Prática final - Metais alcalinos, metais alcalinos terrosos e halogênios

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
METAIS ALCALINOS, METAIS ALCALINOS TERROSOS E HALOGÊNIOS
PRÁTICA FINAL
Aluno: Pedro Nonato da Silva Júnior
Matrícula: 367522		
Curso: Farmácia – MT 2014.2		
Data da prática: 20 de agosto de 2014
FORTALEZA
2014
	
INTRODUÇÃO
Os metais alcalinos constituem o grupo 1A da tabela periódica. Portanto, sua configuração eletrônica sempre termina em ns¹, com n variando de 1 a 7. Apesar do hidrogênio satisfazer a regra s¹, ele não é considerado um metal alcalino, pois não possui praticamente nenhuma outra característica físico-química semelhante com os outros elementos.
As reações entre os metais alcalinos e a água acontecem tão violentamente (como na do rubídio) que podem ocasionar a combustão espontânea do hidrogênio liberado; assim, devem ser acondicionados em atmosferas de baixa umidade e protegidos contra o oxigênio (com uma camada plástica impermeável, por exemplo).
Os metais alcalino-terrosos representam os elementos do grupo 2A da tabela periódica, com configuração eletrônica terminando em ns², onde n representa o número correspondente à última camada (variando de 1 a 7).
Como possuem dois elétrons na camada de valência, os metais alcalino-terrosos são comumente encontrados na natureza sob estado de oxidação +2 (pois também são altamente reativos, e, nos casos do cálcio, estrôncio e bário, são tanto quanto os elementos da família 1A).
O grupo dos halogênios  (do grego: formador de sais) corresponde a 7A das tabelas periódicas  e 17 das mais antigas. Tal grupo é composto pelos elementos Flúor, Cloro, Bromo, Iodo e Astato, os quais possuem gases nobres correspondentes à adição de um elétron na camada de valência em cada elemento são, respectivamente: Neônio, Argônio, Kriptônio, Xenônio e Randônio. 
Devido ao fato de necessitarem de somente um elétron para se tornarem estáveis isoladamente, os elementos desse grupamento são altamente eletronegativos e tendem a formar ligações fortes com metais do grupo 1A (Metais Alcalinos) e 2A (metais alcalinos terrosos) geralmente iônica.
OBJETIVOS
Esse experimento tem como objetivos:
Comparar o comportamento dos metais alcalinos e alcalinos terrosos quanto à reatividade em ar, água e sulfato de cobre;
Observar algumas propriedades químicas e físicas dos compostos de metais alcalinos e alcalinos terrosos;
Comparar a solubilidade de hidróxidos, cloretos e carbonatos dos metais alcalinos com a dos alcalinos terrosos;
Identificar cátions de metais alcalinos e alcalinos terrosos através do teste da chama;
Preparar cloro, bromo e iodo;
Observar algumas das propriedades destes elementos;
Verificar a solubilidade dos elementos em água.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A metodologia adotada na experiência é descrita a seguir:
Etapa 1 – Metais alcalinos e alcalinos terrosos
Reação com ar, água e sulfato de cobre
Inicialmente, um pedaço de sódio metálico foi retirado de dentro de um recipiente com querosene, colocado sobre um papel de filtro para então ser cortado em três pedaços pequenos, do tamanho de grãos de arroz aproximadamente.
Um dos pedaços foi deixado isolado na capela, em contato com o ar. Após as observações, foram registradas as conclusões sobre a reação ocorrida. O segundo pedaço foi colocado dentro de uma cápsula de porcelana com 10 mL de água destilada, sendo acrescentadas três gotas de fenolftaleína em seguida. A cápsula foi coberta com um vidro de relógio e o processo foi observado. As conclusões foram anotadas em seguida.
O terceiro pedaço foi colocado num tubo de ensaio contendo 3,0 mL de uma solução aquosa de CuSO4 1 mol.L-1. O processo reacionário foi observado e as conclusões devidamente anotadas.
Propriedades físicas e químicas dos compostos
	Uma pastilha de NaOH e um pouco de Ca(OH)2 foram colocados sobre um vidro de relógio seco para que se fosse possível comparar a higroscopicidade dos hidróxidos. Posteriormente, um pouco de CaO foi adicionado à um tubo de ensaio contendo 2 mL de água destilada. Foram colocadas duas gotas de fenolftaleína.
Solubilidade dos hidróxidos, cloretos e carbonatos
	Em tubos de ensaios foram colocados 5,0 mL de água destilada e aproximadamente 0,1g das seguintes substâncias: NaOH, Ca(OH)2, NaCl, CaCl2, Na2CO3 e CaCO3. A solubilidade desses compostos foi comparada com base no que foi obsevado.
Identificação de cátions por ensaio de chama
	Primeiramente, uma alça metálica foi esterilizada, mergulhando esta em HCl e a queimando na chama do bico de Bunsen. Então, mergulhou-se a alça em uma das soluções presentes na bancada e observou-se a coloração da chama. Depois disso, o processo de limpeza foi repetido.
	O procedimento descrito acima foi realizado usando soluções denominadas de A, B, C e D as quais foram identificadas posteriormente comparando os resultados com uma tabela contendo o cátion e sua respectiva cor, sempre repetindo a limpeza entre cada teste. As cores das chamas correspondentes a cada elemento foram registradas.
Etapa 2 – Halogênios
	Foi possível observar na capela o sistema montado para a obtenção de cloro através da reação de KMnO4 com HCl concentrado à temperatura ambiente. A água de cloro foi preparada borbulhando-se Cl2 em água destilada. Foram colocados 8,0 mL de água de cloro em um tubo e seu pH foi medido.
	Em dois tubos de ensaio foram colocados um pequeno pedaço de tecido vermelho (algodão colorido) e adicionados, separadamente a eles, 1 mL de água de cloro e 1 mL de água de bromo. Estes tubos foram deixados de lado a fim de serem analisados no fim dessa etapa.
	Pequenos cristais de iodo foram colocados em um tubo de ensaio juntamente com 1 mL de clorofórmio. A solução foi agitada e observada, sendo que a cor da solução foi registrada. Então, em outro tubo de ensaio, foi misturada água destilada mais cristais de iodo, a fim de observar se estes se diluíam em meio aquoso. Após isso, foram agregados 2,0 mL de solução de KI 0,1 mol.L-1 à mistura e, depois de agitar e observar os efeitos dessa adição acrescentou-se algumas gotas de amido.
	Posteriormente, 2,0 mL de uma solução de KI	 0,1 mol.L-1 e 2,0 mL de água de bromo foram misturados num tubo de ensaio com 0,5 mL de clorofórmio. O mesmo procedimento foi feito com água de cloro, usando 1,0 mL de clorofórmio ao invés de apenas 0,5 mL.
	Foram colocados 2 mL de KBr 0,1 mol.L-1 num tubo de ensaio A e a mesma quantidade de KI 0,1 mol.L-1 num tubo de ensaio B. Aos dois tubos de ensaio foram acrescentados 2 mL de uma solução diluída de permanganato de potássio (KMnO4), 1 gota de ácido sulfúrico (H2SO4) 4 mol.L-1 e 1 mL de solução de amido. Ao fim do procedimento, o resultado da mistura foi observado.
	Em um tubo A foi adicionado 2 mL de KBr 0,1 mol.L-1 e em um tubo B foi colocada a mesma quantidade de KI 0,1 mol.L-1. Aos dois tubos de ensaio foram agregados 2 mL de água de cloro e 1 mL de clorofórmio. Ao fim do procedimento, o resultado da mistura foi observado.
 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Etapa 1 – Metais alcalinos e alcalinos terrosos
Reação com ar, água e sulfato de cobre
O metal alcalino utilizado nessa etapa foi o sódio (Na(m)), o qual é altamente reativo devido à sua configuração eletrônica. A presença de apenas um elétron em sua camada de valência faz com que ele tenha uma alta tendência de se oxidar e desta forma adquirir a configuração eletrônica de um gás nobre, se estabilizando. Na reação do sódio metálico com o ar, pôde-se notar a sua coloração mudar (de cinza metálica a amarelo) devido à sua reação com o oxigênio atmosférico, expressa da seguinte forma:
4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)
Juntando sódio metálico e água destilada foi possível observar uma reação violenta, com presença de chama (devido a reação ser exotérmica) e a formação de hidróxido de sódio (NaOH), o que pôde ser verificado adicionando as três gotas de fenolftaleína. A solução apresentou cor rosa, o que caracteriza a basicidade do meio. O processo pode ser representado pela seguinteequação química:
2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(aq) + H2(g)
Quando se misturou sódio metálico e sulfato de cobre (CuSO4) em um tubo de ensaio também foi possível presenciar uma reação violenta e rápida, com a presença liberação de calor, chama e formação de precipitado. A solução que inicialmente era azul ficou verde e o precipitado sintetizado foi o cobre (Cu(s)), proveniente da redução do NaOH:
2Na(s) + CuSO4(aq) Na2SO4(aq) + Cu(s)
O magnésio metálico é um metal alcalino terroso que não possui um poder oxidante tão alto quanto o dos metais alcalinos, o que é justificado por sua configuração eletrônica (dois elétrons na camada mais externa).
Na reação do magnésio metálico com o oxigênio foi possível observar a formação de um óxido que deixa o metal menos brilhante, mas não chega a efervescer como visto no sódio. Tal processo pode ser representado pela equação química:
Mg(s) + O2(g) MgO(s)
Ao adicionar os pedaços de magnésio metálico no tubo de ensaio com água e fenolftaleína, se notou que a reação não ocorreu com tanto vigor, se comparada a do sódio, sendo preciso o aquecimento do recipiente para que a reação acontecesse. Pôde-se observar a presença de pequenas bolhas que se desprendiam da camada superficial do magnésio, a solução adquiriu um tom de rosa, o que comprovou a formação de uma base como descreve a equação da reação abaixo:
Mg(s) + 2H2O(l) Mg(OH)2(aq) + H2(g)
Na reação com o sulfato de cobre, como o potencial de oxidação do magnésio e menor que o do sódio, ele reduz o cobre do sulfato com menos intensidade deixando reação lenta, mas notou-se a formação de bolhas e de minúsculas partículas no fundo do tubo de ensaio, que era o cobre metálico. A reação descrita acima é representada por:
Mg(s) + CuSO4(aq) MgSO4(aq) + Cu(s)
Propriedades físicas e químicas dos compostos
	O motivo do hidróxido de sódio ser mais higroscópico que o hidróxido de cálcio, e porque quanto maior o tamanho do íon menor seu efeito polarizante, como a água é polar e o íon Na+ é menor que o Ca+, ele possui um maior poder fixador das moléculas de água por isso é mais higroscópico.
Solubilidade dos hidróxidos, cloretos e carbonatos
	Os dados observados foram organizados na seguinte tabela:
	Composto Químico
	Solubilidade em água destilada
	NaOH
	Solúvel
	Ca(OH)2
	Insolúvel
	NaCl
	Solúvel
	CaCl2
	Solúvel
	Na2CO3
	Solúvel
	CaCO3
	Insolúvel
	Observou-se que os cloretos foram os que se dissolveram com mais facilidade em meio aquoso, dado o seu caráter iônico bem acentuado. Os hidróxidos também se dissolveram em água pelo mesmo motivo, porém não tão espontaneamente, enquanto os carbonatos foram totalmente insolúveis.
	Com base nisto, chegou-se a conclusão que quanto mais iônico um composto mais solúvel ele é em água, isto porque ele se dissocia mais facilmente.
Com base nas cores apresentadas no teste da chama, concluiu-se que os elementos testados eram:
	Elemento
	Cor da Chama
	Diagnóstico
	A
	Verde
	Bário
	B
	Vermelho - Tijolo
	Cálcio
	C
	Violeta
	Potássio
	D
	Vermelho Carmim
	Lítio
Etapa 2 – Halogênios
	A água de cloro foi obtida pelo borbulhamento de Cl2 em água destilada. A equação química que descreve o processo é:
Cl2(g) + H2O(l) HClO(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) 
O pH registrado foi igual a 1,87.
	Os pedaços de algodão colorido colocados em contato com o cloro e bromo sofreram mudanças bem visíveis. O pedaço de tecido em contato com o cloro desbotou enquanto o algodão vermelho em contato com o bromo perdeu a coloração vermelha, ficando laranja. Isso pode ser explicado por esses elementos serem excelentes agentes oxidantes: eles se reduzem enquanto o tecido se oxida o que causa a alteração de cor.
	Quando se misturaram os cristais de iodo com o clorofórmio, foi observado que eles se dissolveram completamente e a solução, que antes da adição era incolor, apresentou uma cor roxa. 
Após isso, foram adicionados cristais de iodo e água em outro tubo de ensaio, só que desta vez os cristais se dissolveram parcialmente. A solução ficou amarela, isto pela formação de iodeto (I2). Com a adição dos 2 mL de KI 0,1 mol.L-1 os cristais de iodo restantes se dissolveram rapidamente e a solução adquiriu uma coloração mais forte de amarelo. A solubilização foi possível pela formação do tri-iodeto (I3-), o qual foi o responsável pelo escurecimento da solução:
I2(aq) + I-(aq) I3-(aq)
O amido foi usado nesta etapa como indicador de iodo, pois este reage com essa substância formando uma solução azul escuro.
As reações usando água de cloro, água de bromo e iodeto de potássio tiveram resultados semelhantes: o KI reagiu com a água de cloro e a água de bromo, formando Br2 e Cl2, ambos substâncias apolares. Com a adição do clorofórmio (composto apolar), o sistema ficou bifásico, uma fase amarela (iodeto) e outra transparente (as águas de cloro e bromo juntamente com o clorofórmio).
Finalmente, o que se foi observado nos tubos de ensaio A foi a presença de iodo, pela mudança da cor da solução em azul escuro, e nos tubos B não foi constatado esse elemento, pois a solução permaneceu incolor.
CONCLUSÃO
Os metais alcalinos são bem mais reativos que os metais alcalinos terrosos, efeito da eletropositividade desses metais alcalinos, ou seja, possuem forte tendência de se oxidar perdem elétrons com muita facilidade para adquirirem a configuração de um gás nobre.
Uma grande polarização determina que uma grande quantidade de moléculas de água irão se prender no retículo desses compostos polarizados, ou seja, quanto mais polarização maior a higroscopicidade.
Os carbonatos de metais alcalinos terrosos são aquecidos e se transformam em óxidos, que podem reagir violentamente com água para formar uma base do metal;
Os compostos de metais alcalinos são sempre mais solúveis que os de mesmos ânion de alcalinos terrosos, porque quanto maior o caráter iônico maior sua solubilidade.
É possível identificar cátions de alcalinos submetendo-os a excitação por uma chama pela cor da luz que emitem quando liberam energia ao voltar de um nível para o qual saltaram ao absorverem e energia transmitida pela chama.
O iodo puro (I2) é muito pouco solúvel em água (sendo mais solúvel em álcool, éter etc.); mas quando fazemos uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI), que é bastante solúvel em água, o iodo passa a ser mais facilmente solúvel (atribui-se a isso a formação do complexo tri-iodeto de potássio – KI3).
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Manual de Laboratório de Química Geral e Inorgânica – Roteiros da práticas nº07 e nº10 – Universidade Federal do Ceará.
SHRIVER, Duward. F.; ATKINS, Peter. W. Química Inorgânica, 4 ed., Bookman, Porto Alegre, 2008. 848p. 
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