebidas refrigerantes e
como antiácido para combater a indigestão.
Outros Oxossais
O sulfato de sódio, Na2SO4, é muito solúvel e forma hidratos facilmente. A
maior fonte comercial de sulfato de sódio é como um subproduto da fabricação do
ácido clorídrico a partir do cloreto de sódio.
NaCl(aq) + H2SO4(aq) Na2SO4(aq) + HCl(aq)
O principal uso do sulfato de sódio é no processamento da polpa de
madeira para a fabricação do papel marrom resistente usados em caixas de
embalagens. Ele também é utilizado na fabricação de vidros, detergentes e como
um laxante suave.
O nitrato de sódio, NaNO3, é deliquescente e usado na fabricação de
outros nitratos, fertilizantes e explosivos. O nitrato de potássio, KNO3, ocorre na
natureza como o mineral salitre. Ele é pouco solúvel em água fria e muito solúvel
em água quente. Ele tem sido muito usado na fabricação de pólvora desde o século
XII, e é usado em explosivos, fogos de artifício, fósforos e fertilizantes.
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(f) Nitretos
Embora o lítio seja o menos reativo dos metais do Grupo 1, ele é o único
(assim como o magnésio) que forma nitreto por reação direta com o nitrogênio:
6 Li(s) + N2(g) 2 Li3N(s)
O nitreto de lítio tem potencial como material para o armazenamento de
hidrogênio. Ele é capaz de estocar até 11,5% em massa quando exposto ao
hidrogênio em temperaturas e pressões elevadas. O Li3N reage com o hidrogênio
para formar LINH2 (amideto de lítio) e LiH numa reação reversível:
Li3N(s) + 2 H2(g) LiNH2(s) + 2 LiH(s)
Quando aquecidos a 450 °C, o LiNH2 e o LiH reagem entre si para formar
e liberar hidrogênio.
Outros elementos do Grupo 1 formam azidas, as quais contém o íon N3-,
pela reação direta entre os elementos:
2 NaNH2(s) + N2O(g) NaN3(s) + NaOH(s) + NH3(g)
Solubilidade e hidratação
Todos os sais comuns do Grupo 1 são solúveis em água. As solubilidades
variam muito, sendo que alguns dos mais solúveis são aqueles para os quais existe a
maior diferença entre os raios do cátion e do ânion. Assim, as solubilidades dos
haletos de lítio aumentam do fluoreto para o brometo, enquanto que para o césio a
tendência é inversa.
Nem todos os sais de metais alcalinos ocorrem como hidratos. As entalpias
de rede dos sais hidratados são menores do que as dos sais anidros porque o raio
do cátion é efetivamente aumentado pela esfera de hidratação, ficando assim mais
longe dos seus ânions circundantes.
O sal hidratado será favorecido se esta diminuição da entalpia de rede for
compensada pela entalpia de hidratação. A entalpia de hidratação depende da
interação íon-dipolo entre o cátion e a molécula polar de água. Esta interação é
maior quando o cátion tem alta densidade de carga. Os cátions dos metais do Grupo
1 têm baixa densidade de carga devido aos seus raios atômicos grandes e carga
pequena. Consequentemente, a maioria dos seus sais são anidros.